Tallinna Polütehnikumi I kursuse 2009. aasta eksami küsimused ning vastused. (12)

KEEMIA EKSAMI KÜSIMUSED JA VASTUSED
1.Keemiliste elementide perioodilisus seadus, perioodilisus tabel ja selle rakendus keemiliste elementide iseloomustamisel.
Keemiliste elementide, ning neist moodustunud liht- ja liitainete omadused on perioodilises sõltuvuses aatommassist. Perioodilises süsteemi ahela koostas Mendelev, kus igale elemendile on oma lahter , koos aatomi numbriga, selle aatommassiga, nimega ja sümboliga. Iseloomustamisel saab tabeli perioodi numbrist teada aatoni elektronkihi arvu, aatomi number on prootonite ja neutronite koguarv, gruppist tuleb viimase kihi elektronide arv.
2.Metallide asukoht keemiliste elementide perioodilisus tabelis Elementide metalliliste omaduste muutus perioodis (III perioodi näitel).
Kõik perioodid algavad aktiivsete metallidega. Liikudes vasakult paremale nõrgenevad metallilised omadused nagu välises elektronkihis suureneb elektronite arv (väheneb arv elektroni mida loovutab) ja tuumalaengu suurenemisel väheneb aatomi raadius (seega seotakse väliskihi elektrone tugevamini)
3.Metalli aatomite elektronsskeemid ja nende omapära võrreldes mittemetallide elektronskeemidega. Näited.
Elektronstruktuuri iseärasused metallidel:

• välisel kihil on enamasti vähe aatomeid (1-3)
  
• metalliaatomite raadius on suhteliselt suur võrreldes mittemetallidega
  
• metalliaatomid hoiavad väliskihi aatomeid nõrgalt kinni
  
• metalliaatomid võivad elektrone ainult loovutada, neil on alati positiivne oksüdatsiooniaste.
  

Metallid redutseerijana:

• võivad elektrone ainult loovutada, (vt D, käituvad alati reaktsioonides redutseerijana
  
• metallide keemilist aktiivsust reaktsioonides veega või vesilahustega iseloomustab metallide pingerida.
  

4.Metallide füüsikalised omadused ja nende võrdlus mittemetallide omadustega.
Neil on iseäralik läige, peegeldusvõime. Eriti hästi peegeldavad valgust Ag; Al; In.
Mg; Al; Au; Cu; omavad pulbrina läiget, ülejäänud metallid on pulbrina hallid või mustad. Juhivad hästi soojust ja elektrit. Metallid on plastilised see on omadus muuta välisjõu mõjul kuju ja jõu lakkamisel see kuju säilitada. Kuna metalli kuju saab muuta , saab metalli sepitseda, valtsida jne. Hästi sepitsetav on N: kuld .
5.Metallide keemilised omadused: metallide reageerimine hapniku, väävli, kloori, lahjendatud hapete, leeliste, soolade vesilahustega ja veega Näited.
Metallid reageerides hapnikuga tekivad oksiidid (NaO jne), reageerimisel väävliga tekivad sulfiidid(2Na + S ® Na2S ), reageerimisel klooriga tekivad kloriidid (2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3). Reageerimisel lahjendatud hapetega reageerivad ainult pingereas vesinikust vasakul olevad metallid, oksüdeerijaks on H2 ioon, leelistega reageerimisel on oksüdeerijaks OH ( NaOH ) ning tuleb vaadata aluste ja soolade lahustuvust vees(NaCl). Veega reageerivad aktiivsed metallid (K - Mg) – tekivad hüdroksiid ja H2 - 2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­; keskmised metallid (Al - Fe) reageerivad veeauruga (kõrgel to) - tekivad oksiid ja H2, Zn + H2O ® ZnO +H2­; väheaktiivsed metallid (Ni-Au) ei reageeri veega. Hapnikuga reageerimisel tekivad oksiidid: 4Al+3O2= 2Al2O3 . Enamik metalle reageerib ka väävliga: Fe + S = FeS. Kloor on halogeen ( 7 A rühm) 2Na+Cl2= 2NaCl . Lahjendatud hapetega reageerimine vastavalt elektrokeemilisele pingereale. Enne H2 tõrjub H2 välja ja peale vesinikku ei tõrju välja. Na + OH NaOH ???. Sooladega: Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu. Veega 2Na + 2H2O 2NaOH + H2
6.Metallide elektrokeemilise aktiivsuse rida ja selle kasutamine keemias Näited.
Mida enam vasakul metall pingereas asub, seda:

• suurem on ta keemiline aktiivsus, seda kergemini ta oksüdeerub, loovutab elektrone.
  
• suurem on ta redutseerimisvõime;
  
• raskemini redutseeruvad metallioonid.
  Pingerea iga metall tõrjub kõik temast paremal asuvad metallid nende soolade lahustest välja.
  Näide: Zn + HCl  ZnCl2 + H2
  

7.Metallide keemiline ja elektrokeemiline korrosioon Korrosioonikaitse.
Metalli hävinemist välistegurite mõjul nimetatakse korrosiooniks, Korrosioon toimub õhu, gaaside, vee, lahuste, ja orgaaniliste ainete toimel. K on redoksprotsess , mille käigus metalli aatomid oksüdeeruvad ehk muutuvad ioonideks. Jagatakse kaheks: 1)keemiline ja 2)elektrokeemiline. Keemiline toimub kuivades gaasides või vedelikes , mis ei juhi voolu (nt AlO3), mis ongi Al - i kaitsekiht. Elektrokeemiline K on seotud galvaani elementide tekkega metalli pinnale (2 erinevat metalli on kontaktis ELLÜ-ga).
8.Metallide levik looduses. Mineraalid ja maagid . Metallurgia
Al – 8%, Fe – 4,9%, Ca – 3,6 %, Na – 2,8%, K – 2,6%, Mg – 2,1%, Ti – 0,7%; Kulda ja hõbedat leidub küll harva, kuid ehedalt, mistõttu on kergesti kättesaadavad. Paljud metallid, näiteks nagu raud, vask, elavhõbe jne. esinevad ainult maakidena. Aga näiteks indiumil, reeniumil ja germaaniumil puuduvad nii maagid kui ka leiukohad - st. neid on kõikjal ja samal ajal mitte kusagil. Need elemendid kuuluvad nn hajutatud metallide hulka, mida leidub tühise lisandina paljudes mineraalides, kivimites ja taimedes. boksiit Al2O3, must rauamaak e. magnetiit Fe3O4 , pruun ja punane rauamaak Fe2O3 .
9.Metallide ja sulamite kasutamine. Näited.
Sulameid kasutatakse suurema vastupidavuse saavutamiseks (tugevus ja kõvadus on paremad). Metall + metall(mittemetall). NT vask + tina = pronks; raud + süsinik = teras. Puhast metalli kasutatakse peamiselt pooljuhtides ja aatomenergeetikas. NT valge vask e. messing . Puhtaid metalle kasutatakse pooljuhtides ja aatomenergeetikas, tehnikas kasutatakse enamasti sulameid, terase koostises olev vanaadium võimaldab kasutada seda täppisinstrumentide valmistamiseks. Malmi kasutatakse masinaehituses ja kandeosade valmistamiseks.
10.Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid elektrolüütilise dissotsiatsioonteooria seisukohalt. Näited.
ELLÜ teooria alused:

• Elektrolüüdid lahustumisel vees või sulatatud olekus lagunevad ioonideks
  
• Iga ELLÜ moodustab 2 liiki ioone: + katioonid ja – anniooni
  
• Hapetel, alustel ja sooladel on katioonideks vastavalt vesinik ja metallioonid ka ammoonium ioonid ; annioonideks on vastavalt hapete jäägid hüdroksiid ioonid
  
• Katioonide laengute summa abs väärtus võrdub anniooni laengute summaga , seega on lahus el neutraalne
  
• Ioonid on erinevad aatomitest nii ehitatuse, kui ka omaduste poolest
  
• Naatrium on väga aktiivne metall kokkupuutel veega
  
• Naatriumil on väliskihil 8 elektroni, seega aine on stabiilne
  
• Cl2 – rohekaskollane gaas, väga mürgine, reageerib peaaegu kõigi metallidega, kutsub esile korrosiooni
  
• Lahuses la ELLÜ sulamis ioonid liiguvad kaootiliselt, kui juhtida lahusest läbi el vool, siis katioodid liiguvad katoodi (-) poole ja annioonid anoodi (+) poole
  
• Nt: HNO3 H+ + NO3-
  H2SO4 H+ + HSO4s
  

11.Hapete, aluste ja soolade elektrolüütiline dissotsialsioon vesilahustes. Näited
Hapetel, alustel ja sooladel on katioonideks vastavalt vesinik, hüdroksiid ja metallioonid, ka (ammooniumioonid)

• 
  
• 
  
• 
  
• 
  

Happed :

• HCl = H+ + Cl-
  
• H2SO4  H+ + HSO4 -
  
• HSO4- H+ + SO42 -
  

Alused:

• NaOH Na++ OH-
  

Soolade:

• K + NaCL + H2O
  
• 2K + 2H2O  2KOH+ + H2 ↑
  

12.Hapete, aluste ja soolade iseloomustus dissotsiatsiooniteooria alusel Näited
Näited:
13.Ainete valemite koostamine lahustuvustabeli alusel. Näited
Kerge.. Võtad lahustuvus tabelist kaks ainet ja paned kokku: nt.
14.Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid Näited.
Dissotsiatsiooni astmeks nim ioonideks dissotseerunud molekulide arvu (Nd) ja lahusesse viidud elektrolüüdi molekulide koguarvu (N) suhet
Tugevatel elektrolüütidel alfa väärtus on lähedane 100-le %, Nõrgad elektrolüüdid on 3-5 % Nt: Tugevad: Vesinikkloriidhape (9095); Väävelhape (60) Nõrgad: Etaanhape (1,5); Süsihape (0,02)
15. Indikaatorid keemias, nende kasutamine. Happelis-aluselised indikaatorid
Indikaatorid on ained, mille värvus sõltub keskkonna reaktsioonist (happeline, aluseline või neutraalne keskkond) Tähtsamad indikaatorid on lakmus , metüüloranž, fenoolftaleiin. Neid kasutatakse keskkonna määramiskeks, saadud värvi võrdleme tema spetsiifilise värviskaalaga.
16.Lahuse pH kui keskkonna happelisuse näitaja. Seos vesiniku ioonide kontsentratsiooni ja pH väärtuse vahel.
pH7 on naturaalne keskkond Happelisust mõõdetakse 0-14 Mida suurem arv seda madalam happelisus , mida väksem arv seda väiksem happelisus.
17.Lahuse pH määramise võimalused.
Lahuses määratakse pH universaalse indikaatoriga või pH meetriga . (pH-meetri viga 0,1)
18.Soolade hüdrolüüs ja selle hindamine. Näited.
Soola dissotsatsioonil eralduvate ioonide reageerimist, vee dissotsatsioonil tekkinud ioonidega (H ja OH ioon) mille tulemusel üks nendest ioonidest jääb ülekaalu (happeliseks / aluseliseks)
CH3COONa+H2O=NaOH++ CH3COO -+H+
Al(NO3)3+ H2O= AlOH2++H++3NO3-
SnCl2+H2O=SnOH++H++2Cl-
ZnCl2+H2O=ZnOH++H++2Cl-
Na2CO3+H2O=2Na++ HCO3 -+OH-
Al2(SO4)3+H2O=AlOH2++H++3SO42-
NaCl+H2O=Na++Cl-+H++OH-
Na3PO4 +H2O=3Na++ HPO42 -+OH-
NaCl+H2O=Na++Cl-+H++OH- Hüdrolüüsi ei toimu, sest tugev hape ja tugev alus moodustavad neutraalse keskkonna.
19.Vahetusreaktsioonid ja nende kulgemise tingimused.
Vahetusreaktsiooni võrrand ELLÜ alusel, kui üks tingimustest on täidetud toimub reaktsioon lõpuni:

• Kui tekib sade
  

• Eraldub gaas­
  
• Tekib vähedissotseeruv ühend (H2O, H2S, H2CO3)
  

20.Vahetusreaktsiooni võrrandite esitusviisid (molekulaarsel, ioonilisel ja ioonilisel taandkujul). Näited.
Pb(NO3) + 2KI → PbI2 ↓ + 2KNO3
Pb2+ + 2NO3- + 2K+ + 2I2- → PbI ↓ + 2K+ + 2NO3-
Pb2+2I- →PbI2↓
21.Ainete keemiline analüüs ja selle praktiline vajadus. Näited katioonide ja anioonide määramise kohta.
Nüüdisajal rakendatakse keemiliste analüüsi meetodeid ulatuslikult keemias, bioloogias, meditsiinis, geoloogias, põllumajanduses, tööstuses ja keskkonna kaitses.
Nt: Katioon - Fe tiatsüanaatioon laheusega Fe3+ + 3SCN- ←→ Fe(SCN)3
Anioon – Pb+ + SO42- → PbSO4 ↓ hele-sinine
22.Elemendi aatomi oksüdatsiooniastme arvutamine ühendis. Näited
sest +2+X-8=0 X=6
sest +3-3=0
23.Keemilise reaktsiooni kiiruse mõiste. Näited kiirte ja aeglaste reakteioonide kohta
Keemilise reaktsiooni kiirus iseloomustab ainete kontsentratsiooni muutust ühes ajaühikus. Happe ja aluse vaheline neutralisatsioonreaktsioon toimub silmapilkselt, raua roostetamine saab ilmsiks mõne päeva jooksul. Kivisöe tekkeks on kulunud aga miljoneid aastaid.
24.Keemilise reaktsiooni kiiruse väljendusviis.
Keemilise reaktsiooni kiirus on ühe lähteaine või saaduse kontsentratsiooni muutus ühes ajaühikus.
A + B  C + D V = K[A][B] (massi toime seadus)
Van’t Hoffi seadus: Temp tõstmisel 10C võrra suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2-4x
25.Reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid. Näited.
Reageerivate ainete kokkupuutepind, ainete temperatuurid, rõhk, ainete konsentratsiooni suurus, aine mass, reageerimis kiirus, uhmerdamine/peenestamine segamine, katalüsaator, inhibiitor
26.Katalüsaatori mõiste ja kasutamine keemiliste reaktsioonide läbiviimisel. Näited
Katalüsaator - aine, mis oma osavõtuga keemilisest reaktsioonist seda kiirendab või aeglustab ning lõppkokkuvõttes jääb ise keemiliselt muutumatuks.
27.Pöördumatud ja pöörduvad reaktsioonid. Näited.
Pöördumatud: Näide:
Kõik võrrandid kus esineb ,või on pöördumatud
Pöörduvad: Näide:
28.Keemilise tasakalu mõiste ja graafiline kujutlus .
Keemiline Tasakaal – Reaktsiooni toimumise kiirused on võrdne mõlemas suunas.
29.Mittemetallide aatomite ehitus ja elektronskeemide koostamine. Näited
Mittemetallide aatomite väliselektronkihil on enamikul juhtudel üle 3 elektroni.
Mittemetalli aatomitel on iseloomulik liita keemiliste reaktsioonide käigus elektrone. Seejuures aktiivsemad mittemetallid moodustavad negatiivselt laetud ioone (halogeeniioonid). Neil juhustel esinevad mittemetallid oksüdeerijatena. Elementide aatomiteomadus liita elektrone suureneb alt üles poole ( aatomiraadiuse vähenemise suunas). Kõige aktiivsem mittemetall on floor . Mittemetallide elektronegatiivsus ning keemiline aktiivsus väheneb reas.
30.Mittemetallide füüsikalised ja keemilised omadused.
Mittemetallid on lihtained, millel puudavad metallidele iseloomulikud omadused: nad on metalliläiketa, mittesepistatavad, halvad soojus - ja elektrijuhid; keem. Reaktsioonides on nende aatomitele iseloomulik võime siduda elektrone. Mõnevõrra tinglikult (metalle ja mittemetalle ei sa teravalt eristada) loetakse mittemetallideks
31.Põhilised mittemetallid, nende omadused ja ühendid.
Põhilised mittemetallid on: H2, N2, O2, S, F2, Cl2, P, C jne…
Nende ühendid on SO2, SO3, NO, NO2, P4O10 , CO, CO2, H2O, CH4, C6H6…
32.Väävelhappe omadused ja kasutusalad.
Omadus: Kui väävelhappe kontsentratsioon on kõrge siis see ei lagunda metalli kui on madal siis lagundab .
Väävelhape
on tähtis aine keemia tööstuse jaoks, sest tema abil toodetakse mineraalväetisi, värvaineid, erinevaid soolasid, lõhkeaineid, mürkkemikaale, ravimeid ja teisi hapeid. Veel kasutatakse puidust piirituse saamisel ja akudes elektrolüüdina.
33.Mineraalväetised, nende osatähtsus põllumajanduses.
Mineraalväetiste tähtsus põllumajanduses on suur. Põllumajanduses kasutatakse
K, P, N ja Ca lisanditega väetisi. Ca abil reguleeritakse happelisust, N abil värvi, K ja P panevad taimed paremini kasvama. Kui panna mineraalseid väetisi liiga palju võib see inimese tervisele ohtlik olla.
34.Põhilised taimede toite elemendid. Liht-, liit- ja segaväetised.
K, P, N, Ca, , ,
35.Ainete kvalitatiivne analüüs. Katioonide ja anioonide määramise iseloomulikud reaktsioonid.
36.Süsiniku omadused. Süsinikuaatomi omapära.
C omadused: C esineb nii org ja anorgaanilised ühendites, moodustab palju allotroope (teemant, grafiit ja fullereenid), C neelab oma pinnale teisi aineid ( adsorbent ) tal on neelavad omadused, C aatomi eripära: moodustab 4 sidet, kristallid on moodustunud C aatomitest , kuid allotroopidel on erinev kristalne kuju. C aatomis on 6 elektroni. Inimese organismis on C 23%.
37.Orgaaniliste ainete põhilised erinevused võrreldes anorgaaniliste ainetega.
Orgaanilise keemia põhielement on C, igas orgaanilises ühendis esineb C või C kett. C ketid on väga erinevad Orgaaniline keemia uurib elusloodust, Anorgaaniline aga kõike elutut - peamiselt Mineraale
38.Orgaaniliste ainete põlemisreaktsioonid. Reaktsioonivõrrandite näited.
Peaaegu kõik orgaanilised ained põlevad. Näit:
39.Orgaaniliste ainete rahvusvaheline nomenklatuur . Ainete nimetuste koostamise näited.
IUPAC – International Union of Pure and Aplied Chemistry. Nimetuste koost . Vihikus.
40.Ainete isomeeria nähtus. Näited.
Isomeerid on ained millal on sama võrrand aga ehitus on erinev. Näit:
CH3 - CH2 - CH2 - CH3 butaan
CH3 - CH - CH3 isobutaan
I
CH3
41.Isomeeride struktuurivalemite koostamine, isomeeride nimetamine.
Vihikus.
42.Küllastunud süsivesinikud. Alkaanide homoloogiline rida.
Küllastunud süsivesinikud ehk alkaanid
CH4 – metaan
CH3 - CH3 - etaan
CH3 - CH2 - CH3 - propaan
CH3 - CH2 - CH2 - CH3 - butaan
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 - pentaan
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 - heksaan
43.Alkaanide asendusreaktsioonid halogeenidega, krakkimine ja isomeerimine
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl kloormetall
Alkaanid alluvad krakkimisele: termilise C10H22 t’® CH5H12 + C5H10
Alkaane võib isomeerida:
44.Alkaanid looduses. Metaani omadused ja plahvatusohtlikus.

• Allkaane leidub looduses palju. Kõige lihtsam allkaan on metaan mis on kõikide looduslike gaaside (maagaas, kaevandusgaas, soogaas,) peam koostisosa, kõrvuti metaaniga sisaldub neis etaani, propaani, butaani jt allkaane. Maagaas ja kaevandusgaas sisaldavad peamiselt metaani, vähemal määral ka etaan, propaani ja butaani. Lahustunult sisaldab ka nafta neid gaase.
  

45.Nafta töötlemine. Nafta saaduste kasutusalad.
Naftast saadakse refinatsiooni abil:

• bensiini
  
• ligoriini
  
• persoodiumi
  
• gaasiõli
  
• kütteõli
  
• masuuti
  

46.Küllastumata orgaaniliste ühendite struktuur ja omadused: liitumisreaklsioonid 48.vesiniku, halogeenide ja halogeenvesinikega.
47.Aromaatsed ühendid ( areenid ). Benseen.
Aromaatsed süsivesinikud on aastakümneid olnud asendamatuks ja hinnaliseks toormeks paljude keemiliste ainete sünteesil ( plastid , pesuained, bensoehape , ravimid, värvained jne) ning lahustiks värvide ja lakkide tootmisel. Areenid esinevad õhus heitegaaside tagajärjel.
48.Kõrgmolekulaarsed ühendid (polümeerid), nende sünteesi põhimõte.
49.Polüeteeni saamine ja rakendusalad.
Polüeteeniks nimetatakse alkaani , mille süsinikahelas on mitu tuhat või mitukümmend tuhat süsiniku aatomit. Saadakse maagaasidest või naftast. Laialdane tootmisala plastmassis
50.Alkoholide struktuur, omadused ja rakendusalad.
Alkoholid on orgaanilises keemias aineklass, mille molekulis on hüdroksüülrühm (OH-rühm) seotud süsinikuaatomiga, millel pole teisi sidemeid hapnikuga, küll aga süsiniku või vesinikuga. Teisiti sõnastatuna on alkohol süsivesinik, milles üks vesiniku aatom on asendunud hüdroksüülrühmaga. Kasutatakse tööstuses lahustina , jäätumisvastase vedelikuna. Ravimites , kosmeetikas jne.
51.Alkoholide (metanooli ja etanooli) toime inimorganismile.
Alkoholid põhjustavad inimestel südame rütmi häireid , häirib maksa ainevahetust , nõrgendab tähelepanu, mõttetegevust, ja liigutuste koordinatsiooni , tekitab sõltuvust
52.Karbonüülühendite omadused ja kasutamine.
53.Karboksüülhapete struktuur, nomenklatuur ja keemilised omadused. 54.Karboksüülhapete tähtsmate esindajate iseloomustus.
Karboksüülhape on orgaanilises keemias hape, mis sisaldab karboksüülrühma (COOH). Nomenklatuuri kohaselt tuletatakse karboksüülhapete nimetused süsivesinike nimetustest ja lisatakse nimele lõppu "hape"(nt. etaanhape). Side hapniku- ja vesinikuaatomi vahel on nõrk.
55.Etaanhappe reageerimine metallide, aluseliste oksiidide, aluste ja alkoholidega .
Etaanhappe reageerimine :

• Karboksüülhapete reageerimine metallidega:
  

• 2CH3COOH + Zn = (CH3COO)2Zn + H2
  

• Reageerimine metalli oksiididega (näites on saadusteks raudetanaat ja vesi):
  

• CH3COOH + FeO = (CH3COO)2Fe + H2O
  

• Reageerimine hüdroksiididega (näites on saadusteks naatriummetanaat ja vesi:
  
• HCOOH + NaOH = HCOONa + H2O
  
• Reageerimine endast vähem püsiva happe (näites süsihappe) sooladega:
  

• 2CH3COOH + Na2CO3 = 2CH3COONa + H2CO3
  
• H2CO3 (süsihape) laguneb kergesti süsinikdioksiidiks (CO2) ja H2O ( veeks ).
  

• Reageerimine alkoholidega, tekivad estrid :
  

• CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
  

56. Eetrid ja estrid. Rasvad .
Estrid on orgaanilised ühendid, mis tekivad happe vesinikuaatomite asendumisel süsivesiniku radikaalidega. Karboksüülhapetest tekivad estrid karboksüülrühmade vesinikuaatomite asendumisel süsivesiniku radikaalidega. Eetrid on orgaanilised ühendid, mille molekulis kaks süsivesinikurühma on teineteisega seotud hapnikuaatomi kaudu.
57.Orgaaniliste ainete osatähtsus looduses ja tehismaailmas.
Org ühendeid on üle 10miljoni. Org ühendite osatähtsus loodused on väga suur, sest elu maal on seotud nende tekkega ja muundumisega, nad esinevad looduses keeruliste kompositsioonidena ja harva puhtal kujul. Org ainete vahel on koovalentsed sidemed, vesilahustes ei juhi elektrit, reageerivad aeglasemalt org happed, enamik laguneb 4000C Juures (anorgaanilised ained isegi ei sula sel temperatuuril), põlemisel tekkib CO2 ja vesi, PS nad söestuvad põlemisel. Org ained on pms koostisosaks ravimitele ja pesuvahenditele.
58.Tervishoid ja tööohutus keemia laboratooriumis.
59.Keemia rakendus inimtegevuse erinevates valdkondades.
Ülesanded
1.Arvutused aine keemiliste valemite kasutamisega.
2.Arvutused reaktsiooni võrrandite järgi.
3.Lahuste protsentarvutused.