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 NO2 + H2O HNO3 + NO (HPO3)n + nH2O nH3PO4 NO2 + O2 + H2O HNO3
alus(üks) (reageeriv sool ja alus peavad olema vees lahustuvad) FeCl3 +3 KOH = 3KCl + Fe(OH)3 3)sool + HAPE = uus sool + nõrgem hape Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S Kui tekib sadenev sool, siis ei pea tekkiv hape olema nõrgem ega lenduvam. 4)sool + SOOL = uus sool + uus sool(üks ) (reageerivad soolad peavad olema vees lahustuvad) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl 5) karbonaadid ja nitraadid lagunevad kuumutamisel CaCO3 = CaO + CO2 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2 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) Alus+sool =sool+alus 7) Sool+metall =sool+metall 8) Sool+sool =sool+sool 9) Alusel.oksiid+happel.oksiid =sool 10) Metall + mittemetall =sool
Lämmastik looduses,füüsikalised,füsioloogilised ja keemilised omadused Füüsikalised omadused Füüsikalised omadused: Ilma lõhna maitse ja värvuseta gaas. vees lahustub minimaalselt ja pole mürgine Õhus on teda 78% mahu järgi ja sealt teda ka toodetakse.Kuulub valkude, nukleiinhapete jmt koostisse. Mineraale eriti ei teata, ainus oluline on nn Chile salpeeter - NaNO 3 Laboris võib lämmastikku saada ammooniumnitriti lagundamisel. NH 4NO2 = N2 + 2H2O Oksüdatsiooniastmed, aatomi ja molekuli ehitus Oksüdatsiooniastmed: minimaalne -III ja maksimaalne V Aatomi ja molekuli ehitus: +7/ 2) 5) 1s22s22p3 seega on tal 3 paardumata elektroni ja molekulis seetõttu kolmikside : N ::: N : Tavatemperatuuril on lämmastik inertne,kuid kuumutamisel kolmikside (osaliselt)laguneb, tekivad . N :: N. ja lõpuks tekivad ka üksikud aatomid Paardumata elektronide olemasolu tõttu on lämmastik kõrgel
eksikaatoris ja gaaside kuivatamisseadmetes ning orgaaniliste vedelike kuivatamiseks. Ca(NO3)2 kaltsiumnitraat Kaltsiumnitraati tuntakse norra salpeetri nime all. Ta võib esineda mitme kristallhüdraadina (di-, tri ja tetrahüdraadina). Kaltsiumnitraat on värvusetu, vees hästi lahustuv kristalne aine, mis kõrgemal temperatuuril laguneb oksiidiks, nitraadiks ja vabaks hapnikuks. 2Ca(NO3)22CaO + 4NO2 + O2 Kaltsiumnitraati kasutatakse väetistena, puhta CaO saamiseks, kuid ka lõhkeainetes. Ca3(PO4)2 kaltsiumfosfaat Kaltsiumfosfaat on värvusetu kristalne aine, mis vees praktiliselt ei lahustu. Ta esineb selliste mineraalide nagu fosforiit ja apatiit koostises. Viimastest valmistatakse superfosfaati, mida kasutatakse põllumajanduses väga tähtsa fosforiväetina. Superfosfaat on kaltsiumdivesinikfosfaadi Ca(H 2PO4)2 ja kaltsiumsulfaadi CaSO4 segu
!! ; Kuumutamisel ammooniumsoolad lagunevad ; Ammoniaagiks ja happeks NH4 Cl NH3 + HCl ; Kui hape on ebapüsiv, siis laguneb ka hape NH4HCO3 NH3 + H2O + CO2 ; Kui hape on tugev oksüdeerija reageerib ta ammoniaagi, kui redutseerijaga NH4NO3 N2O + 2H2O Lämmastikhape Nõrga ebameeldiva lõhnaga vedelik, kange hape laguneb aeglaselt ja võib olla NO2 tekke tõttu pruun 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 Nitraatioon on tugevam oksüdeerija, kui vesinikioon ja reageerimisel metallidega seetõttu vesinikku ei eraldu. Reageerib ka vase, hõbeda ja elavhõbedaga. Kullaga ei reageeri, külmalt ei reageeri ka alumiiniumi raua ja kroomiga (tekib tihe oksiidne kile, mis kaitseb matalli) Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O oksüdeerib ka mittemetalle 2 H2O + 3 P +5 HNO3 =3 H3PO4 +5 NO Aluste, aluseliste oksiidide ja sooladega reageerib tavapäraselt NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O ;
2. põhjustab elevust nagu naerukaas suurmates narkoos Lämmastikhape ja Nitraadid 1. lämastikhape on : 2. värvuseta 3. terava lõhnaga 4. suitsev 5. Väga tugev hape ja ka tugev oksüdeeruja Lämmastikhappe soolad ja nitraadid 1. Lahustuvad vees väga hästi 2. kuumutamisel ebapüsivad 3. kuumutamisel tugevad oksüdeerujad 4. Leelismettallide nitraatide kuumutamisel tekib vastav nitrit ja eraldub hapnik 2KNO3 =2KNO2 + O2 vähem aktiivsete korral 2Pb(nO3)2 = 2PbO + 4No2 + O2 Lämmastikushape ja nitridid HNO3 ja HNO2 le kõrgema oksüdatsiooniastmele vastab tugevam hape. Lämmastikhappe tootmisel keemiatööstuses väga oluline roll. Lõhkainete tootmine, sealhulgas ka paljude orgaaniliste ainete valmistamisel. Lämmastik looduses Äikese ajal tekkiv NO oksüdeerub ja muutub õhuniiskuse ja hapniku toimel lämmastikhappeks tekkinud HNO3 sajab vihmana alla Fosfor lihtainena · Omadused: 1
saaduste tekke suunas, mida ei ole lihtne sooritada. Teises etapis oksüdeeritakse katalüsaatori manulusel ammoniaak hapniku toimellämmastikoksiidiks // 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O Edasi oksüdeeritakse lämmastikoksiid lämmastikdioksiidiks ja viimases etapis pannakse tekkinud lämmastikdioksiid reageerima vee ja hapnikuga, mille tulemusena moodustubki lämmastikhape. 2NO + O2 2NO2 4NO2 + 2H2O +O2 2HNO3 Lämmastikhappe tootmise kokkuvõtlik põhiskeem on seega järgmine:H2, kat O2, kat O2 H2O, O2. N2 ---- NH3 ---- NO ---- NO2 ---- HNO3 Lämmastikhape on väga tugev oksüdeerija, milles oksüdeerijana ei käitu mitte vesinikioonid, vaid happeanioonid. Seetõttu lahjendatud ega ka kontsentreeritud lämmastikhappega reageerimisel vesinikku ei eraldu. Tugevate oksüdeerivate omaduste tõttu on ta väga sööbiv, reageerib paljude metallidega, kusjuures
Laboris saadakse vase reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega. N2O: netraalne oksiid, nõrga meeldiva lõhnaga, värvuseta, naerugaas, suuremas hulgas tekitab narkoosi. Nitraadid lahustuvad hästi vees. Kuumutamisel lagunevad, leelismetallide nitraadi korral tekib vastav nitrit ja O2 Vähem aktiivsemate metallide korral vastav oksiid, O2 ja NO2. Lämmastikhappe tootmine: N2 + + 3H2 NH3 4NH3 + 5O2 (katalüsaator) 4NO + 6H2O 2NO + O2 2NO2 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3 Fosforil on tuntud valge fosfor ja punane fosfor. Valge fosfor on küllalt aktiivne, mürgine, süttimisohtlik, hoitakse purgis veekihi all, helendab pimedas(aeglane oksüdeerumine). Punane fosfor on kihilise ehitusega, tahke, ei lahustu vees ega orgaanilistes ainetes, süttib kuumutamisel, ei helenda, ei ole mürgine. Kuumutamise reageerib metallidega, käitudes oksüdeerijana. Aktiivsemate mittemetallide suhtes käitub redutseerijana. Fosfaan - PH3
Tina (Sn) el nr. 50 (4;18;18;8;2) aatommass 118,69 Tihedus 7,31 g/cm3 Sulamistemp 232 kraadi C Hõbevalge, pehme, pastne, õhus ja vees püsiv metall Pole mürgine Reageerib kõrgemal temperatuuril enamiku mittemetallidega Sn + O2 = SnO2 Sn + 2Cl2 = SnCl4 Reageerib lahjendatud hapetega vesiniku eraldumisega Sn + 2HCl = SnCl2 + H2 Lahjendatud HNO3- ga reageerib tina metallina tekib Sn(NO3)2 Sn + 4HNO3(konts) = H2SnO3 + 4NO2 + H2O (tinahappe teke) Tinasulam 85-99% tina ja 1-4% vaske, mis annab talle tugevust Hästi sepistatav Badiidid Väärismetallid Kuld (Au) el. nr 79 (1;18;32;18;8;2) aatomass 196,967 Hõbe (Ag) el. nr 47 (1;18;18;8;2) aatommass 107,87 Plaatina (Pt) el. nr 78 (1;17;32;18;8;2) aatommass 195,08 Pallaadium (Pd) el. nr 46 (0;18;18;8;2) aatommass 106,4 Hõbe... Hõbevalge Pehme Parim soojus- ja elektrijuht Peegeldab hästi valgust Tihedus 10,5 g/cm3 Sumapistemp. 960 kraadi C Hästi sepistatav
keemistemperatuur 86*C), lahustunud NO2 tõttu on lämmastikhape enamasti värvunud pruunikaks. Lämmastikhape on tugev hape, ta reageerib metallioksiidide, hüdroksiidide ja soolade, moodustades nitraate: 2HNO3+CaO=Ca(NO3)2+H2O HNO3+NaOH=NaNO3+H2O 2HNO3+K2CO3=2KNO3+CO2+H2O Lämmastikhape on tugev osküdeerija. Ta oksüdeerub väävli väävelhappseks, fosfori- fosforhappeks, süsiniku-süsinikdioksiidiks: S+2HNO3=H2SO4+2NO C+4HNO3=CO2+4NO2+2H2O Lämmastikhappe reageerimisel metallidega eralduvad mitmesugused lämmastikoskiidid (N2O, NO, NO2), ammoniaak (NH3) või vaba lämmastik (N2), sõltuvalt metallist, happe kontsentratsioonist ja temperatuurist. Reaktsiooni peamisi produkte iseloomustab järgmine tabel: Metallide K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag P Au pingerida t Konts
2( Na,K) 2Mg+O22MgO . , Mg(OH)2 MgO+H2O . 4HNO3 4NO2+H2O+O2 CaCO3 CaO+CO2 ( , ..) : . SO3+H2OH2SO4 Na2O+H2O2NaOH
Selle tulemusena I2 oksüdeerub värvusetuks ühendiks ja Br- on määratav. Sulfiidioonide S-2 tõestamine. 1. Gaaside eraldumise katses tekib mädamunalõhn; tegelikult on see juba tuntav neutraalse või nõrgalt aluselise lahuse puhul. S-2 + 2H+ H2S 2. Hõbenitraadi AgNO3 toimel tekib must Ag2S sade. S-2 + 2Ag+ Ag2S Nitritioonide NO2- tõestamine. Gaaside eraldumise katses tekib punakaspruun terava lõhnaga gaas lämmastikdioksiid NO2. 4NO2- + 4H+ + O2 4NO2 + 2H2O Määramist segavad I- -ioonid.Nende kõrvaldamiseks uuritavast lahusest lisa lahusele (pH=7- 9) AgNO3 ja tsentrifuugi. NO2- tõesta tsentrifugaadi aurutusjäägist. Sulfitioonide SO3-2 tõestamine. Gaaside eraldumise katses tekib põlevale tikule iseloomuliku lõhnaga gaas vääveldioksiid SO2. SO3-2 + 2H+ H2O + SO2 Segavad NO2- -ioonid.Nende esinemise korral sadesta SO3-2 strontsiumnitraadi Sr(NO3)2 abil pH=9 juures.Pese sade ja tõesta sealt SO3-2.
(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 + CO22Zn(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:
Reaktsiooni keskmine kiirus: v= c/ t Parimaks lähenduseks kasutada keskmise kiiruse asemel reaktsiooni tõelist kiirust, mille saab näiteks kontsentratsiooni ajast sõltuvuse graafiku puutuja tõusust. *Reaktsiooni kiiruse ühikuks on reeglina mol/ls. *Miinusmärk näitab, et reaktsiooni kulgedes kiirus väheneb (kui kiirus on defineeritud lähteainete kontsentratsioonide kaudu). *Tuleb reaktsiooni kiiruse juures ära märkida ka millise aine kohta kiirus käib. 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) [O2]/ t = -1/2 * [N2O5]/ t Kineetika põhipostulaat Lihtreaktsiooni kiirus on igal ajamomendil võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonidega astmetes, mis vastavad reaktsiooni stöhhiomeetrilistele koefitsientidele. aA + bB cC + dD Kiiruskonstant v= k[A]x[B]y Valemis esinev k on reaktsiooni kiiruskonstant, mis on üks kõigi võimalike kontsentratsioonide jaoks antud tingimustel.
Reaktsiooni keskmine kiirus: v= c/ t Parimaks lähenduseks kasutada keskmise kiiruse asemel reaktsiooni tõelist kiirust, mille saab näiteks kontsentratsiooni ajast sõltuvuse graafiku puutuja tõusust. *Reaktsiooni kiiruse ühikuks on reeglina mol/ls. *Miinusmärk näitab, et reaktsiooni kulgedes kiirus väheneb (kui kiirus on defineeritud lähteainete kontsentratsioonide kaudu). *Tuleb reaktsiooni kiiruse juures ära märkida ka millise aine kohta kiirus käib. 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) [O2]/ t = -1/2 * [N2O5]/ t Kineetika põhipostulaat Lihtreaktsiooni kiirus on igal ajamomendil võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonidega astmetes, mis vastavad reaktsiooni stöhhiomeetrilistele koefitsientidele. aA + bB cC + dD Kiiruskonstant v= k[A]x[B]y Valemis esinev k on reaktsiooni kiiruskonstant, mis on üks kõigi võimalike kontsentratsioonide jaoks antud tingimustel.
Selle omaduse tõttu kasutatakse veevaba kaltsiumkloriidi ainete kuivatamiseks eksikaatoris ja gaaside kuivatamisseadmetes ning orgaaniliste vedelike kuivatamiseks. 6) Ca(NO3)2 kaltsiumnitraat Kaltsiumnitraati tuntakse norra salpeetri nime all. Ta võib esineda mitme kristallhüdraadina (di-, trija tetrahüdraadina). Kaltsiumnitraat on värvusetu, vees hästi lahustuv kristalne aine, mis kõrgemal temperatuuril laguneb oksiidiks, nitraadiks ja vabaks hapnikuks. 500 ºC 2Ca(NO3)2 _ 2CaO + 4NO2 + O2 Kaltsiumnitraati kasutatakse väetistena, puhta CaO saamiseks, kuid ka lõhkeainetes. 7) Ca3(PO4)2 kaltsiumfosfaat Kaltsiumfosfaat on värvusetu kristalne aine, mis vees praktiliselt ei lahustu. Ta esineb selliste mineraalide nagu fosforiit ja apatiit koostises. Viimastest valmistatakse superfosfaati, mida kasutatakse põllumajanduses väga tähtsa fosforiväetina. Superfosfaat on kaltsiumdivesinikfosfaadi Ca(H2PO4)2 ja kaltsiumsulfaadi CaSO4 segu. Väga raskeski
i Mõned näited: 1 k H 2 Br2 2 H2 + Br2 2HBr r 1 j HBr Br2 (1.20) 2N2O5 4NO2 + O2 r = kN2O5 (1.21) H2 + I2 2HI r = kH2I2 (1.22) Üldiselt reaktsiooni kiirus peab olema kindlaks tehtud katseliselt ja seda ei saa tuletada reaktsiooni stöhhiomeetriaga. Reakstioon aA+bB=dD+eE ei ütle meile palju reakstiooni mehhanismist. Kõige lihtsam näite on 1.22 A+B A---B C + B Kompleks reaktsioon kooseb vähemalt kahest osast
(K2CO3) või etnoolamiini lahuses. Lahus II aste 0,3%-lt kuni 0,01-0,2% (mahu). regenereeritakse kuumutamisel, H 2S eraldub ning teda CO + H2O CO2 + H2 + 41 kJ CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O põletatakse, et saada SO2 väävelhappe tootmiseks. Summeerides metaani konversiooni protsessi veeauruga: CH4 +4NO2 = 4NO + CO2 + 2H2O Väävli tootmine looduslikust gaasist viiakse läbi kahes CH4 + 2 H2O CO2 + H2 - 165 kJ. Metaani konversiooni CH4 + 4NO = 2N2 + CO2 + 2H2O astmes. Esimene aste on taandatud väävli eraldamine tingimused: 800-1000 ° C Ni-Al2O3 katalüsaatori või MgO Teise polvkonna tehnoloogias kasutatakse NH 3 looduslikust gaasist. See toimub gaasi kontaktil juuresolekul rõhul 1 bar või rohkem
Nitraadid : kristallilised ained; kõige paremini vees lahustuvad soolad üldse peaaegu kõik, ka raskmetallide nitraadid, on hästi lahustuvad; kõrgemal tol tugevad oksüdeerijad. Kuumutamisel nitraadid lagunevad,olenevalt nitraati moodustava metalli aktiivsusest 1) aktiivsete metallide (K, Ca, Na, Ba) nitraadid: 2NaNO3 2NaNO2 + O2 ; 2) keskm. aktiivsusega metallide (Mg, Pb, Fe, Zn, Cu) puhul: 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2; 3) Väheaktiivsete metallide (Ag, Au) nitraadid:2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2; Lämmastikushape HNO2 ,nõrk, ainult vesilahustes tuntud hape, soolad nitritid. Looduses levinud elutähtis element: valkude komponent, üks kolmest taimede põhi toiteelemendist; Anorg. Lämmastikuühendid: väga mitmekesised, toodetakse suurtes kogustes, Mõned loodusl. ühendid on tervisele kahjulikud (nitritid) või kantserogeensed (nitroosoühendid).
Reaktsiooni järk ei ole seotud reaktsiooni lähteainete stöhhiomeetriliste koefisiendiga reaktsiooni tasakaalustatud võrrandis Nulljärku reaktsiooni korral avaldub reaktsiooni kiirus kui v = k , s.t kiirus ei sõltu reagentide kontsentratsioonidest. 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) Esimest järku reaktsiooni korral on reaktsiooni kiirus proportsionaalne lähteaine kontsentratsiooniga. 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) Esimest järku reaktsiooni korral toimub reaktsiooni käigus reaktsiooni tunduv aeglustumine. Esimest järku reaktsiooni korral saame lineaarse graafiku kontsentratsiooni logaritmi sõltuvusest ajast. Teist järku reaktsiooni korral on reaktsiooni kiirus proportsionaalne lähteaine kontsentratsiooni ruudu või kahe lähteaine kontsentratsioonide korrutisega. 2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) 43
- lahus leeliseline - plahvatab kuumutamisel Kasutatakse sooladena (kloriid, sulfaat) üsna laialdaselt – redutseerijad (näit. fotograafias) Lämmastikhape HNO3 soolad – nitraadid tugev ühealuseline hape, seguneb veega igas vahekorras molekul tasapinnaline HONO2 puhta happe tihedus 1 513 kg/m3 ebapüsiv, soojuse ja valguse toimel laguneb (→ kollakas, pruunikas): 4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2 Veega moodustab aseotroopsegu: 68,4 massi-% HNO3, kto 120,7oC, d420 1,41 g/cm3 tuntud mitmed hüdraadid väga tugev oksüdeerija, sööbiv (nahale), paljude metallide parim “lahusti” orgaanil. ained (puit, paber, riie) võivad kokkupuutel süttida Üks tähtsamaid ja enamtoodetud (ca 30 milj. t/a) anorgaanilisi happeid Laialdaselt kasutatakse nii puhast hapet kui sooli Tööstuslikult toodetakse astmeliselt: to, p O2 O2
𝑣̅ = − 𝑣 = lim (− ) = − = 𝑡𝑎𝑛𝛼 ∆𝑡 ∆𝑡→0 ∆𝑡 𝑑𝑡 Miinusmärk näitab, et reaktsiooni kulgedes kiirus väheneb (kui kiirus on defineeritud lähteainete kontsentratsioonide kaudu). Reaktsiooni kiiruse juures tuleb ära märkida ka millise aine kohta kiirus käib. N: 2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g) ∆[𝑂2 ] 1 ∆[𝑁2 𝑂5 ] =− ∙ ∆𝑡 2 ∆𝑡 Massitoimeseadus ehk Guldberg-Waage reegel ütleb, et reaktsiooni kiirus on võrdeline lähteainete kontsentratsioonide korrutisega vastavates stöhhiomeetriliste kordajate astmetes ehk 𝑣 = 𝑘×[𝐴]𝑎 ×[𝐵]𝑏 , kui aA+bB dD. Tasakaaluolekus on otse- ja pöördsuunalise reaktsiooni kiirused võrdsed ja lähteainete ja produktide kontsentratsioonid on ajas jäävad). 43
annaabi.ee 
