Anorkaaniline keemia (0)

EKSAM

S
Väävel on 16. Element, seega on tema tuumas 16 prootonit ja elektronkattes 16 elektroni. Ta asub 3. Perioodis , seega on tema elektronkattes 3 kihti. Ta asub 6.a rühmas seega on tal 6 väliselektroni.
Elektronskeem: S:+16/ 2 ) 8 ) 6 )
Elektronvalem : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Okteti täitmiseks võib väävel siduda 2 elektroni
S + 2e = S2- min oksüdatsiooniaste on -II
Samuti võib ta loovutada kuni 6 elektroni
S -- 6e = S6+ max oksüdatsiooniaste on +VI
levik looduses
Väävel esineb looduses nii ehedal kujul kui ka ühendite koostises. Ehe väävel võib esineda näiteks vulkaanilistes piirkondades.
Tavalisim eheda väävli leiukoht on fumaroolide ümbrus, sest fumaroolid paiskavad atmosfääri suures koguses eelmainitud gaase . Ka leidub väävlit maakoores olevates soolakuplites, kus ta moodustub näiteks kipsi reageerimisel nafta ja muude orgaaniliste setetega.
Väävlit on kõigi fossiilkütustena kasutatavate maavarade koostises.
Väävel esineb looduses paljude ühendite koostises, millest enamlevinud on sulfiidid ja sulfaadid .
Tähtsamad ühendid
püriit – FeS2, kalkopüriit – CuFeS2, galeniit – PbS, argentiit – Ag2S, sfaleriit – ZnS, kinaver – HgS, barüüt – BaSO4, tsölestiin – SrSO4, anhüdriit – CaSO4 , kips – CaSO4*2H2O jne.
Füsioloogiline toime
Väävel võtab aktiivselt osa mitmetest organismis kulgevatest protsessidest, kuulub tähtsate aminohapete nagu metioniini ja tsüstiini ning B2-vitamiini ja insuliini koostisse. Keskmisest enam on väävlit juustes, karvades, küüntes, sarvedes ja sulgedes. Inimene sisaldab kokku ligikaudu 140 g väävlit. Väävlirikkamad toiduained on teravili, herned , oad ja kapsas . Gaasilised väävliühendid on inimesele sissehingamisel mürgised.
N
Lämmastiku järje- ehk aatomnumber on 7, ta kuulub perioodilisustabeli VA rühma elementide hulka, asudes 2. perioodis. Lämmastiku aatomis on 7 prootonit, 7 elektroni ja 7 neutronit. Lämmastiku aatomi väliskihis on viis elektroni ning  lämmastiku aatomid võivad elektrone nii liita kui ka loovutada. Seetõttu on lämmastiku oksüdatsiooniaste ühendites –3 kuni +5.
elektronskeem: N: +7| 2) 5)
elektronvalem: 1s2 2s2p3
levik looduses
Lämmastik on õhu peamine koostisosa , õhus on lämmastikku ligikaudu 78% ja 21 % hapnikku. Äikese ajal tekkiv NO oksüdeerub ja muutub õhuniiskuse ja -hapniku toimel lämmastikhappeks. Tekkinud lämmastikhape satub koos vihmadega mulda, moodustades nitraate. Lämmastikühendid viiakse mulda väetistena, taimed omastavad lämmastikku nitraatidena ja kasutavad neid valkude jt. ühendite sünteesil. Kui pinnast ühekülgselt või liigselt lämmastikuühenditega väetatakse, ei jõua taimed neid omastada. Ühendid kuhjuvad sel juhul taimedesse, sealt sattuvad need toiduga loomade ja inimeste organismidesse ning võivad põhjustada ohtlikke tervisehäireid.Üleväetamisega võib kaasneda ka veekogude saastumine nitraatidega. Mitmetes tööstusprotsessides ja ka autode heitegaasi koostises paisatakse õhku suurtes kogustes lämmastikoksiide, suurendades happevihmade kahjulikku mõju.
Tähtamad ühendid:
N2O - dilämmastikoksiid (naerugaas)
NO – lämmastikoksiid
NO2 – lämmastikdioksiid; Ammoniaak –NH3 ; Lämmastikhape – NHO3
füsioloogiline toime:
Kui pinnast ühekülgselt või liigselt lämmastikuühenditega väetatakse, ei jõua taimed neid omastada. Ühendid kuhjuvad sel juhul taimedesse, sealt sattuvad need toiduga loomade ja inimeste organismidesse ning võivad põhjustada ohtlikke tervisehäireid.Lämmastikku esineb mineraalides, nagu mitmesugused salpeetrid (tšiili salpeeter (NaNO3) ja india salpeeter ( KNO3 )). Lämmastik on ka oluline bioelement, ta kuulub valkude, amino- ja nukleiinhapete koostisesse. Inimeses on lämmastikku 1800 g / 70 kg  kohta.
Vaatamata oma nimetusele on lämmastik siiski vajalik organismide eluks. On kindlaks tehtud, et lämmastik on iga molekuli, igasuguse organismi iga raku koostisosaks, sõltumata sellest, kas see on imepisike bakter või 150-tonnine sinivaal. Vaatamata vaba lämmastiku tohututele varudele looduses ei saa loomad ja taimed seda otseselt omastada. Erandi moodustavad bakterid, mis kasvavad liblikõieliste taimede juurtel.
Ca
Kaltsium asub perioodilisuse süsteemis II rühmas. Kaltsiumi ja temale järgnevaid metalle
(Sr, Ba, Ra) nimetatakse leelismuldmetallideks.
Ca aatomi number järjekorra number perioodilisus süsteemis on 20. Järelikult prootoneid ja neutroneid on tal 20. Tuumalaeng on vastavalt +20 ning elektrone on tal välimises kihis 2.
Kaltsiumi oksüdatsiooni aste ühendites on +II.
Elektronskeem ja –valem
Ca +20 2) 8) 8) 2)
Elektronvalem: 1s22s22p63s23p64s2
levik looduses:
Ehedalt kaltsiumi looduses suure keemilise aktiivsuse tõttu ei leia, küll aga esineb ta ühenditena, näiteks Ca on maakoores väga levinud. Magevees esineb ta peamiselt kaltsiumvesinikkarbonaadina Ca(HCO3)2, mis põhjustab vee karedust ja katlakivi teket. Kaltsiumkarbonaati esineb luudes, munakoortes, korallides, limuste kodades ja pärlikarbis. Kaltsium esineb peamiselt karbonaatide (lubjakivi, kriit, marmor), sulfaatide (kips) ja fosfaatide (fosforiit, apatiit) koostises või fluoriidina.
Tähtsamad ühendid:
Kõige tuntum ja tähtsam nendest on kaltsiumoksiid CaO, mida nimetatakse tavaliselt kustutamata lubjaks . Ta reageerib aktiivselt veega, moodustades kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH)2 ehk kustutatud lubja. kaltsiumsulfaat CaSO4
füsioloogiline toime:
Ca on luude ja hammaste põhielement. Vähemal määral esineb Ca veres, lümfis ja biovedelikes. Ca osaleb rakkude moodustumisest kuni hormoonide moodustumiseni, on seotud antikehade tekke, energia genereerimise , glükogeeni degratsiooni, lihaste kontraktsiooni ja paljude teiste bioprotsessidega.
Ca reguleerib veresoonte läbilaskvust, verehüüvet, südametegevust, osaleb bioprotsessides närvisüsteemis ja reguleerib kolesteroolitaset, rinnapiima teket ja aktiveerib ensüümide toimet.
SIDEMED
Kovalentne side ( polaarne ja mittepolaarne )- kovalentne side tekib ühiste elektronpaaride abil. Kovalentne side tekib kahe mittemetalli või metalli ja mittemetalli aatomite vahele.
Polaarne - aatomeid siduv ühine elektronpaar on enam kui ühe aatomi valduses ja molekulide osadel on erinimelised osalaengud
Kui ühinevad sama elemendi aatomid (H2, N2), siis on sidet moodustav elektronpaar
jagatud võrdselt mõlema aatomi vahel - mittepolaarne kovalentne side
Kui sideme moodustavad erineva elektronegatiivsusega elementide aatomid, on siduv
elektronpaar ( elektronpilv ) nihkunud suurema elektronegatiivsusega elemendi aatomi
poole - polaarne kovalentne side
mittepolaarne - side, milles mõlemad aatomid mõjutavad ühist elektronpaari võrdse jõuga
iooniline - ioonide vahel tekkinud keemiline side. mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide elektrilise tõmbumise tulemusena. Iooniline side tekib metalli ja mittemetalli vahel
metalliline - metalliioonide ja liikuvate ühistatud elektronide vastastikune tõmbumine metallides
vesinikside - täiendav side, mis tekib selliste molekulide vahel, mis sisaldavad H-F; H-N; H-O sidemeid .
doonor - aktseptorside - Keemiline side, milles ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale (tühjale) orbitaalile. Elementi, mis annab elektronpaari, nimet. doonoriks.
Element, millel on tühi orbitaal - aktseptor.