Anorgaaniline keemia I (0)

1. Vesinik
Arvatavasti sai vesiniku esmakordselt 16.saj. saksa loodusteadlane T. Paracelsus . Uuris põhjalikumalt ja vesiniku avastajaks peetakse hoopis H. Cavendishi (1776). Elementaarse loomuse avastajaks on A. Lavoisier 1783.
Elemendina: mõõduka aktiivsusega, o.-a. 1, 0, -1
3 isotoopi:
1H – prootium (“taval.” vesinik) – see on nn harilik vesinik, mille aatomi tuumas on ainult üks prooton .
2H = D – deuteerium (“raske vesinik”) – aatomi tuumas on 1 prooton ja 1 neutron .
– looduses (Maal) 6800 korda vähem aatomeid ; D2 kasut. aeglustina aatomienergeetikas ja vesinikupommi komponendina. Avastati H. C. Urey jt poolt 1931 .a.
3H = T – triitium (“üliraske vesinik”) – aatomi tuumas on 1 prooton ja 2 neutronit.
Sisaldus maakoores massi järgi väike (0,87%); aatomite arvu järgi suur (17% aatomi-%); leviku poolest Maal 9. kohal; universumis kõige levinum element; T on radioaktiivne beetakiirgur, mille lagunemisel tekib heeliumi isotoop . T moodustab atmosfääri ülakihtides kosmilise kiirguse mõjul, peamiselt õhulämmastiku ja kosmilises kiirguses esinevate neutronite regeerimisel. Hinnatakse, et maailmameres on u 250kg, magevees 45kg ja atmosfääris u 3kg triitiumi. Kasutatakse termotuumareaktsiooni evitamine energeetikas.
Monovesinik : Kõrgel temperatuuril, elektrikaares või ultraviolettkiirguse mõjul laguneb molekulaarne divesinik H2 endotermilisel protsessil aatomiteks ja tekib monovesinik. Monovesiniku eksisteerimis aeg on lühike.Sellega kaasneb tunduv eksotermiline soojusefekt, mida kasutatakse tehnikas metallide sulatamiseks ja mitmesuguste kõrgtemperatuuri nõudvate protsesside läbiviimiseks. Monovesinik on väga tugev redutseerija , tunduvalt tugevam kui divesinik. Monovesinik ühineb otseselt mõnede metallide või poolmetallidega moodustades vastavaid hübriide.
Keemis- ja sulamistemperatuurid väga madalad.
Saamine: Vesinik on molekulaarne gaas , lihtainena valem H2. Suurtootmises: looduslikest ja tööstuslikest gaasidest sügavjahutamisel või katalüütilisel töötlemisel.
1) Hõõguv süsi + veeaur  veegaas:
C + H2O → H2 + CO
veegaas katal .
CO + H2O → CO + H2
eraldatakse pesemisel veega rõhu all
2) Süsivesinike mittetäielikul oksüdeerimisel hapniku või veeauruga:
2CH4 + O2 → 2CO + 4H2
CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2
3. Tööstuslikes vee elektrolüüsiprotsessides (kõrvalproduktina leeliste tootmisel jm.):
katoodil - : 4H2O + 4e → 2H2 + 4OH-
anoodil + : 2H2O - 4e → 4H+ + O2
4. Laboris kõige sagedamini:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
(sisaldab lisandina HCl ja happe aerosooli)
5) Välitingimustes mõnikord hüdriididest:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Omadused: • Kergeim gaas (ja üldse aine), 14,5 korda õhust kergem
• Molekul kaheaatomiline: H2
• Parim gaasiline soojusjuht
• Difundeerub kergesti läbi paljude materjalide,
väga “liikuv” kõrgemal temp-l läbib ka metalle
• Lahustub halvasti vees ja org. lahustites ,
hästi mõnedes metallides (Pd, Pt)
• Aatomi H ja molekuli H2 mõõtmed väga väikesed,
molekulis sidemeenergia kõrge: raskesti polariseeritav
Neist omadustest tingitud vähene lahustuvus , madal keemis- ja sulamistemp
Vesinik on värvuseta, maitseta ja lõhnata kõige kergem gaas, väga madala keemistemp ja sulamistemp. Võrreldes teiste gaasidega on vesiniku molekulil kõige väiksem mass ( aatom - ja molekulmass) ning sellest tingitud suurim liikumiskiirus .
Vesiniku ja hapniku segu mahuvahekorras 2:1 nimetatakse paukgaasiks (kergesti plahvatav segu).
Kasutusalad: ¤ peam. keemiatööstuses, eriti
NH3, HCl, CH3OH sünteesil
vedelate rasvade hüdrogeenimisel (sh. → margariin): Vesinikuga muudetakse taimsed ja loomsed rasvad (õlid) tahketeks , mis on aluseks margariini tootmisele.
vedel vesinik: raketikütus
deuteerium ja raske vesi: tuumaenergeetikas, termotuumapommis
vesiniku H2 või H (monovesinik) põlemine – metallide lõikamine, keevitamine
Ühendid: Tähtsamateks vesinikuühendeiks on vesi ja vesinikperoksiid .
H2O2 vesinikperoksiid on värvustea või nõrgalt sinaka värvusega vedelik. Võrreldes vesinikperoksiidi molekuli konfiguratsiooni gaasi faasis ja kristalsena, ilmneb, et aatomite vahelised sidemepikkused erinevad vähe, kuid sidemetasapindade vaheline nurk on tunduvalt muutunud.
Kasutatakse oksüdeerijana, pleegitina ja desinfitseerijana meditsiinis ja olems. Tööstuslikult kasutatakse seda epoksiidide, propeenoksiidi ja kaprolaktaani saamisel, mitmesuguste ravimite ja toidukomponentide saamisel.
2.Vesi Vesi ( vesinikoksiid , divesinikoksiid H2O)
Levinuim ja praktiliselt tähtsaim H ühend
Veega kaetud u ¾ Maa pinnast; peale hüdrosfääri esineb atmosfääris,litosfääris, biosfääris
Biol. protsessid mõeldamatud vee osavõtuta
Looduslik vesi sisaldab alati lisandeid,
ülipuhast vett on suhteliselt raske saada
- dest. vesi, bi- ja tridestillaat
+ täiendav puhastamine
Loodusliku vee lisandid (peam. soolad , lahustunud gaasid)
- mered, ookeanid : domineerivad kloriidid - (sooladesisaldus kuni 4%)
- mageveekogud: domineerivad vesinikkarbonaadid – (sooladesisaldus kuni 0,05% taval.)
Linna veevarustus : peam. pinna-, osal. põhjavesi
pinnavesi osoneeritud või klooritud
( puhastatud : Al2(SO4)3 → Al(OH)3 , haarab kaasa lisandeid)
filtritud
Põhjalikum puhastus: destillatsioon , ioonivahetus
Füüsikal. omadused
- rida anomaalseid omadusi:
kõrge sulamis- ja aurustumissoojus
jää sulamisel ruumala väheneb 9%, seejuures soojusmahtuvus C kasvab peaaegu 2 korda
(edasi vahemikus 0 - 100C peaaegu ei muutu)
Molekuli ehitus
Vaid tühine osa vee molekule (25C juures: 1 5.109 kohta) on
dissotsieerunud võrr. H2O H+ + OH- kohaselt
prooton H+ + H2O → H3O+
H3O+ + H2O → H5O2+
Sellistes kompleksides on kaugus O … O tunduvalt väiksem vesiniksideme pikkusest neutr. molekulides
Vesinik ei asetse selle “lühenenud” sideme keskel,
vaid on ühele O-le lähemal, mille põhjuseks on
H3O+ (oksooniumiooni) esinemine vees.
- oluline tähtsus paljudes (sh. biol.) süsteemides
Põhiliselt esinevad veemolekulid (toatemp-l)
kaksikassotsiaatidena (H2O)2 → 2H2O
temp-l alla 4C ka (H2O)3
assotsiaatidest tingitud kõrge soojusmahtuvus
Keemilised omadused
aktiivne ühend, reageerib; paljude metallidega; mõnede mittemetallidega (peam. halogeenidega); sooladega; oksiididega jt.
Üle 1000C algab lagunemine (termil. dissotsiatsioon ):
2H2 2H2 + O2
3) Deuteeriumoksiid D2O (“raske vesi”)
2H2 16O
(isotoopkoostiselt on loodusl . vees 9 erin. stabiilset vett,
neist märgatavas koguses vähemalt 10-1 … 10-2% esineb 4)
D2O saadakse lood. vee elektrolüüsil (H2O laguneb kiiremini) jpt. meetoditega (külmutamine, keemilised meet-d)
Sto - 3,8oC kto 101,4oC
ained lahustuvad halvemini, reaktsioonid kulgevad aeglasemalt kui tavalises vees
D aatomid võivad kergesti välja vahetada H aatomeid (isotoopvahetus), seda kasutatakse keem. struktuuriuuringutes
- ka mõned lihtsamad organismid ( vetikad ) kannatavad sellise
vahetuse välja
Looduses
Looduses esineb D2O taval. vee normaalse komponendina, siiski peamiselt HDO kujul: H3O + D2O 2HDO
Tinglikult arvestatakse ümber D2O sisalduseks;
s.o. 0,0145 - 0,0146 mool-% D2O lood. vees
Tegelikult see suhe erin. lood. vetes kõigub
(näit. mererannikul on see suhteliselt kõrge)
Sellega seoses on defineeritud rahvusvaheline standard,
nn. standardne merevesi
SMOW (Standard Marine Ordinary Water)
selle D/H = 1,5576 . 10-4
Anomaalselt füüsikal. omadustelt sarnaneb D2O H2O-ga,
erinevused on väga väikesed.
Kasutatakse: tuumaenergeetikas (neutronite aeglustaja ja soojuskandja ), teaduses jm.
Avastatud 1932, puhtal kujul eraldatud 1933,
toodang praegu mõnituhat tonni aastas
3. Leelismetallid
Per.-süst. I rühm:
Li Na K Rb Cs Fr
Leelismetallid: veega → Leelised (tugevad, lahustuvad alused)
- tüüpilised s-elemendid välis-elektronkihi konfiguratsiooniga s1, o.-a. alati I
- tüüpilised metallid
Aktiivsus kasvab koos raadiuse kasvuga : Li → Fr
Paiknevad pingerea alguses (kõige tüüpilisemad metallid)
Reageerivad energiliselt paljude ainetega juba toatemperatuuril
- tormiliselt Hal-ga, hapetega
kolm kõige aktiivsemat süttivad õhus spontaanselt
Avastamine
Na, K ( sodium , potassium) – H. Davy (elektrolüüsiga); 1807
Li - veidi hiljem
Rb, Cs - üsna haruldased
avastati 1860-61 spektraalanalüüsiga
Bunsen, Kirchhoff
Fr - saadud kunstlikult (tuumareaktsioonil) 1939
looduses leidub väga vähe
(mõni mg kogu maakoores)
Lihtainetena läikivad hõbevalged (Cs – kuldkollane): pehmed metallid; Li, Na, K – veest kergemad; (Li on kõige kergem metall üldse); Head elektri- ja soojusjuhid; Kõik LM oksüdeeruvad õhus väga kiiresti.
K ja Na sulam , Li kasutatakse tuumareaktoris soojuskandjana.
LM-le on omased peroksiidid (Na2O2) ja hüperoksiidid(KO2, RbO2, CsO22). Paljud orgaanilised ained süttivad kokkupuutel peroksiidiga.
LmOH - värvitud, tahked , väga hügroskoopsed ained; lahustuvad hästi vees, väga tugevad alused (leelised).
NaOH toodetakse ja kasutatakse tohututes kogustes
(üks keemiatööstuse põhiproduktidest, miljonid tonnid aastas)
KOH toodetakse tunduvalt vähem
mõlemaid kasutatakse paljudes tööstusharudes; eriti nafta -, seebi-, värvi- ja paberitööstuses.
LiOH toodetakse veel palju vähem; kasutatakse leelisakudes
CsOH, RbOH kasutatakse peamiselt laborites
Halogeniidid : Kõige rohkem (looduses, kasutamine): NaCl, KCl
NaCl (naatriumkloriid, keedusool ) – keemia- ja toiduainetetööstus
KCl – põllumajanduses (kaaliumväetisena)
…K – üks taimede kolmest põhi-toiteelemendist
Paljud taimed ei talu Cl--iooni, seetõttu
kasutatakse sageli teiste sooladena :
K2SO4 , KNO3 peam.
LmHal: värvitud, vees hästi lahustuvad (peale LiF) kristalsed ,
kuubilise võrega (kuid mitte identsete kristallvõredega) ühendid
Enamkasutatavad leelismetallhalogeniidid.
Nitraadid : LmNO3 - värvitud, kristalsed, kergesti vees lahustuvad
NaNO3 - “tšiili salpeeter ” – looduslikku kasutatakse praegu vähe
salpeeter - nitraatide rahvapärane nimetus
KNO3 - väetis, musta püssirohu komponent , lõhkeainetööstuses
KNO3-s sisaldub 2 toiteelementi; K/N vahekord pole taimedele päris sobiv
NaNO3 – hügroskoopne, kasut. laialdaselt väetisen
Leelismetallid:( Li Na K Rb Cs Fr); Paiknevad pingerea alguses (kõige tüüpilisemad metallid). AvastamineNa, K (sodium, potassium) – H. Davy (elektrolüüsiga); 1807
Li - veidi hiljem; Rb, Cs - üsna haruldased; avastati 1860-61 spektraalanalüüsiga; Bunsen, Kirchhoff; NaOH toodetakse ja kasutatakse tohututes kogustes (üks keemiatööstuse põhiproduktidest, miljonid tonnid aastas); KOH toodetakse tunduvalt vähem, mõlemaid kasutatakse paljudes tööstusharudes, eriti nafta-, seebi-, värvi- ja paberitööstuses; LiOH toodetakse veel palju vähem; kasutatakse leelisakudes; CsOH, RbOH kasutatakse peamiselt laborites;
2.rühma elemendid:( Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra); Be- looduses vaid üks stab. isotoop 9Be; CaCO3 ( lubjakivi , kriit, marmor), CaSO4 . H2O (kips), CaF2 ( fluoriit ) jpt.; Elusorganismides:tähtsad Ca, Mg, Ba, Sr; Ca – luude, skeleti, hammaste põhikoostisosi; Mg – klorofüllis tsentraalaatom , fotosüntees; Be – üks kõige mürgisemaid anorg. Katioone; Ra – radioaktiivne; Termini radioaktiivsus võttis kasutusele Marie Curie; halogeniidid: Be halogeniidid on polümeerse ehitusega, tähtsaimad on BeCl2 ja BeF2.; MgCl2 (esineb sageli kristallhüdraadina, saadakse mereveest). Kasutatakse magnesiaaltsemendi tootmisel: MgO + MgCl2 + H2O → 2MgClOH; CaCl2 – (esineb sageli kristallhüdraatidena); vees hästilahustuv ,saadakse sooda tootmise kõrvalproduktina. CaF2 – esineb looduses (fluoriit, sulapagu) saadakse ka tööstuslikult; Raadiumi kasutatakse sageli halogeniidide (kloriidi, bromiidi) kujul. Sulfaadid: BaSO4 - looduses ( mineraal barüüt), kuid rohkem saadakse kunstlikult, tähtis mitmete paberisortide täiteainena, valge õlivärvi komponent. MgSO4 - looduses merevees, mitmete mineraalidena, kasut. MgO saamisel. CaSO4 - esineb looduses mitme eri vormina, sisaldades erineva hulga kristallvett, CaSO4.2H2O – kips. Karbonaadid: CaCO3 - lubjakivi ( paekivi ), kriit, marmor, mineraal kaltsiit; Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse:

13. rühma elemendid (B – Tl): üldiseloomustus: Erinevate 13. rühma elementide levik looduses; on väga erinev, leiduvad ainult ühenditena; Al – kõige levinum metall looduses; B – suhteliselt levinud (tavaline) element; Tl – vähelevinud; Ga, In – haruldased, väike levik ja toodang. Boor : Boori ühendeid: booraks Na2B4O7 ·10H2O (naatriumtetraboraat);boorhape H3BO3. Boor on pooljuht (ülipuhast boori kasut. pooljuht-tehnikas), toatemperatuuril praktil. elektrit ei juhi, t° tõusul el.- juhtivus suureneb, üle 1000°C – hea elektrijuht . Biotoime :Boorhape ja booraks – sajandi algul kasutati laialdaselt terapeutil. eesmärkidel (peeti täiesti ohutuks) - raviti epilepsiat, nakkushaigusi jm. Tänapäeval selgunud booriühendite küllaltki suur mürgisus. Boor organismis (loomses)- osaleb Ca ja Mg ainevahetuses (hormoonide aktiivsuse regulatsiooni kaudu)- mõjutab näärmete tegevust- osaleb ensüümprotsessides - mõjutab rakumembraanide aktiivsust ja ioontransporti.Kasut. - neutronite neelajana (üks kõige tugevamaid): tuumareaktorite reguleerimisvardad. Nitriidid: Kasut.: α -BN: kõrgtulekindlad materjalid, kuumuskindlad kiud, kuivmääre (“valge grafiit ”), pooljuhi või dielektrikuna. Halogeniidid:Tähtsamad BF3 (trifluoriid) ja BCl3 (trikloriid), Värvitud, lämmatava lõhnaga gaasid, suitsevad niiskes õhus, Lahustuvad vees. Boorhape H3BO3 (ortoboorhape) värvitud, soomusjad kristallid (või pulber ); kihiline kristallvõre (kõrgel rõhul muutub). HBO2 (metaboorhape) ← tahkena esineb polümeerse molekulina (HBO2)n; H3BO3 (ortoboorhape) ← sooli ei moodusta; H2B4O7 (tetraboorhape). Naatriumtetraboraatdekahüdraat Na2B4O7 · 10H2O (booraks); värvitu, vees lahustuv (2,5%, 25ºC) kristalne aine; Reageerib kergesti metallioksiididega (kuumut.-l),; mistõttu kasutatakse metallipinna puhastamisel; (jootmisel ja keevitamisel); Kasut. ka emailide ja eriklaaside tootmisel,nahaparkimisel, keemialaborites, biotehnoloogias, (peam. puhverlahusena).
Alumiinium : Avastajaks peetakse Friedrich Wöhler’it (1827); Kasutatakse: ehituses (24%), pakkemat-d, konservipurgid (17%), elektrotehnikas (10%), tarbekaupade tootmisel (8%). Suurem osa Al-st kasutatakse sulamite kujul.
Gallium: Avastas P.E.Lecoq de Boisbaudran 1875 spektraalanalüüsiga. Ga - helehall sinaka läikega metall, ülikergsulav, pehme; Ei ole väga “helkiv” metall: sulas olekus peegeldab tagasi; 88% langevast valgusest (tahkelt vähem) sellegipoolest ; kasutatakse eripeeglite valmistamiseks (sula metalli saab; peale kanda isegi pintsliga ).; Ainus metall, mida saab sulatada peopesal. Ga-le on omane allajahtumine (sulab 30ºC juures, kuid võib kuude vältel püsida toatemp-l vedelana). Ga sarnaneb 1) grafiidiga 2) kvartsiga 3) veega1) jätab halli jälje paberile. 3) vedel Ga tahkestumisel paisub (3,2%) – väga haruldane omadus. Sooladest on praktikas tähtsamad; kloriid GaCl3; sulfaat Ga2(SO4)3 – esineb sageli kristallhüdraadina; nitraat Ga(NO3)3 – mitme kristallhüdraadina; ülaltoodud soolad hästi vees lahustuvad,;kloriid ja nitraat ka paljudes org. lahustite
14. rühma elemendid (C-Pb): üldiseloomustus: süsiniku omadus moodustada mõnede teiste elementidega tohutut arvu kombinatsioone. Süsinik: C esineb lood. kütustes org. ainete seguna või polümeerstruktuurina, mitte puhta lihtaine kujul. Biosfääris: kõikide elusorganismide koostises. Tänapäeva teadmiste alusel: süsinik on ainus element, mis on võimeline moodustama sedavõrd keerulisi ühendeid, et nendes võiks funktsioneerida elu (→ mõistus → teadvus). Teemant :puhtal kujul värvitu ülitugev (kõvim lood. mineraal); rabe , habras; hea dielektrik või pooljuht. säravaim ja hinnalisim vääriskivi. kasut. peam. tehnil. otstarbeks ja juveelidena. Grafiit: Kihiline heksagonaalne struktuur; Kihid eralduvad kergesti: → joonistusvahend, määrdeained. G. on pehme. väga tulekindel (hapniku puudumisel) tiiglid, ahjude vooderdus. Tahma kasutatakse: kummi täiteainena (üle 80%); plastides, eripaberites ;(sh. kopeerpaberis), trükivärvi ja musta tušši valmistamisel jm.; Puidusüsi tekib puidu kuumutamisel õhu juurdepääsuta. Kasut. gaasitorbikutes, meditsiinis, valastustehnoloogias jm. Koksi saadakse teatud süsinikurikaste ainete (sagedamini kivisöe) kuumutamisel õhu juurdepääsuta. Kasutamine: redutseerija mitmete metallide (eriti malmi) tootmisel, kütus, elektroodimaterjal jm.
Karbüün: Heksagonaalse võrega pulbril. aine,mustjas, hallikas või valkjas (sõltuvalt kristallide suurusest ). FULLEREENID : ( kerakujulised molekulid, seest tühjad); Saamine : laseriimpulss (või -kiirte põrkumine) grafiidi aurudes jmt. meetodid.
Madalatel temp-del keemiliselt inertne
Süsiniku erin. vormide keemil. aktiivsus väheneb reas “ amorfne süsinik” → grafiit → teemant. Vaatamata asjaolule, et praktikas esinev SÜSI on GRAFIIDI kristallvormiga, võivad nende omadused tunduvalt erineda. Mõlemal on arvukalt tehnilisi kasutusvorme, mis erinevad kristallide suuruselt ja kujult, näit. peen- ja jämekristalne grafiit.
CO süsinikmonooksiid– tekib süsinikku sisaldavate kütuste mittetäiel. põlemisel (ohtlik ahjusiibri liiga varasel sulgemisel: CO2 + C ↔ 2CO; veidi kergem õhust, vees vähelahustuv, raskestiveelduv gaas– madalatel tº-del inertne, kõrgematel reageerib leelistega; – CO kasutatakse kütusena (põlevgaaside koostises), tööstuslikus keemil. sünteesis. CO2– tekib süsinikuühendite oksüdatsiooniprotsessides (org. ainete põlemine – O2 liig, hingamine , kõdunemisprotsessid); Ei ole mürgine, kuid ei toeta ka hingamist. Õhu CO2-komponent on taimede “põhi-toiteaine”, millest taimed (ka vetikad jmt.) ehitavad üles oma koed fotosüntees. Kuid tuntud on süsihappe soolad (karbonaadid): CaCO3, CaCO3.MgCO3, Na2CO3, NaHCO3 jpt. Vesinikühendid äärmiselt “rikas” C-ühendite klass; C vesinikühendid: arv ületab kaugelt; kõigi teiste elementide vesinikühendite arvu ühtekokku. CS2 - süsinikdisulfiid: värvitu, omapärase lõhnaga, mürgine, väga kergesti süttiv vedelik. Saadakse väävliaurude juhtimisel läbi hõõguva söe:C + 2S → CS2 :Väga hea lahusti paljudele orgaanilistele ainetele (rasvad, vaigud, kautšuk jt.) ja anorg. ainetele (eriti fosfor ja väävel) Karbiidid : süsiniku ühendid metallide või mittemetallidega, mille elektronegatiivsus on väiksem kui süsinikul. ioonilised e. Soolataolised: Siia kuuluvad ka atsetüliidid (etüüni e. atsetüleeni derivaadid ). Raskmetallide, eriti Ag ja Cu atsetüliidid Ag2C2 ja Cu2C2 on kergesti plahvatavad, eriti kiirel kuumutamisel (üle 140ºC). Saamiseks mitmeid meetodeid , näit. etüüni toimel soolade vesilahustesse. ) kovalentsed karbiidid: Räni ja boori karbiidid: SiC ( karborund ), B4C kovalentse sidemega ühendid ,suure kõvadusega, haprad , keemiliselt inertsed;Rohkem kasutatakse neist karborundi SiC – lihvimismaterjal. intermetallilised karbiidid: klatraadid e. Sulgühendid: suure kõvadusega, rasksulavad , haprad meenutavad metalle (läige, hea elektrijuhtivus ). Halogeenühendid – väga suur arv (sest kõik süsivesinikud võivad moodustada halogeniide). Praktikas levinumad: CCl4 tetraklorometaan (van. tetrakloorsüsinik) – lahusti jm.; CHCl3 triklorometaan (kloroform) – narkoos; lahusti: Klorofluoroalkaanid ( freoonid ) – kasutatakse (üha vähem);jahutusseadmetes ja aerosoolballoonides.
Indium: Avastasid spektraalanalüüsiga, saksa keemikud F.Reich ja H.T. Richter 1863, sinise joone järgi spektris . Lihtainena on In hõbevalge, väga “särav” raske metall, erakordselt pehme ja plastne ; Õhus püsiv. In2O3– saadakse nitraadi või hüdroksiidi kuumutamisel;Kasut.:läbipaistvad elektrit juhtivad kiled klaasil , vilgul, lavsaanil jt. materjalidel,mida kasutatakse vedelkristall -näiturite valmistamisel; valgustjuhtivate elementide elektroodid; raadiotehnikas ja elektroonikas: elektrikontaktid (kinnitub hästi klaasiga jt. materjalidega); eriklaasides, mis neelavad soojusneutrone. [Ge kristalli ühendatud In- kihiga kaetud kontakttraat –see ongi pooljuhtdiood.
Tallium : Avastas spektraalanalüüsiga William Crookes; W.Crookes ( 1832 -1919) – väga kuulus ingl. keemik ja füüsik. Tl: nii elemendi kui lihtainena meenutab ühelt poolt leelismetalle, teisalt pliid.
Räni: Maakoores leviku poolest on Si elementide seas 2. kohal. Ehedat räni looduses ei leidu. SiO2 (ränidioksiid) – palju erinevaid teisendeid (üle 10 polümorfse modifikatsiooni), tähtsamad neist kvarts , kristobaliit, tridümiit jt. neist igal 2 erin. Kristallvormi;Nende kristallvormide baasil looduses üle 200 kvartsimineraali
(mäekristall, ametüst, tsitriin, suitsukvarts , ahhaat jpt.) Si leidub vähesel määral taim- ja loomorganismides(rohkem kõrreliste vartes, ainuraksete kodades, käsnades, sulgedes, villas jm.)Avastamine: Si ühendite kasutamine – iidsetest aegadest (klaas, ehitusmaterjal):Si lihtainena: esmakordselt eraldatud 1811 Gay-Lussac. Saamine: Liiva ja söe (koksi vm.) segu kuumutamisel. Kvartsi ja kvartsklaasi kasutatakse; paljudes UV-seadmetes (sh. kvartslamp, spektraalaparatuur), ultraheliseadmetes, kvartskellad (levinuim kellatüüp), laborinõud, kütteelementide ümbrised. Kasut. soojustehnikas (ahjude, termopaaride vooderdised; põletidetailid, reaktiivmootorite düüsid jm.), abrasiiv - ja isolatsioonimaterjalidena. Räni on eluks vajalik element (nii taimedele kui loomadele). Biol. funktsioon on arvatavasti paljutahuline, kuid eriti (nii looma- kui taimeriigis) on ilmne tema struktuure (kudesid) tugevdav funktsioon. Loomsetes organismides (sh. inimeses) – suhtel . kõrge sisaldus eriti sidekoes (kõõlused, kõhred, luuümbris jne.), kuid esineb ka teistes kudedes (palju veel hambaemailis, sarvnahas, juustes). Germaanium: Toodetakse peam. sulfiidsetest ja polümetallilistest maakidest, pruun- ja kivisöe tuhast jm. (leidub neis väga väikeses konts.-s). Avastas ja eraldas mineraal argürodiidist Clemens Winkler 1886 . Esineb 5 Ge allotroopi (neist üks amorfne). Hõbedane või mustjashõbedane metalliläikeline lihtaine (poolmetall), pooljuht. GeCl4 – värvitu vedelik, ei lahustu vees, kuid lahustub orgaanil . Lahustites; GeF4 – värvitu, õhus suitsev gaas, vedelas HF-s. GeBr4 – värvitu, niiskes õhus suitsev vedelik, lahustub org. Lahustites; GeI4 – oranžpunane kristallil. aine; redutseerub vesinikuga (tº) → GeI2. GeO2 lahustub ka suhtel. nõrkades orgaanil.hapetes (äädik-, piim- ja viinhape), kuid lahustub halvasti konts. HNO3-s ja H2SO4-s. Metalse Ge saamine ja kasutamine: saadakse peam. kõrvalproduktina värvil. metallide tootmisel ja fossiilsete kütuste tuhast. Tina: lihtainena hõbevalge läikiv metall; Õhus ja vees on tina püsiv,kompaktse metallina inimesele ohutu; Lihtainena looduses ei esine,tuntud on 16 tinamineraali. Ühendites o.-a. peam. II ja IV (püsivamad ühendid); Õhus ja vees toatemperatuuril püsiv – õhuke oksiidikiht
(kasut. teiste metallide, eriti Fe ja Cu katmiseks). SnO2 - värvitu kristallaine (praktikas valge pulber) tekib tina kuumutamisel õhus. Kasutatakse kiledena (voolujuhtivad kiled klaasil – näit. jäätumisvastased), klaasitööstuses (valge pigment), emailide ja glasuuride saamisel (metall, keraamika ), katalüsaatorina jm.SnO – mustad kristallid, saadakse kaudselt (hüdroksiidi, oksalaadi jt. soolade lagundamisel) kasut. soolade saamisel, musta pigmendina klaasitööstuses, katalüsaatorina jm.
Plii: lihtainena hõbevalge, sinaka läikega raske metall; (tuhmub kiiresti õhus); väga pehme (küünega kriimustatav),jätab paberile halli jälje. Pliiga koos esinevad maakides Cu, Zn, Cd, väärismetallid, Bi, Te jt. Looduslik Pb koosneb 5 stabiilsest isotoobist: Kuumutatakse õhu juurdepääsul: 2PbS + 3O2 → 2PbO + 2SO2; PbO redutseeritakse koksiga, kuid otseselt osaleb reaktsioonis peam. CO: PbO + CO → Pb + CO2 . Suhteliselt inertne, Kuigi kattub õhus kiiresti oksiidikihiga. keemiatööstuse sulamid (torud ja aparatuur ); haavlid, kuulide südamikud, (šrapnellid); ekraanid kaitseks radioakt . ja röntgenkiirguse eest; soolad, värvipigmendid (eriti Pb3O4, PbCrO4); klaasitööstuses (eriti “kristallklaas”), emailid. Eriti palju tekib Pb-reostust värvil. metallide tehnoloogias,söe, nafta jms. põletamisel, akumulaatoritest jm.
15. rühma elemendid (N - Bi): üldiseloomustus: Lämmastik: – lihtainena atmosfääris (sisaldus 75,6 massi-%):– ühenditena – lood. vetes, mineraalides, eluslooduses– Maakoores – 3 mineraalide põhitüüpi:sisaldavad ioone NO3- , NH4+ , CN-. Element N – kõikide elusorganismide komponent: valkude koostisosa (N sisaldus kuni 17%); nukleiinhapped jm., kogusisaldus inimorganismis ca 3%, esineb mullas (1 kolmest taimede põhi-toiteelemendist; osal. – lämmastikku siduvad bakterid mügarbakterid): õhu N2 → org. Aine lämmastiku ringe looduses. Avastati, eraldati 1772 Rutherford, Scheele . Ammoniaakhüdraat NH3 · H2O – tekib, kui NH3 lahustumisel reageerib veega (nuuskpiiritus), sisaldab kuni 25 massi-% NH3; Nõrgalt alusel. omadustega. Kasut. keemiatööstuses, väetisena, laborites, meditsiinis jm. Ammooniumisoolad (valged, tahked, vees lahustuvad ja dissotsieeruvad → NH4+) ;NH4Cl – ammooniumkloriid – metallipinna puhastusvahend, tinatamisel, elektrolüüt patareides jm.; (NH4)2SO4 – ammooniumsulfaat – väetis, keemialaboris jm. Ammoniaagi biotoime
Ärritav, mitte väga mürgine (väikestes kogustes), ärritav toime ületab tunduvalt mürgisuse.Organismi ainevahetussaadusena eritub kohe peale tekkimist.
Nitraadid: kristallilised ained; kõige paremini vees lahustuvad soolad üldse peaaegu kõik, ka raskmetallide nitraadid, on hästi lahustuvad; - kõrgemal to-l 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).

Fosfor: avastas Hennig Brand (Hamburgi kaupmees ) 1669 – Euroopas; tuntud u. 200 fosforimineraali (kõik on fosfaadid ). üks taimede põhi-toiteelement (K ja N kõrval); Looduses – fosforiringe. Üle 10 allotroobi, neist tähtsamad 3: valge, punane ja must f. Neist taval. tingimustes on termodünaamiliselt püsiv ainult must fosfor; Valge fosfor – moodustub fosforiaurude kondenseerumisel. Väga puhtal kujul värvitud kristallid (suur murdumisnäitaja) praktikas valge või kollakas vahataol. mass. väga mürgine (inimesele surmav ca 0,1 g) säilitatakse taval. vees. Kergsulav , õhus suitsev, iseloomuliku lõhnaga; väga tuleohtlik (võib süttida hõõrdumisel või spontaanselt); süttimistemp. alla 50ºC; Helendub rohekalt (nii “valges” kui “ pimedas ”); Lahustub org. lahustites (eriti hästi CS2-s); Keemiliselt kõige aktiivsem fosfori teisend; Punane fosfor – tekib valge fosfori pikaajalisel kuumutamisel; õhu juurdepääsuta (üle 180ºC). pole taval. kergsüttiv (süttim.-temp. üle 210ºC), kuid lisandid ja hõõrdumine võivad süttimist soodustada; puhtal kujul pole mürgine (ei lahustu organismis). aurude kondenseerumisel ja tahkumisel tekib valge fosfor. Must fosfor: meenutab väliselt grafiiti , must kristallil. Aine kristallivõre: omavahel nõrgalt seotud gofreeritud kihid. teiste f. allotroopidega võrreldes kõige passiivsem. Valge fosfor: segu – fosforiidid või apatiit: koks, liiv ; kuumutamisel elektriahjudes (1300–1500ºC): 4Ca5F(PO4)3 + 21SiO2 + 30 C → 3P4 + 20CaSiO3 + SiF4 + 30 CO. Valge fosfori helendumine (kemoluminenstsents): seotud tema aurude aeglase oksüdatsiooniga õhus (valge f. lendub märgatavalt ka madalatel tº-del). Punane fosfor võib samuti olla säilitamisel tuleohtlik (eriti suurtes kogustes, kui sisaldab valge fosfori jälgi). Oksiidid individ. ühenditena tuvastatud: P4O, P4O2 (P2O), P4O6 (P2O3), P4O8, P4O10 (P2O5), PO3

P4O10 on sööbiv, põhjustab nahale sattudes põletusi ;veega kokkupuutel – väike “ plahvatus ” ja leek ; (org. lahustid ja paber võivad süttida); laboris laialdaselt kasutatav aine. Happed : Fosfori happed – f. hapnikuühendid, kus f. oksüd.-aste on +1 … +5; Fosforhapete keemia – üsna komplitseeritud - tuntakse 8 põhitüüpi fosforhappeid. Valge f. – sõjanduses: suitsutekitajad, süütevahendid (pommid, napalm jm.) Punane f. – tuletikutööstuses (tikukarbi hõõrdepinna põhikomponent) – hõõglampides (gaasisiduja volframniidil); Fosforit kasutatakse ka mõnede sulamite koostises. Fosforväetised ja fosfaatsed pesemisvahendid põhjustavad suure kasu kõrval olulist keskkonnareostust → vetikate vohamine .
Arseen: traditsiooniliselt märgitakse avastajana: Albertus von Bollstadt (Albertus Magnus ) 1250 .a. paiku- tegelikult olid As ühendid tuntud juba antiikajal . - keemil. elemendiks tunnistas Lavoisier 1789. Arseen on ajalooliselt, iidsetest aegadest seostunud mürgi ja mürgitamisega. Mürgisus: Kõik As-ühendid, mis lahustuvad vees või nõrgalthappel. keskkondades (maos), on väga mürgised; As(III)-ühendid on mürgisemad kui As (V); Anorgaanilistest ühenditest eriti ohtlikud As2O3 ja AsH3 ;paljud keemil. ründeained (“sõjagaasid”) on As ühendid (adamsiit, luisiit). Kohtumeditsiiniliselt on As lihtne määrata: Marshi reaktsioon juuste neutroaktivatsioonanalüüs (Napoleoni juhtum) . suhteliselt palju As sisaldub mereorganismides (taimsetes, loomsetes), näit. puna- ja pruunvetikates. kollane As (pehmed kollased kristallid) omadustelt analoogne valgele fosforile,kuid palju ebapüsivam tekib As aurude ülikiirel jahutamisel (vedela lämmastikuga). As2O3 – levinuim As ühend, As tööstusl. eraldamise vaheprodukt, kasutatakse teiste As-ühendite saamisel, klaasitööstuses, topiste valmistamisel (konservant), anal. keemias jm.; As2O5 - arseen(V) oksiid – tunduvalt ebapüsivam. - As reageerib HNO3-ga (oksüdeeriv hape ); lahj. HNO3 ( H3AsO3 (arseenishape) – As(III); konts. HNO3 ( H3AsO4 (arseenhape) – As(V).
Antimon : Antimon oli metallina tuntud juba Babüloonias 3 tuh.a. eKr. tegelikult Sb – poolmetall (läheneb metallile ). Poolmetall, mis väliselt meenutab metalli: hõbevalge sinaka läikega. 3 amorfset modifikatsiooni : “kollane”, “must” ja “plahvatav”. Oksiidid: Sb2O3, Sb2O4, Sb2O5 - valged tahked ained, ei lahustu praktil. Vees, esinevad erin. Kristallvormides, leiduvad kõik ka looduses mineraalidena, Sulfiidid : tähtsamad Sb2S3 (must), Sb2S5 (oranžpunane), tahked vees lahustumatud ained. Halogeniidid: SbF3 – värvitud kristallid, lahustub ülihästi vees (üle 80% 25ºC juures), kasutatakse tekstiilitööstuses, org. Sünteesis, SbCl3 – värvitud kristallid, lahustub vees (≈ 9%, 25ºC), seejuures hüdrolüüsub → oksiidkloriidid, näit. SbOCl, kasut. tööstuslikus org. sünteesis (kloorimisreagent olefiinidele), tekstiili immutamiseks, Hüdriid: SbH3 – stibaan, värvitu väga mürgine gaas, saadakse Mg või Zn antimoniid + HCl, laguneb aeglaselt juba toatemp-l, põleb õhus, kasutatakse ülipuhta Sb saamiseks. Metallina kasutatakse Sb mitmesuguste (peam. Pb ja Sn sisaldavate) sulamite tugevdamiseks; akuplaadi, trükiplaadid (tähed), laagrites (üks “laagrimetalle”).
Vismut : G.Agricola, 1529; Bi – hõbevalge, roosaka läikega metall, mitu kristallmodifikatsiooni, neist tavarõhul püsiv romboeedriline vorm. – tahkumisel ruumala suureneb,toatemp-l rabe. kuivas õhus püsiv, niiskes → pruunikas oksiidikiht. põleb sinaka leegiga - Bi2O3 ;ei reageeri H2, C, N2, Si-ga. Bi2O3 – vismut(III)oksiid, kollane kristallil. Aine; leidub ka mineraalina, tähtsaim tööstuslik ühend, kõige laiemalt kasutatav:farmaatsiatööstuses, katalüsaatorina polümeeride tootmisel, klaaside ja emailide tootmisel; Bi(NO3)3 · 5H2O, vismut(III)nitraatpentahüdraat, värvitu, hügroskoopne kristallaine, kasutatavaim Bi-sool, vees hüdrolüüsub. Meditsiinis kasutatakse mitmeid Bi orgaanil. Ühendeid (nahahaiguste, süüfilise jm. ravil).
16. rühma elemendid (O - Po): üldiseloomustus: Levik looduses on rühma elementidel äärmiselt kõikuv; O (kõige levinum element) → Po (üks kõige vähemlevinumaid elemente). Hapnik: Esimest korda said puhtal kujul O2 - J.Priestley, C. Scheele ( 1774 ). Levinuim element looduses. Esineb kõigis elusorganismides; inimeses ca 65% massist osaleb hingamis- ja põlemisprotsessides enam kui 1400 mineraali komponent. 4 allotroopi: O, O2, O3, O4; Monohapnik (O) – ebapüsiv (aatomid ühinevad omavahel), väga intensiivne oksüdeerija; Dihapnik (O2) - levinuim vorm, molekulivalem O = O; tegelikult mitu eri tüüpi sidet. Trihapnik e. osoon (O3) - terava lõhnaga sinakas gaas tekib teat. lood. Tingimustes laboris ja tööstuses: vaikne elektrilahendus. keemiliselt äärmiselt aktiivne (väga tugev oksüdeerija), laguneb kergesti → O2 + O. Lõhnatu ja maitsetu värvitu gaas. Tahke hapnik – mitu erin. Kristallvormi; Gaasil. hapnik lahustub märgatavalt vees. Hapnik – keemiliselt väga aktiivne: moodustab ühendeid kõigi elementidega, v.a. He, Ne, Ar. Reaktsiooni käigus O aatom tavaliselt liidab elektrone, elektronide loovutamine on äärmiselt haruldane. Oksiidid (anorgaanil.) – ühendid, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik. OKSÜDATSIOONIPROTSESSID: põlemine (võimalik ka O2 osavõtuta); korrosioon (metallidega reageerimine: O2 + H2O (niiskus), a)keemiline; b) elektrokeemiline korrosioon; hingamine: C (org. ühendites) + O2 → CO2; kõdunemine, mädanemine: org. aine → CO2 + H2O. peam. madaltemperatuursel rektifikatsioonil vedelast õhust: vee elektrolüüsil (vesi peab sisaldama elektrolüüdi lisandit) b) laboris, kasutatakse kaasajal peam. ballooni-hapnikku. Võib kasutada; hapnikkusisaldavate soolade (KClO3, KMnO4); oksiidide (HgO) termilist dissotsiatsiooni,10 KMnO4  2K2MnO4 + 2K3MnO3 + 6MnO2 + 7O2 ; Nii tööstuslikke kui laborimeetodeid O2 saamiseks on tuntud palju
Väävel: looduses: väävliringe, Tuntud palju väävlitsisaldavaid mineraale : ehe väävel; sulfiidsed mineraalid püriit FeS2, galeniit PbS. Leidub lood. vulk. gaaside koostises; merepõhjas, eriti Mustas meres: H2S, SO2: S – bioelement (valkude, vitamiinide, polüsahhariidide jt. lood. ühendite komponent). toatemp-l sidrunkollased läbipaistvad kristallid, rombiline kristallstruktuur (süngoonia); Toatemperatuuril rabe aine (peopesas hoidmisel → praksumine).Vees praktil. Lahustumatu . Toatemperatuuril reageerib väävel , leelis - ja leelismuldmetallidega, Cu, Hg ja Ag-ga; Kõrgemal temp-l reageerib paljude metallide ja mittemetallidega, (elektropositiivsematega kui S) → sulfiidid. Väävlit toodetakse nii lademetest, kus esineb a) ehedal kujul; b) sulfiidsete maakidena jm. ca 50% – väävelhappe tootmiseks; ca 25% – sulfitite saamiseks; 10-15% – põllumajanduses (er. viinamarjade, puuvilla ) kahjurite hävitamiseks; 10% – kummitööstuses (vulkaniseerimiseks) tuletikud , ravimid jpm. vesinikuga põhiühend H2S divesiniksulfiid , värvusetu, mädamunalõhnaga väga mürgine gaas. hapnikuga
olulisemad oksiidid on SO2 ja SO3 ,tekivad väävli ja sulfiidide põlemisel (peamiselt tekib SO2, vähesel määral ka SO3); SO2 (vääveldioksiid)– varem “väävlisgaas”; värvitu, terava lõhnaga mürgine gaas; SO2 vahendusel saadakse tööstuses väävelhapet; (väga oluline tööstusprodukt):S → SO2 → SO3 → H2SO4. SO2 on üks olulisemaid ja kahjulikumaid loodusreostuse allikaid : tekib tohututes kogustes, eriti S-sisald. kütuste (kivisüsi jt.) põlemisel; happevihmad , SO3 (vääveltrioksiid), värvitu, äärmiselt sööbiv vedelik. H2SO4 (väävelhape); õlikas, väga sööbiv vedelik; laboris kasutatav H2SO4.
Seleen : avastas 1817 Berzelius; igapäevaelus ülimalt tähtis element (kuigi tootmismahud pole väga suured); ühendid väga mürgised. SeF6 – värvitu gaas, vees praktil. ei lahustu ega hüdrolüüsu: SeF4 – värvitu vedelik, reageerib energiliselt veega, söövitab klaasi; SeCl4 – värvitud või helekollased kristallid, hüdrolüüsub vees. Õhus põleb → SeO2 (värvitu kristallaine),H2SeO3 – seleenishape, soolad: selenaat(IV) e. Selenit; värvitu kristallaine, hügroskoopne, vees väga hästi lahustuv keskmise tugevusega hape; hape ja soolad väga mürgised. SeO3 – seleentrioksiid, värvitu kristallaine, saadakse kaudselt, reageerib tormiliselt veega → H2SeO4 (seleenhape). H2SeO4 – seleenhape, soolad selenaadid (VI); värvitu kristallaine, väga hügroskoopne, moodustab hüdraate (nagu H2SO4); söestab orgaanilisi aineid; konts. hape lahustab (kuumutamisel) Pd ja Au; Se reageerib kõigi metallidega (kuumutamisel) → seleniidid Se2- ;on tuntud ka mittemetallide seleniidid; seleniide võib olla palju. Se ühendid on väga mürgised; Se lihtainena (tahkelt) on vähemmürgine,kuid aurud on väga mürgised; Se ühendid eriti ohtlikud keskkonnareostuse puhul.
Tellur: Toodetakse peamiselt Cu elektrolüütilisel rafineerimise “mudast”, Pb tootmise jääkidest. Hõbehall metalliläikeline kristalliline aine. Pooljuht; toatemperatuuril rabe. Õhus püsiv:Veega reageerib kuumutamisel; Kuumutamisel põleb → TeO2 telluurdioksiid; värvitu, vees praktiliselt lahustumatu krist aine; Lahj. HCl ja lahj H2SO4 – ei toimi; konts. H2SO4 → punane lahus. vesinikuga tuntud ühend H2Te (divesiniktelluriid) – otseselt ei moodustu, ebameeldiva lõhnaga värvitu gaas: ebapüsiv, mürgine: vesilahus – nõrk hape: põleb õhus kuumutamisel: TeO2. Lisandina mitmetele metallidele ( malm , teras, Pb, Cu): parandab mehhaanilisi omadusi ja keemilist püsivust: katalüsaatorid, eriklaasid jm. Kuid põhiosa toodetavast telluurist kasutatakse mitmesuguste telluriidide sünteesiks: pooljuhid , termoelektrilised muundurid , päikese-ja elektrienergia akumulaatorid, erilised akustilised ja optilised materjalid (kasutamine holograafias jm.),ja muundurid: akustiline energia ↔ elektrienergia jm. 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). uraanimaakide töötlemisel, Eraldamiseks kasutatakse ekstraktsiooni, ioonivahetust, sublimatsiooni jm. pehme hõbevalge metall, tuntud mitu kristallmodifikatsiooni. oksüdatsiooniastmed: -II, II, IV (stabiilseim) ja VI, Õhus oksüdeerub. kasutatakse kosmoseaparaatides, teisaldatavates seadmetes. Po ja tema ühendid on väga mürgised.
17.rühma elemendid: halogeenid (F – At): Halogeenid – kõige aktiivsemad mittemetallid – väga reaktsioonivõimelised; Kõige aktiivsem mittemetall on fluor (nii rühmas kui üldse). Toatemperatuuril on halogeenid lihtainetena: F2 ja Cl2 – rohekat värvi gaasid; Br2 – punakaspruun raske vedelik (ainus vedel mittemetall); I2 – tahke must metalliläikeline aine; At2 – tahke aine (välimus pole teada). Looduses: F, Cl – keskmiselt levinud (sajandikud %-d); Br, I – hajutatud elemendid (10-4 – 10-5%); At – kõige vähem levinud Maal leiduvast 94 elemendist.
Fluor: Sai esmakordselt vabal kujul H. Moissan 1886 (Nobeli pr. 1906); avastajaks nimetatakse mõnikord 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. rohekas , tugeva lõhnaga gaas; raskesti veelduv. Paljude lihtainete ja ühenditega reageerib ülienergiliselt (sageli plahvatusega). Reaktsioonil veega eraldub hapnik:2F2 + 2H2O → 4HF+ O2 : Kõrgemal tº-l (100-250ºC) regeerib kergesti ka passiivsete- ja väärismetallidega. Fluoriidid HF – vees lahustuv (→ vesinikfluoriidhape); Mürgine gaas erandlike omadustega. HF söövitab klaasi, ohtlik nahale sattudes; Säilitatakse plastpudelites (parim tefloon); Fluoriididest kasutatakse (peale CaF2) rohkem Na ja K ühendeid: NaF, KF, KHF2, ka Al- ja NH4 soolad. Põhimõtteliselt – ainult elektrolüüsiga (siiski ka teisi meetodeid).
Kloor: avastas (lihtainena) C. Scheele 1774; kuid lihtainete (elementide) hulka arvas alles H. Davy 1810 (teatud ajal arvati, et kloor sisaldab hapnikku). Ajaloo esimene gaasirünnak 22. apr. 1915 Ypres’is (Belgia) kasutasid sakslased Cl2. Cl – väga tähtis, vajalik, levinud element. Leidub looduses ainult ühenditena (või ioonina). Esineb nii taimsetes kui loomsetes organismides; Kloriidsed mineraalid: NaCl (kivisool), KCl · MgCl2 · 6H2O (karnalliit), KCl (sülviin), NaCl · KCl (sülviniit) jt., ka raskmetallide kloriidid;Lihtainena: kollakasroheline terava lõhnaga; lämmatav, mürgine raske gaas. Kloori molekul on kaheaatomiline: Cl2. Kloor – üks kõige aktiivsemaid keemilisi elemente; Reageerib vahetult kõigi metallidega ja enamiku mittemetallidega. Cl2-ga ei reageeri (ei otseselt ega kaudselt) 3 kergemat väärisgaasi (He, Ne, Ar); Lihtainete reageerimisel Cl2-ga → kloriidid Cl- ;Kloori kõrge keemilise aktiivsuse põhjustab: Cl aatomite moodustumise kergus Cl2 molekulidest, kõrge elektronafiinsus (suurem kui fluoril), kloriidide kõrge sidemeenergia. Kloor (lihtainena) tõrjub bromiididest välja vaba broomi ja jodiididest vaba joodi:Cl2 + 2Br-- → 2Cl- + Br2. levinuim HCl (vesinikkloriidhape, vana nimetus soolhape). Kloori lahustumisel vees. Ta reageerib osaliselt (ca 30% ulatuses) veega. Kloorhape ja kloraadid: Kloraadid tekivad kõrgemal tº-l Cl2 toimel, kuumale leelise lahusele. kasutatakse tuletikkudes, pürotehnilistes segudes, signaalrakettides, segus mõnede anorgaaniliste ainetega (eriti P, S jm. liitained ) ja orgaaniliste ainetega plahvatab kergesti. Saamine: laboris: 2KMnO4 + 16 HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O; tööstuses: peaaegu eranditult elektrokeemiliselt;NaCl lahuse elektrolüüsil. Cl kasutamine (ühendite koostises, -ioonina) – väga laialdane. Kasutatakse peamiselt:oksüdeerivad ja pleegitavad vahendid (hüpokloritid, kloorlubi jt.), paljude elementide kloriidide saamiseks, kloororgaaniliste ühendite tootmiseks (polüvinüülkloriid, lahustid, kloropreenkautšuk jt), pestitsiidide jt. sünteeskeemia produktide saamisel;Sissehingamisel väga mürgine.
Broom: avastas Antoine Jerome Balard 1826 , ainus toatemperatuuril vedel mittemetall. sisaldub merevees (0,065 massi-%) ja soolajärvedes (kuni 0,2%), naftapuuraukude vees jm.
Br2 (lihtaine) – väga mürgine ja sööbiv; Kahjustab väga tugevasti nahka, → halvastiparanevad haavandid ; ka kõri, bronhe, kopse (nagu kõik halogeenid). raske (kuid väga “liikuv”) tume-punakaspruun vedelik. Broomi molekul on kaheaatomiline: Br2. Hapetega ei regeeri. Broomi sisaldavad happed; HBr – vesinikbromiidhape (soolad bromiidid ), gaasil. HBr vesilahus üks tugevamaid happeid , lahuses täielikult dissotsieerunud: HBr → H+ + Br- . HBrO – hüpobroomishape ;nõrk hape, tuntud vaid lahj. vesiahustes, tugev oksüdeerija ;soolad väga labiilsed, püsivamad leeliskeskkonnas; HBrO2 – broomishape ,väga ebapüsiv (laguneb vesilahustes mõne tunniga), soolad suhteliselt stabiilsed; HBrO3 – broomhape vesilahused kontsentreeritavad ( vaakumis aurutamisega) kuni konts.-ni 50%; tugev hape, soolad suhteliselt stabiilsed ja kasutatavad (KBrO3) . Broomi saamiseks kasutatakse :mere- ja soolajärvede vett, maa-aluseid soolveekogumeid, sh. naftapuuraukude vett, soolalahuseid, mis tekivad K-väetiste tootmisel. Br2 eraldatakse lahusest veeaurudestillatsiooniga või õhu läbipuhumisel, aurud kondenseeritakse, puhastatakse (Cl2-st jm.) rektifikatsiooniga jt. meetoditega.
Jood: Avastas Pariisi keemik ja salpeetrivabrikant Bernard Courtois 1811, Mustjashall kristallaine, rombiline kristallvõre, kergesti tekivad violetsed aurud, terava iseloomuliku lõhnaga; Lahustub hästi paljudes orgaanilistes lahustites. Paljud metallid reageerivad I2-ga energiliselt vaid niiskuse juuresolekul (takistab kaitsekihi moodustumist),
Vesinikuga → HI vesinikjodiid; kuumutamisel laguneb kergesti (erinevalt HF-st, HCl-st), värvitu, terava lõhnaga gaas, lahustub ülihästi vees. Joodi kasutatakse mitmesuguste: anorgaaniliste või, orgaaniliste joodiühendite saamiseks, katalüsaatorina orgaanilises sünteesis, metallide (Ti, Zr, Hf) jodiidrafineerimiseks, analüütilise keemia metoodikates, meditsiinis antiseptikuna ja kilpnäärmehaiguste diagnoosimisel ja ravil.
Astaat : 1940 said Corson, McKenzie ja Segre tehislikult Kalifornia ülikooli tsüklotronil. At – tahke aine (värv pole teada). Omadustelt meenutab nii mittemetalle (halogeene) kui metalle (Po, Pb),Analoogselt joodiga lahustub hästi orgaanilistes lahustites;Lenduvus on väiksem kui I2-l, sublimeerub. H2S toimel võib (sarnaselt metallidele) sadestuda At2-na; Saadud on mõningaid At ühendeid teiste halogeenidega.
13