Kasutaja:Kruusamägi/Keemilised elemendid

Allikas: Vikipeedia
Jump to navigation Jump to search
Liitiumi aatom
  See keemia-alane lehekülg valmib õppe-eesmärgil ja on mõeldud keemia-alaseks konspektiks.
Lehekülg ei ole veel valmis – palun oodake parandustega!
Siit leheküljelt ammutan ka inspiratsiooni uute keemialaste artiklite kirjutamiseks.


Metallid[muuda | muuda lähteteksti]

Metallid on keemilised elemendid ja lihtained, mille aatomite välimisel kihil on 1–3 elektroni, mille nad keemilistes reaktsioonides loovutavad.

Keemilised omadused[muuda | muuda lähteteksti]

1. Reageerivad lihtainetega (tuntuim nendest hapnik, tekivad oksiidid).

2. Kõrgemal temperatuuril reageerivad väävliga.

3. Reageerivad hapetega vastavalt pingereale.

4. Metall + vesi

5. Metall + sool (soolalahus)

Metallide saamine[muuda | muuda lähteteksti]

1. Saadakse loodusest ehedalt, maaki rikastades (põhiline on kuld).

2. Redutseerimine

a) Söega redutseerimine
Kõige odavam variant
  • Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO ja (viiakse läbi reageerimine eraldanud vingugaasiga) Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
b) H2-ga redutseerimine
  • CuO + H2 → Cu + H2O
c) Aluminotermia
Redutseerimine alumiiniumiga viiakse läbi kallite ja haruldaste metallide puhul
d) Sulatatud soolade elektrolüüs

Korrosioon[muuda | muuda lähteteksti]

Korrosioon on metallide hävimine väliskeskkonna toimel. Metallid oksüdeeruvad.

Keemiline korrosioon[muuda | muuda lähteteksti]

Keemiline korrosioon toimub kuivas keskkonnas ja metall reageerib otseselt lihtainega. Tavaliselt on temperatuur kõrge ja lihtaine on gaasilises olekus.

Elektrokeemiline korrosioon[muuda | muuda lähteteksti]

Elektrokeemiline korrosioon toimub metalli pinnal elektrolüüdi lahuses.

Korrosioonikaitse viisid[muuda | muuda lähteteksti]

Leelismetallid – 1A[muuda | muuda lähteteksti]

Leelismetallid moodustavad veega reageerides leeliseid (tugevaid aluseid).

Leelismuldmetallid – 2A[muuda | muuda lähteteksti]

Siirdemetallid[muuda | muuda lähteteksti]

Siirdemetallid on B alarühma metallid. Väliskihtidel tavaliselt 2 elektroni.


Liitium[muuda | muuda lähteteksti]

3





1
2
Li
6,939
Liitium

Naatrium[muuda | muuda lähteteksti]

11




1
8
2
Na
22,9898
Naatrium

Naatriumhüdroksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Naatriumkloriid[muuda | muuda lähteteksti]

Naatriumkarbonaat[muuda | muuda lähteteksti]

Naatriumvesinikkarbonaat[muuda | muuda lähteteksti]

Naatriumnitraat[muuda | muuda lähteteksti]

Kaalium[muuda | muuda lähteteksti]

19



1
8
8
2
K
39,102
Kaalium

Kaalium on vajalik osmoose rõhu säilitamiseks kudedes.

Väga vajalik mikroelement südametegevuseks. Ööpäevane vajadus täiskasvanud inimesel on umbkaudu 2–3 grammi.

Kaaliumkloriid[muuda | muuda lähteteksti]

Kaaliumkloriid (KCl) on kasutusel kaaliumväetisena.

Kaaliumhüdroksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Kaaliumhüdroksiid (KOH) on tugev leelis. Vedela (värvuselt rohelise) seebi lähteaine.

Kaaliumnitraat[muuda | muuda lähteteksti]

Kaaliumnitraat ehk kaaliumsalpeeter (KNO3) on musta püssirohu koostisosa. Kasutatakse kaalium- ja lämmastikväetisena. Kuumutamisel eraldab kergesti hapnikku.

Kaaliumpermaganaat[muuda | muuda lähteteksti]

Kaaliumpermaganaat (KMnO4) on tumelilla värvusega kristalne aine, mille lahusega puhastatakse haavu.

Rubiinium[muuda | muuda lähteteksti]

Tseesium[muuda | muuda lähteteksti]

55

1
8
18
18
8
2
Cs
132,905
Tseesium

Frantsium[muuda | muuda lähteteksti]

87
1
8
18
32
18
8
2
Fr
<223>
Frantsium


Kaltsium[muuda | muuda lähteteksti]

20



2
8
8
2
Ca
40,08
Kaltsium

Kaltsium on hõbevalge värvusega läikiv metall. Keemiliselt väga aktiivne (oksüdeerumise vältimiseks säilitatakse puhast kaltsiumit petroolis).

Inimorganismis on kaltsiumi vaja luukoe moodustamiseks, vere hüübimiseks, närviimpulsside ülekandeks, lihasekontraktsioonide tarvis jne. Täiskasvanu ööpäevane vajadus ca. 0,8 g. Inimorganismis leidub seda põhiliselt hammastes (kuni 25%), luudes (11%), rasvkoes (0,06%), maksas (0,01%) ja põrnas (0,01%). Luudes ja hammastes on peamisteks kaltsiumiühenditeks kaltsiumfosfaat ja -karbonaat.

Täiskasvanud inimese organismis on kaltsiumit umbes 1,7 kg. Võrdluseks: näiteks munakoores on kaltsiumi umbes 2,5 g (valdavalt kaltsiumkarbonaadina).

Kaltsiumkarbonaadist koosnevad näiteks pärlid ja korallid.

Kustutamata lubi[muuda | muuda lähteteksti]

Kustutamata lupja ehk kaltsiumoksiidi saadakse kaltsiumkarbonaadi põletamisel:

CaCO3 → CaO + CO2

Kustutatud lubi[muuda | muuda lähteteksti]

Kustutatud lubi ehk kaltsiumhüdroksiidi saadakse kaltsiumoksiidi reageerimisel veega:

CaO + H2O → Ca(OH)2 + H2

Kaltsiumkloriid[muuda | muuda lähteteksti]

Kaltsiumkloriid (CaCl2) on valge kristalne aine. Seob hästi õhust veeauru ja moodustab kristallhüdraadi (st: hügroskoopne aine).

Kaltsiumsulfaat[muuda | muuda lähteteksti]

Kaltsiumsulfaat on raskestilahustuv kristalne aine, mida leidub kipsina.

Kuumutamisel eraldub osa veest ja saadakse põletatud kips. Sellele vett lisades toimub ühinemisreaktsioon veega ja mass kivistub:

CaSO4 + 2H2O → CaSO4·2H2O

Strontsium[muuda | muuda lähteteksti]

38


2
8
18
8
2
Sr
87,62
Strontsium

Baarium[muuda | muuda lähteteksti]

56

2
8
18
18
8
2
Ba
137,34
Baarium

Raadium[muuda | muuda lähteteksti]

88
2
8
18
32
18
8
2
Ra
<266>
Raadium

Raud[muuda | muuda lähteteksti]

26



2
14
8
2
Fe
55,847
Raud

Raud (Ferrum; Fe) on hõbehall, magneetiliste omadustega, raske (7,9 g/cm3), raskestisulav (1540°C) metall. Raud on suhteliselt kõva (palju sõltub lisanditest), plastilise (s.t: hästi töödeldav), hea elektri- ja soojusjuht.

Raua järjenumber on 26. Raud asub Perioodilisussüsteemi VIII B rühmas ja 4. perioodis.

Raud on kõige levinum element Maa koostises ning levimuselt maakoores teine metall alumiiniumi järel.

Raual on neli stabiilset isotoopi massiarvudega 54, 56, 57 ja 58.

Inimorganismis kuulub raud hemoglobiini koostisse.

Maagid:

  • pruun ja punane rauamaak (Fe2O3)
  • must rauamaak e. magnetiit (Fe3O4) on musta värvi magnetiliste omadustega ühend.

Elektronskeem:

Fe +26| 2) 8) 14) 2)

Fe – 2e = Fe2+ Fe – 3e = Fe3+

Raud on keskmise aktiivsusega metall.

Reageerimine erinevate ainetega:

  • 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
  • 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2↑­
  • Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑­
  • 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
  • Fe + CuCl2 → FeCl2 + Cu

Raud(III)oksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Raud(III)oksiid ehk diraudtrioksiid (Fe2O3) on punakaspruuni värvusega kristalne aine, mida leidub punase ja pruuni rauamaagi koostises.

Raud(II)hüdroksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Raud(II)hüdroksiid (Fe(OH)2) on valget värvi kristalne aine. Tekib raud(II)soolade reageerimisel leelistega. Õhus seisteb oksüdeerub kiiresti raud(III)hüdroksiidiks.

Raud(III)hüdroksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Raud(III)hüdroksiid (Fe(OH)3)

Tekkimine: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Raudvitriol[muuda | muuda lähteteksti]

Raudvitriol ehk raud(II)sulfaat-vesi (1/7) (FeSO4*7H2O)

See leiab kasutust taimekahjurite tõrjes ja puidu konserveerimisel. Samuti kasutatakse seda värvide valmistamisel.

Raud(III)kloriid[muuda | muuda lähteteksti]

Raud(III)kloriid (FeCl3) on pruunika värvusega kristallne aine. HVäga hügroskoopne.

Levinuim raud(III)sool.

Meditsiinialaselt leiab selle lahus kasutust väiksemate haavade puhul verejooksu tõkestajana.

Alumiinium[muuda | muuda lähteteksti]

13




3
8
2
Al
26,9815
Alumiinium

Alumiinium (Aluminium; Al) on levinuim metalliline element.

Tähtsaim maak on boksiit (Al2O3)

Omadused:

  • Kristallilisel kujul väga kõva (korund, smirgel, rubiin, safiir)
  • Hõbevalge
  • Peegeldab hästi valgust
  • Kerge (2,7 g/cm3)
  • Sulab madalal temperatuuril (660°C)
  • Väga hea elektri- ja soojusjuht
  • Plastiline
  • Pehme

Elektronskeem:

Al +13| 2) 8) 3)

Al – 3e = Al3+

Alumiinium on üsna aktiivne metall, kuid õhuke ja tihe oksiidikiht kaitseb O2 ja H2O eest.

Reageerimine erinevate ainetega:

  • 4Al + 3O2 → 2Al2O3
  • 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑­
  • 2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu
  • 2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe

Alumiiniumi kasutamine:

  • Eelised: kerge, püsiv O2 suhtes, hea elektri- ja soojusjuht, odav
  • Puudused: pehme, reageerib hapetega

Nikkel[muuda | muuda lähteteksti]

28



2
16
8
2
Ni
58,71
Nikkel

Värvuselt on nikkel hõbevalge ja nõrgalt kollaka helgiga.

Niklil on 5 stabiilset isotoopi massiarvudega 58, 60, 61, 62 ja 64.

Tihedus on tavatingimustel 8,9 g/cm3. Sulamistemperatuur on 1455 °C.

Toatemperatuuril on nikkel püsiv (nii õhus kui veekeskkonnas).

Nikkeloksiid (NiO) ja niklisoolad on värvuselt rohelised.

Tähtsamad sulamid on nikroom (nikkel + kroom), melhior (vask + nikkel), invar (raud + nikkel) ja platiniit (raud + nikkel).

Niklit kasutatakse katalüsaatorina ja sellega hüdrogeenitakse vedelaid rasvu tahketeks.

Titaan[muuda | muuda lähteteksti]

22



2
10
8
2
Ti
47,90
Titaan

Titaan on hõbevalge värvusega raskestisulav kergemetall.

Toatemperatuuril on titaan keemiliselt väga püsiv.

Titaandioksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Titaandioksiid (TiO2) on parim olemasolev valge värvi pigment (väga head peegeldus- ja katmisvõime, pikk püsivus, värvipind ei pragune ja säilitab hästi läiget). Tuntud ka titaanvalge nime all. Sellest valmistatakse valget emaili.

Tantaal[muuda | muuda lähteteksti]

73

2
11
32
18
8
2
Ta
180,948
Tantaal

Tantaal on looduses haruldane sinakashalli värvusega raskemetall.

Toatemperatuuril on metall ülimalt püsiv, kuna selle pind on kaetud õhukese ja väga tiheda oksiidikihiga (Ta2O5).

Tantaaliga ei reageeri ei happed ega leelised.

Tantaal parandab metallisulamites sulamite omadusi.

Tantaal on väga kulumiskindel.

Plii[muuda | muuda lähteteksti]

82

4
18
32
18
8
2
Pb
207,19
Plii

Plii on väga pehme raskemetall. Värvuselt sinakasvalge, lõikepind hõbedane (kattub kiiresti tuhmi oksiidikihiga (PbO)).

Plii ja tema ühendid on mürgised!

Plii on nõnda pehme, et seda võib noaga lõigata.

Pliist valmistatakse elektrikaablite kattetorusid, haavleid ja akusid. Pliiühendeid kasutatakse ka õlivärvide (nt: oranž pliimennik) ja kristallklaasi valmistamisel.

Volfram[muuda | muuda lähteteksti]

74

2
12
32
18
8
2
W
183,85
Volfram

Volfram on helehall raskemetall. Ta on kõige kõrgema sulamistemperatuuriga metall (3400 °C).

1 kg volframist saab valmistada hõõgniite ?? 000-le elektripirnile.

Volframkarbiid[muuda | muuda lähteteksti]

Volframkarbiid (WC) on peaaegu teemanti kõvadusega volframi ja süsiniku ühend. Materjalina väga kuumakindel.

Volframkarbiidi ja koobalti ühendist valmistatakse pobediiti, mida kasutatakse lõiketerade ja puuriotste valmistamiseks.

Volframoksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Volframoksiid (WO3) tekib, kui volfram ühineb kõrgel temperatuuril hapnikuga.

Sellele vastab volframhape (H2WO4), mille sooli nimetatakse volframaatideks.

Tina[muuda | muuda lähteteksti]

50


4
18
18
8
2
Sn
118,69
Tina

Tina on madala sulamistemperatuuriga (232 °C) hõbevalge raskemetall.

Tal on 10 stabiilset isotoopi.

Tinast valmistatud pulga painutamisel on võimalik kuulda tinale iseloomulikku kriginat, mille tingib tinakristallide omavaheline nihkumine.

Kuna tina ei ole mürgine võib tinatatud nõudes toiduaineid hoida. Tinatatud plekist tehakse konservikarpe.

Tina ja vase sulam on pronks.

Tina ja plii sulamit kasutatakse jootmisel.

Tinasulfiid (SnS2) on tuntud kui kassikuld.

Kroom[muuda | muuda lähteteksti]

24



1
13
8
2
Cr
51,996
Kroom

Kroom on raskestisulav hõbevalge metall. Väga kõva aga samas habras.

Tavatamperatuuril püsiv aga kõrgel temperatuuril (2000 °C) põleb hapnikus kroom(III)oksiidiks.

Kroom(III)oksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Kroom(III)oksiid ehk dikroomtrioksiid (Cr2O3) on rohelise värvusega kristalne aine, üks tähtsamaid kroomi oksiide.

Seda kasutatakse roheliste värvide ja klaasi valmistamisel.

Kroom(IV)oksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Kroom(IV)oksiid ehk kroomtrioksiid (CrO3) on punase värvusega kristalne aine. Väga tugev oksüdeerija – paljud orgaanilised ühendid süttivad sellega kokkupuutes.

Reageerib veega moodustades kroomhappe ja dikroomhappe.

CrO3 + H2O = H2CrO4
2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Kaaliumkromaati (esimese happe soola; K2CrO4) ja kaaliumdikromaati (teise happe soola; K2Cr2O7) kasutatakse laborites reaktiividena, tuletikutööstustes, pürotehnikas ja puidu immutamisel. Varem on kasutatud ka fotograafias.

Need ained on tugevad oksüdeerijad. Samuti on need mürgised.

Puidu immutamisel nendega muutub puit mittesüttivaks ja saavutab püsivuse paljude seenhaiguste, bakterite ja putukate suhtes.

Kroomühendeid kasutatakse ka riidematerjalide töötlemisel.

Kroomkaaliummaarjast kasutatakse nahaparkimisel. Sellega töödeldud nahk muutub painutamisele ja kulumisele vastupidavaks, omandab ilusa läike ja ei pundu vees. Sellist nahka nimetatakse kroomnahaks.

Mittemetallid[muuda | muuda lähteteksti]

Süsinik[muuda | muuda lähteteksti]

6





4
2
C
12,01115
Süsinik

Süsinik on keemiline element järjenumbriga 6 ja massiarvuga 12.

Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 12 ja 13.

Looduses leidub ka radioaktiivset isotoopi massiarvuga 14, mille poolestusaeg on 5700 aastat ja mis tekib kosmilise kiirguse toimel.

Süsinik on mittemetall.

Süsinikul on kalduvus moodustada 4 sidet või vastaval arvul mitmekordseid sidemeid. Et süsinik moodustab palju vähepolaarseid kovalentseid sidemeid, on oksüdatsiooniastme määramine sageli raske. Märkus: oksüdatsiooniaste määratakse araabia numbritega kuna rooma numbritega ei saa murde kirjutada.

Tal on palju allotroopseid vorme. Tavatingimustes on neist stabiilseim grafiit. Teisteks vormideks on teemant ja mitmesugused karbüünide ja fullereenide vormid.

Süsiniku stabiilseim oksiid on süsihappegaas (CO2). Oluline on ka süsinikoksiid (CO).

Süsinik on oluline element orgaanilistes ühendites ning kesksel kohal orgaanilises keemias. Seetõttu nimetatakse seda keemiavaldkonda sageli ka süsinikukeemiaks.

Süsinikoksiid ehk vingugaas[muuda | muuda lähteteksti]

Vingugaas (CO) on värvusetu, lõhnatu ja väga mürgine gaas. Vees hästi ei lahustu.

Süsinikku: 42,9%, hapnikku: 57,1%.

Inimorganism eritab CO-d umbes 10 ml ööpäevas.

Vingumürgistust põhjustab vingugasi ühinemine hemoglobiiniga, mille käigus tekib väga püsiv karboksühemoglobiin (HbO2 + CO → HbCO + O2). Üks hemoglobiinimolekul seob neli CO molekuli ja nendevaheline side on 250 korda püsivam kui side hapnikuga. CO peatab hemoglobiini hingamisfunktsiooni ja organismil tekib hapnikupuudus.

Süsinikdioksiid ehk süsihappegaas[muuda | muuda lähteteksti]

Süsinikdioksiid
Süsinikdioksiid Süsinikdioksiid

Süsihappegaas (CO2) on värvusetu, peaegu lõhnatu (nõrgalt hapuka lõhnaga) gaas. Ei ole mürgine. Õhust 1,5 korda raskem.

Lahustub hästi vees teatud määrani.

Kõrge süsihappegaasisisaldus õhus võib tekitada lämbumist. Suurim lubatud kontsentratsioon õhus (tööruumides) on 0,5%.

Tahket süsihappegaasi nimetatakse kuivjääks. Süsihappegaas tahkub temperatuuril −78,5°C.
Ettevaatust! Kokkupuude veeldatud või tahke süsihappegaasiga põhjustab külmakahjustusi.

Suhteline tihedus on 0,82.

Süsinikku: 27,3% ja hapnikku: 72,1%.

Süsihappegaas lahustub vees mõõdukal määral. Lahused on happelised süsihappe esinemise tõttu.

Tööstusliku süsihappegaasi hind (2007): 30 kg ballon on ca. 570 kr.
Toiduainetööstuses kasutatava süsihappegaasi hind: 10 kg BIOGON toidusüsihappegaasi balloon maksab ca. 385 kr (sellest kogusest piisab umbes 600 liitri joogikraami gaseerimiseks – see tähendab, et ühe liitri joodava kohta kuluks 16,(6) g süsihappegaasi, mis maksab ca. 64 senti).

Metaan[muuda | muuda lähteteksti]

Methane-2D-stereo.svg

Metaan (CH4) on värvitu, lõhnatu, maitsetu mürgine gaas, mis ei lahustu vees. Metaan on õhust kergem.

Metaani põlemine:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Metaani kasutamine:

kütteks, toorainena keemiatööstuses

Biokeemilised aineringed: Süsinikuringe[muuda | muuda lähteteksti]

Süsinikuringe näeb välja järgmine:


Hapnik[muuda | muuda lähteteksti]

8





6
2
O
15,9994
Hapnik

Hapnik

Biokeemilised aineringed: Hapnikuringe[muuda | muuda lähteteksti]

Hapnikuringe näeb välja järgmine:


Vesinik[muuda | muuda lähteteksti]

1






1
H
1,00797
Vesinik

Vesinik (Hydrogenium; H) on gaas.

Leidumine looduses:

leviku poolest Maal 9. kohal, universumis kõige levinum element.

Saamine tööstuses:

  • Vee elektrolüüs
2H2O → 2H2 + O2
  • maagaasi lagundamisel
CH4 → C + 2H2

Füüsikalised omadused:

  • kergeim gaas (õhust 14,5 korda kergem)
  • värvusetu, lõhnatu, maitsetu

Keemilised omadused:

  • Põleb
2H2 + O2 → 2H2O
Redutseerib oksiididest metalle
H2 + CuO → Cu + H2O

Isotoobid: Vesinikul 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. Isotoopi massiarvuga 1 nimetatakse prootiumiks ja keemiline sümbol H käib eriti selle isotoobi kohta. Isotoopi massiarvuga 2 nimetatakse deuteeriumiks, mille keemiline sümbol 2H (mitteametlikult D).

Vesinikul on ka radioaktiivne isotoop massiarvuga 3 ja poolestusajaga 12,3 aastat. Selle nimetus on triitium ja sümbol 3H (mitteametlikult T). (Erinimetused ja -sümbolid on ka isotoopidel, mis kuuluvad radioaktiivsetesse ridadesse.)

Prootiumi aatomi tuum on prooton, mis on elementaarosake. Deuteeriumi aatomi tuum on deuteron, mis koosneb ühest prootonist ja ühest neutronist. Triitiumi aatomi tuum on triiton, mis koosneb ühest prootonist ja kahest neutronist.

Väävel[muuda | muuda lähteteksti]

16




6
8
2
S
32,064
Väävel


Väävlit sisaldavad karvad, suled, sarved, küüned jne. Täiskasvanud inimese ööpäevane väävlinorm on 1,2 grammi.

Vääveldioksiid[muuda | muuda lähteteksti]

Vääveldioksiid (SO2) on terava lõhnaga mürgine gaas.

Divesiniksulfiid[muuda | muuda lähteteksti]

Divesiniksulfiid (H2S) on värvitu mädamunalõhnaline mürgine gaas.

Mürgisus: Divesiniksulfiidi 0,2 % sisalduse juures õhus saabuks inimesele surm minuti jooksul; 0,07 % sisalduse korral sureks inimene tunni jooksul; 800 ppm 5 minuti vältel on 50 % inimestele surmav kontsentratsioon; kontsentratsioon mis ületab 1000 ppm viib juba esimese hingetõmbega kokkukukkumisele ja toob kaasa hingamistegevuse lakkamise.

Lahustuvus vees on 2,5 g/1 l kohta temperatuuril 40 °C.

Seda gaasi tekib näiteks roiskumisel ja vulkaanipursetel.

Biokeemilised aineringed: Väävliringe[muuda | muuda lähteteksti]

Väävliringe näeb välja järgmine:

  • Taimede juured seovad sulfaate (SO42-).
  • Sulfaatides esinev hapnik seondub aminohapete sünteesimise käigus vesinikuga.
  • Loomad söövad taimi.
  • Loomad/taimed surevad. Väävlit sisaldavad aminohapped lagundatakse bakterite toimel divesiniksulfiidideks.
  • Bakterite toimel eraldub sulfiididest väävel.
  • Väävel seotakse teiste bakterite poolt hapnikuga. Tekivad taas sulfaadid.


Kloor[muuda | muuda lähteteksti]

17




7
8
2
Cl
35,453
Kloor

Kloor on keemiline element järjenumbriga 17.

Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 35 ja 37 (sealt ka keskmine molaarmass 35,5 vastavalt nende isotoopide esinemissagedusele)

Keemilistelt omadustelt on kloor halogeen. Seetõttu on tema stabiilseim oksüdatsiooniaste -1. Teised klooriühendid, sealhulgas kloori oksiidid, on tugevad oksüdeerijad ja vähestabiilsed. Kloori oksiidid on happelised. Vesinikuga moodustab kloor vesinikkloriidi, mis on tugevalt happeline.

Ta moodustab kaheaatomilisi molekule ja on normaaltingimustel rohekaskollane gaas, mis kondenseerub temperatuuril –33°C.

Kloor on keemiliselt aktiivne. Ta mõjub inimkehale, eriti kopsudele, söövitavalt.

Lämmastik[muuda | muuda lähteteksti]

7





5
2
N
14,0067
Lämmastik



Biokeemilised aineringed: Lämmastikuringe[muuda | muuda lähteteksti]

Lämmastikuringe näeb välja järgmine:



Fosfor[muuda | muuda lähteteksti]

15




5
8
2
P
30,9738
Fosfor



Vaata ka[muuda | muuda lähteteksti]

Välislingid[muuda | muuda lähteteksti]