Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Lämmastik ja fosfor". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
fosfor, lämmastik, keemistemp, gaas, toatemp, isotoop, helendab, pimedas, lahustites, ühenditena, fosforhape, mittemetallilised, fosforil, metalliliste, vesinikuga, aatommass, 0067, atmosfäärist, bioelement, nh4no2, mügarbakterid, happevihmade, külmutusseadmed, oksiidid, happelised, oksüdeerijana, kloor, redutseerijad, tikutoosi, koostisaineLÄMMASTIK 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
(asendusreaktsioonil) Kippi aparaadis: Zn+H2SO4=ZnSo4+H2 b) aktiivsete metallide (leelismetallide) ja vee reageerimisel: 2Na+2H2O=2NaOH+H2 c) vee elektrolüüsil: 2H2O=2H2+O2 Tööstuslikult toodetakse vesiniku 1) vee elektrolüüsil, 2) veegaasist C+H2O=CO+H2 d) loodusliku gaasi (metaani) konverteerimisel: 1400*C CH4+2H2O--------CO2+4H2 3. Füüsikalised omadused. Vesinik on värvuseta, lõhnata, maitseta gaas. Ta on kõige kergem gaas. Vees lahustub vesinik halvasti, hästi lahustub ta mõnedes metallides, näiteks pallaadiumis. Vesiniku suure soojusjuhituvuse tõttu jahtuvad kuumad kehad vesinikus 7 korda kiiremini kui õhus. 4. Keemilised omadused. a) Vesinik põleb õhus ja hapnikus veeauruks: 2H2+O2=2H2O Vesiniku ja hapniku segu plahvatab süütamisel. Gaasisegu, mis koosneb kahest mahuosast vesinikust ja ühest mahuosast hapnikust, nimetatakse paukgaasiks. b) Kõrgel tempeartuuril
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 3) selgroogsete luudes
b) Molekulide erinev paigutus kristallivõres ( S8 rombikujuline või pikad nõeljad kristallid) c) Aatomite erinev paigutus kristallivõres (teemant [tetraeeder] ja grafiit [kuusnurk]) 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
· Erinev aatomite arv(nt hapnik) · Erinev molekulide paigutus(nt väävel) · Erinev aatomite paigutus kristallvõres(nt teemant ja grafiit) Vesinik VIIA rühmas sellepärast ka, et tal on halogeenidega sarnaseid omadusi. Hapniku ja räni järel üks levinumaid elemente. Lihtainena on teda suhteliselt vähe. Esineb looduses isotoopidena. Tavaline vesinik ehk prootium, raske vesinik ehk deuteerium(1 prooton, 1 neutron), üliraske vesinik ehk triitium( 1 prooton, 2 neutronit). Isotoop on radioaktiivne. Lihtainena: · Lõhnatu, maitsetu, värvusetu gaas · Kõige kergem · Vees väga vähe lahustuv · Keemistemperatuur -253 C, molekulivahelised jõud nõrgad, sellepärast on madal Keemilised omadused: · Suhteliselt väheaktiivne · Enamasti käitub redutseerijana, o.-a. I · Reageerimisel aktiivsete metallidega käitub oksüdeerijana, tekivad hüdriidid. O.-a. I. Saamine: · Tsingi reageerimisel väävel- või soolhappe lahusega
a · on I. Peale fluori võib olla kõigil halogeenidel ka positiivne o.a. Looduses leidub kõige rohkem kloori mis tavaliselt esineb kloriididena(NaCl, KCl, MgCl jt) · Halogeenid lihtainena on madala keemis temperatuuriga. Tahke jood kuumutamisel sublimeerub(aurustub ilma vahepealse vedela olekuta). Kõik halogeenid lihtainena on mürgised. Nende aurud on terava lõhnaga ja kahjustavad hingamisteid. · · Fluor helekollane gaas · Kloor Kollakasrohkeline gaas · Broom punakaspruun kergesti lenduv vedelik · Jood Hallikasmust metalse läikega kristalne aine sublimeerub kergesti lillaks auruks · · Kloori lahustumisel vees reageerib ta veega ja tekkib kloorivesi. Kloorivett kasutatakse joogivee ja basseinivee deinfitseerimisel. Argielus on tuntud joodi lahus etanoolis jooditinktuur mida kasutatakse meditsiinis desinfitseerimisvahendina. · Halogeenid on tugevad oksüdeerijad
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
loovutada elektrone. Tugenevad metallidele vastupidi. Füüsikalised omadused on üksteise suhtes väga erinevad(värvus, sulamistemp.),ei juhi elektrit ega soojust, rabedad. 2. Allotroopia - nähtus, kus üks ja sama element saab esineda mitme erineva lihtainena. Isotoopia - keemilise elemendi aatomi tüüp, mis erineb massiarvu poolest. Halogeenid - VIIA rühma elemendid fluor, kloor, broom, jood, astaat. Osoon ehk trihapnik(O3) - sinakas, mürgine, terava lõhnaga gaas, laguneb. Kasut. joogivee desinfitseerimiseks. Berthollet - sool KclO3 ehk kaaluimkloraat, plahvatusohtlik, lõhkeainete või süütesegude tugev oksüdeerija, üks põhiline osa tikupeadel. Ortofosforhape(H3PO4) - valge kristalne aine, lahustub väga hästi vees. Keskimise tugevusega hape. Amoniaakhüdraat - ammoniaagi esinemisvorm vesilahuses(NH3*H2O),tekib ammoniaagi seostumisel vesiniksideme abil vee molekuliga.
Vabanev energia muudetakse kütuselemendis elektrenergiaks, ühel elektroodil oksüdeerub vesinik, teisel elektroodil redutseerib hapnik, saadusena tekib vesi. Halogeenid Omadused · On VII A rühma elemendid · Flour, kloor, broom, jood kuuluvad kõige aktiivsemate mittemetallide hulka, · Nende iseloomulikumad ühendid on halogeniidid. · Suure reaktsioonivõime tõttu ei leidu looduses lihtainena vaid mitmete ühenditena. · Lihtainena koosnevad kaheaatomilistest molekulidest Hal2 kus o-a on -I · Lihtained madala keemistemperatuuriga · Tugevalt mürgised. · Tahke jood sublimeerub kuumutamisel( aurustuda ilma et tekiks vedelat olekut) · Tugevad oksüdeerijad. Oksüdeerivad omadused tugevnevad alt üles. · Redutseerivad omadused nõrgenevad alt üles · Alt üles aatomiraadius väheneb ning elektronegatiivsus kasvab.
Üldinformatsioon: Lämmastiku ladinakeelne nimetus on nitrogenium, mille võttis teaduses kasutusele Chaptal ning see tähendab salpeetri tekitaja. Lämmastiku avastas Daniel Rutherford 1772. aastal Edinburgh'is. Kuna lämmastikuga täidetud anumas hukkusid kõik hiired ning kustusid põlevad küünlad ja fosfor, siis nimetasid teadlased algul lämmastikku surnud ehk riknenud õhuks. 1787.a andis prantsuse keemik Antoine Lavoisier uuele gaasile nimetuse ,,lämmastik". Lämmastik on suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega, sellest ka nimi. Kõrgema rõhu all mõjub lämmastik iseenesest narkootiliselt, seda ka piisava hulga hapniku juuresolekul. Lämmastik on õhu peamine koostisosa , õhus on lämmastikku ligikaudu 78%. Lämmastiku kasutamine: Lämmastikku kasutatakse ammoniaagi tootmiseks, inertse keskkonna loomiseks (nt. kergesti süttivate ainete , puhaste metallide ja sulamite töötlemisel).
(kautsukist kummi valmistamiseks); Taimekaitsevahendina Ammoniaak NH3 ;Lõhkeainete tootmisel Füüsikalised omadused : Värvitu; Õhust kergem; Terava iseloomuliku lõhnaga; Vees hästi Väävli ühendid lahustuv; Keemistemp -33C; Aurustumisel neelab palju soojust H2s divesiniksulfaat Keemilised omadused Füüsikalised omadused : Mädamuna lõhnaga; Värvitu; Õhust raskem; Vees vähesel määral lahustuv; Toa temp gaas; Mürgine o Võimeline käituma redutseerijana katalüsaatorita Tekkib valguliste jäätmete lagunemisel (s.h
suhtes. 2. Saadus suldiif 3. Leelis + leelis muldmettallid reag. Toa temp. 4. Enamiku mettalidega reag. Alles kuumutamisel 5. Vesiniku juhtimine keemiseni kuumutamisel väävlisse tekib H2S 6. Redutseerijana käitub aktiivsemate mettalidegamoodustades tugeva ühendi. S+ H2 = H2S S+ Fe = FeS S+ HNO3(konts) = H2SO4 S+ O2 =SO2 · Sulfiidid Divesiniksülfiid (H2S) Väga mürgine, Õhust raskem gaas värvusetu H2S juhtimine vette moodustub nõrk hape H2S + (1 mol) NaOH =NaHS H2S + (2mol) NaOH= Na2S Hüdrolüüsil aluseline keskond Tugevad redutseerijad Põleb õhus sinaka leegiga 2H2S+ 3O2= 2SO2 + 2H2O kui pole piisavalt hapniku 2H2S + O2 = 2S + 2H2O · Väävlihapnikuühendid Väävlishape = H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 SO3 on tugev oksüdeeruja eraldab palju soojust H2SO4 on väävelhape Lahejendatud väävelhape
FOSFOR P (kr.k. phosphoros - valguskandja) Leidumine Fosforit ehedalt looduses ei leidu. Seevastu ühendites on fosfor looduses levinud element ja sisalduselt maakoores on ta orienteeruvalt 11. kohal. Tuntakse umbes 200 fosforimineraali, aga tähtsamateks peetakse kaltsiumfosfaati sisaldavaid mineraale nagu näiteks apatiit(Ca5[PO4]3X ;X on F või Cl), fosforiit (apatiidile sarnase koostisega, sisaldab5 - 35% P2O5) jt. Apatiit. Fosforiit. Ligikaudu pool Maa fosforivarudest leidub Aafrikas. Ka Eesti fosforivarud on suured(umbes
FOSFOR - P (kr.k. phosphoros - valguskandja) (Pildiallikas: http://www.theodoregray.com/periodictabledisplay/Samples/015.1/s9.JPG ) Leidumine Fosforit ehedalt looduses ei leidu. Seevastu ühendites on fosfor looduses levinud element ja sisalduselt maakoores on ta orienteeruvalt 11. kohal. Tuntakse umbes 200 fosforimineraali, aga tähtsamateks peetakse kaltsiumfosfaati sisaldavaid mineraale nagu näiteks apatiit (Ca5[PO4]3X ;X on F või Cl), fosforiit (apatiidile sarnase koostisega, sisaldab 5 - 35% P2O5) jt. Apatiit Fosforiit (Pildiallikad: http://www.exceptionalminerals.com/TC409Apatite.jpg ja http://www.ut.ee/BGGM/maavara/obulus2
ja orgaanilised ühendid. Näiteks vesi H2O on ühend elementidest vesinik H (2 aatomit molekulis) ja hapnik O (1 aatom molekulis).Eri elemendid võivad moodustada ka segu, näiteks sulami. Keemilistel elementidel ja ühenditele on väga palju erinevaid omadusi ja see juures ka huvitavaid. Kõikidel ainetel on omamoodi omadused-elemendi keemilised omadused määrab ära väline elektronkiht. 3 Lämmastiku keemilised omadused Lämmastik on üks aine, millel on vägagi huvitavad omadused.Toatemperatuuril reageerib vaid mõne metalliga ( Li , U ). Kuumutamisel reageerib paljude metallidega, oksüdeerides neid nitriidideks : 6Li + N2 = 2Li3N ; 3Ca + N2 = Ca3 N2 Aktiivste metallide nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades ammoniaaki: Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 Vesinikuga reageerides on lämmastik samuti oksüdeerija ; tekib ammoniaak:
11. A klass Juhendaja: Evelin Maalmeister Tabasalu 2016 Sisukord Sissejuhatus............................................................................................................................................................... 3 Füüsikalised omadused ....................................................................................................................................... 3 Valge fosfor ........................................................................................................................................................... 3 Punane fosfor ...................................................................................................................................................... 4 Must fosfor .........................................................................................................................................................
Tartu Kivilinna Gümnaasium REFERAAT Fosfor (Phosphorus) Tartu 2009 Sisukord Sisukord .................................................................................................................. 2 Sissejuhatus ......................................................................................................... 3 Avastamine ............................................................................................................. 4 Füüsikalised omadused ...................................................
Sisejuhatus Mis on Lämmastik?.................................................................................................. 2 Aatomi ja molekuli ehitus........................................................................................ 2 Lämmastiku kasutamine......................................................................................... 2 Lämmastik looduses................................................................................................ 3 Füüsikalised omadused ja lämmastiku saamine......................................................3 Keemilised omadused.............................................................................................. 4 Reageerib lämmastik.............................................................................................. 4 Tähtsamad lämmastiku ühendid...................
Vesinik - H2 Isotoobid: prootium 1p,1e deuteerium 1p,1n,1e triitium 1p,2n,1e • Lõhnatu,maitsetu, värvusetu gaas • kõige kergem gaas • vees väga vähe lahustuv • madal kt • redutseerija, o.a. enamasti +1, aktiivsete metallidega oksüd. -> hüdriidid, kus o.a. on -1 • molekulaarne vesinik-püsiv, atomaarne-ebapüsiv • puhas H2 põleb õhus sinaka leegiga, moodustades vee, temp. Kuni 2000oc • segu õhu või O2-ga plahvatusohtlik! • Vesiniku saamine a) tööstuses: 2H20 (elektrolüüs) -> 2H2 + O2 b) laboris: Metall+hape -> sool + vesinik nt
Halogeenid on aga omavahel tunduvalt sarnasemad, kui teiste rühmade mittemetallid. Keemilistes reaktsioonides moodustavad nad teiste mittemetallidega tavaliselt kovalentse sideme, metallidega tavaliselt ioonilise sideme. Mittemetallide lihtainete omadused: · Ei juhi elektrit ning juhivad halvasti soojust · Neil puudub metalli iseloomulik läige · Esinevad nii gaasi (vesinik, fluor, hapnik, lämmastik, kloor, väärisgaasid), vedeliku (broom), kui ka tahkisena (seleen, väävel, boor, räni, jood, fosfor, süsinik) · Rabedad, ei ole sepistatavad · Valdavat värvi ei ole, nagu metallidel on hallikas. Vesinik Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 1 ja 2. Erinevalt muudest elementidest on keemilised ja füüsikalised erinevused vesiniku isotoopide vahel suhteliselt suured. Seetõttu on neil erinimetused ja mitteametlikud, ent laialdaselt kasutatavad erisümbolid
LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS · VA rühma tuntuimad ja tähtsamad elemendid on LÄMMASTIK ja FOSFOR · Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. · Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) · Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste III. LIHTAINED · LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. · LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. · Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. · Vees peaaegu ei lahustugi.
LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS • VA rühma tuntumad ja tähtsamad elemendid LÄMMASTIK ja FOSFOR • Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. • Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) • Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste –III. LIHTAINED • LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. • LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. • Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. • Vees peaaegu et ei lahustugi.
Esinevad nii gaasi, vedeliku kui ka tahkisena. Nad on suure elektronegatiivsusega elemendid, mis keemilistes reaktsioonides peamiselt liidavad elektrone. Mittemetallid on kõik p-elemendid, mis pole metallid ega poolmetallid. Neid on kokku 22. Tavaliselt on välisel elektronkihil võrdlemisi palju elektrone tavaliselt 4-8. Tahked mittemetallid on haprad ja ei ole sepistatavad, samuti puudub neil metalne läige (v.a jood). Mittemetallideks on näiteks vesinik, hapnik, boor, süsinik, lämmastik, fluor, räni, fosfor, väävel, kloor, selen, broom ja jood. Neid iseloomustab peamiselt see, et perioodilisustabelis asuvad nad pea-alarühmades ülal paremal, k.a. vesinik, mis asub kõige esimese elemendina ülal vasakul. Traditsiooniliselt VIIIA rühma elemente ehk väärisgaase mittemetallideks ei loeta, kuivõrd neile pole iseloomulik keemilistesse reaktsioonidesse astuda. Keemilistes reaktsioonides moodustavad nad teiste mittemetallidega
asudes 2. perioodis. Lämmastiku aatomis on 7 prootonit, 7 elektroni ja 7 neutronit. Lämmastiku aatomi väliskihis on viis elektroni ning lämmastiku aatomid võivad elektrone nii liita kui ka loovutada. Seetõttu on lämmastiku oksüdatsiooniaste ühendites 3 kuni +5. Näiteks oksüdatsiooniaste -III : NH3, Ca2N2 - ühendites metallide ja vesinikuga, +I kuni+V : N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5, HNO3. Lämmastiku aatommass on 14,0067. Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistestest molekulidest N 2 .Lämmastiku aatomis on 3 paardumata elektroni ja molekulis on seetõttu kolmikside: NºN . Molekulide suure püsivuse tõttu on lämmastik keemiliselt väheaktiivne ja toatemperatuuril teiste ainetega praktiliselt ei reageeri. Kõrgel temperatuuril nõrgenevad lämmastiku aatomite vahelised sidemed ja lämmastik muutub keemiliselt mõnevõrra aktiivsemaks. Lämmastiku molekuli läbimõõt nanomeetrites on 0,32 Lämmastiku kasutamine:
Lämmastik ja tema ühendid Lämmastik Ladina keeles nitrogenium Tähis N Keemiline element järjenumbriga 7 Kaks stabiilset isotoopi Lämmastik on mittemetall Moodustab püsivaid kaheaatomilisi lihtaine molekule Ühendites on lämmastiku oksüdatsiooniaste 3 kuni +5 On õhu peamine koostisosa 78% Omadused Tavatingimustes on värvitu ja lõhnatu gaas kondenseerub temperatuuril 196° C värvituks vedelikuks moodustab 78 protsenti Maa atmosfäärist aeroobsed organismid ei saa lämmastikku hingamiseks kasutada suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega Kõrgema rõhu all mõjub narkootiliselt Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik : hapnikuga: N2 + O2 => 2NO vesinikuga: N2 + 3H2 => 2NH3 metallidega: N2 + 3Ca => Ca3N2 Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist. Kasutamine:
Fosfor P mittemetall Aatomnumber: 15 Aatommass: 30,97376 Klassifikatsioon: penteelid, p-elemendid Aatomi ehitus: · Elektronvalem: 1s2 2s2p6 3s2p3 · Elektronskeem: +15|2)8)5) · Elektronite arv: 15 · Neutronite arv: 16 · Prootonite arv: 15 · Oksüdatsiooniast(m)e(d) ühendites: -III, -II...0...II, III...V · Kristalli struktuur: monokliinne Fosfor võib e sine da mit m it me s vor mis. Va lge fosfor on tahke krist a lne a ine . Kee milise lt puhta d va lge fosfori krist kristaa llid on tä ie st i vär vuse tud, lä bipa ist va d ja mur ra vad hä st i va lgusk iiri. Va lguse käe s lä he va d nad k iire st i kolla sek se k s ja kaota kaotavad vad lä bipa ist vuse . Se e epä pä ra st on fosfor
üle 20 g). Lm-del on palju isotoope (nagu teistelgi elementidel);neist on tähelepanu äratav radioakt. isotoobi 40K 2. rühm - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - leelismuldmetallid (LMM); s-elemendid; väliselektronkihi konfigur. s2; metallilised omadused tugevasti väljendunud; o.a alati II. --> aktiivsus suureneb. Keemil. aktiivsuselt siiski LM-dele lähedased, metallide pingereas kõrvuti 2. rühma elementidest: Be ja Mg suhteliselt eraldiseisvad Leidumine looduses: ainult ühenditena. Sisaldus maakoores eri rühma elementidel erinev: varieerub ligi 10 suurusjärku (suurim Ca, väikseim – Ra). Be - Berüll 3BeO . Al2O3 . 6SiO2 – tuntuim mineraal;esineb vääriskividena. Mineraale palju – 54 mineraali, looduses vaid üks stab. isotoop 9Be. 2. rühma elementidest levinuim Ca. Ca-sisaldavaid mineraale tuntakse ligi 400:CaCO3 (lubjakivi, kriit, marmor), CaSO4 . H2O (kips), CaF2 (fluoriit) jpt. Kõige vähem levinud radioakt. Ra. Stabiilseim isotoop 226Ra. Väga levinud
Leidumine Lämmastik esineb looduses nii lihtainena kui ühendites. Lihtainena leidub lämmastikku kõige rohkem atmosfääris, kus õhu koostises on teda 78,1 %. Ühendite koostises leidub lämmastikku erinevates mineraalides, eelkõige nitraatides ehk salpeetrites (NaNO3 tsiili, KNO3 india). Lämmastikku leidub ka valkudes ja nukleiinhapetes, olles seega kogu eluslooduse väga tähtis koostiselement. Lisaks esineb lämmastikku veel neutraalsete ja ioniseeritud aatomitena ning ühenditena Päikese ja teiste planeetide atmosfäärides, komeetide gaasipilvedes, udukogudes. Saamine Kuna lämmastiku keemistemperatuur on veidi madalam kui hapnikul, siis sellel erinevusel põhineb ka 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
2CH4 + O2 → 2CO + 4H2 CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2 3. Tööstuslikes vee elektrolüüsiprotsessides (kõrvalproduktina leeliste tootmisel jm.): katoodil - : 4H2O + 4e → 2H2 + 4OH- anoodil + : 2H2O - 4e → 4H+ + O2 4. Laboris kõige sagedamini: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 (sisaldab lisandina HCl ja happe aerosooli) 5) Välitingimustes mõnikord hüdriididest: CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 1 mol = 42 g 2 . 22,4 l 2.1.3. Omadused Kergeim gaas (ja üldse aine), 14,5 korda õhust kergem Molekul kaheaatomiline: H2 Parim gaasiline soojusjuht Difundeerub kergesti läbi paljude materjalide, väga “liikuv” kõrgemal temp-l läbib ka metalle Lahustub halvasti vees ja org. lahustites, hästi mõnedes metallides (Pd, Pt) Aatomi H ja molekuli H2 mõõtmed väga väikesed, molekulis sidemeenergia kõrge: raskesti polariseeritav
SULAMIS- TEMPE- RATUUR Kloor Teravalõhnaline Mürgine Lahustub Väga aktiivne, Kloori rohekaskollane vees söövitav keemis- gaas moodustades temperatuur kloorivee on -34°C, sulamis- temperatuur on -102°C
· Tugevalt elektropositiivsed (leelis- ja leelismuld) metallid moodustavad soolataolisi hüdriide, kus vesinik on hüdriidioonina, H-. Ioonilised on leelis- ja leelisemuldmetallide hüdriidid, nt KH ja CaH2. Ioonilised hüdriidid on kõrge sulamistemp tahked kritallilised ained ehk soolad. Esimese rühma s-elementide hüdriidid on nagu enamik nende elementide halogeniide NaCl struktuuriga. Keemilises mõttes käituvad ioonilised hüdriidid aluseliste ühenditena. KH+HOH=KOH +H2 Metallilised hüdriidid on elektrijuhid, metalse läikega ja evivad ka teisi metallilistele ainetele iseloomulikke omadusi. Vastavad metallilised ühendid tekivad siis, kui valentstsoonis saavutatakse teatav elektronide konts. Ti2H, TiH, TiH2. Metallilised hüdriidid moodustuvad mõnede delementide kuumutamisel vesinikus. Nad on mustad, pulbrilised ja elektrit juhtivad. Kuumutamisel või happe toimel hüdriid laguneb ja eraldub vesinik
ülejäänuid värvilisteks (Cu punane, Au kollane). Kõik metallid peale elavhõbeda on tahked. Metallid jagunevad ka kõvaduse järgi, kõige kõvem on Cr, üks pehmeim Na. Magnetiseeritavus (Fe, Co, Ni). Sulamistemperatuur (Kõige kõrgem volfram (W, 3410 kraadi), kõige madalam elavhõbe (Hg, -38,9 kraadi), raua sulamistemp. on ~1535 kraadi Tihedus (kõige tihedam Os, kõige vähem tihe Li) Metallide levik looduses 1) Nimetada ehedalt ja ühenditena leiduvaid metalle. 2) Nimetada 6 maakoores levinumat metalli 3) Tuua näiteid metalle sisaldavatest oksiididest, silikaatidest, karbonaatidest, sulfiididest, nitraatidest, kloriididest ja fosfaatidest. 4) Mis on maak? 5) Sulami mõiste, näiteid. Miks kasutatakse neid rohkem kui puhtaid metalle? 1) Ehedalt leidub nt. kulda ja plaatina ja teisi väärismetalle, ühenditena vaske, hõbedat, tina jne. 2) Alumiinium, raud, kaltsium, naatrium, kaalium, magneesium.
annaabi.ee 
