omadused
3) mürgine
4) õhust kergem (M=17g/mol)
5) lahustub hästi vees, moodustades ammoniaakhüdraadi
NH3 + H2O NH4 + OH
1) põlemine (võib ka süttida)
Keemilised 4NH3 + 3O2 6H2O + 2N2
omadused
2) katalüütiline oksüdeerumine (Plaatinaga)
4NH3 + 5O2 6H2O + 4NO
3) reageerimine hapetega
2NH3 + H2SO (NH4)2SO4
NH3 + HCl NH4Cl
1) N2 + 3H2 2NH3
Saamine eksotermiline reaktsioon (H
Füüsikalised omadused: 1) terava lõhnaga 2) värvuseta 3) gaas 4) õhust ~2 korda kergem 5) vees väga hästi lahustuv 6) veeldub - 33oC juures NB! 25% - line lahus võib põhjustada hingamislihaste krampi ja silma sattudes pimedaks jäämise. Keemilised omadused: 1) + O2, (st. põleb) 4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2 4NH3 + 3O2 = 4NO + 6H2O 2) + vesi ammoniaakhüdraat (nõrk alus) 4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2 4NH3 + 3O2 = 4NO + 6H2O 3)+ hapeammooniumsool NH3 + NCl = NH4Cl 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 3NH3 + H3PO4 = (NH4)3PO4 Kasutamine: 1) 2) 25% - list väetisena10% - list nuuskpiiritusena 3) vedelal kujul külmutusseadmetest, kuna aurustumisel neeldub soojust palju 4) ammooniumsoolade ja lämmastikhappe saamiseks Saamine: 1) tööstuses: N2 + 3H2 => 2NH3 kõrgel rõhul ja temperatuuril katalüsaatoite juuresolekul 2) laboratoorselt: 2NH4Cl + Ca(OH2) = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O Ammoniumsoolad On ammooniumiooni (NH4+) sisaldavad soolad:
Ag+ - ioonide tõestusreaktsioonid a) Cl- - ioonidega Hõbenitraadile lisasin kaaliumkloriidi, kettis valge hõbekloriidi sade. Ag+ + Cl- AgCl Valguse käes seistes sade tumenes metallilise hõbeda eraldumise tõttu. 2AgCl 2Ag + Cl2 Tekkinud hõbekloriidi sademe reageerimisel ammoniaagi vesilahusega moodustus lahustuv kompleksühend diammiinhõbekloriid. AgCl + 2NH3· H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ Lahuse hapestamisel (HNO3 ga) laguneb. Seejuures sadenes uuesti AgCl. [Ag(NH3)2]Cl + 2H+ AgCl + 2NH4+ b) I- - ioonidega Joodi ioonidega moodustub kollakasvalge hõbejodiidi sade. Ag+ + I AgI Hõbejodiid ei lahustunud ammoniaagi vesilahuses. AgI + NH3 · H2O c) CrO4 - ioonidega moodustus telliskivipunane hõbekromaadi sade.
rija) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O NO2 -eks Ostwaldi protsess (Pt katalüsaator) lämmastihappe tootmise osa 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O Laguneb kergelt ja ; Oksüdeer Kõrgel rõhul eraldab monohapnikku. Oksüdeerib näiteks Ebapüsiv, süütab N2 + 3H2 2NH3 Seetõttu tugev võimalik väävel(IV) väävel(VI) – igasugust soga ija Ei saa olla oksüdeerija oksüdeerija.Paljud eks. See on oluline Kõrgel temperatuuril ained põlevad temas, happevihmade tekkes
Fe3+ ioone. b) Lisasin Cd2+ ioone sisaldavat lahust. Cd2+ ioonide lisamisel tekkis Cd3[Fe(CN)6]2 püsiva kompleksi sade, seega ei anna K3[Fe(CN)6] CN ioone lahusesse. Lahus muutus häguseks, värvuselt helekollane. K3[Fe(CN)6]2 + Cd2+ Cd3[Fe(CN)6]2 + 3K+ K3[Fe(CN)6 ]2 3K+ + [Fe(CN)6]3- Amiinkompleksid. Saamine ja omadused. 2.1 Valasin nelja katseklaasi ~3 ml 0,25 M CuSO4 lahust. a) Lisati 6-8 tilka 0,5M NH3·H2O vesilahust CuSO4 + 2NH3·H2O Cu(OH)2 + NH4SO4 - helesinine hägune lahus. Lisasin 15 tilka 6M NH3·H2O vesilahust: Cu(OH)2 + 4NH3·H2O [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O selge, sademeteta tumesinine kompleks b) Lisasin 4-6 tilka 0,2M NaOH lahust CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4 Tekkis vask(II)hüdroksiidi sademega helesinine lahus c) Lisasin 4-6 tilka 0,5M NH4Cl lahust CuSO4 + NH4Cl reaktsioon ei toimu keemilis-termodünaamilistel põhjustel, ei teki ammiinkompleksi. d) Panin katseklaasi Zn graanul
Sade lahustub NaOH lahuses moodustades tetrahüdroksoplumbaatiooni: PbCrO4 + 4OH– → [Pb(OH)4]2– + CrO42– Ag+ tõestusreaktsioonid a) Cl–-ioonidega moodustub 2M HCl toimel valge hõbekloriidi sade Ag+ + Cl– → AgCl ↓ Valguse käes seistes sade tumeneb metallilise hõbeda eraldumise tõttu 2AgCl → 2Ag ↓ + Cl2 ↑ Tekkinud AgCl sademe reageerimisel 2M ammoniaakhüdraadi vesilahusega moodustub lahustuv kompleksühend diammiinhõbekloriid AgCl + 2NH3⋅H2O → [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O , mis lahuse hapestamisel (HNO3-ga) laguneb. Seejuures sadeneb uuesti AgCl. [Ag(NH3)2]Cl + 2H+ → AgCl ↓ + 2NH4+ b) I – -ioonidega (kasutasin KI lahust) moodustub kollakasvalge hõbejodiidi sade Ag+ + I– → AgI ↓ Erinevalt hõbekloriidist ei lahustu hõbejodiid ammoniaakhüdraadi vesilahuses. c) CrO42–-ioonidega (kasutasin K2CrO4 lahust) moodustub neutraalses või
Pb2+ + CrO42 PbCrO4 Pb(NO3)2 + K2CrO4 PbCrO4 + K2NO3 Sade lahustub NaOH lahuses moodustades tetrahüdroksoplumbaatiooni, sade kaob: PbCrO4 + 4OH [Pb(OH)4]2 + CrO42 Ag+ -ioonide tõestusreaktsioonid a) Cl -ioonidega moodustub valge hõbekloriidi sade Ag+ + Cl AgCl AgNO3 + HCl AgCl + HNO3 Tekkinud AgCl sademe reageerimisel ammoniaagi vesilahusega moodustub lahustuv kompleksühend diammiinhõbekloriid, sade kaob. AgCl + 2NH3 H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O, mis lahuse hapestamisel (HNO3-ga) laguneb. Seejuures sadeneb uuesti valge hõbekloriidi sade. [Ag(NH3)2]Cl + 2H+ AgCl + 2NH4+ b) I -ioonidega moodustub kollakasvalge hõbejodiidi sade. Ag+ + I AgI AgNO3 + KI AgI + KNO3 Hõbejodiid ei lahustu ammoniaagi vesilahuses. c) CrO42 -ioonidega moodustub telliskivipunane hõbekromaadi sade 2Ag+ + CrO42 Ag2CrO4 AgNO3 + K2GrO4 Ag2GrO4+ KNO3 Hg22+ -ioonide tõestusreaktsioonid
Dilämmastik(Naerugaas) : Ebapüsiv, värvusetu, nõrgalt meeldiva lõhnaga, annab lõbsa meele olu, narkoos. Kasutatakse : meditsiinis narkoosina, autode tuunimine. Lämmastikoksiid : värvusetu, lõhnatu, mürgine gaas, kasutatakse lämmastik happe tootmiseks. Saadakse N2 + O2 = 2NO(Kõrge temp). Lämmastikdioksiid : Saamine 2NO +O2 =2NO2. Omadused : Pruuni värvusega, Terava lõhnaga, Mürgine, kasutatakse lämmasikhappe tootmiseks. Ammoniaak : Saamine laboris 2NH4CL + CA(OH)2 = CACL2 + 2NH3 +2H2O. Tööstuses N2 +3H2 = 2NH3. Füüsikalised omadused : Värvustu, mürgine gaas, terava lõhnaga, vees lahustub hästi, õhust kergem. Kasutamine Ammoniumkarbonaati kasutatakse küpsetuspulbris ja väetistes. Lämamstikhape : Tootmine NH3 + NO = NO2 + HNO3. Füüsikalised omadused : värvusetu, terava lõhnaga, tugev hape. Keemilised omadused : Tugev oksüdeerija, ei reageeri kulla ega plaatinaga. Fosfori leidumine looduses : Lihtainena looduses pole. Ühendina : Fosfaat, Apatiit.
· Toatemperatuuril reageerib vaid mõne metalliga ( Li , U ). Kuumutamisel reageerib paljude metallidega, oksüdeerides neid nitriidideks 6Li + N2 = 2Li3N ; 3Ca + N2 = Ca3 N2 Väheaktiivsete metallide nitriidides on valitsev metalliline side, nad on kõvad ja keemiliselt inertsed. Aktiivste metallide nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades ammoniaaki Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 Lämmastiku reageerimine erinevate ainetega Vesinikuga reageerides on lämmastik samuti oksüdeerija ; tekib ammoniaak N2 + 3H2 = 2NH3 Terava lõhnaga, vees väga hästi lahustuv gaas Hapnikuga reageerib kõrgel temperatuuril ( äike, põlemine, ...) Esmase saadusena tekib lämmastik(II)oksii N2 + O2 = 2NO , madalamal temperatuuril pole ta püsiv ja oksüdeerub edasi NO2 -eks. Keskkonnakeemikud ei vaevu neid seetõttu eristama
Jahutamisel tekkisid kuldsed sädemekristallid. c) CrO42- - ioonidega Pb2+ + CrO42- PbCrO4 Moodustub kollane pliikromaadi sade, mis NaOH lahuses, moodustades tetrahüdroksoplumbaatiooni. PbCrO4 + 4OH [Pb(OH)4]2 + CrO42- 1.2 Ag+ -ioonide tõestusreaktsioonid a) Cl -ioonidega Ag+ + Cl AgCl Moodustub hägune valge hõbekloriidi sade. Tekkinud AgCl sademe reageerimisel ammoniaagi vesilahusega moodustub lahustuv kompleksühend diammiinhõbekloriid: AgCl + 2NH3 H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O Lahuse hapestamisel (HNO3-ga) kompleksühend laguneb. Seejuures sadeneb uuesti AgCl. [Ag(NH3)2]Cl + 2H+ AgCl + 2NH4 b) I -ioonidega Ag+ + I AgI Moodustub kollakasvalge/helekollane hõbejodiidi sade. Erinevalt hõbekloriidist ei lahustu hõbejodiid ammoniaagi vesilahuses. c) CrO42 -ioonidega 2Ag+ + CrO42 Ag2CrO4 Moodustub telliskivipunane hõbekromaadi sade. Lahuse pH kasutades indikaatorpaberit on nõrgalt aluseline, neutraalne. 1
Laboratoorselt saadakse eelkõige ammooniumnitriti NH4NO2 kuumutamisel: NH4NO2 => N2 +2H2O Keemilised omadused: Lämmastik on väga püsiv, sest molekulis on tal aatomite vahel tugev kolmikside NºN , mistõttu ta on keemiliselt väheaktiivne.Lämmastik reageerib kõrgel temperatuuril, mil side laguneb (~ 1500 OC). Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik : a) hapnikuga: N2 + O2 => oksiid: N2 + O2 => 2NO b) vesinikuga: N2 + H2 => ammoniaak: N2 + 3H2 => 2NH3 c) metallidega: N2 + metall => nitriid: N2 + 3Ca => Ca3N2 Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist. Tähtsamad lämmastiku ühendid: Lämmastikuoksiid N2O - dilämmastikoksiid (naerugaas) NO lämmastikoksiid N2O3 - dilämmastiktrioksiid NO2 lämmastikdioksiid N2O5 dilämmastikpentaoksiid NO ja NO2 kasutatakse lämmastikhappe saamiseks Ammoniaak NH3 Füüsikalised omadused: 1) terava lõhnaga 2) värvuseta 3) gaas 4) õhust ~2 korda kergem
Lämmastik Saamine ja omadused 78% lihtainena õhus N2: *lõhnata värvuseta, maitseta gaas *õhust veidi kergem *lahustub vees vähem kui O2 *ei põle ega soodusta põlemist N2 : püsiv kolmikside Toatemperatuuril passiivne, ei reageeri metallide ega mittemetallidega. Looduses: Lämmastiku sidumine Välgulöögil N2 + O2 2NO (õhus iseeneslikult) 2NO + O2 2NO2 Laboris: Ammoniaagi süntees N2 + O2 2NO Tööstuslik protsess: N2 + 3H2 2NH3 Ammoniaak NH3 NH3 süntees tööstuses N2 + 3H2 2NH3 saamine laboris 2NH4Cl + CaO 2NH3 + H2O + CaCl teke looduses valkude lagunemisel ainevahetusprotsessidel kõdunemisel, mädanemisel Ammoniaagi vesi on aluseliste omadustega. Lämmastiku õhendid hapnikuga Tähtsamad oksiidid: NO ; NO3 Cu + lahj. HNO3 NO (3Cu + 8 HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O) Cu + konts
Pb2+ + CrO42 PbCrO4 Pb(NO3)2 + K2CrO4 PbCrO4 + K2NO3 Sade lahustub NaOH lahuses moodustades tetrahüdroksüplumbaatiooni, sade kaob: PbCrO4 + 4OH [Pb(OH)4]2 + CrO42 Ag+ -ioonide tõestusreaktsioonid a) Cl -ioonidega moodustub valge hõbekloriidi sade Ag+ + Cl AgCl AgNO3 + HCl AgCl + HNO3 Tekkinud AgCl sademe reageerimisel ammoniaagi vesilahusega moodustub lahustuv kompleksühend diammiinhõbekloriid, sade kaob. AgCl + 2NH3 H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O, mis lahuse hapestamisel (HNO3-ga) laguneb. Seejuures sadeneb uuesti valge hõbekloriidi sade. [Ag(NH3)2]Cl + 2H+ AgCl + 2NH4+ b) I -ioonidega moodustub kollakasvalge hõbejodiidi sade. Ag+ + I AgI AgNO3 + KI AgI + KNO3 Hõbejodiid ei lahustu ammoniaagi vesilahuses. c) CrO42 -ioonidega moodustub telliskivipunane hõbekromaadi sade 2Ag+ + CrO42 Ag2CrO4 AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4+ KNO3 Hg22+ -ioonide tõestusreaktsioonid
vesinikioon (prooton) elektrofiil. Lämmastik annab sideme tekkeks elektronpaari (doonor) ja vesinikioonil on vaba orbitaal selle elektronpaari paigutamiseks (aktseptor). H3 N : + H+ [NH4]+ tekib ammooniumioon Brõnstedi järgi Happed loovutavad ja alused liidavad prootoneid .Seega on ammoniaak alus Alused reageerivad hapetega andes soola :NH3 + HCl NH4Cl ammooniumkloriid CH3NH2 + HCl (CH3NH3)Cl metüülammooniumkloriid 2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 ammooniumsulfaat 2C2H5NH2 + H2SO4 (C2H5NH3)2SO4 etüülammooniumsulfaat Ammoniaak ja kergemad amiinid lahustuvad hästi vees, sest 1. Vee ja amiini vahel saavad tekkida vesiniksidemed -N:....H - O - H või - N: - H ......O H2 2. Vees ammoniaagi (amiini) molekul protoneerub (Liidab endale veest prootoni st. vesi käitub happena) :NH3 + HOH NH4+ + :OH- või CH3 NH2 + HOH CH3 NH3+ + :OH-
Pb2+ + CrO42 PbCrO4 Pb(NO3)2 + K2CrO4 PbCrO4 + 2K2NO3 Sade lahustub NaOH lahuses moodustades tetrahüdroksoplumbaatiooni, sade kaob, lahus on värvitu: PbCrO4 + 4OH [Pb(OH)4]2 + CrO42 Ag + -ioonide tõestusreaktsioonid 1) Cl-ioonidega moodustub valge hõbekloriidi sade Ag+ + Cl AgCl AgNO3 + HCl AgCl + HNO3 Tekkinud AgCl sademe reageerimisel ammoniaagi vesilahusega moodustub lahustuv kompleksühend diammiinhõbekloriid ja sade kaob: AgCl + 2NH3 H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O Hapestamisel HNO3-ga (prootonitega) kompleksühend laguneb ja sadeneb uuesti valge hõbekloriidi sade: [Ag(NH3)2]Cl + 2H+ AgCl + 2NH4+ 2) I-ioonidega moodustub kollakasvalge hõbejodiidi sade: Ag+ + I AgI AgNO3 + KI AgI + KNO3 3) CrO42-ioonidega moodustub telliskivipunane hõbekromaadi sade: 2Ag+ + CrO42 Ag2CrO4 2AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4+ 2KNO3 Hg22+ -ioonide tõestusreaktsioonid 1) Cl-ioonidega moodustub valge elavhõbe(I)kloriidi sade:
a) ühte katseklaasi lisada tilkhaaval 6-8 tilka 0,5 M NH3 ·H2O vesilahust, loksutada ja seejärel lisada veel ~15 tilka 6M NH3 · H2O vesilahust kuni esialgselt tekkiv Cu(OH)2 sade lahustub ja moodustub selge sademeta tumesinine vase ammiinkompleksi sisaldav lahus. Saadud lahus hoida alles katseteks 2.2. Kirjutada reaktsioonivõrrandid, mis kirjeldavad rasklahustuva vask(II)hüdroksiidi teket lahustuvast vask(II)sulfaadist ning selle üleminekut lahustuvaks ammiinkompleksiks. CuSO4 + 2NH3·H2O Cu(OH)2 + NH4SO4 Lahuse loksutamisel ja 6M ammoniaagi vesilahuse lisamisel: Ammiinkompleks tekib hüdroksürühmaga seotud oleva vase vabade elektronorbitaalide ja lämmastiku vaba elektronpaari vastasmõjul ioonide optimaalse arvsuhte puhul lahuses: Cu(OH)2 + 4NH3·H2O [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O (tumesinine kompleks) b) teise katseklaasi lisada 4-6 tilka 0,2 M NaOH lahust, loksutada. Mis sade tekkis? Tekkis vask(II)hüdroksiidi sade: CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
Ioonreakstsioonid lahustes: 1), 2) (SO2, CO2, HCl (kui teine saadus on lahus), H2S), 3)H2O. 2NH4Cl+Ca(OH)2 2NH3+2H2O+CaCl2 Kui mõlemad algained on lahused, siis reaktsioon ei toimu. · Soolad, mis on moodustunud nõrkadest/tugevatest alusest ja hapetest, ei hüdrolüüsu. (CO+H2Oei toimu(neutr. kk), Cu(OH)2 - neutr. sest vees lahustamatu OH-, Al2O3+ H2Oei toimu, sest OH- ei lahustu vees). Näidisül. Vaja on neutraliseerida 0,3 dm3 Ba(OH)2 0,1 M lahust. Mitu g 10%-list HCl lahust selleks kulub? Ba(OH)2+2HClBaCl2+2H2O V(Ba(OH)2)=0,3 dm3 P(HCl)=10% 0,1 M 0,1 mol - 1 dm3 x = 0,03 mol
Lämmastiku aatomitevahelist kolmiksidet aitab nõrgestada ja seega teda keemiliselt aktiivsemaks muuta ainult elektrilahendus (kaarleek) või väga kõrge temperatuur (üle 2000 °C). Sel põhjusel tekibki näiteks äikese ajal õhku alati lämmastikoksiidi, kuna kõrgel temperatuuril ühineb lämmastik hapnikuga lämmastikoksiidiks: // N2 + O2 2NO. Vesinikuga reageerib lämmastik samuti ainult kõrgtemperatuuril ja rõhul katalüsaatorite manulusel: // N2 + 3H2 2NH3 Kõrgemal temperatuuril reageerivad lämmastikuga ja moodustavad nitriide juba paljud metallid ja ka mõned mittemetallid. Väheaktiivsete metallide nitriidides on valitsev metalliline side, nad on kõvad ja keemiliselt inertsed. Aktiivste metallide nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades ammoniaaki: Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 Kasutusalad Põhiline osa lämmastikku läheb ammoniaagi tootmiseks. Lihtainena kasutatakse lämmastikku
Ag2CrO4 oranz AgCl valge Ag2S must 3. Heterogeense tasakaalu nihkumine vähedissotsieeruva ühendi tekke suunas Katse 3.1 Katses 1.1 saadud lahusest eraldati sade tsentrifuugimisel. Sade pesti destilleeritud veega, tsentrifuugiti uuesti. Sademele lisati 6M ammoniaagi vesilahust. AgCl + 2NH3 H2O Ag[(NH3)2]Cl + 2H2O Sade lahustus kompleksühendi tekke tõttu. Lahus hapestati HCl lahusega. Ag[(NH3)2]Cl + 2HCl AgCl + 2NH4Cl Katse 3.2 Ühte tsentrifuugiklaasi valati 1 ml 0,1M Na2C2O4 ja 2 ml 0,1M CaCl2 lahust. Teise 2 ml 0,1 M Na2C2O4 ja 1 ml 0,1M CaCl2 lahust. Sademed tsentrifuugiti. Na2C2O4 + CaCl2 2NaCl + CaC2O4 1) Selge lahus jagati kaheks
valge mürgine, tuleohtlik ja helendab sulamistemperatuur 44°C 1) tavalistel tingimustel väga inertne 1) keemiliselt aktiivne mittemetall Keemilised omadused N2 + O2 2NO (kõrge temp) hapnikuga P + O2 P4O10 N2 + 3Ca Ca3N2 (nitriid) metalliga 2P + 3Mg Mg3P2 (fosfiid) N2 + 3H2 2NH3 vesinikuga 2P + 3H2 2PH3 2P + 5Cl2 5PCl5 HNO3 lämmastikhape HPO3 metafosforhape Vastavad happed HNO2 lämmastikushape H3PO4 ortofosforhape 4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O P4O10 + 2nH2O NO2 + H2O HNO3 + HNO2 4(HPO3)n
2. Keemiline kineetika on füüsikalise keemia osa, mis tegeleb reaktsioonide kiirustega. Reaktsiooni kiirus on lähteaine kadumise või saaduse tekke kiirus. Kiirust mõjutavad tegurid: Mida suurem on reageerivate ainete kontsentratsioon, seda kiiremini toimub reaktsioon. v = k * [A] * [B] v = k (Näide: N2 + 3H2 → 2NH3 v = k * [N2] * [H2]3 homogeenne ; CO2 + C (tahke) → 2CO v = k * [CO2] (tahke aine ei saa osa võtta) heterogeenne) Mida suurem on gaasiliste ainete osavõtul kulgeva reaktsiooni puhul rõhk, seda kiiremini toimub reaktsioon. Mida kõrgem on reaktsioonikeskkonna temperatuur, seda kiiremini toimub reaktsioon. (Arrheniuse võrrand)
3 Lämmastiku keemilised omadused Lämmastik on üks aine, millel on vägagi huvitavad omadused.Toatemperatuuril reageerib vaid mõne metalliga ( Li , U ). Kuumutamisel reageerib paljude metallidega, oksüdeerides neid nitriidideks : 6Li + N2 = 2Li3N ; 3Ca + N2 = Ca3 N2 Aktiivste metallide nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades ammoniaaki: Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 Vesinikuga reageerides on lämmastik samuti oksüdeerija ; tekib ammoniaak: N2 + 3H2 = 2NH3 - terava lõhnaga, vees väga hästi lahustuv gaas. Hapnikuga reageerib kõrgel temperatuuril( äike,põlemine,)Esmase saadusena tekib lämmastikoksiid: N2 + O2 = 2NO,madalamal temperatuuril pole ta püsiv ja oksüdeerub edasi NO2 -eks. Tavatingimustes on lämmastik värvitu ja lõhnatu gaas, mis kondenseerub temperatuuril 196° Celsiust värvituks vedelikuks.
· Maitseta · Õhust veidi kergem gaas (1,251 g/dm 3) · Vähelahustuv (20°C juures ~0,019 g/l) · Halb soojusjuht, võrreldes vesinikuga ~7 korda halvem · Keemistemp.77,36K, sulamistemp. 63,15K. Lämmastik · Tavatemperatuuril ja -rõhul on lämmastikul kolmiksideme tõttu suur inertsus · ~ reageerib vaid liitiumi ja raadiumiga 6Li + N2 2Li3N; 3Ra + N2 Ra3N2 · Kõrgemal temperatuuril - 3Mg + N2 Mg3N2; 3Ca + N2 Ca3N2; 2Ti + N2 2TiN · Väga kõrgel temp. N2 + 3H2 2NH3; N2 + O2 2NO (ka ioniseerivate kiirte mõjul) · Koksiga 2C + N2 (CN)2 · Halogeenide ja S-ga saadakse üh. kaudselt Lämmastik · Laboris saadakse ammooniumdikromaadi või ammooniumnitriti termilisel dissotsiatsioonil (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O; NH4NO2 N2 + H2O · Samuti ammoniaagi NH3 reageerimisel broomiveega või juhtimisel üle hõõguva vask(II)oksiidi - 8NH3 + 3Br2 N2 + 6NH4Br; 2NH3 + 3CuO N2 + 3Cu + 3H2O · Tööstuslikult saadakse paralleelselt
Katioonide III rühm Katioonide kolmandasse rühma kuuluvad Co2+, Ni2+, Fe2+/3+, Mn2+, Cr3+, Al3+ ja Zn2+. Nendeahustuvate soolade vesilahustel iseloomulikud värvused on järgnevad: Co2+ - roosakaspunane Fe2+ - kahvaturoheline Fe3+ - kollane Ni2+ - roheline Mn2+ - kahvaturoosa, peaaegu värvitu 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
Keemilise reaktsiooni kiirus ja seda mõjutavad tegurid loeng Mis on keemiline reaktsioon? Keemilistes reaktsioonides tekivad ühtedest ainetestreaktsiooni lähteainetest teised ained reaktsiooni saadused Kuidas keemilised reaktsioonid toimuvad? + N2 + 3H2 2NH3 Kuidas keemilised reaktsioonid toimuvad? · Selleks, et keemilised reaktsioonid toimuksid on vaja aktiivsete (energiarikaste) osakeste kokkupõrkeid · Selle tulemusena toimub aatomitevaheliste keemiliste sidemete tekkimine ja katkemine · Keemiliste sidemete lõhkumiseks kulutatakse energiat · Keemiliste sidemete tekkimisel eraldub energiat ja osakesed lähevad püsivamasse olekusse Keemilised reaktsioonid võivad toimuda erineva kiirusega
Füüsikalised: Vesinik on värvitu,lõhnatu,ja õhust *Kõik halogeenid reageerivad vesinikuga. 14,5 korda kergem , toatemp. toas. Cl2 + 2NaJ = 2NaCl+J2 *Ei lahustu vees ja keemis temp -253 kraadi? F2+H2O=2HF+O (muutub vedelikuks) Keemilised: *Põleb ,reageerib O2-ga,leek on nähtamatu(helesinine) *H ja O2 segu on plahvatusohtlik. ¤2H2 + O2= 2H2O ¤H2+F2=2HF *Reageerib väävli ja N-ga kuumutamisel,reageerib vähe aktiivse metallidega. 3H2+N2=2NH3 *Metallide reageerimiseks happega ja elektrolüüsiga ,saadakse vesiniku. *Tööstulikult saadakse vesinikku metaani lagundamisel.(O2 ei tohi ligi pääseda) HAPNIK: Allotroop-Sama keemilise elemendi erinevakoostisega lihtaine.(O2 , O3) Füüsikalised omadused: O2 *Värvitu,suurtes koguses on sinine *Lõhnatu *Toetab eluprotsessi,puhtal kujul mürgine. *Keemistemp. -183kraadi. O3 *sinine *vastik lõhn *mürgine(inimestele, bakteritele) *keemistemp. -112 kraadi. Keemilised omadused:
Lahus muutus tumepunaseks. 3 7.4 NaCl lahusele (0,5 1,0 mL) lisada tilkhaaval AgNO lahust. Tekib valge hõbekloriidi 3 2 sade. Sademele lisada 6M NH ·H O vesilahust. Soojendada ja loksutada. Sade lahustub hõbeda ammiinkompleksi tekke tõttu. Lahuse hapestamisel lämmastikhappega sadestub uuesti AgCl. Lahuses tekkis valge sade NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 AgCl + 2NH3 * H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O diammiinargentaat [Ag(NH3)2]Cl + HNO3 AgCl + 2NH3 2 4 7.5 SCN . Tiotsüanaatioone sisaldavale lahusele (1 2 mL) lisada 1 2 mL 1M H SO ja 3+ seejärel tilkhaaval Fe sisaldavat lahust. Kulgevad reaktsioonid erinevate 2+
Füüsikalised omadused: värvuseta teravalõhnaline gaas, õhust u. 2 korda kergem lahustub hästi vees : 10 %-list lahust nim. Nuuskpiirituseks , ettevaatust 25%-lise lahusega. Kt on -35C või rõhul 86*10 00000 Pa (8,6 at ) Keem. Omadused: 1. Põleb 4 NH3 + 5 O2 = 4NO + 6 H2O 2. Katalüsaatori toimel aga 4 NH3 + 5 O2 = ¤ NO + 6 H2O 3. Reageerib veega NH3 + H2 = NH3 * H2O 4. reageerib happega, tekivad ammooniumsoolad NH3*H2O = HCl = NH4Cl 2NH3 + H2SO4 = ( NH4)2 SO4 Kasutamine: toodetakse lämmastik hapet, soodat , karbamiidi , lämmastikväetisi. 10%-list lahust kasut. Meditsiinis , vedelat ammoniaaki kasutatakse külmikutes. Saamine: 1. Laboris saadakse ammooniumsoolast ja Ca- hüdroksiidist 2 NH4Cl + Ca(OH)2 -> 2 NH3 + 2 H2O + CaCl2 Tööstuses vesinikust ja lämmastikust t, rõhu ja katalüsaatori abil N2 + 3 H2 -> 2 NH3
Lämmastiku aatomitevahelist kolmiksidet aitab nõrgestada ja seega teda keemiliselt aktiivsemaks muuta ainult elektrilahendus (kaarleek) või väga kõrge temperatuur (üle 2000 °C). Sel põhjusel tekibki näiteks äikese ajal õhku alati lämmastikoksiidi, kuna kõrgel temperatuuril ühineb lämmastik hapnikuga lämmastikoksiidiks: N2 + O2 2NO Vesinikuga reageerib lämmastik samuti ainult kõrgtemperatuuril ja rõhul katalüsaatorite manulusel: N2 + 3H2 2NH3 Kõrgemal temperatuuril reageerivad lämmastikuga ja moodustavad nitriide juba paljud metallid ja ka mõned mittemetallid. Väheaktiivsete metallide nitriidides on valitsev metalliline side, nad on kõvad ja keemiliselt inertsed. Aktiivste metallide nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades ammoniaaki: Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 Kasutusalad Põhiline osa lämmastikku läheb ammoniaagi tootmiseks. Lihtainena kasutatakse
On õhu peamine koostisosa 78% Omadused Tavatingimustes on värvitu ja lõhnatu gaas kondenseerub temperatuuril 196° C värvituks vedelikuks moodustab 78 protsenti Maa atmosfäärist aeroobsed organismid ei saa lämmastikku hingamiseks kasutada suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega Kõrgema rõhu all mõjub narkootiliselt Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik : hapnikuga: N2 + O2 => 2NO vesinikuga: N2 + 3H2 => 2NH3 metallidega: N2 + 3Ca => Ca3N2 Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist. Kasutamine: Kasutatakse ammoniaagi tootmiseks Inertse keskkonna loomiseks Ammoniaak on lämmastikhappe, väetiste, ravimite, lõhke ja värvainete tootmise lähteaine. Vedelat lämmastikku kasutatakse madala temperatuuri tekitamiseks Elektrilampide täitmisel. Meditsiinis kasutatakse puhast lämmastikku kopsude rõhu alla panemiseks Kasutavad ka tuukrid Laboratoorselt saadakse eelkõigeNH4NO2 kuumutamisel:
lahustub ja moodustub selge sademeta tumesinine vase ammiinkompleksi sisaldav lahus. Saadud lahus hoida alles katseteks 2.2. Kirjeldada, mis toimub ammoniaagi vesilahuse lisamisel ja lahuse loksutamisel. Esialgselt tekkinud Cu(OH)2 sademe lahustumisel tekkis tumesinine kompleks. Kirjutada reaktsioonivõrrandid, mis kirjeldavad: · rasklahustuva vask(II)hüdroksiidi teket lahustuvast vask(II)sulfaadist CuSO4 + 2NH3 H2O = Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 · vask(II)hüdroksiidi üleminekut lahustuvaks ammiinkomleksiks. Cu(OH)2 + 4NH4OH = Cu(NH3)4 2+ + 6OH- b) teise katseklaasi lisada 4-6 tilka 0,2 M NaOH lahust, loksutada. Kirjeldada, mis toimub NaOH lahuse lisamisel ja lahuse loksutamisel Lahus oli sinine, pärast tekkis valge sade Kirjutada reaktsioonivõrrand. Mis sade tekkis? CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Tasakaal on konservatiivne, see tähendab, et tasakaalu nihe püüab kompenseerida välisjõudude tõõd. Kui muuta tasakaalulise süsteemi ühte parameetrit, siis tasakaal nihkub selles suunas, mis vähendab meie poolt tehtud muutuse mõju. Rõhu mõju Rõhu tõstmisel nihkub tasakaal sellesse suunda, kus on vähem gaasiliste ainete molekule 4 (seega sellesse suunda, mis viib rõhu langemisele) Näiteks: N2 + 3H2 <=> 2NH3 vasakul pool 1+3 ja paremal pool 2 mol gaase => rõhu tõstmine nihutab tasakaalu paremale CaCO3 (t) <=> CaO (t) + CO2 (g) gaas on ainult paremal pool ja rõhu tõstmine nihutab tasakaalu vasakule N2 + O2 <=> 2NO 1+1 = 2 gaaside molekulide arv reaktsioonis ei muutu ja tasakaaluasend rõhust ei sõltu Rõhu alandamisel on kõik loomulikult vastupidi Temperatuuri mõju Temperatuuri tõstmisel nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni (Q < 0 ; ΔH> 0) suunas
(4 punkti) Millist tüüpi keemilised sidemed (vesinikside, metalliline side, polaarne kovalentne, mittepolaarne kovalentne , iooniline side) katkevad: a)jää sulamisel............................................. b)keedusoola lahustumisel vees.......................... c)naatriumitüki lõikamisel................................ d)vee elektrolüüsil......................................... Ülesanne 5. (4 punkti) Kulgeb eksotermiline reaktsioon : N2 + 3H2 2NH3 Kummas suunas nihkub tasakaal: a) temperatuuri tõstmisel......................... b) rõhu tõstmisel................................... Kuidas muutub mõlemal juhul reaktsiooni kiirus. Vastuseid põhjendage. a)................................................ b)................................................ Ülesanne 6. (3 punkti) Milline keskkond tekib lahuses järgmiste ainete reageerimisel veega või lahustumisel vees?
Tema tihedus (kg/m3) on 1,251. Lämmastiku sulamis temperatuur on 210 oC ja keemistemperatuur on 196oC Keemilised omadused: Lämmastik on väga püsiv, sest molekulis on tal aatomite vahel tugev kolmikside, mistõttu ta on keemiliselt väheaktiivne. Lämmastik reageerib kõrgel temperatuuril, mil side laguneb (~ 1500OC). Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik : a) hapnikuga: N2 + O2 => oksiid: N2 + O2 => 2NO b) vesinikuga: N2 + H2 => ammoniaak: N2 + 3H2 => 2NH3 c) metallidega: N2 + metall => nitriid: N2 + 3Ca => Ca3N2 Tähtsamad ühendid: NO2 lämmastikdioksiid ehk lämmastik(IV)oksiid on punakaspruuni värvusega, terava, lämmatava lõhnaga, väga mürgine gaas. NO - lämmastik(II)oksiid on värvuseta, õhust raskem, vees lahustumatu, veega mittereageeriv neutraalne oksiid ja mürgine gaas. NH3- ammoniaak on värvuseta, terava lõhnaga, õhust ligi kaks korda kergem, vees ülihästi lahustuv gaas
· Agregaatolek toatemperatuuril: gaasiline Keemilised omadused · Elektronegatiivsus Paulingu järgi: 2,1 · Oksiidi tüüp: neutraalne · Ühendid: Fluoriidid: HF Kloriidid: HCl Bromiidid: HBr Jodiidid: HI Hüdriidid: - Oksiidid: H2O, H2O2 Sulfiidid: H2S, H2S2 Seleniidid: H2Se Telluriidid: H2Te Nitriidid: NH3 · Redutseerija, st loovutab elektrone. · Reageerib aktiivsete mittemetallidega: 2H2 + O2 2H2O N2 + 3H2 2NH3 (ammoniaak) H2 + S H2S (divesiniksulfiid) H2 + Cl2 2HCl (vesinikkloriid) Keemilised omadused · Reageerib hapnikku sisaldavate ainetega, võttes ära hapniku: CuO + H2 Cu + H2O · Reageerides väga aktiivsete metallidega käitub vesinik oksüdeerijana, moodustab hüdriide: 2Na + H2 2NaH · 2 osa hapnikku ja 1 osa vesinikku moodustavad ohtliku paukgaasi Vesiniku saamine Tööstuslikult toodetakse vesinikku järgmiselt: veest või looduslikust gaasist:
Soojendada ja loksutada. Sade lahustub hõbeda ammiinkompleksi tekke tõttu. Lahuse hapestamisel 1M lämmastikhappega sadestub uuesti AgCl. Kirjeldada, mis toimub kemikaalide lisamisel ja lahuse loksutamisel (segamisel). Alguses tekkis valge sade, pärast NH3 ∙H2O vesilahuse lisamist sade lahustub ning tekkib kompleksühend. Kirjeldada reaktsioonivõrranditega sademe teket ja lahustumist ja uuesti sadestumist. NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 valge sade AgCl + 2NH3∙H2O → [Ag(NH3)2]Cl + H2O diamiinhõbekloriid [Ag(NH3)2]Cl +2HNO3 → AgCl↓ + 2 NH4NO3 valge sade 7.5 SCN–. Tiotsüanaatioone sisaldavale lahusele (1 – 2 mL) lisada 1 – 2 mL 1M H2SO4 ja seejärel tilkhaaval Fe3+ sisaldavat lahust (Saadud ühend hoida alles katseks 8.2.). Kulgevad reaktsioonid erinevate koordinatsiooniarvudega raud(III)tiotsüanatokomplekside, näit. [Fe(SCN)]2+ tekkega. Reaktsiooni kasutatakse nii
kõige kergem gaas maapeal heelium on vesinikust 2 korda raskem puhas vesinik on väga tuleohtlik, mistõttu teda enam õhupallis ei kasutata keemistemperatuur -253 kraadi C Keemilised omadused (H2): põleb, ehk reageerib hapnikuga 2H2+O2 2H2O kui see võrrand on suhtel 2:1, nimetatakse seda paukgaasiks reageerib halogeenidega, tekivad vesinik-halogeniidid H2+Cl2=HCl (vees väga hästi lahustuv gaas) vesinik reageerib lämstikuga katalüsaatori juuresolekul ja kuumutamisel 3H2+N2=2NH3 (ammoniaak) vesinik reageerib väheaktiivse metalli oksiididega tulemuseks vaba metall ja veeaurud H2+CuO=Cu + H2O H2+rasvõli ehk taimsed õlid = tahke rasv Vesiniku kasutamine (26.03.09) raketi kütusena vesinikhalogeniidide ja ammoniaagi tootmiseks rasvade tahkestamisel keevitamisel metallurgias väheaktiivsete metallide tootmisel kasutati õhupallide täitmisel HAPNIK Hapnikul on kolm allotroopset teisendit, mis lühemat või pikemat aega eksisteerivad : Monohapnik O Dihapnik O2
hus: Ca(OH)2 + CO2 tekib CaCO3 + H2O Sageli on laboris pikemalt seisnud Ca(OH)2 vi CaO osaliselt vi tielikult muutunud CaCO3-ks. Seetttu kuumutatakse enne kasutamist vimalikult krgel temp-l (muhvelahjus, soovit. 1000-1100C juures).Ca(OH)2 ks thtsamaid sideaineid (ehitusmaterjal). Mg(OH)2 - keskm. tugevusega alusvees kllaltki vhe lahustuv; saadakse Mg + 2OH tekib Mg(OH)2 (noolALLA) Alusena trjub ammooniumsoolade lahustest vlja NH3, tekib Mg-sool: (NH4)2SO4 + Mg(OH)2 tekib MgSO4 + 2NH3 (noolLES) + 2H2O. Leidub looduses (mineraal brusiit), saadakse mereveest Kasut.: MgO saamine, suhkru rafineerimine, katlavee puhastamisel, hambapasta komponendina jm. Ba(OH)2 tugev alus (tugevam kui Ca(OH)2) mrgatavalt vees lahustuv (1,65% 20C juures) kllastatud vesilahus bartvesi (kasutatakse CO2 testamiseks ja mramiseks, SO42- ja CO32- reaktiivina; hus seismisel tekib BaCO3 noolALLA) Tstuses: lide, rasvade puhastamisel sulfaadi eemaldamiseks lahustest jm. lejnud hdroksiide kasut
NH4NO2 => N2 +2H2O 3 Keemilised omadused Lämmastik on väga püsiv, sest molekulis on tal aatomite vahel tugev kolmikside NºN , mistõttu ta on keemiliselt väheaktiivne.Lämmastik reageerib kõrgel temperatuuril, mil side laguneb (~ 1500OC). Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) Reageerib lämmastik hapnikuga: N2 + O2 => oksiid: N2 + O2 => 2NO vesinikuga: N2 + H2 => ammoniaak: N2 + 3H2 => 2NH3 metallidega: N2 + metall => nitriid: N2 + 3Ca => Ca3N2 Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist. Tähtsamad lämmastiku ühendid N2O dilämmastikoksiid (naerugaas) NO lämmastikoksiid N2O3 dilämmastiktrioksiid NO2 lämmastikdioksiid N2O5 dilämmastikpentaoksiid NO ja NO2 kasutatakse lämmastikhappe saamiseks NH+4Cl- ammooniumkloriid NH+4NO-3 ammooniumnitraat (NH+4)2SO2-4 ammooniumsulfaat
1(-III) (-) 10 N - 3e = N 2 20 (-) 2(-I) 6 Br2 + 2e = 2Br 3 6 7 Kahe molekuli ammoniaagi NH3 oksüdeerumisel (ammoniaak ise on redutseerija) ja kolme molekuli broomi Br2 redutseerumisel (broom ise on oksüdeerija) osaleb 6 elektroni. Vastavad koefitsiendid kirjutame redoksreaktsiooni võrrandis nimetatud molekulide valemite ette: 2NH3 + 3Br2 + NaOH = N2 + NaBr + H2O. Liidetud ja loovutatud elektronide seisukohalt on redokssüsteem tasakaalus. Lähtudes elektronide üleminekuvõrrandite abil leitud koefitsientidest jääb võrdsustada aatomite arv võrrandi paremal ja vasakul poolel. Vasakul on lämmastikku 2 ja broomi 6 aatomit. Saadustes aga on lämmastiku molekulis kaks lämmastikuaatomit ja naatriumbromiidi NaBr molekulis üks broomiaatom
MnO2 (pruunikas-must), Mn3O4 (pruunikas-must), Mn2O7 (rohekas või pruunikas vedelik). Leiduvad looduses mineraalidena v.a viimane neist. MnO2 ehk mangaandioksiid on praktikas tähtsaim mangaani oksiid ja levinuim Mn ühend looduses. MnO2 on tugev oksüdeerija, mis juba nõrgal kuumutamisel vesiniku atmosfääris redutseerub: MnO2 + H2 MnO + H2O. MnO2 oksüdeerib ka ammoniaaki: 6MnO2 + 2NH3 3Mn2O3 + N2 + 3H2O. MnO2 on amfoteerne oksiid. Sulatamisel leelistega õhuhapniku juuresolekul moodustuvad manganaadid(VI): 2MnO2 + 4KOH + O2 2K2MnO4 + H2O Soojendamisel hapetega tekivad vaheühendina Mn(IV)soolad, mis kergelt redutseeruvad Mn(II)sooladeks: MnO2 + 4HCl MnCl2 +Cl2 + H2O, millega võib laboris saada vaba kloori. Mn2O7 ehk mangaan(VII)oksiidi saadakse punakaspruuni plahvatusohtliku õlika vedelikuna rohelisest
Sade pesta 1...2 mL destilleeritud veega klaaspulgaga segades, tsentrifuugida uuesti ning valada pesuvesi pealt ära. Lisada sademele tilkhaaval 6 M ammoniaakhüdraadi lahust kuni sademe lahustumiseni. Vajadusel segada klaaspulgaga ja soojendada lahustumise kiirendamiseks. Mis põhjustab sademe lahustumise? Kirjeldada reaktsioonivõrrandiga (ioon- ja molekulaarkujul) AgCl sademe lahustumist. Sade lahustus kompleksühendi tekke tõttu. AgCl↓ + 2NH3⋅H2O→ [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O Hapestada lahus 1M HCl lahusega kuni sademe tekkimiseni. Milline ühend sadeneb? Kirjeldada reaktsioonivõrrandiga (ioon- ja molekulaarkujul) sademe teket. Tekkis valge AgCl sade. [Ag(NH3)2]Cl +2HCl → AgCl↓ + 2NH4Cl Sellist reaktsioonide järjestust – AgCl sademe teke ja lahustumine ammoniaakhüdraadi toimel kasutatakse nii Ag+ -ioonide kui Cl– -ioonide olemasolu tõestamiseks lahustes katioonide ja anioonide kvalitatiivsel analüüsil
Töö käik: Valiti reaktiivid NaCl, CuCl2, AgNO3 ja KCl et valmistada tiiglites AcCL ja CuOH2 sademed. Sademetelt valati ära lahus, lisades sademe tilkhaaval ammoniaagi vesilahust kuni selle lahustumiseni. Töövahendid: Kaks tiiglit, NaOH, CuCl2, AgNO3, KCl, 4 pipetti. Arvutused / Andmed: 1. CuCl2 + 2 NaOH = Cu(OH)2 + 2 NaCl – Lahus on sinakas rohelist värvi. 2. AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3 – Valge paksu sademega lahus. 3. AgCl + 2NH3 = Ag(NН3)2 + Cl – Läbipaistev hele valge lahus 4. Cu(OH)2 + 4 NH3 = Cu(NH3)4 + 2 OH – Tumesinine lahus Järeldus: Mõlemad sademed lahustusid ammoniaagis, AgCl’I lahustumisel jäi alles vähe setet. 1.1.2 Katse 5B Töö eesmärk: Kompleksioonide lõhustamine Töö käik: Katses 4 valmistatud lahusele lisati lämmastikhapet happelise reaktsioonini. Eraldus hõbekloriidi valge sade.
Töö käik: Valiti reaktiivid NaCl, CuCl2, AgNO3 ja KCl et valmistada tiiglites AcCL ja CuOH2 sademed. Sademetelt valati ära lahus, lisades sademe tilkhaaval ammoniaagi vesilahust kuni selle lahustumiseni. Töövahendid: Kaks tiiglit, NaOH, CuCl2, AgNO3, KCl, 4 pipetti. Arvutused / Andmed: 1. CuCl2 + 2 NaOH = Cu(OH)2 + 2 NaCl Lahus on sinakas rohelist värvi. 2. AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3 Valge paksu sademega lahus. 3. AgCl + 2NH3 = Ag(N3)2 + Cl Läbipaistev hele valge lahus 4. Cu(OH)2 + 4 NH3 = Cu(NH3)4 + 2 OH Tumesinine lahus Järeldus: Mõlemad sademed lahustusid ammoniaagis, AgCl'I lahustumisel jäi alles vähe setet. 1.1.2 Katse 5B Töö eesmärk: Kompleksioonide lõhustamine Töö käik: Katses 4 valmistatud lahusele lisati lämmastikhapet happelise reaktsioonini. Eraldus hõbekloriidi valge sade. Töövahendid: Keeduklaas, [Ag(NH3)2]Cl, Lämmastikhape, indikaatorpaber Arvutused:
minutit, 50 °C juures aga 80 sekundit. [γ = 1,9] 1 1 1 3 γ 2= =3,75❑ γ=1,9 1 ⇒ 5 7. Kui palju aega kulub reaktsiooni toimumiseks 15 °C juures, kui 25 °C juures kulus selleks 40 sekundit ja reaktsiooni temperatuuritegur on 2,10? [3 min ja 9 s] 8. Kirjutada järgmiste reaktsioonide tasakaalukonstandi (Kp) avaldised PcC∗P dD K p= a b P A∗P B N2(g) + 3H2(g)2NH3(g) P2NH 3 K p= 3 P❑ N 2∗P H 2 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) P2NO2 K p= 2 PNO∗P❑O 2 2C(s) + O2(g) 2CO(g) 2 PCO K p= P❑ O2 9 8 7 6 5 v, min-1 4 3 2 1 0
Meetodi olemus seisneb uuritava aine põletamises konstsentreeritud väävelhappes viimase keemistemperatuuril spetsiaalses kuumuskindlas kolvis. Põletamisel orgaanilises aines olev süsinik oksüdeerub CO2-ks, vesinik H2O-ks, lämmastik moodustab ammooniumsulfaadi. Toimuva protsessi kemismi võib skemaatiliselt edasi anda võrrandiga: 2NH2(CH2)2COOH + 13H2SO4 = (NH4)2SO4 + 6CO2 + 12SO2 + 16H2O Põletamisel saadud lahust töödeldakse leelisega: (NH4)2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O 2NH+4 + OH- = NH3 + H2O Leelisega käsitlemisel tekkinud ammoniaak lendub destillatsioonil koos veeauruga ja püütakse kinni vastuvõtjas kindla normaalsusega happe poolt: 2NH3 + H2SO4 = (NH4)SO4 2NH3 + 2H+ = 2NH+4 Orgaanilise aine põletamine H2SO4-ga kulgeb aeglaselt ja seetõttu kasutatakse protsessi kiirendamiseks erinevaid katalüsaatoreid. Katalüsaatorid aitavad üle kanda hapnikku
.. Reag. Pingerida Leelised reageerivad amfoteersete metallidega (pingerida) 2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu Metallidega 2 Al+ 3 H2 SO4 = Al2(SO4)3 + 3 H2 2Al + 6H2O + 2KOH = 2K[Al(OH)4] +3H2 Alustega NaOH + HCl = NaCl + H2O tekib sool ja vesi Leelised reageeriva amfoteersete Vaata alus +sool 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 tekib sool hüdroksiididega 2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4] Aluseliste oksiididega CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O tekib sool ja vesi Hapetega Üldjuhul ei reageeri (Kui üks redutseerija ja teine NaOH + HCl = NaCl + H2O sool ja vesi Vaata hape + sool
Keemiline reaktsioon protsess, milles tekivad ja/või katkevad keemilised sidemed; seejuures muunduvad reaktsiooni lähteained reaktsiooni saadusteks. 2) Mis on a) pöördumatu b) pöörduv reaktsioon? Tuua näited. a) Pöördumatu reaktsioon reaktsioon, mis kulgeb praktiliselt vaid ühes suunas, nt NaOH + HCl -> NaCl + H2O b) Pöörduv reaktsioon kahes suunas (otse- ja vastassuunas) toimuv reaktsioon, nt 3H2 + N2 2NH3 3) Mis toimub keemiliste sidemetega reaktsiooni käigus? Keemilistes reaktsioonides ja/või katkevad keemilised sidemed. Aatomitevahelisi keemilisi sidemeid moodustavad elektronid paiknevad ümber, st et ühed sidemed katkevad ja uued sidemed moodustuvad. Keemilise sideme tekkel lähevad aineosakesed püsivamasse, madalama energiaga olekusse, seetõttu keemiliste sidemete tekkel energia eraldub.
kontsentratsioon. 2) Mingi komponendi eraldamisel tasakaalul. süsteemist nihkub tasakaal selle aine täiendava tekke suunas. Sel põhjusel kulgevad reaktsioonid selle aine tekke suunas lõpuni, mis mingil põhjusel väljub tegeliku reaktsiooni sfäärist. (sademe, gaasi või (ioonprotsessides) vähedissotsieeruva ühendi (sageli H2O) teke). 3) Rõhu suurendamine põhjustab kontsentratsiooni tõusu süsteemis. Ammoniaagi sünteesil N2 + 3H2 2NH3 tekitab rõhu suurendamine süsteemi vastumõju, mis püüab moolide arvu vähendada reaktsioonisuuna nihutamisega NH3 tekke suunas (4 mol 2 mol). Seetõttu toimub NH3 tööstuslik süntees kõrgetel rõhkudel. Kui gaasil. ainete hulk reaktsioonis ei muutu (n = 0) või gaasilisi aineid ei osale, siis rõhu muutmine keemilist tasakaalu ei mõjuta. 4) Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni (H > 0) korral saaduste tekkimise
annaabi.ee 
