Vajad kellegagi rääkida?
Küsi julgelt abi LasteAbi
Logi sisse

Lämmastik ja fosfor (5)

4 HEA
Punktid

Lõik failist


N2
P
Aatomi ehitus
+7 | 2) 5)
1s² 2s² 2p³
NH3 – ammoniaak
HNO3 – lämmastikhape
HNO2 – lämmastikushape
+15 | 2) 8) 5)
1s² 2s² 2p 3s² 3p³
PH3 – fosfaan
H3PO4 – fosforhape
Oksüdatsiooniaste
min: ─III
max: V
min: ─III
max: V
Leidumine
1) lihtainena õhus (78%)
2) ühenditena valkude koostises
3) salpeetritena (KNO3) jt ühenditena
1) ühenditena kuulub valkude
koostisesse
2) Ca(PO4)2 -na fosforiidi ja apatiidi
koostises
3) selgroogsete luudes
Füüsikalised omadused
1) gaas
2) värvuseta, lõhnata, maitseta
3) vees vähelahustuv
4) õhust veidi kergem (M=28g/mol)
5) keemistemperatuur –196°C
1) tahke ( allotroopia !)
  • punane
    • pole mürgine, tuleohtlik ega helendamisvõimeline
    • ei sula
  • valge

    Keemilised omadused
    1) tavalistel tingimustel väga inertne
    1) keemiliselt aktiivne mittemetall
    N2 + O2 → 2NO (kõrge temp)
    hapnikuga
    P + O2 → P4O10
    N2 + 3Ca → Ca3N2 (nitriid)
    metalliga
    2P + 3Mg → Mg3P2 (fosfiid)
    N2 + 3H2 → 2NH3
    vesinikuga
    2P + 3H2 → 2PH3
    2P + 5Cl2 → 5PCl5
    Vastavad happed
    HNO3 – lämmastikhape
    HNO2 – lämmastikushape
    4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O
    NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
    NO2 + H2O → HNO3 + NO
    NO2 + O2 + H2O → HNO3
    HPO3 – metafosforhape
    H3PO4 – ortofosforhape
    • P4O10 + 2nH2O → 4(HPO3)n
    • (HPO3)n + nH2O → nH3PO4


  • Lämmastik ja fosfor #1
    Punktid 10 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 10 punkti.
    Leheküljed ~ 1 leht Lehekülgede arv dokumendis
    Aeg2008-11-23 Kuupäev, millal dokument üles laeti
    Allalaadimisi 93 laadimist Kokku alla laetud
    Kommentaarid 5 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
    Autor saalu Õppematerjali autor

    Sarnased õppematerjalid

    thumbnail
    23
    ppt

    Lämmastik ja fosfor

    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

    Keemia
    thumbnail
    16
    doc

    MITTEMETALLID

    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

    Keemia
    thumbnail
    5
    docx

    Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest

    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])

    Keemia
    thumbnail
    18
    pptx

    LÄMMASTIK JA FOSFOR

    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

    rekursiooni- ja keerukusteooria
    thumbnail
    5
    doc

    Lämmastik

    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

    Keemia
    thumbnail
    6
    docx

    Lämmastik ja raud

    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 kergem gaas. 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. Toatemperatuuril reageerib lämmastk ainult mõnede metallidega (Li, Ra) oksüdeerides neid nitriidideks (Li3N, Ra3N2): 6Li + N2 = 2Li3N 3Ra + N2 = Ra3 N2

    Anorgaaniline keemia
    thumbnail
    2
    docx

    Lämmastiku ja fosfori kokkuvõte

    Lämmastiku saamine : Laboris NH4NO3 = N2 +2H2O, Tööstuses õhu vedeldamisel. Keemilised omadused : molekulis on kolmikside, väheaktiivne ja inertne. Lämmastiku kasutamine : inertsuse pärast : metallurgias, keemiatööstuses, toidutööstuses Dilämmastik(Naerugaas) : Ebapüsiv, värvusetu, nõrgalt meeldiva lõhnaga, annab lõbsa meele olu, narkoos. Kasutatakse : meditsiinis narkoosina, autode tuunimine. Lämmastikoksiid : värvusetu, lõhnatu, mürgine gaas, kasutatakse lämmastik happe tootmiseks. Saadakse N2 + O2 = 2NO(Kõrge temp). Lämmastikdioksiid : Saamine 2NO +O2 =2NO2. Omadused : Pruuni värvusega, Terava lõhnaga, Mürgine, kasutatakse lämmasikhappe tootmiseks. Ammoniaak : Saamine laboris 2NH4CL + CA(OH)2 = CACL2 + 2NH3 +2H2O. Tööstuses N2 +3H2 = 2NH3. Füüsikalised omadused : Värvustu, mürgine gaas, terava lõhnaga, vees lahustub hästi, õhust kergem. Kasutamine Ammoniumkarbonaati kasutatakse küpsetuspulbris ja väetistes.

    Keemia
    thumbnail
    14
    doc

    Mittemetallide omadused, saamisviisid, kasutusalad

    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

    Keemia




    Kommentaarid (5)

    laurakesekene profiilipilt
    Laura t.: Enam vähem mina sain sealt nii palju materjali nagu ma täpselt vajasin.
    19:13 26-04-2009
    Liina95 profiilipilt
    Liina95: Lootsin et on pikem,

    paraku ei aidanud.
    18:41 12-12-2011
    krsty603 profiilipilt
    krsty603: aitas mind
    19:26 01-05-2010



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