50 punkti
Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.
~ 23 lehte
Lehekülgede arv dokumendis
2012-01-14
Kuupäev, millal dokument üles laeti
40 laadimist
Kokku alla laetud
0 arvamust
Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
Liina95
Õppematerjali autor
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
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
N2 P +7 | 2) 5) +15 | 2) 8) 5) Aatomi ehitus 1s² 2s² 2p³ 1s² 2s² 2p 3s² 3p³ NH3 ammoniaak PH3 fosfaan HNO3 lämmastikhape H3PO4 fosforhape HNO2 lämmastikushape Oksüdatsiooniaste min: III max: V min: III max: V 1) lihtainena õhus (78%) 1) ühenditena kuulub valkude Leidumine koostisesse 2) ühenditena valkude koostises 2) Ca(PO4)2 -na fosforiidi ja apatiidi 3) salpeetritena (KNO3) jt ühenditena koostises
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.
Vees lahustub vesinik väga vähe ja keemis temp on -253C · Vesiniku o.a ühendites on I · Vesinikku kasutatakse raketikütusena, metallide redutseerimisel oksiididest, amoniaagi ja paljude orgaaniliste ainete tootmises. Enam on hakatud kasutama vesinikku ka energeetikas(kütuselement), Kuna vesinik on nii kerge kasutatakse ted aka ilmavaatlusballoonide täitegaasina. · · · · · · · · · · · · · · · · · · · · VA rühm · VA rühma elementidest tähtsamad on lämmastik ja fosfor. Nende o.a võivad olla III kuni V. Lämmastik looduses esineb põhiliselt lihtainena atmosfääris. Lämmastikku esineb ka mineraalide koostises, eelkõige nitraatides ehk salpeetrites( tsiili salpeeter NaNO , india salpeeter KNO jt). Fosforit looduse lihtainena peaaegu ei esine. Teda leidub peamiselt kaltsiumfosfaati(Ca (PO ) ) sisaldavate mineraalide koostises(fosforiit, apatiit jt). · Lämmastik on väheaktiivne
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.
Lämmastik ja fosfor Kristi Kurvits ja Marten Lillemäe Tartu Kommertsgümnaasium 10a Lämmastik Lämmastik (ladina keeles nitrogenium; tähis N) on keemiline element järjenumbriga 7. Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 14 ja 15. Lämmastik on mittemetall. Ta moodustab kaheaatomilisi lihtaine molekule, mis on keemiliselt väga püsivad. Tavatingimustes on lämmastik värvitu ja lõhnatu gaas, mis kondenseerub temperatuuril 196° Celsiust värvituks vedelikuks. Lämmastik moodustab mahu poolest 78 protsenti Maa atmosfäärist. Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Need on kõigist lihtaine molekulidest kõige püsivamad, sest lämmastiku molekulis on aatomite vahel kolmikside. Laboratoorselt võib lämmastikku saada mitmete ainete, eelkõige ammooniumnitriti kuumutamisel: NH4NO2 N2+ 2H2O
annaabi.ee 
Kõik kommentaarid