Oksiidid koosnavad kahest elemendist, millest üks on hapnik.
Liigitus:
Metallioksiidid Mittemetallioksiidid
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: Saamine:
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+ vesi b) lahustumatute aluste lagundamisel
Happeline oksiid+ALUSELINE OKSIID=sool c) soolade(karbonaatide, nitraatide)
Happeline oksiid+vesi = HAPE lagunemisel
(va. SiO2-liiv ei reag. veega) (nitraatide lagun. sõltub metalli aktiivsusest:
2 KNO3= 2 KNO2 + O2
III Amfoteerne oksiid+ HAPE =sool+vesi 2 Zn(NO3)2 = 2 ZnO+ 4 NO2 + O2
Amfoteerne oksiid+ALUS(leelis)+ vesi =kompleksühend 2 AgNO3= 2 Ag + 2 NO2 + O2 )
Amfoteersed oksiidid veega ei reageeri
IV Neutraalsed oksiidid ei reageeri ei happe, ei alusega ega veega.
Neutraalne oksiid + O2 = kõrgema oksüdatsiooniastmega oksiid
Rahvapärased nimetused:
CaO- pöletatud lubi, kustutamata lubi; Fe2O3- punane või pruun rauamaak; Fe3O4- rauatagi, magnetiit; Al2O3- boksiit, korund, rubiin, safiir, smirgel;
SiO2- liiv; CO2- süsihappegaas, CO- vingugaas; N2O- naerugaas
Alused koosnevad metallioonist ja
hüdroksiidioonist. Alused on ained, mis liidavad prootoni (H+).
Liigitus:
Vees lahustuvad alused e. LEELISED Vees lahustumatud alused Amfoteersed alused
NaOH, KOH, Ba(OH)2 enamus alustest( vt. lahustuvuse tabelit) Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3
Keemilised omadused: Saamine:
I leelis + HAPE = sool + vesi I Leeliseid saadakse:
leelis + HAPPELINE OKSIID= sool+ vesi a) aktiivne metall+ vesi= leelis + vesinik
leelis + SOOL = uss sool + uus alus ( üks neist sade↓) b) aktiivse metalli oksiid + vesi = leelis
II lahustumatu alus + HAPE = sool + vesi II Lahustumatuid aluseid saadakse :
lahustumatu alus+ HAPPELINE OKSIID= sool+ vesi Vastava metalli vees lahustuv sool+ leelis=
lahustumatu alus = vastav oksiid + vesi = lahustumatu alus + uus sool
III amfoteerne alus + HAPE = sool + vesi
amfoteerne alus + LEELIS = KOMPLEKSÜHEND
Rahvapäraseid nimetusi:
NaOH- seebikivi, sööbenaatrium
KOH- sööbekaalium
Ca(OH)2- kustutatud lubi, lubjapiim( hägune lahus), lubjavesi (selge lahus: saadakse lubjapiima seismisel, kui lahustumatu osa settib nõu põhja)
Happed on ained, mis loovutavad prootoni (H+).
Liigitus:
Keemilised omadused:
2HCl + Mg(OH)2 = MgCl2 + 2H2O
2HCl + MgO = MgCl2 + H2O
3. hape + METALL = sool + vesinik (vt. pingerida)
(va. HNO3 ja konts. H2SO4 puhul ei redutseeru vesinikioon)
2HCl + Mg = MgCl2 + H2
2HCl + Na2S = 2NaCl + H2S
H2CO3 = CO2 + H2O
Saamine:
(va. Ränihapet)
N: SO3 +
H2O = H2SO4
N: H2 + Cl2 = 2HCl
N: FeS + H2SO4 = FeSO4 + H2S
Soolad koosnevad metallioonist ja happejääkioonist
Liigitus:
Lahustuvuse järgi
Kõik N, Na- soola vt. lahustuvuse tabelit
Kõik nitraadid BaSO4↓; AgCl↓ jt.
Lihtsoolad Vesiniksoolad
NaCl; Na2SO4 NaHPO4 = 2Na+ + HPO4-2
Na3PO4 = 3Na+ + PO4-3 NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-
Keemilised omadused:
1.
sool +
LEELIS = uus sool + uus alus
(vees lahustuvad)
2.
sool +
HAPE = uus sool + nõrgem hape
3.
sool +
SOOL = uus sool + uus sool
(vees lahustuvad)
4.
sool +
METALL = uus sool + vähemaktiivne metall
(vees
lahust.)
ERAND! Väga aktiivsed metallid reageerivad
eelistatult soola vesilahuses oleva veega, andes leelise ja see omakorda võib
reageerida soolaga.
|
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ |
|
|
|
2Na + ZnCL2 + 2H2O
= Zn(OH)2↓ + 2NaCl + H2↑ |
|
2NaOH + ZnCL2 = Zn(OH)2↓
+ 2NaCl |
|
5.
karbonaadid
ja nitraadid lagunevad kuumutamisel
|
|
2NaNO3 = 2NaNO2
+ O2↑ |
|
CaCO3 = CaO + CO2↑ |
2Zn(NO3)2 =
2ZnO + 4NO2↑ + O2↑ |
|
lubjakivi
põletatud lubi |
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑
+ O2↑ |
Soolade saamine:
1.
hape +
metall = sool + H2↑
2.
hape +
aluseline oksiid = sool + H2O
3.
hape +
alus = sool + H2O
4.
hape +
sool = sool + hape
5.
alus
happeline oksiid = sool + H2O
6.
leelis
+ sool = sool + alus (↓)
7.
sool +
metall = sool + metall
8.
sool +
sool = sool + sool (↓)
9.
aluseline
oksiid + happeline oksiid = sool
10.metall + mittemetall = sool
Soolade rahvapäraseid
nimetusi:
NaHCO3 - söögisooda CaCO3 • MgCO3 -dolomiit
Na2SO4 • 10 H2O - glaubri sool Ca3(PO4)2 –fosforiit, apatiit
NaNO3 - tsiili salpeeter CaF2 – sulapagu
KNO3 - india salpeeter CuSO4 • 5H2O
– vaskvitriol
AgNO3 – põrgukivi FeSO4 • 7 H2O –
raudvitriol
KMnO4 –
kaaliumpermanganaat FeS2
– püriit
KClO3 – Berthollet`sool NH4NO3
- salmiaak
Leidumine:
4/5 elementidest on metallid. Enamlevinud on Al, Fe, Ca, Na, K, Mg.
Ehedana leidub väheaktiivseid metalle: Cu, Hg, Ag, Au, Pt, enamuses metallidest leiduvad ühenditena maakide koostises. Maagid võivad olla oksiidsed(Fe2O3, Al2O3), sulfiidsed( Cu2S, HgS, FeS2), kloriidsed ( NaCl, KCl), karbonaatsed, …jt.sooladena.
Aatomi ehitus ja paiknemine per. süsteemis:
Per. süsteemis- vasakul all; väliskihis 1-3 elektroni, aatomiraadius suhteliselt suur; elektronegatiivsus suhteliselt väike; loovutavad elektrone; on redutseerijad; ühendites omandavad positiivse oksüdatsiooniastme.
Metalliline side:
Metallioonide ja “vabade elektronide” vaheline side.
Füüsikalised omadused:
Üldised: hea elektri .ja soojusjuhtivus, metalliline läige, plastilisus.
Erinevused:
1. Läige ja peegeldumisvõime (sile poleeritud pind):
parimad peegeldusvõimelt hõbe(Ag). alumiinium(Al), kuld(Au).
Pulbrina enamus hallikas-mustad, kuid Al ja Mg on ka pulbrina läikivad.
2. Elektrijuhtivus ja soojusjuhtivus:
Parimad elektrijuhid: hõbe(Ag), vask(Cu) , alumiinium(Al).
Kehvad:elavhõbe( Hg), plii(Pb).
Üldiselt head elektrijuhid on ka head soojusjuhid. Temperatuuri tõustes metallide elektrijuhtivus väheneb. Absoluutse nulli juures praktiliselt piiramatu elektrijuhtivus.
3. Värvus:
Mustad (raud ja tema sulamid), värvilised (kõik ülejäänud). Enamus hallikasmustad,
Cu- punakas, Au- kollakas, Zn- sinakasvalge.
4. Plastilisus:
Plastsed: Au, enamus. (1 g kullast saab tõmmata 3-4 km traati, teha 0,003 mm leht)
Haprad: antimon(Sb), mangaan (Mn)
5. Kõvadus:
Kõvad: kroom (Cr), osmium (Os), mangaan(Mn)
Pehmed: leelismetallid, plii (Pb), tina (Sn), kuld (Au)
6. Sulamistemperatuur: ( üle 1000º C –rasksulavad, alla 1000ºC – kergsulavad)
Rasksulavad: volfram (W) 3410 º, osmium (Os), kroom (Cr), raud (Fe), nikkel (Ni)
Kergsulavad: elavhõbe (Hg) -39ºC, leelismetallid
7. Tihedus: (üle 5g/cm3 on raskmetallid, alla 5g/cm3 on kergmetallid)
Raskmetallid: Osmium (Os) 22,5 g/cm3 , plaatina (Pt), volfram (W), kuld(Au), hõbe (Ag)
Kergmetallid: liitium (Li) 0,5 g/cm3
8. Magnetiseeritavus:
ferromagneetilised: raud (Fe), koobalt (Co), nikkel (Ni)- tugevalt magneetiseeritavad
paramagneetilised: alumiinium (Al), kroom (Cr)- nõrgalt magnetiseeritavad
diamagneetilised: vask (Cu), tina (Sn)- ei magneetu, tõukuvad magnetist
Metallid lihtainetena käituvad reaktsioonides alati redutseerijatena (loovutavad elektrone) ja ühendites omandavad alati positiivse laengu.
Reageerimine mittemetallidega:
Halogeenidega (tekivad fluoriidid, kloriidid, bromiidid jne.: Ca+Cl2=CaCl2 (Ca0-2e-=Ca2+ ja 2Cl0+2e-=2Cl-)
Hapnikuga (tekivad oksiidid):
2Ca+O2=2CaO
Väävliga (tekivad sulfiidid):
Ca+S=CaS
Reageerimine veega: (vt. metallide aktiivsuse rida)
Aktiivsed metallid (K-Mg) reag. külma veega, tekivad leelis ja H2
Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2
Keskm. aktiivsusega metallid reag. veeauruga, tekivad oksiid ja H2
Zn+H2O=ZnO+H2
Reageerimine hapetega: (vt. metallide aktiivsuse rida)
Vesinikust eespoololevad metallid tõrjuvad hapetest(v.a.HNO3 ja kontsentreeritud H2SO4) vesiniku välja:
Zn+2HCl=ZnCl2+H2
Reageerimine sooladega: (vt. metallide aktiivsuse rida)
Metall reageerib vees lahustuva soolaga, kui ta on aktiivsem kui soola koostises olev metall:
Zn+CuCl2=ZnCl2+Cu
Erandid:Väga aktiivsed metallid(mis reageerivad külma veega) eelistatult reageerivad soola vesilahuses oleva veega, tekitades leelise ja vesiniku ning tekkinud leelis reageerib edasi soolaga:
2Na+CuCl2+2H2O= Cu(OH)2+2NaCl+H2
2Na+ 2H2O=2NaOH+H2 2NaOH+CuCl2=Cu(OH)2+2NaCl
Kivimeid, mis sisaldavad tootmisväärses koguses metallide ühendeid, nimetatakse metallimaakideks.
2PbS+3O2=2PbO+2SO2
Redutseerijana kasutatakse:
a) koksi (C) (kõige odavam)
Fe3O4+4C=3Fe+4CO
b) süsinikmonooksiidi (CO), mis tekib ka koksi kasutamisel
Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2
c) vesinikku (väga puhaste metallide saamiseks)
CuO+H2=Cu+H2O
d) alumiiniumi (aluminotermia),kui on metalli vaja toota rasksulavast maagist
Cr2O3+2Al=2Cr+Al2O3
Aktiivseid metalle saadakse sulandite elektrolüüsil:
2NaCl=2Na+Cl2
Sulatatud boksiidist saadakse elektrivoolu abil alumiiniumi:
2Al2O3=4Al+3O2
Korrosioon on metallide iseeneslik hävinemine ümbritseva keskkonna mõjul. Metall oksüdeerub keskkonnas oleva oksüdeerija toimel metalliühendiks. See on energeetiliselt soodne protsess.
Korrosiooni liigid:
3Fe + 2O2=Fe3O4 või 2Fe+3Cl2=2FeCl3
Elektrokeemiline korrosioon toimub elektrolüüdi lahuses ( niiske pinnas, niiske õhk, sooli sisaldavad veekogud) ja kahe erineva kontaktse metalli olemasolul (ka see tingimus enamasti täidetud).
Aktiivsem metall oksüdeerub (loovutab elektrone): Me0-ne-=Me+n
Vähemaktiivse metalli pinnal toimub redutseerumine. Neutraalses või aluselises keskkonnas redutseerub veekiles lahustunud hapnik, happelises keskkonnas H+ .
Vigastatud tsingitud raudpleki korrosioonil on aktiivsemaks metalliks Zn, järelikult oksüdeerub Zn: Zn0-2e-=Zn+2 .
Raua kui vähemaktiivsema metalli pinnal toimub:
happelises keskkonnas H+ redutseerumine: 2H++2e-=H2 ,
neutraalses või aluselises keskkonnas vees lahustunud hapniku redutseerumine: O2+2H2O+4e-=4OH-
Korrosioonitõrje:
Sulamid
Sulam on kahe (või enama) metalli või metalli ja mittemetalli kokkusulatamisel või nende pulbrilise segu paagutamisel saadud materjal.
Sulamite omadused erinevad koostismetallide omadustest: sulamid on tavaliselt kõvemad ja madalama sulamistemperatuuriga.
Sulamite liigitus ehituse järgi:
Tähtsamad sulamid
Rauasulamid:
Malm (Fe+üle 2% C), habras, raskesti töödeldav (pliidirauad)
Teras (Fe+alla 2% C), hästi töödeldav (mitmesugused tööriistad)
Eriterased (Fe+ mitmesugused legeerivad lisandid), eriomadustega
Roostevaba teras (+Cr), tööriistad, noad, käärid jm.
Damaskuse teras (+W+Al+Si), relvad
Samuraiteras (+Mo), mõõgad,
Hadfieldi teras (+ üle 12 % Mn), seifid, trellid, roomikud)
Rootsi terased (+V), tööriistad, autoteljed,-vedrud, zilett
Vasesulamid:
Pronks (+Sn), skulptuurid, medalid, seadmed
Messing e. valgevask (+Zn), veekraanid, masinaosad, vaskpillid
Uushõbe (+Ni+Zn), ehted, lusikad, kellaosad, metallraha
Melhior (+Ni+Fe+Mn), mündid, ehted, lauatarbed
Alumiiniumisulam: Duralumiinium(+Mg+Mn+Cu),
(kerge ja tugev),lennukiehitus
Elavhõbedasulam e. amalgaam: hõbeamalgaam (+Ag), kasut. hammaste plombeerimisel
Keemilise reaktsiooni kiirus
Keemilise reaktsiooni kiirust
iseloomustab ainete konsentratsiooni muutus ajaühikus.
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid:
1.
reageerivate ainete iseloom (aktiivsemad reageerivad kiiremini)
2.
regeerivate ainete kokkupuute pind (mida suurem seda kiirem)
3.
ainete konsentratsiooni mõju (mida suurem seda kiirem)
4.
temperatuuri mõju (temperatuuri tõstmisel 10 kraadi võrra reaktsiooni
kiirus kasvab 2-4 korda)
5.
rõhu mõju gaasiliste ainete puhul (rõhu tõstmine suurendab gaasiliste
ainete konsentratsiooni, järelikult ka kiirust)
6.
katalüsaatorid – ained, mis suurendavad reaktsiooni kiirust ning mille
koostis ja kogus jääb reaktsiooni lõpus samaks. (ensüümid on biokatalüsaatorid)
Keemiline tasakaal
Reaktsioonid, mis kulgevad ainult ühes suunas ja lõpuni, on pöördumatud
reaktsioonid. Reaktsioonid, mis kulgevad mõlemas suunas ja ei kulge lõpuni vaid
mingi tasakaalu olekuni on pöörduvad reaktsioonid.
Keemiline tasakaal on pöörduva reaktsiooni olek, mille korral
päri- ja vastassuunaliste reaktsioonide kiirused on võrdsed.
Keemilist tasakaalu
saab nihutada
kontsentratsiooni, temperatuuri ja rõhku (gaaside puhul) muutes.
Le Chatelier
printsiip: Keemiline reaktsioon
töötab alati vastu tekitatud muutusele.
Kui meie temperatuuri tõstame, püüab reaktsioon seda alandada: st
nihkub selles suunas, kus energiat neelatakse.
·
Lähteainete
kontsentratsiooni suurendamisel nihkub tasakaal saaduste tekke suunas (saadusi
tekitades lähteained reageerivad ära, sellega nende kontsentratsioon väheneb),
vähendamisel lähteainete suunas.
·
Saaduste
kontsentratsiooni suurendamisel lähteainete tekke suunas, vähendamisel saaduste
tekke suunas.
·
Temperatuuri
tõstmisel nihkub tasakaal endotermilise protsessi suunas, alandamisel
eksotermilise protsessi suunas. (kui pärisuunaline reaktsioon on eksotermiline,
siis vastas suunaline endotermiline jvp)
·
Rõhu tõstmisel
nihkub tasakaal väiksema gaasi moolide arvu suunas, alandamisel suurema gaaside
mooli arvu suunas.
(kui võrrandi mõlemal poolel on gaaside, moolide arv
võrdne, siis rõhu muutmine mõju ei avalda)
Mittemetallide võrdlev iseloomustus.
Aatomi ehitus:
Väliskihil 4-8 e-.
Mittemetallilised omadused kasvavad liikudes perioodis vasakult paremale
ja rühmas alt üles. Samas suunas kasvab ka elektronegatiivsus (e-
sidumise võime) ja väheneb aatomiraadius. Mittemetallid võivad elektrone nii
liita kui ka loovutada vastavalt reaktsioonipartnerile. ( F ainult liidab)
Füüsikalised omadused: (erinevused suured)
Olek: tahke (S, Si, C, P, I2), vedel(Br2),
gaasiline (H2, O2, N2,
Cl2, F2, väärisgaasid)
Värvused: S-kollane, P-punane või valge, I2-hallikasmust,
Br2- punakaspruun, Cl2-rohekaskollane
Halvad elektrijuhid (v.a. grafiit)
Halvad soojusjuhid (v.a. vesinik, teemant)
Mõned madala st°-ga, pehmed: väävel (molekulvõrega)
Mõned väga kõrge st°-ga, väga kõvad: teemant (aatomvõrega)
Allotroopia: üks element mitme lihtainena.
Hapnik: monohapnik O, dihapnik (tavaline) O2, osoon O3
Süsinik: teemant, grafiit, karbüün, fullereen
Väävel: rombiline, monokliinne, plastiline
Keemilised omadused:
Reag. metallidega: (metall-redutseerija, mittemetall- oksüdeerija)
Mg + Cl2= MgCl2 ; 2Mg+O2=2MgO ;
Mg+S=MgS
Reag. mittemetallidega: (aktiivsem mittemetall on oksüdeerijaks)
Vesinikuga: (vesinik-redutseerija, teine mittemetall-oksüdeerija)
H2+Cl2=2HCl; 2H2+O2=2H2O; H2+S=H2S; 3H2+N2=2NH3
Hapnikuga: (enamuses on O2 oksüdeerijaks, v.a. reag.
fluooriga)
S+O2=SO2 C+O2=CO2
2C+O2=2CO
Reag. liitainetega:
Veega: Cl2+H2O=HClO+HCl 2F2+2H2O=4HF+O2 (põleb vees)
Halogeniididega: 2NaCl+F2=2NaF+Cl2 NaF + Cl2≠
Vesinik. H2
H+1/ 1) 1s1 H:H
Isotoobid
on elemendi teisendid, milles prootonite arv on sama, aga neutronite arv on
erinev; seega ka massiarv erinev.
Vesiniku isotoobid:
Tavaline vesinik ehk prootium: Prootoneid 1, neutroneid 0, nende masside
summa e.massiarv seega 1.
Raske vesinik e. deuteerium (D):
p+ on 1, n0 on 1, massiarv
2.
Üliraske vesinik e. triitium (T): p+ on 1, n0 on 2,
massiarv 3.
Vesiniku leidumine.
≈
75% Päikese ja tähtede massist.
Kuna H2
on väga kerge, siis Maa gravitatsioon ei suuda teda kinni hoida. Vähesel määral
leidub vulkaaniliste gaaside ja naftagaaside koostises.
Vesiniku füüsikalised omadused.
Värvusetu, lõhnatu, maitsetu,
kõige kergem gaas. Vees lahustub väga halvasti (hästi pallaadiumis). Väga madal
keemistemperatuur.
Vesiniku kasutamine:
Vesinikuenergeertika:2H2+O2=2H2O
(ΔH<0),eksoterm.
Kütuselemendid, kasutatakse kosmoslaevades.
Raketikütusena.
Redutseerijana metallimaakidest metalli saamisel.
Ammoniaagi (NH3) tootmisel.
Vesiniku keemilised omadused.
Tavatingimustel
väheaktiivne.Kõrgemal temperatuuril 1.) H2 on tavaliselt
redutseerija (H0 -1e-= H+1) :
H2+Cl2=2HCl
H2+S=H2S
3H2+N2=2NH3
H2+CuO=Cu+H2O
2.) Aktiivsete
metallidega reageerides on aga
H2 oksüdeerija (H0 +1e-=
H-1) :
2Na+H2=2NaH
(naatriumhüdriid)
Ba+H2=BaH2
(baariumhüdriid)
Vesiniku saamine.
1.) laboratoorselt: Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑
2.) tööstuses:a)veeauru
juhtimisel üle hõõguvate süte:
C+H2O = CO+ H2↑(H2
eraldatakse sügavjahutamisel)
b) maagaasist: CH4+H2O=CO+3H2↑
3.) väga puhast H2
saadakse vee elektrolüüsil:
2H2O→2H2
↑+O2 ↑
Katoodil eraldub vesinik
ja anoodil eraldub hapnik.
Halogeenid. VII A
rühm: F2 ,Cl2 ,Br2 ,I2 .
Aatomi ehitus.
7e- välisel
kihil: ns2 np5 , 1 paardumata e- (1 side)
Min. o.-a. –I,
maksimaalne o.-a +VII
(va.F, mis kunagi ei
loovuta ühtki elektroni).
Aatomiraadius kasvab
rühmas ülalt alla, seega väheneb e- sidumise võime
(elektronegatiivsus) ja väheneb mittemetallilisus. Kõik halogeenide molekulid
on kahe aatomilised: F2
,Cl2 ,Br2 ,I2 .
Füüsikalised omadused:
Kõik mürgised.Rühmas
ülalt all kasvab tihedus, st0,kt0 tõuseb, värvus tumeneb.
F2
helekollane mürgine gaas
Cl2
rohekaskollane mürgine gaas
Br2
punakaspruun mürgine vedelik
I2 mustjas
metalse läikega mürgine tahke aine.
I2
sublimeerurumisel tekib lilla joodi aur.
Mittepolaarsete ainetena
vees lahustuvad halvasti.
Halogeeniuhendite leidumine
looduses.
Ainult
ühenditena ( kuna väga aktiivsed).
F- sulapaona CaF2 koos fosforiidiga
Cl- merevees ja ka lademetena NaCl, KCl.
Br- vähesel määral merevees(≈300 Χ vähem kui Cl-)
I- haruldane võrreldes teiste halogeniididega, leidub vetikates.
Biotoime:
Kuni 1
mg F- liitris vees aitab
vältida kaariese teket, rohkem kui 1 mg F- liitris vees aga tekitab fluoroosi. Suuremas koguses
aga põhjustab mälukaotust ja ükskõiksust ohu suhtes.
NaCl (≈200g
inimorganismis) hoiab osmootset rõhku. 2-5g NaCl päevas normaalne (300g
korraga-tapab). Struuma vältimiseks lisatakse NaI keedusoolale.
NaBr
kasutatakse meditsiinis rahustina.
Halogeenide saamine.
F2
ja Cl2 saadakse põhiliselt(NaF,NaCl) elektrolüüsil:
Sula 2NaCl→katoodil 2Na + anoodil Cl2↑ või
2NaCl+2H2O→katoodil
H2+ anoodil Cl2↑ +2NaOH
Laboratoorselt
saadakse Cl2 kaaliumpermanganaadi ja soolhappe vahelisel
reaktsioonil:
2 KMnO4+16
HCl→2 KCl+ 2 MnCl2 +5Cl2 + 8 H2O
Br2
ja I2 saadakse bromiididest ja jodiididest Cl2-ga:
2NaBr +
Cl2→2NaCl+ Br2
2NaI +
Cl2→2NaCl+ I2
Halogeenide keemilised
omadused.
Halogeen=
soola tekitaja.
1.
Reageerimine metallidega:
2 Fe+ 3 Cl2 → 2 FeCl3
2. reageerimine mittemetallidega
(F2 –ga ei reag. ainult N2 , He,
Ar)
C+2F2 →CF4
H2 –ga tekivad gaasilised vesinikhalogeniidid,
mis vees lahustades annavad vesinikhalogeniidhapped:
H2+
Cl2→ 2HCl ↑ → lahustada vees→ soolhape
3. reageerimine halogeniididega
Aktiivsem
halogeen tõrjub vähemaktiivsema halogeeni halogeniidist välja:
Cl2
+2NaBr=2 NaCl + Br2
4. reageerimine veega:
F2
+ H2O = 2 HF+ O2
Cl2
+ H2O = HCl+ HClO
HClO=HCl+O
Monohapnik
on desinfitseeriva ja pleegitava toimega.
Hapnik.
O +8 / 2)6) 1s22s22p4
2 paardumata e-, O=O
Levinuim
element:(≈45% maakoore massist on O,
≈90%
vee massist on O, ≈20% õhust on O2 .)
O2
tekib fotosünteesil: 6CO2+6H2O=C6H12O6+6O2
O2
kasutatakse oksüdeerumiseks (hingamiseks, kõdunemiseks, põlemiseks jne.
Allotroopsed teisendid:
O monohapnik
: väga tugev oksüdeerija ja ebapüsiv.
O+O=O2 O2+O=O3
O2 dihapnik (tavaline hapnik): tavatingimustes suhteliselt väheaktiivne,
kõrgemal t0-l tugev oksüdeerija.
Värvusetu,
lõhnatu ja maitsetu gaas. Vees lahustub vähesel määral.
O3 trihapnik e. osoon: iseloomuliku
terava lõhnaga sinaka värvusega mürgine gaas. Tekib äikse ajal, elektrimasinate
töötamisel, päiksekiirguse toimel. Vähesel määral kasulik.
Kasutatakse
vee osoneerimisel: O3=O2 + O
Tekkiv
monohapnik hävitab baktereid.
Maad
ümbritsev osoonikiht kaitseb elu Maal liigse UV- kiirguse eest. Freoonid on
tekitanud ohtlikke osooniauke.
Hapniku
saamine.
Hapnikku
sisaldavate ühendite lagundamisel:
1) Vesinikperoksiidi lagundamisel(
katal. MnO2)
2 H2O2 = 2 H2O + O2
2) Vee elektrolüüsil:
2 H2O = katoodil 2H2 + anoodil O2
3) Kaaliumsalpeetri lagundamisel:
2 KNO3 =2 KNO2 + O2
4) Bertholle`t soola (kaaliumkloraadi) lagundamisel:
2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2
5) Kaaliumpermanganaadi lagundamisel:
2 KMnO4 = K2MnO4 +MnO2
+ O2
6) Vedela õhu fraktsioneerimisel saadakse gaasiline
lämmastik (kt0 -1960C) ja vedel hapnik (kt0 -1830C).
Vesi. H2O
Tähtsaim H ja O ühend.
¾ Maa pinnast kaetud veega.
Vee erandlikud omadused on tingitud
molekulidevahelistest vesiniksidemetest:
kt0 =1000C, st0
= 00C (lisasidemete lõhkumiseks tuleb kulutada rohkem energiat) .
ρ= 1g/cm3=1kg/dm3=1000kg/m3 ,
Vee tihedus on maksimaalne +40C juures(dimeerid paiknevad
kõige tihedamini).
ρjää<ρvee (jää tetraeedriline ehitus
hõre)
Suur soojusmahtuvus : soojenemisel osa H-sidemeid katkeb, seega soojust
neeldub; jahtumisel tekivad uued H-sidemed ja seega soojust vabaneb.
Vesinikperoksiid. H2O2
( O-I)
Tugev oksüdeerija.
Vesinikperoksiidi lahust kasutatakse pleegitamisel.
Üle 2-3% -line lahus on söövitava toimega.
Ebapüsiv. Laguneb kergesti päiksevalguse või katalüsaatori (MnO2
) mõjul.
2H2O2 =2H2O + O2
S
keemilised omadused.
S kui oksüdeerija reageerib redutseerijatega:
S0+2e- =S-II
1) reag. metalliga: S+Hg = HgS
2) reag. vesinikuga:
S+H2 = H2S
S kui redutseerija reageerib
oksüdeerijatega:
S0-6e-=S+VI või
S0 -4e- =S-IV
1) reag.halogeeniga : S+3F2
= SF6
2) reag.hapnikuga: S+O2 = SO2
3) reag. konts. H2SO4 –ga:
S+2 H2SO4
= 3SO2 + 2H2O
H2S
keemilised omadused.
H2S kui
redutseerija reageerib oksüdeerijatega.
(S-i minimaalne o.-a saab
reaktsioonide käigus vaid suureneda)
S-II –ne-
1) reag. halogeeniga:
H2S +Cl2 = 2HCl+S
2) põlemine hapnikus :
2H2S+3O2=
2SO2 +2H2O
3) reag. konts. H2SO4
–ga:
H2S+
H2SO4 = S+ SO2 +2H2O
H2S saamine.
1)
laboris ( sulfiid + hape):
FeS +2HCl= H2S +FeCl2
2) tööstuses: H2+S = H2S