Anorgaaaniline keemia kokkuvõte (0)

b> Vesinik –, 1s1, esimesena sai Paracelsis, uuris Cavendish ja Lavoisier, maakoores massi järgi 0,87%, leviku poolest maal 9.kohal, universumis kõige rohkem. Saamine– suurtootmises looduslikest ja tööstuslikest gaasidest sügavjahutamise või katalüütilisel töötlemisel. Om - mõõduka aktiivsusega, lihtsaim ja kergeim element (14,5Xkergem kui õhk), o-a 1, 0, -1, molekul kaheaatomiline H2 , parim gaasiline soojusjuht , keemist 20,4K sulamist 14K, difundeerud kiiresti läbi paljude materj, lah halvasti vees ja org lahustes, raskesti poleriseeritav. Kasut – keemiatööstustes , raketikütustes, tuumaenergeetikas, termotuumapommis, keevitamisel. Ühendid – 1) hüdriidid (kui H o -a on -1), 2) vesi H2O – tähtsaim ja levinuim ühend, ¾ maa pinnast on vesi, lood vesi sis alati lisandeid ( mered , ookeanid – kloriidid , mageveekogud – vesinikkarbonaadid), puhatatakse – destillatsioon , ioonvahetus, jää sulamisel ruumala väh 9%, soojusmahtuvus kasvab 2X, 3) deuteeriumoksiid D2o (raske vesi) avastati 1932, puhtal kujul eraldatud 1933– saadakse loodusliku vee elektrolüüsil, aine lah halvemini ja reks kul aeglasemalt kui tavalises vees, d aatomid võivad kergesti välja vah H aatomid, esineb looduses vee komponendina, kasut tuumaenergeetikas, teaduses , 4) vesinikperoksiid H2O2, suht stabiilne, lagunemise toim järsult eri tingimuste toimel, viskoosne värvitu vedelik, võib palhvatada ja tek põletushaavu.
Leelismetallid (LM) – 1. rühm: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, akt kasvab -->; o-a 1, keeliliselt aktiivsed,. Õhu käes oksüdeeruvad väga kiiresti, K-Na vahekord elusorganismides tähtis, esinevad veres, lümfis, seedemahlades, K rakkude sisemuses, Na rakkudevah vedelikus , Avastamine: Na, K: Davy (19 saj alg - eraldas vabu LMe vastavate sulatatud leeliste elektrolüüdil); Li - veidi hiljem, Rb, Cs - üsna haruldased avastati 1860-61 spektraalanalüüsiga Bunsen, Kirchhoff, Fr - saadud kunstlikult (tuumareaktsioonil) 1939 looduses leidub väga vähe Kasutamine – K-Na sulam , Li - tuumareaktoris soojuskandjana, seoses fotaefektiga fotoelemendis, eriotstarbelistes gaasitorodes, Cs telekate elektronkiiretorudes, Pb-Na sulamid bensiinid ja kuullaagrites, na mettallurgias redutseerijana, Li keem vooluallikate anoodid, kõik Lm radioaktiivsete isotoopidena. Leidumine looduses: Na, K - väga levinud elemendid (6. ja 7. kohal) esinevad paljude mineraalide koostises; NaCl – kivisool ; Na2SO4 . 10H2O – mirabiliit, glaubrisool ; Na3AlF6 – krüoliit ;Na2B4O7 . 10H2O – booraks ; KCl – sülviin ; K-Mg-kaksiksoolad – karnalliit , kainiit. Elusorganismides K-Na vahekord väga tähtis, esinevad veres, lümfis, seedemahlades K – eeskätt rakkude sisemuses;Na – rakkudevahelises vedelikus. Li – levikult järgmine, kuid juba üsna haruldane . Rb, Cs – haruldased elemendid. Ühendid – 1) Oksiidid – peroksiidid Lm2O2 või hüperoksiidid LmO2. , vaid Li2o on lihtoksiid. 2) Hüdroksiidid – LmOH – värvitud, väga hüdroskoopsed, lah hasti vees, tugevad alused, saadakse kloriidide vasilahuste elektrolüüsil ( anoodil , katoodil ), elektrolüüser peab sis diafragmat - poorset vaheseina , mis takistab kloori kokkupuudet tekkiva NaOH -ga. 3) Halogeniidid – LmHal – värvitud, vees hästi lah kristalsed kuubilise võrega ühendid. Kõige rohkem NaCl, Kcl, keemia ja toiduainetööstuses NaCl, põllumaj KCl. 4) Nitraadid – LmNO3 – värvitud, kristalsed, kergesti vees lah. NaNO3 – tsiili salpeeter , KNO3 – väetis , musta püssirohu komponent , NaNO3 – kasut väetisena. 5) Karbonaadid – Lm2CO3 ja LmHCO3. Kuumutamisel vesinikkarbonaadid lagunevad 2LmHCO3 -> Lm2CO3+ H2O + CO2. 6) Sulfaadid – Lm2SO4, LmHSO4 hästi lah, kristalsed ühendid. Na2SO4 – kaasitööstuses, K2SO4 – väetis. Biotoime : Kõik LM (peale Fr) on eraldatud 19. sajandil. Osa neist (K,Na) on tavalised, kõikjal looduses väga levinud elemendid. Lihtainena on nad kõik väga aktiivsed (kõige aktiivsemad metallid üldse), säilitatakse org. lahustite kihi all, parafiinis või inertgaasi atmosfääris. Metallide pingereas kõige vasakpoolsemad. Järjestus: Li, Cs, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be Seega üldse kõige negatiivsema elektroodipotentsiaaliga H suhtes – Li(-3,0 V). Kõige vähemaktiivne metall – Au. Vähemalt 3 kõige kergemat LM (Li, Na, K) on eluslooduses väga olulise tähtsusega, organismide vältimatud koostisosad (Li biol. funktsioon pole päris selge) Na, K – väga olulised kõigi rakkude elutegevuses. Li – väga mitmekülgne biotoime, kuid tema eluline tähtsus tõestati alles 1980.a. Suuremates kogustes mürgine, mõjub ka psüühikale (Li2CO3 kasutatakse vaimuhaiguste raviks). Rb ja Cs osa eluprotsessides pole selge. Na ja K ühendid on kõige kasutatavamaid aineid üldse (kõige enam NaCl ja KCl, NaOH, Na2CO3, Na2SO4, KOH jt.). Kõiki LM leidub looduses, kuid nende sisaldus maakoores varieerub drastiliselt: suurim on see Na-l ja väikseim Fr-l (kogu sisaldus maakoores veidi üle 20 g). Lm-del on palju isotoope (nagu teistelgi elementidel);neist on tähelepanu äratav radioakt . isotoobi 40K
2. rühm - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - leelismuldmetallid (LMM); s-elemendid; väliselektronkihi konfigur. s2; metallilised omadused tugevasti väljendunud; o.a alati II. --> aktiivsus suureneb. Keemil. aktiivsuselt siiski LM-dele lähedased, metallide pingereas kõrvuti 2. rühma elementidest: Be ja Mg suhteliselt eraldiseisvad
Leidumine looduses: ainult ühenditena . Sisaldus maakoores eri rühma elementidel erinev: varieerub ligi 10 suurusjärku (suurim Ca, väikseim – Ra). Be - Berüll 3BeO . Al2O3 . 6SiO2 – tuntuim mineraal ;esineb vääriskividena. Mineraale palju – 54 mineraali, looduses vaid üks stab. isotoop 9Be. 2. rühma elementidest levinuim Ca. Ca-sisaldavaid mineraale tuntakse ligi 400:CaCO3 ( lubjakivi , kriit, marmor ), CaSO4 . H2O (kips), CaF2 ( fluoriit ) jpt. Kõige vähem levinud radioakt. Ra. Stabiilseim isotoop 226Ra. Väga levinud element Mg: maakoores 2,35%, üle 100 mineraali: MgCO3 (magnesiit), CaCO3.MgCO3 ( dolomiit ). Merevees kuni 0,38% Mg, mõnedes järvedes. Ba ja Sr sisaldus maakoores on ühes suurusjärgus 10-2%, Ba on veidi rohkem. Elusorganismides tähtsad Ca, Mg, Ba, Sr; Ca – luude, skeleti, hammaste põhikoostisosi; Mg – klorofüllis tsentraalaatom, fotosüntees ; Be – üks kõige mürgisemaid anorg . katioone; Ra – radioaktiivne. Metallina kasutatakse peam. Mg, Ca. Omadused: Be ja Mg on õhus stabiilsed – kattuvad oksiidikihiga. Rühma piirides sulamis- ja keemistäpid langevad, tihedus suureneb. Leelismuldmetallid on õhus ebapüsivad: Ca, Sr, Ba – säilitatakse taval õlis. Kõige aktiivsem on Ra. Kõvemad, raskemini sulavad, suurema tihedusega, head soojus - ja elektrijuhid. Reageerivad paljude mittemetallidega. Leelismuldmetallid (Ca, Sr, Ba, Ra) reageerivad veega juba toatemperatuuril (Be ja Mg soojendamisel). Leelistega reageerib vaid Be. Kasutamine: Be - legeeriv lisand Cu-sulamites. Mg - peam. sulamites, eriti Al-ga. Ca ja Ba kasutatakse peam. hõõrdumiskindlates sulamites. Ca kasutatakse ka haruldaste metallide metallotermilisel saamisel, vaakumtehnikas jm. Tähtsamad ühendid- oksiidid - kasutatakse kustutatud lubja, kloorlubja, sooda saamiseks, ehitusmaterjalina, räbustina metallurgias, suhkrutööstuses, muldade lupjamiseks, kaltsiumväetiste tootmiseks jm. BeO ja MgO kasut. tulekindla, rasksulava materjalina. Hüdroksiidid - Ca(OH)2 - kõige odavam tugev alus ( leelis ). Kasutusalad osal. kattuvad CaO-ga. Mg(OH) - kasut.: MgO saamine, suhkru rafineerimine , katlavee puhastamisel, hambapasta komponendina jm. Ba(OH)2 –kasutatakse CO2 tõestamiseks ja määramiseks . Tööstuses: õlide, rasvade puhastamisel, sulfaadi eemaldamiseks lahustest jm. Halogeniidid – valged tahked kristallained. Be halogeniidid on polümeerse ehitusega, tähtsaimad on BeCl2 ja BeF2. MgCl2 (esineb sageli kristallhüdraadina, saadakse mereveest ). CaCl2 – esineb sageli kristallhüdraatidena. Kasut. Ca ja Ca-sulamite saamisel. CaF2 – Kasut. metallurgias (räbusti). Ba ja Sr kloriide kasut. mõnikord pürotehnikas. Raadiumi kasutatakse sageli halogeniidide (kloriidi, bromiidi) kujul. Sulfaadid - 2. rühma elementide sulfaadid MeSO4: kõik värvitud kristallained, BeSO4 hüdrolüüsub vees, MgSO4 lahustub hästi, BaSO4 - tähtis mitmete paberisortide täiteainena. MgSO4 - looduses merevees, mitmete mineraalidena, kasut. MgO saamisel, tekstiilitööstuses, meditsiinis jm.CaSO4 - esineb looduses mitme eri vormina. Väga suur tähtsus ehitusmaterjalina (puistematerjal, plaadid jm.), kipsvormid skulptuuridele , bareljeefid jm. Karbonaadid - looduses levinud Ca karbonaadid: CaCO3 ja Ca( HCO3 )2. CaCO3 - lubjakivi ( paekivi ), kriit, marmor, kasutatakse tohututes kogustes ehitusmaterjalina. Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse: vähendab vee lahustamisvõimet, tekitab katlakivi , vähendab seebi pesemisvõimet, toidu - joogi kvaliteeti jne.
13. rühm: B Al Ga In Tl
Boor (B) - Boorhape on ainus anorgaanil. hape , mida leidub looduses üsna puhtal kujul. Lihtaine kujul eraldati esmakordselt 1808 Gay- Lussac , Thenard Leidumine looduses: tähtsamad mineraalid : kolemaniit Ca[B3O4(OH)3]·H2O: uleksiitCaNa[B5O6(OH)6]·5H2O
Boor lihtainena: on pooljuht , toatemperatuuril praktil. elektrit ei juhi, t° tõusul el.- juhtivus suureneb, üle 1000°C – hea elektrijuht . Toatemp .-l reageerib ainult F2-ga, → BF3. Kõrgemal t°-l O2-ga (→ B2O3, diboortrioksiid). Hal-dega(→ BCl3, BBr3). S-ga (→ B2S3, diboortrisulfiid). N2-ga (→ BN, boornitriid). Metallidega moodustab boriide. Süsinikuga reageerib üle 2000°C (→ boorkarbiidid B12C3 ja B13C2). Räniga (üle 1000°C) → silitsiidid B6Si, B4Si jt. Hapetega, mis pole oksüdeerijad , ei reageeri konts. HNO3 , kuningvesi oksüdeerivad → H3BO3 : B + 3 HNO3 → 3NO2 + H3BO3. Sulatamisel leelistega, Na2O2 -ga või KNO3 + Na2CO3 seguga → boraadid. Vesinikuga otseselt ei reageeri

Biotoime: boorhape ja booraks – sajandi algul kasutati laialdaselt terapeutil. eesmärkidel, raviti epilepsiat, nakkushaigusi jm. Tänapäeval selgunud booriühendite küllaltki suur mürgisus. Teiselt poolt – boor on eluliselt vajalik mikroelement - nii loomadele kui taimedele. Boor organismis (loomses) - osaleb Ca ja Mg ainevahetuses (hormoonide aktiivsuse regulatsiooni kaudu), mõjutab näärmete tegevust, osaleb ensüümprotsessides, mõjutab rakumembraanide aktiivsust ja ioontransporti

Kasutamine: korrosiooni- ja kuumuskindlate sulamite komponent, tugevdava struktuurina (kiudude kujul), pooljuhina (termotakistid, soojusneutronite loendurid ), spetsiaalklaasides (tavaliselt B2O3 kujul), mitmed teised tehnilised kasutusalad: pesemisvahendid, herbitsiidid , räbustid metallurgias, mikroväetistes (taval. H3BO3 kujul)
Ühendid: boori ühendeid: booraks Na2B4O7 ·10H2O, boorhape H3BO3. Need on praktikas tähtsaimad boori ühendid, leidub sellisel kujul ka looduses. vesinikuga: boraanid - boor vesinikuga otseselt ei reageeri, seetõttu saadakse boraane. On mürgised , ebameeldiva terava lõhnaga värvitud ained. Lämmastikuga: nitriid bn – tule ja kuumuskindlad materjalid, oksiidid – värvitu kritallias või klaasias aine, karbiidid - musta värvi suure kõvadusega ained, kas liohvimismaterjalina, tuumaenergeetikas, pooljuhina, halogeniidid – värvitud, lämmatava lõhnaga gaasid, suitsevad niiskes õhus, lah vees ja seejuures hüdrolüüsuvad , boraadid – värvitud, soomusjad kristallid . Naatriumtetraboraatdekahüdraat Na2B4O7 · 10H2O (booraks) värvitu vees lah krist aline, reag metallioksiididega, kasut metallipinna puh, emailide, eriklaaside tootmisel, nahaparkimisel, keemialaborites, biotehnoloogias.
Alumiinium (Al) - Avastaja F. Wöhler (1827). Algselt oli saamine väga kallis- kallim kui kuld > väärisesemete valm. Odavam meetod 30 a hiljem. Looduses leidub polüränihappete sooladena (vilgud, savid ). Tähtsamad ühendid: bokiit, aluniit, nefeliin. Tööst. saamine: elatrolüüsivannid (katoodika vanni põhi, anoodiks süsi). Al- pulber : saadakse sula metalli pihustamisel N2 joas. Kasut: foolium , alumineeritakse palstmass esemeid. Al-värv metallesemete kaitseka. OM: hõbevalge, kerge metall , juhib hästi soojust ja elektrit ( mähised , elektriliinid). Reag õhus, kattub oksiidikihiga. Reag hallogeniididega ägedalt, I2 ja Br2 toatemp. Ühendid: Alumiiniumsulfaat : Al2(So4)3*18H2O-veepuhastusjaamades,paberitööstuses; alumiiniumkalliummaarjas: AlK(So4)2*12H2O-tekstiilitööst. nahaparkimine. Al.hal enamasti kloriidi. Sulamid: Al kasut peamiselt sulamitena (ehitised, konservipurgid)- rooste kindlad, kerged, vastupidav koormusele ja temp, väikese tihedusega, hästi töödeldavad, peedeldavad valgust hästi. Biotoime: on inimorganismis alla 50 mg ja saab iga päev 2-3 mg, mis ladestub maksas , luudes , peaaju hall – olluses, pole andmeid, et seel oleks kasulikke funktsioone.al toksilisuse kohta on palju eri andmeid
Gallium(Ga) - Avastas de Boisbaudran spektraalanalüüsiga 1875. Nimetus pr..ma järgi- gallia. Tihedus 5,9.( mendelejev ennustas ette). Sisaldus maakoores. pole väike, kuid hajutatud - raske eraldada, kallis. Pooljuht-omadustega ühendite saamiseks (nt GaAs ). Kasut: Metalli kujul kasut: eriotstarb.peeglid, termomeetrid , külmjootmine, kergsulavad sulamid, lisand klaasimassis. OM: Ga-helehall sinakaläikega met. ülikergsulav, pehme, omane on allajahtumine, vedel Ga paisub jahtumisel. Keemislistelt om. sarnaneb Al.ga. : veega tav. ei reag, õhus püsiv. Kõrgemal temp lõhustab metalle , paremini kui ükski teine sulatis. Metallidega moodustab üldjuhul galliide. Sooladest praktik tähtsamad; kloriid , sulfaat , nitraat . Peetakse vähe mürgiseks.
Indium (In) – saksa keemikud Reich ja Richter 1863 spektraalanalüüsiga sinise joone järgi. Looduslik In koosnb 2isotoobist, massiarvudega 113 ja 115. Hajutatud element. Põhiliselt eraldatakse maakidest . Lihtainena hõbevalge, väga „särav” raske met. , erakordselt pehme ja plastiline. Reag.: hapetega- aeglaselt, veega korrodeerub õhu juuresolekul aeglaselt. Halogeenidega Cl2 ja Br2-tav toatemp-il I2 -ga kuumutamisel. Toodet. Pb-Zn ja Sn jääkidest, metallina eraldatakse In lahustest elektrolüüsiga. Saamine keerukas ja en.mahukas, st on toodang väike. Ühendid: In2O3-eriklaasides, raadiotehn., InSb ja InAs-„öisenägemise seadmetes ”, Inp- pooljuhtlaserites, valgusdioodides., In(lihtaine)- Ge ja Si tähtis lisand, kergsulavate sulamite komponent Biotoime: In ja In ühendid on mürgised, eriti sissehing. Kahjulik maksale ja põrnale.In lahustuvad ühendid ärritavad nahks, silmi, limaskesta.
Tallium (Tl) – Av. Spektraalanalüüsiga W.Crookes 1861, eraldas puhtal kujul 1862. Meenutab ühepoolt leelismetal. teislt pliid . Tootmises levinum kui Ga või In.. Loodusel küllaltki haruld . ja hajut. OM: sinaka läikega hallikasvalge met. , väga pehme ( noaga lõig.), õhus kattub okiidiga. Reag: Hapniku juuresolekul reag veega: 4TlOH hästi lah vees, tugev leelis; Halogeeniga reag toatemeratuuril; Hapetest reag kergesti HNO3-ga. Kuumutamisel raeg lihtainetega. Füüsikal om. sarnaneb paljuski Pb-ga, keem. om. Ag (halogeniidide halb lahustuvus ). Kasut: happekindlad sulamid, laagrimetall. Tl halogeniiniidid – infrapunatehnikas. Biotoime: Tl väga mürgine(avastamine lihtne) kuid nähtavasti vajalik osadele organismidele.
14. rühm: C Si Ge Sn Pb. Mitte met – C ja Si, poolmet Ge, metellid Sn ja Pb. Ns2np2 -->tih kasvab, aatomraadius suureneb, matellilisus suureneb, sul ja keem temp väh, ionisatsioonienergia väh.
Süsinik (C) - Looduslik süsinik. 2isotoobi segu. Atmosfääris esineb radioakt isotoopi 14C –tähtis vanusemääramise viis arheoloogias. Looduses: 1)karbonaatkivimid (lubjakivi CaCO3) 2)looduslik kütus- gaas -, vedel-, tahkekütused. On olemas kõikide elusorg. koost ., kõige tähtsam element. Teemant –kõvim lood. mineraal , säravam ja hinnaliseim vääriskivi , hea dielektrik . Kasut tehnil eesmärkidel ja juveelidena . Leiukohad: Aaf, India, Venemaa. Puhtaim lood.süsinikuvorm. Ei reag. Hapete ega leelistega, ega sula kuumutamisel. Suurim Cullinan. L-aafrikas 1905.
Grafiit - 6 aatomiliste rõngaste kihid , mis eralduvad kergesti. Pasiivne, kuigi teemant veidi aktiivsem, tulekindel. Karbüün- süsinikaatomite lineaarne pölümeer. Fulleereenid – avastamise ja uurimise eest anti Nobeli preemia. Lonsdeiliit – moodustub kõrgetel rõhkudel ja suht madalatel temperatuuridel , on leitud meteoriitides.
Keem OM - Kem.akt. Sõltub süsiniku erivormist. Madalatel temp keemiliselt inertne (raskesti sulatatav) Ühendid: Oksiidid: CO (vingugaas)- värvitu ja lõhnatu väga mürgine põlev gaas, tekib süsinikku sis kütuste mittetäielikul põlemisel, hapniku juuresolekul põleb sinise leegiga , CO2 ( süsihappegaas )- värvitu, mittepõlev, hapuka maitse ja lõhnaga gaas, ei ole mürgine kuid ei toeta ka hingamist ega põlemist. Tekib süsinikuühendite oksüdatsiooniprotsessides C3O2 (trisüsinikoksiid)- lämmatava lõhnaga värvitu gaas. Vesinikühendid- rikas C ühendite klass 1) alkaanid 2)alkeenid 3) alküünid 4)tsüklilised 5)mitme kaksiksidemega. Väävliühendid : 1)Karbiidid (ioomilised e soolataolised, kovalentsed, intermetallilised) 2)Halodeenühndid (tsüaniidid – vesiniktsüaniidhape HCN - värvitud mõrumandlilõhnaga väga mürgine põlev vedalik; tsüanaadid – tsüaanhape HOCN – vabas olekus on isovormi kujul, suht tugev hape; tiotsünaadid – vesiniktiotsüaanhape HSCN – kasut keemialaborites.
Räni(Si)- Looduslik koosneb 3isotoobist. Maakoores leviku poolest 2.kohal, ehedalt looduses ei leidu. SiO2- palju eri teisendeid (liiv, kvarts ), alumosilikaadid – keerukad ühendid (savid, vilgud). Si leidub väh määral taimedes ja loomades . Eraldas Gay-Lussac 1811. Saamine: liiva ja söe segu kuumut . Om: Kõva ( mohsi skaalal 7), metalliläikega tume-hõbehall, haoete suhtes passiivne, madalal temp pass . Ühendid: ränidioksiid SiO2 (lev. aine lood.), kõva, raskesti sulatatav. Puhtal kujul - mäekristall. Kvartsi ja kvartsklaasi kasut UV-seadmetes, kellades, ultraheliseadmetes jm. Silaanid- värvitud, väheviskoossed, mürgised, lenduvad vedelikud, ebameeldiva lõhnaga, õhuga kokkupuutel plahvatavad. Ränihalogeniidid. Ränihapped – vees vähe lah ühendid Silkaadid- kõige lev maakoores (savi, talk asbest, ka mõned vääriskivid – granaat , smaragd). Kasut puidu ja betooni immutamisel, paberiliimina, silikaatvärvide valistamisel. Klaas- silikatide segu. Liiv+sooda+lubjakivi (kuum 1400C). klaasi tuntakse väga ammu , tehakse ka värvilist klaasi. Tsement - silikaatne sideaine . Segatakse veega(+liiv, killustik9 ja kõvastub. Biotoime- vajalik element, loomsetes organismides kõrge sis sidekoes , kuid ka mujal. On kudesi toestava funktsiooniga. On malmide, pronkside, teraste komponent. Lihtainena üks peamisi pooljuhtmaterjale.
Germaaanium(Ge) - Looduses hajutatud element, on mõned Ge sis. mineralid. Avastas, eraldas C.Winkler ( 1886 ). Nim. Saksamaa (lad. Germania) järgi. OM: Esineb 5Ge allotroopi. Hõbedane, mustjashõbedane metalliläikeline poolmetall.Kergmetall, rabe , lasev läni infrapunakiirgust. Madalal temp.keemiliset inertne, püsiv õhu, vee, O2, HCl ja H2SO4 suhtes. Reag. aeglaselt leelistega. Ge o.a tavalisemalt 2 ja 4. GeO2 on Ge tootmise vaheprodukt, eriklaaside produkt , emailides. Metalne Ge saadakse peamiselt kõrvalproduktina värviliste metallide tootmisel ja fossiilsete kütuste tuhast. Kasut peam pooljuhttehnikas.
Tina(Sn) (inglistina)- lihtainena hõbevalge läikiv metall. Vana egipt tõid seda pronksi(ajaloo. vanim tehismet.) valmistamisex. Praegu suurimad maardlad: Malaisis, Indoneesia , Tai, Boliivia , Austr. Õhus ja vees tina püsiv. Raske läikiv metall, plastne L.ihtainena looduses ei esine, küllaltki haruldane, aga mitte hajutatud. Ühendites o.a peam 2 ja 4. Õhus ja vees toatempil püsiv- pinnal oksiidkiht. Kloriidid on tähtis hallogeenühend. SnO2-värvitu kristallaine,tekib tina kuumutamisel õhus, püsiv nii hapete kui leeliste lahustes, kasut kiledena, klaasitööstuses, emailide ja glasuuride samisel. Ühendid: SnO- mustad kristallid.saadekse kaudselt , kasut soolade saamisel, musta pidmendina käsitöös, katalüsaatorina. SnH4 - värvitu väga mürgine gaas, ebapüsiv. SnSO4 . Kasut- ligi 60%sulamitena. Biotoime: vajalik mikroelement, (inim ja loomadele), ei kogune organismis, üldiselt vähe mürgine.
Plii(Pb) - ( seatina ). Lihtainena hõbevalge, sinakaläikega raske metall, väga pegme, jätab paberile halli jäle. Tuhmub õhus kiiresti( oksiidikiht ). Suht inertne. Indias, Kreekas, Roomas(veetorud, toidunõud).Suhteliselt halb soojus ja el.juht. Mitte eriti haruldane värviline met. tuntud ca80 mineraali, kus Pb sees. Looduslik Pb koosneb 5isotoopist. On üsna vastupidav O2 H2O ja hapete suhtes. Hapnikuga mood. 6erinevat oksiidi: PbO , Pb3O4 , PbO2 , Pb2O3. Kasut: 45% akumulaatorite elektroodid , 20%.kaablikatted, 5-20% tetraetüülplii tootmiseks. Haavlid, kuulide südamikud, keemiatööstuse sulamid jm. Biotoime: kõige aktuaalsem on Pb puhul mürgitus ., etiti kui arvestada tema suurt tarbitavust. Inimeses 130mg Pb. Reostab ka loodust (ookeanidesse üle 500 000 tonni a)

15. rühm- N P As Sb Bi o-a -3..5
Lämmasik(N) - Avastas, erald .- Rutherford , Scheele 1772. Loodusilk N - 2isotoopi. Maakorres lev 15.kohal(lihtainena atmosf, ühenditena- lood vetes, mineraalides; maakoores), kosmoses-4.khal. Lämmastik onkõikide elusorg. komponent.(mullas, valkudes). OM: lihtainena N2 värvitu gaas, vees vähelahustuv, raskvedelduv, ei toeta hingamist ega põlemist, keemiliselt passiivne, kõrg temp raeg vajalik katalüsaator . Ühendid: Vesinikuga 3põhiühendit: 1) NH3 ammoniaak – värvitu terava lõhnaga gaas, lah vees, kergvedelduv, (ammooniumhüdraat NH3xH2O – tekib kui NH3 lahustumisel reageerib veega, kas keemiatööstuses, väetisena, laborites, med) 2) H2N – NH2 – hüdrasiin e diamiid – värvitu õhus suitsev ebameeldiva lõhnaga vedelik 3) HN3 lämmatikhape– ebapüsiv ühend, värvuseta kergkeev terava lõhnaga väga mürgine vedelik. Vesiniku ja hapnikuga – NH2OH hüdroksüülamiin, HNO3 lämmastikhape, HNO2 lämmastikushape
metallidega- nitriidid . Hapnikuga – N2O dilämmastikoksiid – lõhnatu värvuseta gaas, narkootilise toimega, NO lämmastikoksiid – mürgina värvuseta gaas.
Fosfor (P)- lad-valgusekandja. H.Brand 1669 (euroopas). Üks stab. Isotoop. Maakoores 13.kohal, inimorg 5.kohal (kesmiselt 1.5kg, millest 1,4 luudes ja hammastes). Eestis fosforiidi varud üsna suured, tähtaim maavara. Üle 10 allotroobi. 3 täthsamat: 1) valge- P- aurude kondenseerumisel, praktikas valge v kollane vahataoline mass: säilt vees, , mürgine, helendub. 2)punane – tekib valge P pikaajalisel kuumutamisel õhu juurdepääsuta, puht kujul pole mürgine, 3)must- valgest allotroobist rõhul üle 1,2 Gpa, kolmest passiivseim.vähim lev., tavating.püsiv, OM: vees lahustumatu , mõningates ainetes lah väga hästi, kaldub isesüttimisele.Ühendid: Oksiidid: enim uuritud P4O10 - tekib P põlemisel hapnikus v õhus, sööbiv, värvitu krist v amorfne aine, praktikas valge pulber, veega kokkup väike plahvatus ja leek . P4O6 - iseloomuliku lõhnaga valged helbed v krist. Lah hästi org lahustites . Happed - tuntakse 8 põhitüüpi P happeid , H3PO4 - värvitu veega segunev viskoossne vedelik, H3PO2, H3PO3, H4P2O7, ( HPO3 )x Vesinikuga PH3- fosfaan - värvitu küüslaugulõhnaga väga mürgine gaas; P2H4 difosfaan – värvitu lenduv õhus süttiv vedelik. Hallogeeneidega-väga palju. Kasut. : mõndade sulamite koost. valge f-suitsutekitajana, pommid , süüte vahendid.; punane f- tulekustut, hõõglambid. P võib põh reostusi - vee vohamine .
Arseen (As)- Avastajaks A. Magnus 1250 , juba aantiikajal mürgina. Looduses 1stab.isotoop. As esineb harva ka looduses lihtainena - must mineraal. Tavalisemad on väävliühendid. Kasut meditsiinis (salvasaan – süüfilise raviks), samuti leidub paljudes eluskudedes. Allotroopidest püsivaim: hall arseen-meenutab metalli. As on keem aktiivne hapnikus ja õhus (juba toatemp.oksiidikiht). Levinuim ühend: As2O3, kasut teiste As sulamite saam . As reag. halogeenidega, elementidega;S, Se, Te, enamike metallidega. Kasutamine- peamine lisand sulam . Cu, Pb ja Sn baasil.
Antimon (Sb)- Metallina tuntud juba babüloonias, tglt on haruldane poolmetall, leidub ka ehedal kujul. 2isotoobi segu. Välimuselt meenutab metalli: hõbevalge, sinaka läikega, iseloomulikult habras . Õhus on püsiv, reag akt halogeenidaga. Enamike metallidega sulatamisel tekivad antimoniidid. Ühendites on o.a taval.: -3. 3, 5. Kasutamine- sulamite tugevdamiseks., akuplaadid, trükiplaadid.
Vismut (Bi)- Berzelsius, 1819. looduses aint 1 isotoop. Haruldane,kuid looduses ka lihtainena. On hõbevalge roosaka läikega metall, tahkumisle ruumala suureneb. Kuivas õhus püsiv, niiskes tekib pruunikas oksiidikiht. Ei reag.: H2, C, N2, Si-ga. Tvaline o.a on 3. Toodetakse Pb või Cu maakidest kõrvalproduktina. Kasut kergsulavates sulamites.

16.rühm: O S Se Te Po -->ühendite püsivus väh, happelised om kasv
Hapnik(O)- puhtal kujul O2 Priestly, Scheele. Levinuim element looduses. Looduslik O2: 3stab isotoobi segu, osaleb hingamis ja põlemisprotsesis. Neli allotroopi: O, O2, O3, O4. Keemiliselt on O2 väga aktiivne. , moodustab ühendeid pea kõigi elemenetidega. Enamasti osüdeerija. Saadakse vee elektrolüüsil. Lõhnatu ja värvusetu gaas. Lah vees. Oksiidid: happelised, amorfsed , aluselised , inertsed. Reag vesinikuga väga aeglaselt
Väävel (S)- Üks keskseid alkeemikute “elemente” 0,05% maakoorest, maailmameres 0,09%. levikult 15. element. Looduslik S on 4 isotoobi segu. Leidub lood. vulk gaaside koostises; merepõhjas . LihtaineOM: toatemp-l sidrunkollased läbipaistvad kristallid, rombiline kristallstruktuur, moodustab kergesti tsüklilisi molekule, sulamistemp 119ºC → kollane vedelik, edasisel kuumutamisel viskoossus suureneb. Toatemperatuuril rabe aine. Vees praktil. lahustumatu - vähesel määral lahustub paljudes org. lahustites, juhib halvasti soojust ja elektrit
Keemil.OM: väävel reageerib – hapetega, leelistega → sulfitid , sulfiidid , polüsulfiidid , tiosulfaadid. S ühineb vahetult peaaegu kõigi lihtainetega. Halogeenidega → väävli halogeniidid, neist tähtsamad SF6, SF4, S2Cl2 Leelis- ja leelismuldmetallidega, Cu, Hg ja Ag-ga. Kõrgemal temp-l reageerib paljude metallide ja mittemetallidega. Vesinikuga → H2S, Fosforiga → P2S5 difosforpentasulfiid. Süsinikuga → CS2 süsinikdisulfiid
Ühendid: vesinikuga - põhiühend H2S divesiniksulfiid , värvusetu, mädamunalõhnaga väga mürgine gaas. Hapnikuga - olulisemad oksiidid on SO2 ja SO3, tekivad väävli ja sulfiidide põlemisel. SO2 (vääveldioksiid) värvitu, terava lõhnaga mürgine gaas. SO3 ( vääveltrioksiid ) värvitu, äärmiselt sööbiv vedelik. Väävlit sisaldavad happed: H2SO3 ( väävlishape ) tekib väga vähesel määral SO2 lahustumisel vees. Väävlishapet, SO2 ja sulfiteid kasutatakse: kahjurite tõrjeks (peam. kasvuhoonetes), desinfitseerimiseks (veinivaadid), puuviljade säilitamisel, kangaste ja õlgede pleegitamiseks. H2SO4 ( väävelhape ) õlikas, väga sööbiv vedelik. Väga tugev hape, vesilahustes dissotsieerub.
Seleen (Se) - Avastas 1817 Berzelius . Hajutatud element, tuntud üle 50 Se-mineraali,looduslik Se on 6 isotoobi segu.Om: eriti amorfne ja peendispersne, keemiliselt aktiivne. Toatemperatuuril reageerib F2, Cl2 ja Br2-ga. Lihtainete otsesel reaktsioonil saadakse: SeF6 – värvitu gaas, vees praktil. ei lahustu ega hüdrolüüsu, SeF4 – värvitu vedelik, reageerib energiliselt veega, söövitab klaasi, SeCl4 – värvitud või helekollased kristallid, hüdrolüüsub vees; konts HCl-ga → H2SeCl6 (heksakloroseleenishape). SeO2 reag veega H2SeO3- seleenishape - värvitu kristallaine, hügroskoopne , vees väga hästi lahustuv, kesk tugevusega hape; SeO3 – seleentrioksiid - värvitu kristallaine, reag tormiliselt veega; H2SeO4 – seleenhape, soolad, värvitu kristallaine, väga hügroskoopne, moodustab hüdraate (nagu H2SO4). Se reageerib kõigi metallidega (kuumutamisel) → seleniidid. Kasut: paljundusaparaatide valgustundlikud kihid, pooljuhtmaterjal (hall Se): dioodid , fototakistid, terase lisand, klaasi värvitustamine, keraamikas : värvilised glasuurid . Biotoime: Se ühendid on väga mürgised. Lihtainena vähemmürgine, kuid aurud on väga mürgised. Se ühendid eriti ohtlikud keskkonnareostuse puhul. On eluliselt tähtis element. Paljud haigused inimestel ja loomadel on seotud Se defitsiidiga.
Telluur (Te)- Tunduvalt haruldasem ja palju vähem kasutatav kui seleen
Looduslik Te – 8 isotoobi segu. Väga haruldane element. Tuntud on ligi 100 Te-mineraali. Toodetakse peamiselt Cu elektrolüütilisel rafineerimise “mudast” Pb tootmise jääkidest. Om: hõbehall metalliläikeline kristalliline aine, pooljuht, toatemp rabe, õhus püsiv, veega reageerib kuumutamisel. Kuumutamisel põleb → TeO2 telluurdioksiid - värvitu, vees praktiliselt lahustumatu krist aine. Vesinikuga tuntud ühend H2Te (divesiniktelluriid) – otseselt ei moodustu, ebameeldiva lõhnaga värvitu gaas, ebapüsiv, mürgine. Metallidega moodustab telluriide. Kasut: Lisandina mitmetele metallidele ( malm , teras, Pb, Cu): parandab mehhaanilisi omadusi ja keemilist püsivust. Biotoime: Te ja eriti tema ühendid on mürgised. Põhjustab kopsuhaigusi, bronhiiti jms.
Poloonium - Avastasid ja eraldasid uraanimaagist M.Curie-Skłodowska ja P. Curie 1898 . radioaktiivne element, stabiilseid isotoope pole.Äärmiselt haruldane element. Saadakse suuremates kogustes ( grammides ) 209Bi kiiritamisel neutronitega või prootonitega. OM: pehme hõbevalge metall, oksüdatsiooniastmed: -II, II, IV (stabiilseim) ja VI. Õhus oksüdeerub. Reageerib hapetega → PoII ( roosa ) → PoIV (kollane).Vesinikuga → lenduv hüdriid H2Po (divesinikpoloniid); Metallidega → poloniidid, saadakse kuumutamisel; hapnikuga → PoO2 tahke aine, 2 kristallvormi (kollane ja punane); Biotoime: energiaallikas “aatomipatareides”, kosmoseaparaatides, teisaldatavates seadmetes. Po ja tema ühendid on väga mürgised


17.rühm: halogeenid F, Cl, Br, I, At ns2np5, o-a 0, -I.(püsivaim) kuni VII. Halogeenidele on iseloomulik eriti suur elektronafiinsus ja kõrge elektronegatiivsus . Halogeenid – kõige aktiivsemad mittemetallid – väga reaktsioonivõimelised. Kõige aktiivsem mittemetall on fluor . Mittemetallilisus väheneb reas F – At. OM: Lihtainetena on kõik halogeenid mürgised. Toatemp on halogeenid lihtainetena: F2 ja Cl2 – rohekat värvi gaasid, Br2 – punakaspruun raske vedelik, I2 – tahke must metalliläikeline aine. At2 – tahke aine.
Fluor (F) -vabal kujul H. Moissan 1886 (Nobeli pr. 1906); avastajaks nim vahel ka Scheele’t ( 1771 ).Vabal kujul väga ohtlik: mitmed keemikud on viga saanud või hukkunud fluori uurides. Vabal kujul üsna raske saada: kõige aktiivsem mittemetall Esineb ainult ühenditena. Looduses üks (stabiilne) isotoop 19F. Inimorganismis 2,6 g F (sellest 2,5 g luustikus). OM: rohekas , tugeva lõhnaga gaas. Paljude lihtainete ja ühenditega reageerib ülienergiliselt (sageli plahvatusega). Väga energiliselt reageerib H2 ja H-sisald. ühenditega, leelismetallidega, mõnede halogeniididega. Reaktsioonil veega eraldub hapnik: 2F2 + 2H2O → 4HF+ O2 Fluoriidid - vees lah mürgine gaas. F saadakse ainult elektrolüüsiga. Biotoime: Väikestes kogustes elusorganismidele vajalik. Samas on väga mürgised. Vaba F2 ärritab, söövitab nahka.
Kloor (Cl) - Avastas C. Scheele 1774 , kuid elementide hulka arvas alles H. Davy 1810 Leidub looduses ainult ühenditena. Väga palju ookeanides , Inimorganismis halogeenidest levinuim: 0,25%. Esineb nii taimsetes kui loomsetes organismides. Kloriidsed mineraalid: NaCl (kivisool), KCl · MgCl2 · 6H2O (karnalliit), KCl (sülviin), NaCl · KCl (sülviniit) OM: Lihtainena: kollakasroheline terava lõhnaga, lämmatav, mürgine raske gaas, o-a: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Üks kõige aktiivsemaid keemilisi elemente. Reageerib vahetult kõigi metallidega ja enamiku mittemetallidega. Lihtainete reageerimisel Cl2-ga → kloriidid. Mittemetallidest reageerib: vesinikuga → HCl – väga eksotermiline reaktsioon ; lämmastikuga → NCl3 (elektrilaengu toimel); hapnikuga → oksiidid; fluoriga → ClF, ClF3 või ClF5 (otsesel reaktsioonil); joodiga ja broomiga → ICl, ICl3 või BrCl, Saamine: laboris taval. HCl + oksüdeerijad ; tööstuses: peaaegu eranditult elektrokeemiliselt.Kasut – väga laialdane, oksüdeerivad ja pleegitavad vahendid, kloororgaaniliste ühendite tootmiseks.
Broom (Br)- Avastas A.J.Balard 1826 Vahemere soolakontsentraatidest, ainus toatemperatuuril vedel mittemetall. Looduslik Br koosneb 2 stabiilsest isotoobist, sisaldub merevees ja soolajärvedes, naftapuuraukude vees jm. Biotoime: suhteliselt ühtlaselt organismis jaotunud. Rohkem kilpnäärmes ja neerudes. Lihtainena väga mürgine ja sööbiv. Kahjustab väga tugevasti nahka, halvastiparanevad haavandid ; OM: raske (kuid väga “liikuv”) tume-punakaspruun vedelik, tahkumisel tekivad punakaspruunud nõeljad kristallid, mis tugeval jahutamisel, lah vees.O-aon ühendites erinev: -1, +1, +3, +5 ja +7. Lahustumisel vees osaliselt reageerib sellega. Hapetega ei reag.Leelistega →hüpobromit. O2, N2: vahetult ei reageeri. Süsinikuga ei reag. Vesinikuga (kuumutamisel) → HBr (vesinikbromiid).
HBr – vesinikbromiidhape üks tugevamaid happeid, lahuses täielikult dissotsieerunud: HBrO – hüpobroomishape nõrk hape, tuntud vaid lahj. vesiahustes, tugev oksüdeerija , soolad väga labiilsed, püsivamad leeliskeskkonnas. HBrO2 – broomishape väga ebapüsiv, soolad suhteliselt stabiilsed. HBrO3 – broomhape vesilahused kontsentreeritavad kuni konts.-ni 50%; tugev hape soolad suhteliselt stabiilsed ja kasutatavad. HBrO4 – perbroomhape tugev hape, kontsentreeritav kuni 80%-ni. Tugev oksüdeerija.
Kasut: broomiühendite tootmiseks
Jood (I)- Avastas B.Courtois 1811 rannalähedaste merevetikate tuhast.
Looduses ainult 1 (stabiilne) isotoop 127I. Tüüpiline hajutatud element. Looduses laialt levinud, kuid väga väikestes kontsentratsioonides. Täiskasvanud inimorganismis 20-30 mg. Eluliselt vajalik element. Toodetakse maa-alustest vetest ( nafta - ja gaasileiukohtades). OM: mustjashall kristallaine, rombiline kristallvõre, kergesti tekivad violetsed aurud, terava iseloomuliku lõhnaga. Lahustub hästi paljudes orgaanilistes lahustites.Keemiliselt aktiivsuselt jääb alla teistele halogeniididele (peale At).
O-a ühendites: -I, I, III, V, VII. Paljude mittemetallidega (C, N2, O2, S, Se) vahetult ei reageeri. H2, Si ja paljude metallidega reag ainult kõrg temp. Reag teiste hal-dega → interhalogeniidid, leeliseliste lahustega reag → jodiidid, jodaadid. Vesinikuga → HI vesinikjodiid. Hapnikhapped: HIO – hüpojoodishape on tuntud vaid lahjades vesilahustes, HIO3 – joodhape. Hapnikuühenditest on tuntud veel oksüfluoriidid. Tootmine: Eraldatakse peamiselt looduslikest vetest, mis hapustatakse pH-ni 2,5-3,5, töödeldakse Cl2-ga või lisatakse NaNO2 lahust. Kasut: mitmesuguste anorgaaniliste või orgaaniliste joodiühendite saamiseks, katalüsaatorina orgaanilises sünteesis, metallide jodiidrafineerimiseks, analüütilise keemia metoodikates, meditsiinis antiseptikuna ja kilpnäärmehaiguste diagnoosimisel ja ravil
Astaat (At) - Olemasolu ennustas D. Mendelejev. Kogumassi maakoores hinnatakse väärtusega ≈ 70 mg. OM: tahke aine, värv pole teada. Omadustelt meenutab nii mittemetalle (halogeene) kui metalle. Lah hästi org lahustites. Võimalik o-a: -I,O,I,V,VII