Mittemetall - lihtaine, millel puuduvad metallidele iseloomulikud omadused Mittemetallide omadused - keemilisi elemendi võime siduda elektrone oma väliskihti Aatomiehituse erinevused metallidega võrreldes - väiksemad mõõtmed ja väliskihil palju elektrone (4-7), seetõttu on lihtainena oksüdeerijad (metallidega reageerides või nii) Oksüdeerumine - elektronide loovutamine, redutseerija. Redutseerumine - elektronide liitmine, oksüdeerija. Allotroopia - keemilise elemendi esinemine mitme lihtainena a) aatomite erineva arvu poolest molekulis (O2ja O3) 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.
raadius väike · Võivad esineda igas olekus · Ei juhi elektrit ega ka soojust · Erinevat värvi · Erinevad sulamistemperatuurid ALLOROOPIA nähtus kus üks element moodustab, mitu lihtainet · Keemilistes reaktsioonides metallidega käituvad mittemetallid alati oksüdeerijatena 2Mg +O2 2MgO · Mittemetallide omavahelistes reaktsioonides on oksüdeerija (liidab elektrone) suurema elektronegatiivsusega mittemetall, see kelle väliskihil on enam elektrone H2 + S H2S Vesinik Omadused · Kerge · Maitsetu · Värvitu · Vees väga vähe lahustuv · Keemistemperatuur 253oC · Ioonid on üliväikesed · Käitub enamjaolt redutseerijana, · o-a -I · molekulaarselt väheaktiivne
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
(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
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.
· 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.(tekib ZnCl ja vesinik) · Vee elektrolüüsil (vesinik ja hapnik)
komeetide gaasipilvedes, udukogudes. Saamine Kuna lämmastiku keemistemperatuur (-196 °C) on veidi madalam kui hapnikul (-183 °C), 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 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
Lämmastik Leidumine : õhus 78% Füüsikalised omadused : N2 on värvusetu gaas, lahustub halvasti vees, puudub lõhn ja maitse , õhust veidi kergem. Keemilised omadused. N : +7/2)5) oa V , III, -III N2 molekulis on kovalentne kolmikside N ja sellepärast on ta tavaliselt temperatuuril inertne. Kõrgemal t-l side laguneb ja lämmastiku aatomid muutuvad aktiivseks ning reageerib N2 + O2 -> NO2 N2 + 3 H2 -> 2 NH3 Kasutamine : hõõglampides , toodetakse ammoniaaki , lämmastikhapet.
*Saamine: ELKTROLÜÜS VEE ELEKTROLÜÜS 2H2O 2H2 + O2 LABORIS Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4 VEEGAASIST C + H2O = CO + H2 Veegaas *Hapnik asub 2 perioodis ja VI A rühmas. On 8elektroni, molaarmass on 16. õhus on hapniku 21%. Lihtainena on ta O2, võib leiduda ka O3-na, see on osoonikihina. Normaalolek on gaasiline. O: +8| 2)6) oksüdatsiooni aste II Lihtainena O2 *Omadused: Maitseta, värvuseta ja lõhnatu gaas. Õhust veidi raskem Lahustub vees (0,01g/l)(kalad!) Välk, EL säde (3O2=2O3 osoon) Kõrgpingega saab hapnikus osooni tekitada. *Keemilised omadused Lihtained põlevad hapnikuks : CO2 SO4 P4O10 MgO Lihtained põlevad hapnikuks: CO2 ; H2O ( CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ) Fe2O3 ; SO2 ( 4HeS + 7O2 2Fe2O3 + 4SO2 ) Põlevad ära süsihappegaasiks ja veeauruks. *Saamine: 1. vee elektrolüüs 2H2O O2 + 2H2 2. vedela õhu lahutamine N2 + O2 3. fotosüntees taimedes
Tekkib valguliste jäätmete lagunemisel (s.h. ka kanalisatsioonis) o 4NH3+3O22N2+6H2O Keemilised omadused : Põleb süütamisel- reageerib O2-ga o Katalüsaatoriga 2H2S+3O22SO2+2H2O Reageerib aluste ja aluseliste oksiididega kuna tema vesilahus on nõrk hape o 4NH3+5O24NO+6H2O NaOH+H2SNa2S+H2O Amoniaak on alus vastavalt happe aluse isoterlüütilisele teooriale Reageerib metalliühenditega mod. mitte lahustuvaid sulfiide Happe loovutab prootone, alus liidab prootone
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 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
Lämmastik Lämmastiku leidumine ja saamine Lihtainena leidub lämmastikku atmosfääris ja ka komeetide aatomitena ning udukogudes. Ühendite koostises leidub mineraalides ja nitraatides ehk salpeetrites. Eluslooduses leidub valkudes ja nukleiinhapetes. Lämmastiku kui lihtaine iseloomustus (omadused) Värvusetu, maitsetu, lõhnatu vees vähe lahustuv, õhust kergem gaas. Sulamistemp. On -210 ja keemistemp -195,8. Lämmastik on kõikidest molekulidest keemiliselt kõige püsivam, kuna tema molekulis on kahe lämmastiku aatomi vahel kolmikside, selletõttu on ta lihtainena keemiliselt passiivne ehk väheaktiivne gaas ja mittemetallidega toatemp. ei reageeri, ainult mõnede metallidega. Lämmastikku saab akiivseks muuta väga kõrgel temperatuuril, sel põhjusel tekib nt äikese ajal õhku lämmastikoksiidi. Väheaktiivsete metallide nitriidides on valitsev metalliline side, nad on kõvad ja keemiliselt inertsed
CaO + H2O Ca(OH)2. Amfoteerse ühendina võib vaadata nt AlH3, mis reaktsiooni teistest partneritest olenevalt on kas el-paari doonoriks (aluseline ühend) või aktseptor (happeline ühend): 1. AlH3+3BH2=Al[BH4]3aluseline ja 2. KH+AlH3=K[AlH4]happeline Amfoteersed ühendid võivad reageerida nii happeliste kui aluseliste ühenditega ZnO + HCl ZnCl2 + H2O alus 2NaOH + ZnO + H2O Na2[Zn(OH)4] hape Seega esineb amfoteerne ühend alusena kui tema koostises olev elektropositiivsem element moodustab soola katioonina Xn+; happena kui elektropositiivsem element on kompleksimoodustajaks. 7. Vesinik: leidumine, lihtaine saamine, omadused ja kasutamine. Lihtsaim võimalikum aatom. Universumis levinuim element (~89%). Sageli ei paigutata teda perioodilisustabelis kindlasse rühma (võiks olla 1. või 17./VIIA rühm). Maal on teda suhteliselt vähe: vesi, fossiilsed kütused
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
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
7. Vesinik: leidumine, lihtaine saamine, omadused ja kasutamine. · Lihtsaim võimalik aatom. · Sageli ei paigutata teda perioodilisustabelis kindlasse rühma (võiks olla 1. või 17./VIIA rühm). · Universumis levinuim element (~89%). Maal on teda suhteliselt vähe: vesi, fossiilsed kütused. Saamine : laboratoorselt Zn (s) + 2H+ (aq) = Zn2+ (aq) + H2 (g) Tööstuses CH4(g) + H2O(g) =Ni CO(g) + 3H2(g) CO(g) + H2O(g) =Fe / Cu CO2(g) + H2(g) · Vesinik on värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas. · Vesinik on väga väikese tihedusega 0,089 g/l · Kondenseerub alles 20 K juures. · Kasutamine aastas toodetakse 3·108 kg. Pool sellest kulub ammoniaagi sünteesiks. Kolmandik metallide hüdrometallurgiliseks ekstraktsiooniks: Cu2+ (aq) + H2(g) Cu(s) + 2H+ (aq) Margariini tootmine jms. 8. Vesiniku olulisemad ühendid (hüdriidid ja oksiidid): kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid. · Vesinik annab nii katiooni (H+) kui aniooni (hüdriidioon H-)
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
Kõigi elementide kohta üldiselt. 1. Ainete keemilised omadused (reaktsioonivõrrandid). Raskemad ja uuemad reaktsioonivõrrandid: ammooniumsool+leelis, ammooniumsoola lagunemine ja saamine, nitraadi lagunemine, ammoniaak+hapnik, metall + lämmastikhape, alus + hape = vesiniksool + vesi, ränidioksiid + leelis, silikaat + hape, silikaat+sool. 2. Ainete nimetamine, valemite kirjutamine, aineklassi määramine (sh ammooniumsoolad, silikaadid ja vesiniksoolad). 3. Elementide o-a (min, max) ja redoksomadused. Näide: Määra elemendi o-a ühendis. Kas selle aine koostises käitub element a)oksüdeerijana, b)redutseerijana, c)nii oksüdeerija kui ka redutseerijana? mittemetallidel Min o-a rühma nr 8 (alati negatiivne arv) REDUTSEERIJA Max o-a rühma nr OKSÜDEERIJA
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:
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
alusteks ja sooladeks. Oksiidid Oksiidid on sellised liitained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik. Oksiidid tekivad: 1) lihtaine ühinemisel hapnikuga (C+O2 -> CO2; S+O2 -> SO2; 4Al+3O2 -> 2Al2+O3) 2) lagunemisreaktsiooni käigus (CaCO3 -> CaO + CO2) Oksiidid jagunevad aluselisteks, amfoteerseteks ja happelisteks oksiidideks. Aluselised oksiidid on metallioksiidid, happelised aga mittemetallioksiidid. Happelise oksiidi reageerimisel veega tekib hape (CO2+H2O -> H2CO3), aluselise oksiidi reageerimisel veega tekib alus (MgO+H2O -> Mg(OH)2). Amfoteersed oksiidid reagreerivad nii aluste kui hapetega. Tuua näiteid õhus, vees ja maakoores leiduvatest oksiididest. Õhus: Süsinikdioksiid e. Süsihappegaas (CO2), 0,03% Vees: Vesi (H2O), 75% Maa pinnast Maakoores: Liiva põhiline koostisosa ränidioksiid (SiO2), rauaoksiidid (Fe2O3; Fe3O4), alumiiniumoksiid (Al2O3) ja vasemaak kupriit vaskoksiid (Cu2O).
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
ttemetallioksiidid Aluselised oksiidid Amfoteersed oksiidid Happelised oksiidid Neutraalsed oksiidid K2O, CaO, MgO, Al2O3, ZnO, Cr2O3 SO2, SO3, CO2, P4O10, NO2, NO, N2O, CO Na2O, FeO, BaO N2O5, N2O3, SiO2,(CrO3, Mn2O7) Keemilised omadused: Saamin e: I Aluseline oksiid+ HAPE = sool+ vesi 1.)Lihtainete põlemisel Aluseline oksiid+HAPPELINE OKSIID =sool 2.)Liitainete põlemisel Aluseline oksiid+vesi =LEELIS 3.)Hapnikku sisaldavate liitainete lagundamisel: a) hapnikhapete lagunemisel II Happeline oksiid+ALUS =sool+
Väga suur tähtsus ehitusmaterjalina (puistematerjal, plaadid jm.), kipsvormid skulptuuridele, bareljeefid jm. Karbonaadid - looduses levinud Ca karbonaadid: CaCO3 ja Ca(HCO3)2. CaCO3 - lubjakivi (paekivi), kriit, marmor, kasutatakse tohututes kogustes ehitusmaterjalina. Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse: vähendab vee lahustamisvõimet, tekitab katlakivi, vähendab seebi pesemisvõimet, toidu - joogi kvaliteeti jne. 13. rühm: B Al Ga In Tl Boor (B) - Boorhape on ainus anorgaanil. hape, mida leidub looduses üsna puhtal kujul. Lihtaine kujul eraldati esmakordselt 1808 Gay-Lussac, Thenard Leidumine looduses: tähtsamad mineraalid: kolemaniit Ca[B3O4(OH)3]·H2O: uleksiitCaNa[B5O6(OH)6]·5H2O Boor lihtainena: on pooljuht, toatemperatuuril praktil. elektrit ei juhi, t° tõusul el.- juhtivus suureneb, üle 1000°C – hea elektrijuht. Toatemp.-l reageerib ainult F2-ga, → BF3. Kõrgemal t°-l O2-ga (→ B2O3, diboortrioksiid). Hal-dega(→ BCl3, BBr3). S-ga (→
Monovesiniku eksisteerimis aeg on lühike.Sellega kaasneb tunduv eksotermiline soojusefekt, mida kasutatakse tehnikas metallide sulatamiseks ja mitmesuguste kõrgtemperatuuri nõudvate protsesside läbiviimiseks. Monovesinik on väga tugev redutseerija, tunduvalt tugevam kui divesinik. Monovesinik ühineb otseselt mõnede metallide või poolmetallidega moodustades vastavaid hübriide. Keemis- ja sulamistemperatuurid väga madalad. Saamine: Vesinik on molekulaarne gaas, lihtainena valem H2. Suurtootmises: looduslikest ja tööstuslikest gaasidest sügavjahutamisel või katalüütilisel töötlemisel. 1) Hõõguv süsi + veeaur veegaas: C + H2O H2 + CO veegaas katal. CO + H2O CO + H2 eraldatakse pesemisel veega rõhu all 2) Süsivesinike mittetäielikul oksüdeerimisel hapniku või veeauruga: 2CH4 + O2 2CO + 4H2 CH4 + 2H2O CO2 + 4H2 3. Tööstuslikes vee elektrolüüsiprotsessides (kõrvalproduktina leeliste tootmisel jm.):
kokkupuude toiduainetega on lubatud. Vedelate alkaanide veekogudesse sattumisel on paljudele organismidele kahjulikud (naftareostus). Õnneks leidub looduslikes veekogudes mikroorganisme, mis suudavad alkaane oksüdeerida. See puhastusprotsess toimub aga üpris aeglaselt. Pürolüüs on aine lagunemine kõrge temperatuuri toimel (krakkimine, isomeerimine). Alkaane kasutatakse nende suure põlemissoojuse tõttu kütusena. CH4 on peamine loodusliku gaasi koostisosa ning peamine gaas majapidamisgaasis. Propaani (C3H8) ja butaani (C4H10) isomeere kasutatakse vedelgaasis ehk balloonigaasis, mida saadakse nafta töötlemise kõrvalsaadusena. Triklorometaan e. kloroform (CHCl3) on narkoosivahend meditsiinis. Tetraklorometaani (CCl4) kasutatakse tulekustutites, ta on hea lahusti rasvadele ja vaikudele. Diklorodifluorometaani e. freooni (CCl2F2) kasutatakse külmikutes ning aerosoolides pihustusainena. Kloroetaani e
KESKKONNAKAITSE JA KORRALDUS 1. loodus- ja keskkonnakaitse üldküsimused Keskkonnakaitse: atmosfääri, maavarade, hüdrosfääri ratsionaalse kasutamise ja kaitse, jäätmete taaskasutamise või ladustamise, kaitse müra, ioniseeriva kiirguse ja elektriväljade eest. Keskkonnakaitse on looduskaitse olulisim valdkond. Looduskaitse : looduse kaitsmist (mitmekesisuse säilitamist, looduslike elupaikade ning loodusliku loomastiku, taimestiku ja seenestiku liikide soodsa seisundi tagamine), kultuurilooliselt ja esteetiliselt väärtusliku looduskeskkonna või selle elementide säilitamine, loodusvarade kasutamise säästlikkusele kaasaaitamine 2. loodus- ja keskkonnakaitse mõiste Keskkonnakaitse- rahvusvahelised, riiklikud, poliitilis-administratiivsed, ühiskondlikud ja majanduslikud abinõud inimese elukeskkonna saastamise vähendamiseks ja vältimiseks ning l
annaabi.ee 
Sisene Facebook'ga
Sisene Google'ga
Sisene LinkedIn'ga
