Anorgaaniliste ainete klasside vahelised seosed Ülesanded (2018/2019 õa) 1. Kirjutage ja tasakaalustage reaktsioonide võrrandid (iga alapunkti kohta 4), mille tulemusena: a) tekib vesi (lähtudes ERINEVATE aineklasside esindajatest); V: 2HCl+Mg(OH)2- MgCl2+2H2O MgO+2HCl- MgCl2+H2O Al(OH)3+3HNO3- Al(NO3)3+3H2O Cu(OH)2 (kuumutamisel)- CuO + H2O b) tekib SO2 (lähtudes ERINEVATE aineklasside esindajatest); Na2SO3+2HCl-2NaCl+H2SO3-2NaCl+H2O+SO2 S+O2-SO2 H2SO3(t)-H2O+SO2 Cu+2H2SO4-CuSO4+SO2+2H2O c) reageerib SO2 (ERINEVATE aineklasside esindajatega); SO2+CuO-CuSO3 SO2+Cu(OH)2-CuSO3+H20 SO2+H2O-H2SO3 2SO2+O2-2SO3 d) tekib CuO (lähtudes ERINEVATE aineklasside esindajatest); Cu+O2-CuO 2Cu2O+O2-4CuO Cu(OH)2(t)-CuO+H2O CuCO3(t)-CuO+CO2 e) reageerib CuO (ERINEVATE aineklasside esindajatega). CuO+H2SO4-H2O+CuSO4 CuO+SO3-CuSO4 CuO+Fe-Fe2O3+Cu CuO+MgSO3-MgO+CuSO3 2. Järgnevalt on toodud erinevate oksiidide loetelu: N2O, SiO2, MgO, SO3, FeO, CO, Na2O, ...
VESINIKKLORIIDHAPE -I kloriid CaCl2 (SOOLHAPE) HCl VÄÄVELHAPE -II sulfaat K2SO4 H2SO4 VÄÄVLISHAPE -II sulfit Na2SO3 H2SO3 DIVESINIKSULFIID- -II sulfiid Al2S3 HAPE H2S LÄMMASTIKHAPE -I nitraat KNO3 HNO3 LÄMMASTIKUSHAPE -I nitrit Mg(NO2)2 HNO2 FOSFORHAPE -III fosfaat Ca3(PO4)2 H3PO4
Elektronskeem: S + 16 | 2)8)6) Elektronvalem: 1s22s22p63s23p4 Allotroopsed teisendid: 1.Rombline väävel S8, vees ei lahustu 2.Monokliinne väävel S8, tekib sula väävli jahtumisel 3.Plastiline väävel Keemilised omadused · Reageerib hapnikuga O2 + S = SO2 (hapnik + väävel=vääveldioksiid) Kasutatakse pisikute tapmiseks · Reageerib vesinikuga S + H2 = H2S (väävel +vesinik=divesiniksulfiidhape) · Reageerib metalliga 2Al + 3S = Al2S3 (alumiinium+väävel=alumiiniumsulfiid) VÄÄVEL Väävli kasutamine · Värvainete valmistamisel · Ravimite valmistamisel · Tuletikkude valmistamisel · Taimekaitsevahendite valmistamisel · Kummi valmistamisel · Püssirohu ja lõhkainete valmistamisel · Väävelhappe valmistamisel · Paberi valmistamisel. H2SO4 (Väävelhape) · Konts. väävelhape on õlitaoline vedelik · Kasutatakse gaaside kuivatamiseks · Konts
Saad.) x g (teoret.) 2SO2 + O2 = 2SO3 2*64 g 2*80 g M(SO2) = 64 g/mol M(SO3) = 80 g/mol X = = 80% Nt. Mitu kg Fe2O3 tuleb CO2 redutseerida, et saada 4,2 kg rauda, kui saagis on 75% X kg 4,2 kg(prakt.) Fe2O3 + 3CI = 2Fe + 3CO2 160 g 2*56g 4,2 kg Fe - 75% X kg Fe - 100% X = = 5,6 kg Fe M(Fe2 O3) = 160 g/mol M(Fe) = 56 g/mol X = = 8 kg o Aine ülehul k ehk liig Nt. Mitu g Al2S3 tekib 10,8 g Al reageerimisel 9,6 g S-ga? 10,8 g 9,6 g xg 2Al + 3S = Al2S3 2*27 g 3*32g 150g M(Al2S3)=160 g/mol - Reageerib see puhas aine, mida vähem ehk mis reageerib täielikult = 0,2 mol => 0,1 mol rohkem = 0,1 mol X= = 15g Lahuse % ülesanded kristallhüdraatidega: o Sool, mille molekulid on seotud H2O molekulidega. Nt
sulfiidid hõõrdumisel (v.a Ca, Ba) Ei (kõik metallid v.a Au) Mg + S = MgS Fe + S = FeS Hg + S = HgS toimu Li + S = Li2S Al + S = Al2S3 3. HALOGEENIDEGA Väga aktiivselt Vajavad eritingimusi halogeniidid (Hal -1) Ba + I2 = BaI2 Mn + F2 = MnF2 Ni + Cl2 = NiCl2 (kõik metallid) Al + At =Al3At3 Cr + Br2 = CrBr 4. VEEGA Tõrjuvad külmast veest H2 Tõrjuvad H2 veeaurust välja
alumiiniumit ka vastupidavamaks nii õhu, vee kui ka mõnede hapete suhtes. Kui alumiiniumeseme panda kraapida mingi terava esemega ja oksiidikiht lõhkuda, siis hakkab paistma selle alt helkiv ja läikiv pind, mis jällegi peadselt õhu käes oksüdeerub ning tuhmistub Reageerimine hapnikuga tº 4Al + 3O2 > 2Al2O3 Reageerimine teiste mittemetallidega tº 2Al + 3Cl2 > AlCl3 tº 2Al + 3S > Al2S3 tº 2Al + N2 > 2AlN Reageerimine sooladega 2Al + 3CuCl2 > 2AlCl3 + 3Cu ALUMINIUMI JA TEMA ÜHENDITE KASUTUSALAD Vanasti oli alumiinium väärismetall, kuna teda osati toota vähe. Seepärast kuni 19. sajandi lõpuni kasutati tänu hõbedale Sarnasusele alumiiniumit erinevate ehete valmistamiseks. Tänapäeval leiab alumiinium rakendust ohtralt igapäevaelus: · hea elekri ja soojusjuhtivuse tõttu elektrijuhtmetes
vask- vask(II)kloriid- tsinkkloriid- tsinkhüdroksiid- tsinkoksiid Cu + Cl2 = CuCl2 CuCl2 + ZnS = ZnCl2 + CuS (sade) [liida soola, kus anioon on nõrgem Cl- -st ja annaks vasega sademe] ZnCl2 + NaOH = NaCl + Zn(OH)2 (sade) [liida leelist] Zn(OH)2 = ZnO + H2O [kuumutamine] 8. lämmastikhape+ baariumsulfaat ei toimu, kuna reaktsiooniastuv hape on nõrgem, kui soolas sisalduv kaaliumhüdroksiid + alumiiniumsulfiid 6KOH + Al2S3 = 3K2S + 2Al(OH)3 (sade) 6K+ + 6OH- + 2Al3+ + 3S2- = 6K+ + 3S2- + 2Al(OH)3 3OH- + Al3+ = Al(OH)3 kaaliumkarbonaat+ vesinikkloriidhape K2CO3 + 2HCl = 2KCl + CO2 (gaas) + H2O 2K+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2K+ +2Cl- + CO2 (gaas) + H2O CO32- + 2H+ = CO2 (gaas) + H2O kaltsiumkloriid+ kaaliumnitraat ei toimu, sest aktiivsemate ioonide paar on lähteainete poolel ( kaaliumnitraat) 9. Cu + HBr = ei toimu Al + k.HNO3 = ei toimu Zn +H2O (aur) = ZnO + H2 (gaas)
Selle protsessi patenteeris aastal 1850 Alexander Parkes. Võta suurem kauss või lase kraanikauss kuuma vett täis. Sega seal paar peotäit soola, nüüd pane sinna paar lehte fooliumit (sobib ka küpsetamise oma) ja sinna fooliumi peale pane oma hõbevidinad, mida tahad haljaks saada. Mõne hetke pärast näed, kuidas tuhm hõbe uuesti säravaks muutub. Midagi hõõruda pole tarvis. Seda on kõige kergem kasutada kodus. 3 Ag2S + 2 Al 6 Ag + Al2S3 Hõbe Alumiinium alumiinum Hõbe sulfiid sulfiid 3 Ag+ + 3 e 3 Ag Al Al3+ + 3e Al + 3 Ag+ Al3+ + 3 Ag Hõbe reageerib hästi lämmastikhappega (HNO3), moodustub tähtsaim hõbedasool hõbenitraat (AgNO3)
CaO- oksiid; SO3- vääveltrioksiid P4O10- tetrafosforheksaoksiid; Fe2O3-diraudtrioksiid H2SO3-väävlishape-hape; H3PO4-fosforhape CuSO4-vask(II)sulfaat- sool; BaCl2-baariumkloriid Ca(NO3)2-kaltsiumnitraat; Na2CO3-naatriumkarbonaat AgNO3-hõbenitraat; Al2(SO3)2-alumiiniumsulfiit Na2S-naatriumsulfiid; K2SiO3-kaaliumsilikaat Mg(OH)2- magneesiumhüdroksiid- alus KOH-kaaliumhüdroksiid ; Fe(OH)3- raud(III)hüdroksiid LiOH- liitiumhüdroksiid Baarium-baariumoksiid- baariumhüdroksiid- baariumnitraat 2Ba+O2->2BaO; BaO+H2O->Ba(OH)2 Ba(OH)2+2HNO3->Ba(NO3)2+2H2O Fosfor-fosfor(V)oksiid-fosforhape-kaltsiumfosfaat 4P+5O2->P4O10; P4O10+6H2O->4H3PO4 2H3PO4+3CaO->Ca3(PO4)2+3H2O Väävel-vääveldioksiid-väävlishape-naatriumsulfit S+O2->SO2; SO2+H2O->H2SO3 H2SO3+2Na->Na2SO3+H2 Vask(II)hüdroksiid-vask(II)oksiid- vask(II)sulfaat-vask Cu(OH)2->CuO+H2O; CuO+H2SO4->CuSO4+H2O CuSO4+Zn->Cu+ZnSO4 Raud(III)hüdroksiid-raud(III)oksiid- raud(III)kloriid- raud(III)hüdroksiid: ...
o.a.-ks nimetatakse elementide laengut ühendites / liitainetes. A rühma elementidel näitab rühma nr. laengut. Metallide laeng on alati + B rühmade metallidel on muutuv laeng, kuid kõigil on olemas ka laeng +2 Mittemetallidel on palju erinevaid laenguid, A rühma mittemetallidel on üheks kindlaks laenguks rühma nr. Lihtainete laeng on alati null. H+1 O-2 Cl-1 F-1 Fe+2 ja +3 Cu+1ja +2 Määra o.a. valemites. NaCl, O2, H2O, BaO, Al2S3, N2O5, SO3, SO2, CO, N2, Na2O, Fe2O3
Seepärast tuleb igapäevaelus vältida happeid sisaldavate toiduainete(mahlad, hapukapsad jms.) pikemaajalist kokkupuutumist alumiiniumnõudega. 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 +3H2 Alumiinium esineb järgmises ühendites: · Fluoriidid: AlF3 · Kloriidid: AlCl3, AlCl3 · 6H2O · Bromiidid: AlBr3 · 6H2O, [AlBr3]2 · Jodiidid: [AlI3]2 · Hüdriidid: AlH3 · Oksiidid: Al2O3 · Sulfiidid: Al2S3 · Seleniidid: Al2Se3 · Telluriidid: Al2Te3 · Nitriidid: AlN Alumiiniumiühendite omadused Alumiiniumoksiid Al 2O3 Alumiiniumoksiid on keemiliselt väga püsiv valge tahke aine. Ta ei reageeri veega ning on väga vastupidav ka hapete ning leeliste lahuste suhtes. Alumiiniumoksiidi on võimalik saada alumiiniumhüdroksiidist. Alumiiniumhüdroksiid(nagu enamik teisigi hüdroksiide peale leelismetallide
6Na + 2H3PO4 -> 2Na3PO4 + 3H2 NB! Erand lahja HNO3 2Hg + 8HNO3(lahj.) -> Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4) Reageerivad veega Aktiivselt reageerivad veega tavatingimustes leelis- ja leelismuldmetallid 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 Tina veega ei reageeri 5) Reageerivad mittemetalliga Tekivad binaarsed ühendid. Metall reageerib seda aktiivsemalt, mida metallilisem ta on a) Aktiivne metall 2Na + Cl2 -> 2NaCl b) Vähemaktiivne metall 2Al + 3S ->(temperatuur) Al2S3 c) Väärismetallid ei reageeri, sest elektronkihid täidetud NB! Kuld ei reageeri hapnikuga 3.Metallide tootmine Kivim- enamasti mitmest mineraalist koosnev looduslik materjal Maak- kivim või mineraal, mis on mingi lihtaine saamisel tooraineks/ mineraalne maavara, millest on otstarbekas toota metalle Mineraal- maakoores kulgevate protsesside ning elusorganismide elutegevuse tagajärjel tekkinud kindla koostisega keemiline ühend või lihtaine Saamise protsess on endotermiline
Väävli põlemine hapnikus ( Pildiallikas http://www.uncp.edu/home/mcclurem/ptable/sulfur/s_2.jpg ) Soojendamisel kulgevad reaktsioonid ka alumiiniumi, raua, tsingi ja pliiga. Veidi suurem on aktivatsioonienergia väävli reageerimiseks mittemetallidega, mistõttu toimuvad sellised reaktsioonid kõrgematel temperatuuridel. Väävel ei reageeri kulla, plaatina, joodi, lämmastiku ja väärisgaasidega. 2Na + S Na2S 2Al + 3S Al2S3 Fe + S FeS H2 + S H2S Väävli reaktsioon tsingiga (Pildiallikas http://www.uncp.edu/home/mcclurem/ptable/sulfur/s_3.jpg ) Ühendites on väävli oksüdatsiooniaste II kuni VI. Väävli stabiilsemad oksüdatsiooniastmed on -II, 0, IV ja VI. Oksüdeerivas keskkonnas valdab oksüdatsiooniaste VI; redutseerivas keskkonnas on oksüdatsiooniastmed -II, 0 ja IV võrreldava stabiilsusega ja lähevad kergesti üksteiseks üle
· Metallid reageerivad enamiku mittemetallidega kuumutamisel, sealjuures moodustuvad nn binaarsed ühendid, mille nime lõpus on alati -iid. O oksiid, N nitriid, Cl kloriid, C carbiid. · Aktiivsemate mittemetallidega (Cl) reageerivad kõik metallid, hapniku ja väävliga ei reageeri mõned metallid (pingerea lõpus), neid nim väärismetallideks. · Aktiivsemad metallid võivad põleda hapnikus ja klooris. · Võrrandid: Mg+O2 => 2MgO; 2Al + 3S = Al2S3 · Need protsessid on redoksreaktsioonid ( ainete o.-a muutub) · Metallide reageerimisel mittemetallidega metall oksüdeerub ja mittemetall redutseerub. · Eksotermiline reaktsioon ühinemisreaktsioon, eraldub soojus. · Endotermiline reaktsioon lagunemisreaktsioon, neeldub soojus. 3. Reageerimine veega, hapete lahustega ja leelistega: 1. IA rühma metallid (leelismetallid): Reageerimisel veega tekivad vees hästi lahustuvad tugevad alused leelised, sest leelismetallid tugevate
Väävli hõõrumisel naha vastu omandab ta negatiivse elektrilaengu. Ühendites on väävli oksüdatsiooniaste II kuni VI. Väävli stabiilsemad oksüdatsiooniastmed on -II, 0, IV ja VI. Oksüdeerivas keskkonnas valdab oksüdatsiooniaste VI; redutseerivas keskkonnas on oksüdatsiooniastmed -II, 0 ja IV võrreldava stabiilsusega ja lähevad kergesti üksteiseks üle. Oksüdeerijana käitub väävel metallide ja endast vähemaktiivsete mittemetallide suhtes. 2Al + 3S _ Al2S3 Redutseerijana käitub väävel endast aktiivsemate mittemetallide ja teiste tugevate oksüdeerijate (näiteks kuum kontsentreeritud lämmastikhape) suhtes, moodustades positiivsete oksüdatsiooniastmetega (IV ja VI) ühendeid. S + 2HNO3 _ H2SO4 + 2NO 3.Väävli kasutusalad Üle 50% väävli maailmatoodangust kulub väävelhappe tootmiseks. Lisaks kasutatakse väävlit veel mineraalväetiste tootmiseks, kaltsiumvesiniksulfiti valmistamiseks (seda rakendatakse puidust tselluloosi
Cr3+ - roheline, violetne Al3+ ja Zn2+ - värvitu Sadestamisel eraldatakse kõigepealt lahustumatud hüdroksiidid, mille sademed värvuvad erinevalt: Fe2+ + 2NH3 H2O→ Fe(OH)2 – määrdunudvalge, rohkeas, seismisel pruunistub Fe3+ + 3NH3 H2O→ Fe(OH)3 – punakaspruun Cr3+ + 3NH3 H2O→ Cr(OH)3 – määrunudroheline Al3+ + 3NH3 H2O→ Al(OH)3 – valge Seejärel sadestatakse TAA-ga sulfiidid. Sadenevad CoS, NiS, FeS, MnS ja ZnS. Hüdrolüüsi tõttu ei sadene Al2S3 ja Cr2S3, vaid jäävad sademesse hüdroksiididena: CoS, NiS, FeS – mustad MnS – roosakasvalge ZnS – valge TAA hüdrolüüsub kõrgemal temperatuuril ning tekkinud H 2S regeerib kohe NH3 H2O-ga. CH3CSNH2 + H2O → CH3CONH2 + H2S 2NH3 H2O + H2S → (NH4)2S + 2H2O Sulfiidide sademele lisatakse sademega võrdne maht 2M HCl lahust ja segatakse. Sademes: NiS ja CoS Lahuses: Fe2+, Mn2+, Cr3+, Al3+ ja Zn2+ III-V rühma
tugevast happest ja tugevast alusest tekkinud soolad (NaCl, Na2SO4) EI HÜDROLÜÜSU! nõrgast happest ja tugevast alusest tekkinud soolad (Na2CO3, FeCl3) ja tugevast happest ja nõrgast alusest tekkinud soolad (NH4Cl) hüdrolüüsuvad osaliselt tavaliselt ei toimu hüdrolüüs lõpuni, vaid peatub esimeses-teises astmes. täielikult hüdrolüüsuvad näiteks järgmised lahustuvustabelis kriipsuga märgitud soolad: Al2S3, Fe2S3, Al2(SO3)3, Al2(CO3)3, Fe2(CO3)3, (CH3COO)3Fe hüdrolüüsikonstant K a) nõrga happe sool b) nõrga aluse sool c) nõrga happe ja nõrga aluse sool hüdrolüüsimäär β cs – soola üldkontsentratsioon, chüdr – hüdrolüüsunud soola kontsentratsioon tugeva happe ja tugeva aluse soolal β=0 tugev hape/alus ja nõrk alus/hape 0.01< β < 0,1 nõrk hape/alus ja nõrk alus/hape β~1 a) tugeva happe ja nõrga aluse sool
Kindlasti kontrollida sadenemise täielikkust. Fe(OH)2 - määrdunudvalge, rohekas, seismisel pruunistub Fe(OH)3 - punakaspruun Cr(OH)3 - määrdunudroheline Al(OH)3 - valge Samas tuleb arvestada, et sademeid on segus mitu ning nad võivad üksteise värvusi maskeerida. Lisatakse ~1 ml 1M tioatseetamiidi (CH3CSNH2, TAA) lahust ja hoitakse keevas vesivannis 5 min. Sadenevad sulfiidid CoS, NiS, FeS, MnS ja ZnS. Jälgida moodustuvate sademete värvusi. Hüdrolüüsi tõttu ei sadene Al2S3 ja Cr2S3, vaid jäävad sademesse hüdroksiididena Al(OH)3 ja Cr(OH)3. Sulfiidide täielikuks sadestamiseks lisatakse veel paar tilka TAA ja hoitakse vesivannis 2 min. Tsentrifuugitakse. Tekkinud sulfiidide sademete värvused: CoS, NiS, FeS - mustad MnS - roosakasvalge ZnS - valge Sademele lisatakse sademega võrdne maht 2M HCl lahust ja segatakse. Mitte kuumutada! Sademes: NiS ja CoS. Lahuses: Fe2+, Mn2+, Cr3+, Al3+ ja Zn2+ - ioonid. Sademe CoS ja NiS analüüs: Sademele lisatakse 1..
Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ määrdunudroheline Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ valge Samas tuleb arvestada, et sademeid on segus mitu ning nad võivad üksteise värvusi maskeerida. Lahus värvus oranzikas-pruuniks, ilmselt sadenes Fe(OH)3 Lisatakse ~1 ml 1M tioatseetamiidi (CH3CSNH2, TAA) lahust ja hoitakse keevas vesivannis 5 min. Sadenevad sulfiidid CoS, NiS, FeS, MnS ja ZnS. Jälgida moodustuvate sademete värvusi.Tekkis must sade, muid värvusi ei näinud. Hüdrolüüsi tõttu ei sadene Al2S3 ja Cr2S3, vaid jäävad sademesse hüdroksiididena Al(OH)3 ja Cr(OH)3. Sulfiidide täielikuks sadestamiseks lisatakse veel paar tilka TAA ja hoitakse vesivannis 2 min. Tsentrifuugitakse. Co2+ + (NH4)2S CoS + NH4+ Ni2+ + (NH4)2S NiS + NH4+ Fe2+ + (NH4)2S FeS + NH4+ Mn2+ + (NH4)2S MnS + NH4+ Zn2+ + (NH4)2S ZnS + NH4+ Tekkinud sulfiidide sademete värvused: CoS, NiS, FeS - mustad MnS - roosakasvalge ZnS - valge
2 LiOH + H2SO4 Li2SO4 + 2 H2O KOH + HCl KCl + H2O 14.HÜDROLÜÜS: Sool + vesi leelis + hape VÄHEMALT ÜKS PEAB OLEMA NÕRK (KAKS VB KA OLLA) Na2SO3 + H2O NaOH (t) + H2SO4 (n) pH 7 K2SO4 + H2O KOH (t) + H2SO4 (t) hüdrolüüsi ei toimu Mg3(PO4)2 + H2O 3 Mg(OH)2 (n) + 2 H3PO4 (n) pH = 7 Al(NO3)2 + 3 H2O Al(OH)3 (n) + 3 HNO3 (t) pH 7 15.Sool + leelis uus sool + uus alus KUI EI TEKI SADET, GAASI, VETT REAKSIOONI EI TOIMU! Soolad: 16.Metall + mittemetall sool 3 S + 2 Al Al2S3 17.Aluseline oksiid + hape sool + vesi Na2O + H2SO3 Na2SO3 + H2O 18.Happeline oksiid + alus sool + vesi P4O10 + 6 Ba(OH)2 2 Ba3(PO4)2 + 6 H2O 19.Aluseline oksiid + happeline oksiid sool CaO + CO CaCO3 20.Metall + hape sool + vesinik 2 Li + H2CO3 Li2CO3 + H2 21.Metall + sool aktiivsema metalli sool + vähem aktiivsem metall Zn + SnSO4 ZnSO4 + Sn Cu + Pb(NO3)2 reaktsiooni ei toimu 22.Aktiivne metall + sool (+ vesi) aktiivse metalli sool + vähem aktiivse metalli alus + vesinik
- (E) (H). FeCl3, Al2(SO4)3, NH4NO3, BiNO3 <7( ) ( ""). 3. (Q = (NH4)2S, Al2S3 -H). 2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2 = 7 O2, C, Cl2, N2 - H = 0 H = H H.- = [4*H(HCl) + 0*1] [2*0 + 2*H(H2O)] KCO3 pH>7; KNO3 - pH=7; AlCl3 - pH<7 23. pH S = S S.-= [4* S(HCl) + 1*S(O2)] [2*S(Cl2) + 2*S(H2O)] - 0.0025M CH3COOH(a = 5%) [H+]=a*Cm=0.05*0.0025=1
Lahusel on aluseline reaktsioon. 2. juhus. Tugevast happest ja nõrgast alusest moodustunud soola hüdrolüüs seisneb vee molekulidest metallioonidele hüdroksiidioonide liitmises: CuCl2 + H2O = CuClOH + HCl Cu2++ H2O = CuOH+ + H+ Lahusel on happeline reaktsioon. 3. juhus. Nõrgast happest ja nõrgast alusest moodustunud soola hüdrolüüs: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S Soola hüdrolüüs kulgeb praktiliselt täielikult. Lahuse reaktsioon võib olla sõltuvalt aluse ja happe dissotsatsiooniastmest kas happeline, aluseline või neutraalne. 19. KORROSIOON: metallide hävimine väliskeskkonna tegurite toimel. 32 VIII MÕISTED
Biosfäär ja selle koostisosad Biosfäär ja selle koostisosad- on see osa Maast ja teda ümbritsevast, kus on levinud elusorganismid. Haarab alumise osa troposfääri, kuni osoonikihin ca. 20km, hüdrosfääri; maakoore st litosfääri ülemise osa · Troposfäär · Hüdrosfäär · Litosfääri ülemine osa · Elusaine ehk biomass Fotosüntees: CO2+H2O+hv->CH2O+O2 CH2O-karbohüdraat- protsess, kus anorgaanilistest ainetest päikeseenergia toimel toodetakse orgaanilist ainet ja vabaneb hapnik. Atmosfääri koostis- on piirialaks Maa ja kosmose vahel. Tema kaudu toimub Maa ainevahetus kosmosega. Põhilisteks koostisosadeks on lämmastik(kaalu78,08%; mahu 75,5%) ja hapnik(20,95%;23,16%) ja veel mõned hulga teised gaasilised ained(argoon, süsinikdioksiid). Hüdrosfäär- on Maad ümbritsev veekiht. Vesi esineb kõigis kolmes agrekaatolekus. Vesi- hästi liikuv, auruna(pilvedena), on hea lahusti. Sisaldab 35 promilli lahustunud aineid, katioonides peamise...
metall. 34. Soola hüdrolüüd neutralisatsioonireaktsiooni pöördprotsess. Tugeva happe ja tugeva aluse neutr. reaktsioon kulgeb lõpuni ja tekkinud sool ei allu hüdrolüüsile. Kui soola tekitanud komponentidest (happest või alusest) on üks komponent nõrk ja teine tugev, siis hüdrolüüsub sool vähesel määral. Suurel määral hüdrolüüsuvad soolad, mille hüdrolüüsil tekib kaks nõrka elektrolüüti. Täielikult hüdrolüüsub: Al2S3 Keskkonnad: · tugeva aluse ja nõrga happe sool: NaCH3COO + H20 = CH3COOH + OH, pH > 7 (aluseline) · tugeva happe ja nõrga aluse sool: Me -soola katioon Me + 2H2O = MeOH + H20, pH < 7 (happeline) · nõrga aluse ja nõrga happe sool: Me + A + H2O = HA + MeOH, pH = 7 (neutraalne kk). Vee mööduva kareduse määramine (HCO 3) hulk mõõdan pipetiga 100 cm3 vett, lisan 3-4 tilka Mo ja tiitrin 0,1 M soolhappega kuni lahus muutub punaseks. Arvutan valemi järgi
MITTEMETALLID Mittemetallide üldiseloomustus. Mittemetalle on 22. Lihtainetena esinevad nad gaaside (H2, O2, N2, F2, Cl2, väärisgaasid), vedeliku (Br2) või tahketena (B, Si, C, P, S, I2 jt.). Perioodilisuse süsteemis paiknevad mittemetallid perioodide lõpus. Mittemetallide aatomite väliselektronkihil on enamikul juhtudesl üle kolme elektroni. Mittemetalli aatomitele on iseloomulik liita keemiliste reaktsioonide käigus elektrone. Seejuures aktiivsemad mittemetallid moodustavad negatiivselt laetud ioone (halogeniidioonid). Neil juhtudel esinevad mittemetallid oksüdeerijatena. Elementide aatomite omadus liita elektrone suureneb perioodis väärisgaasi suunas; rühmas suureneb alt ülespoole (aatomiraadiuse vähenemise suunas). Kõige aktiivsem mittemetall on fluor. Mittemetallide elektronnegatiivsus ning keemiline aktiivsus väheneb reas: F, O, Cl, N, Br, I, S, C, H, P, Si, Xe Tüüpiliste mittemetall...
30. Soola hüdrolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördprotsess. . Tugeva happe ja tugeva aluse neutralisatsioonireaktsioon kulgeb lõpuni ja tekkinud sool ei allu hüdrolüüsile. Kui soola tekitanud komponentidest (happest või alusest) on üks komponent nõrk ja teine tugev (nt NH4Cl, KCN), siis hüdrolüüsub sool vähesel määral. Suuremal määral hüdrolüüsuvad soolad (nt NH4CN), mille hüdrolüüsil tekib kaks nõrka elektrolüüti. Täielikult hüdrolüüsub nt Al2S3. pH piirkonnad :A) tugeva aluse ja nõrga happe sool: NaCH3COO + H20 = CH3COOH + OH, pH > 7 (aluseline kk); B) tugeva happe ja nõrga aluse sool: Me -soola katioon Me + 2H2O = MeOH + H20, pH < 7 (happeline kk); C) nõrga aluse ja nõrga happe sool: Me + A + H2O = HA + MeOH, pH = 7 (neutraalne kk). Vee mööduva kareduse määramine: mõõdan pipetiga l00 cm3 vett, lisan 3-4 tilka mo ja tiitrin 0, l M soolhappega kuni lahus muutub punaseks. Arvutan valemi järgi mööduva kareduse V1 * 1000 *
11 Keemia ja materjaliõpetus komponentidest (happest või alusest) on üks komponent nõrk ja teine tugev (nt NH4Cl, KCN), siis hüdrolüüsub sool vähesel määral. Suuremal määral hüdrolüüsuvad soolad (nt NH4CN), mille hüdrolüüsil tekib kaks nõrka elektrolüüti. Täielikult hüdrolüüsub nt Al2S3. A) tugeva aluse ja nõrga happe sool: NaCH3COO + H20 = CH3COOH + OH, pH > 7 (aluseline kk); B) tugeva happe ja nõrga aluse sool: Me -soola katioon Me + 2H2O = MeOH + H20, pH < 7 (happeline kk); C) nõrga aluse ja nõrga happe sool: Me + A + H2O = HA + MeOH, pH = 7 (neutraalne kk). Vee mööduva kareduse määramine: mõõdan pipetiga l00 cm3 vett, lisan 3-4 tilka mo ja tiitrin 0, l M soolhappega kuni lahus muutub punaseks. Arvutan valemi järgi mööduva kareduse V1 * 1000 *
Soola hüdrolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördprotsess. Tugeva happe ja tugeva aluse neutralisatsioonireaktsioon kulgeb lõpuni ja tekkinud sool ei allu hüdrolüüsile. Kui soola tekitanud komponentidest (happest või alusest) on üks komponent nõrk ja teine tugev (nt NH4Cl, KCN), siis hüdrolüüsub sool vähesel määral. Suuremal määral hüdrolüüsuvad soolad (nt NH 4CN), mille hüdrolüüsil tekib kaks nõrka elektrolüüti. Täielikult hüdrolüüsub nt Al2S3. pH piirkonnad: A) tugeva aluse ja nõrga happe sool: NaCH3COO + H2O = CH3COOH + OH, pH > 7 (aluseline kk); B) tugeva happe ja nõrga aluse sool: Me-soola katioon Me + 2H2O = MeOH + H2O, pH < 7 (happeline kk); C) nõrga aluse ja nõrga happe sool: Me + A + H2O = HA + MeOH, pH = 7 (neutraalne kk). HCO3 sisalduse määramine: Uuritavasse vette lisada indikaatorit MO või MP. Seejärel tiitrisida vett soolhappelahusega kuni vee värvus muutub kollasest üle oranzi punaseks
Soola hüdrolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördprotsess. Tugeva happe ja tugeva aluse neutralisatsioonireaktsioon kulgeb lõpuni ja tekkinud sool ei allu hüdrolüüsile. Kui soola tekitanud komponentidest (happest või alusest) on üks komponent nõrk ja teine tugev (nt NH4Cl, KCN), siis hüdrolüüsub sool vähesel määral. Suuremal määral hüdrolüüsuvad soolad (nt NH 4CN), mille hüdrolüüsil tekib kaks nõrka elektrolüüti. Täielikult hüdrolüüsub nt Al2S3. Vesilahuste pH piirkond: 1) Nõrk hape + tugev alus = sool hüdrolüüsub. Nt NaCO3, CaCO3, Na-fosfaadid, Ca-fosfaadid. MA- soola valem, A- -soola anioon -> A-+H2OHA+OH- ; HA-nõrk hape, pH>7(aluseline keskkond); 2) Tugeva happe ja nõrga aluse sool. Tavaliselt ammooniumisoolad. MA-soola valem, M +-soola katioon -> M++2H2OMOH+H3O+ ; MOH-nõrk alus, pH<7(happeline keskkond); 3) nõrga happe ja nõrga aluse sool: A- + M++ H2OHA + MOH,, pH = 7 (neutraalne kk, sest hürdolüüsi ei toimu). HCO3
Soolade hüdrolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördprotsess. Tugeva happe ja tugeva aluse neutralisatsioonireaktsioon kulgeb lõpuni ja tekkinud sool ei allu hüdrolüüsile. Kui soola tekitanud komponentidest (happest või alusest) on üks komponent nõrk ja teine tugev (nt. NH4Cl, KCN), siis hüdrolüüsub sool vähesel määral. Suuremal määral hüdrolüüsuvad soolad (nt. NH4CN), mille hüdrolüüsil tekib kaks nõrka elektrolüüti. Täielikult hüdrolüüsub nt. Al2S3. Vesilahuste pH-de piirkond: A) Tugeva aluse ja nõrga happe sool (MA-soola valem, A- -soola anioon). A- + H2O MA + OH- , milles MA-nõrk hape, pH>7 (aluseline keskkond) nt. NaCH3COO + H2O = CH3COOH + OH- B) Tugeva happe ja nõrga aluse sool (MA-soola valem, M+-soola katioon). M+ + 2H2O MOH + H3O+ , milles MOH-nõrk alus, pH<7 (happeline keskkond) C) Nõrga happe ja nõrga aluse sool A- + M+ + H2O HA + MOH , pH=7 (neutraalne kk) -
leegis: 4Al + 3O2 → 2Al2O3 ∆H = - 3344 kJ Reakts. - väga eksotermiline Pimestava valguse tõttu kasutatakse põlemisreaktsiooni valgustussegudes (segus oksüdeerijatega); Al + NH4ClO4 – raketikütus Reageerib energiliselt (süttides) kõigi halogeenidega, isegi I2-ga (ka Br2-ga) toatemperatuuril. Reaktsiooni joodiga katalüüsib vesi. F2-ga reageerib alles 600ºC juures. 2Al + 3Hal2 → 2AlHal3 Kõrgemal tº-l reageerib Al väävliga → Al2S3 alumiiniumsulfiid lämmastikuga → AlN alumiiniumnitriid süsinikuga → Al4C3 alumiiniumkarbiid fosforiga → AlP alumiiniumfosfiid mitmete metallide ja mittemetallidega → sulamid (intermetallil. ühendid, aluminiidid) * elavhõbedaga → Al-amalgaam, kuid lahustuvus Hg-s üsna väike (2,3 · 10-3%, võrreldav Pt-ga); siiski lõhub amalgaamimoodustamine Al kaitsva oksiidikihi
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 j...
annaabi.ee 
Sisene Facebook'ga
Sisene Google'ga
Sisene LinkedIn'ga
