Otsi
Vajad kellegagi rääkida?
Küsi julgelt abi LasteAbi
Logi sisse ☰

ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED (0)

Keemia - Keemia
5 VÄGA HEA
Punktid
li> ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED
1.1. Elementide jaotus IUPAC’i süsteemis
Reeglid ja põhimõtted, kohaldatuna eesti keelele:
Karik, H., jt. ( koost .) Inglise-eesti-vene keemia sõnaraamat
Tallinn: Eesti Entsüklopeediakirjastus, 1998, lk. 24-28
Rühmitamine alanivoode täitumise põhjal
2. ELEMENDID

  • Vesinik
    Lihtsaim, kergeim element
    Elektronvalem 1s1, 1 valentselektron,
    mille kergesti loovutab → H+- ioon ( prooton , vesinik(1+) ioon )
    võib ka siduda elektroni → H- (hüdriidioon, esineb hüdriidides)
    Perioodilisusesüsteemis paigutatakse (tänapäeval) 1. rühma
    2.1.1. Üldiseloomustus
    Gaasiline vesinik – sai esimesena Paracelsus XVI saj.
    – uuris põhjalikult H.Cavendish, 1776
    – elementaarne loomus: A.Lavoisier, 1783
    Elemendina: mõõduka aktiivsusega, o.-a. 1, 0, -1
    3 isotoopi: 1H – prootium (“taval.” vesinik)
    2H = D – deuteerium (“raske vesinik”)
    – looduses (Maal) 6800 korda vähem aatomeid
    3H = T – triitium (“üliraske vesinik”)
    Sisaldus maakoores massi järgi väike (0,87%)
    aatomite arvu järgi suur (17% aatomi-%)
    leviku poolest Maal 9. kohal
    universumis kõige levinum element
    Keemis- ja sulamistemperatuurid väga madalad
    20,4 K 14 K
    2.1.2. Saamine
    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
    1 mol = 42 g 2 . 22,4 l
    2.1.3. 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

    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.
    Atomaarne vesinik
    Protsess H2 → 2H (väga endotermil.)
    algab alles üle 2000C; täielikult atomaarne u. 5000C juures (elektrikaares)
    protsessid 2H → H2 ; H2 + ½O2 → H2O – äärmiselt eksotermil.
    Kuid atomaarne vesinik võib in statu nascendi vähesel määral tekkida paljudes protsessides ( hape + metall , vabanemine metalli (Pd, Pt) pinnalt jmt.).
    Atomaarne vesinik – paljudes protsessides väga aktiivne
    redutseerimisreaktsioonid (Marshi reaktsioon )
    2.1.4. Kasutamine
    ¤ peam. keemiatööstuses, eriti
    NH3, HCl, CH3OH sünteesil
    vedelate rasvade hüdrogeenimisel (sh. → margariin)
    vedel vesinik: raketikütus
    deuteerium ja raske vesi: tuumaenergeetikas, termotuumapommis
    vesiniku H2 või H (monovesinik) põlemine – metallide lõikamine, keevitamine
    2.1.5. Ühendid
    1) Hüdriidid (ühendid kui vesiniku 0.-a. on -1)
    ioonil. või koval. (mõnikord metallil .) side; soolade omadused
    tugevad redutseerijad
    tekivad enamike metallidega (ainult Cu ja Cr ei moodusta hüdriide)
    Veega reageerimisel eraldub vesinik:
    KH + H2O = KOH + H2
    Hüdriidid: aluselised , happelised (SiH4, BH3), amfoteersed (AlH3)
    Aluselised ja happelised hüdriidid võivad mitte-vesilahuses reageerida, moodustades komplekshüdriide.
    2) Vesi (vesinikoksiid, divesinikoksiid H2O)
    Levinuim ja praktiliselt tähtsaim H ühend
    Veega kaetud  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)
    st - 3,8C kt 101,4C
    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
    4) Vesinikperoksiid H2O2
    rahvapäraselt vesinikülihapend (vananenud nimetus)
    tähtsuselt teine vesiniku hapnikuühend
    hapnikuaatomid seotud teineteisega
    mittepolaarse kovalentse sidemega
    H : O : : O: H
    Puhas H2O2 on suhteliselt stabiilne (20C juures laguneb vaid ca 0,5% aastas); lagunem . kiireneb järsult raskmetalli-ioonide, leelise (ka klaasist eralduva) jmt. ainete toimel, t tõusul, valguse toimel.
    Lagunemine võib toimuda plahvatusega; väga tugev oksüdeerija :
    2KI + H2O2 → I2 + 2KOH
    Nõrga happe omadustega (soolad: peroksiidid )
    Tööstuslikult toodetakse peamiselt (80%) teatud orgaanilise auto-oksüdatsioonireaktsiooni tulemusena (mitte nii, nagu õpikus selgitatud)
    Laboris saadakse mõnikord : BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2
    (ei teki puhtal kujul, saab kontsentreerida alarõhul)
    Viskoosne (siirupitaoline) värvitu vedelik, võib kergesti plahvatada, tekitab põletushaavu.
    Kasutatakse peam. 30%-lise lahusena (“perhüdrool”)
    2.2. Leelismetallid (LM)
    2.2.1. Sissejuhatus
    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
    Perioodide esimeste elementidena on LM-del suhtel . madala tuumalaengu tõttu suur aatomiraadius – valentselektron on tuumaga nõrgalt seotud → keemil. aktiivsus
    Ühendites iooniline side
    Aktiivsus kasvab koos raadiuse kasvuga : Li → Fr
    (kasvab ka sideme ioonilisuse aste,
    aktiv .-energia väheneb)
    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);
    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)
    2.2.2. Leidumine looduses
    Na, K - väga levinud elemendid (6. ja 7. kohal)
    esinevad paljude mineraalide koostises
    (kohati suured lademed) - eriti NaCl, KCl
    NaCl – kivisool
    Na2SO4 . 10H2O – mirabiliit, glaubrisool
    Na3AlF6 – krüoliit
    Na2B4O7 . 10H2O – booraks
    KCl – sülviin
    K-Mg-kaksiksoolad – karnalliit , kainiit
    looduslikes silikaatides
    eriti merevees (üldkogus suur, nii Na kui K)
    Elusorganismides
    K-Na vahekord väga tähtis
    esinevad veres, lümfis, seedemahlades
    K – eeskätt rakkude sisemuses
    Na – rakkudevahelises vedelikus
    Rakkudes ioonkanalid (reguleerivad K-Na tasakaalu);
    mõned mürgid blokeerivad neid
    Li – levikult järgmine, kuid juba üsna haruldane
    Rb, Cs – haruldased elemendid
    (kuid leidub peaaegu kõikjal
    looduses väikestes kontsentratsioonides)
    Fr – saadakse 238U kiiritamisel prootonitega
    püsivaima isotoobi poolestusaeg 20 min.
    nähtavates kogustes pole saadud
    Leegi värvus (avastamine leekreaktsiooniga)
    karmiin-
    punane
    ere-
    kollane
    violetne
    rubiin-
    punane
    taevas-
    sinine
    Li Na K Rb Cs
    2.2.3. Saamine lihtainetena (metallidena)
    • Esimesena eraldas “vabu” leelismetalle (Na, K, Li) H. Davy 19. saj. algul vastavate sulatatud leeliste elektrolüüsil.

    • Praegu: eriti Na toodetakse väga suurtes kogustes (üle 300 tuh. t/a); ületab tunduvalt teised LM-d.

    Na saamine kõige lihtsam: peam. sulat. NaCl (ka NaOH )
    elektrolüüsil (Na Cl sisaldab lisandeid sulamistemp.
    alandamiseks)
    • K toodetakse tunduvalt vähem

    Tööstuses saadakse peamiselt:
    vedel Na + KOH (380-450C) või N2 atmosfääris
    Na aurud + KCl (760-890C) nikkelkolonnis
    Saaduseks on K-Na sulam , selle rektifikatsioonil saadakse küllaltki puhas metalne kaalium
    • Li saadakse sagedamini LiCl ja KCl (või BaCl2) segu elektrolüüsil, järgneval puhastamisel vaakumdestillatsiooniga, rektifikatsioonil või tsoonsulatusel

    • Teisi LM saadakse ja kasutatakse palju vähemal määral suurtööstuslikult ei toodeta

    Rb ja Cs saadakse halogeniidide (peam. kloriidide) metallotermilisel redutseerimisel Ca või Mg-ga (600-800C) või sulade halogeniidide elektrolüüsil vedela Pb-katoodiga (sellega tekib sulam ; puhastatakse vaakumdestillatsiooniga - TÖÖSTUSES
    LABORIS tavaliselt ei valmistata leelismetalle (nad on müügil)
    Mõnikord kui on vaja väga puhtaid metalle, mis ei sisalda lahustunud gaase , saadakse Cs, Rb, K (Li) kromaatide (jmt soolade) redutseerimisel metallilise Zr-ga t-l 725-1000C (kvartstorus, vaakumis )
  • Elementide ja lihtainete iseloomustus
    Li
    Na
    K
    Rb
    Cs
    Fr
    Järjenumber
    3
    11
    19
    37
    55
    87
    Aatomiraadius, pm
    156
    191
    236
    253
    274
    280
    Iooniraadius, pm
    68
    98
    133
    149
    165
    178
    Sisaldus maakoores,
    (massi-%)
    6,5.10-3
    2,63
    2,40
    3,5.10-3
    7.10-4
    Sulamistemperatuur , C
    180,5
    97,8
    63,2
    38,7
    28,6
    20
    Tihedus, kg/m3?? – viga?
    0,534
    0,971
    0,862
    1,532
    1,873
    2,1-2,4
    Lihtainetena läikivad hõbevalged (Cs – kuldkollane)
    pehmed metallid
    Li, Na, K – veest kergemad
    (Li on kõige kergem metall üldse)
    Head elektri- ja soojusjuhid
    lähedased
    Li
    Na
    “hüpe”: aatomiraadiuse kiirem kasv
    lähedased
    K
    Rb
    Cs
    Kõik LM oksüdeeruvad õhus väga kiiresti
    Rb, Cs – süttivad õhus, F2-s, Cl2-s momentselt
    reageerivad energiliselt paljude mittemetallidega ja
    ühenditega (Br2, I2, S, H2 (kõrgemal t-l), põlevad CO2-s);
    paljude metallidega moodustavad intermetallilisi ühendeid,
    omavahel sulameid
    Veega: 2Lm + 2H2O → 2LmOH + H2
    Li rahulikult , Na energiliselt, K - eralduv vesinik süttib,
    Rb, Cs - plahvatavad
    Hapetega: → soolad + H2
    Lahuste puhul toimub reaktsioon kõigepealt veega →
    leelis
    (mis võib edasi reageerida)
    2.2.5. Kasutamine
    2.2.5.1. Lihtainetena (metallidena)
    Mitmed kasutusalad erinevatel LM-del sarnased
  • tuumareaktoris soojuskandjana
    K - Na sulam
  • Li
    seoses fotoefektiga fotoelementides, fotokordistites jms. (Cs, Rb, K)
    uumlampides (Na : tänavavalgustites), eriotstarbelistes
    gaaslahendustorudes (Rb)
    Cs - televiisorite elektronkiiretorudes
    Pb - Na sulamid → Pb( C2H5 )4 tetraetüülplii - bensiinis
    kuullaagrites
    Na - metallurgias redutseerijana (Ti, Zr, Ta tootmisel)
    org. süsteesis (reduteerijana, katalüsaator ) – sageli amalgaamina
    Li - keemil. vooluallikate anoodid ( kellade jm. patareides)
    mitte-vesikeskkondades
    kergsulamid Mg ja Al-ga (lennukiehitus jm.)
    antifriktsioonil. sulamid
    vase tootmistehnoloogias jm.
    Radioakt . isotoopidena kasutatakse kõiki LM,
    e tavaliste ühenditena
    riti 40K (mineraalide vanuse määramine)
    42K (bioloogias ja meditsiinis)
    6Li →
    T
    137Cs (-defektoskoopias, meditsiinis)
    jt.
    Rb ja Cs toodang väga väike teiste LM-dega võrreldes;
    koos ühenditega Rb  450 kg/a, Cs  10 t/a ( maailmatoodang ilma “SRÜ” maadeta)
    2.2.6. Ühendid
    2.2.6.1. Oksiidid
    LM-dele on iseloomulikud
    peroksiidid Lm2O2 või hüperoksiidid LmO2
     
    Na2O2 KO2, RbO2, CsO2
    tekivad Lm-de põlemisel O2-s (või õhus)
    vaid 4Li + O2 → 2Li2O (lihtoksiid)
    Lm-peroksiidide reageerimisel hapetega →
    H2O2
    hüperoksiidide - “ - →
    H2O2 + O2
    On ka teisi oksiide (näit. K2O4, osoniid KO3, NaO2 jt.)
    Neist kasutatakse peam. Na2O2 (õhu koostise reguleerimine,
    pleegituspulbrid)
    2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
    (väljahingatav) CO2
    tagasi hapnikuks
    Paljud org. ained süttivad kokkupuutes peroksiididega
    2.2.6.2. Hüdroksiidid
    LmOH - värvitud, tahked , väga hügroskoopsed ained
    lahustuvad hästi vees, väga tugevad alused (leelised)
    leheline, alkali, щелочь
    Tööstuses saadakse kloriidide vesilahuste elektrolüüsil:
    2Cl- → Cl2 + 2e ANOODIL
    2H2O → 2H+ + 2HO-
    2H+ + 2e → H2 KATOODIL
    Elektrolüüser peab sisaldama diafragmat (poorset vaheseina ), mis takistab kloori kokkupuudet tekkiva NaOH-ga.
    Vastasel korral kulutatakse tekkiv NaOH ära reaktsioonis
    2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O
    Javelle’i vesi pleegitusvahend
    (žavelli vesi)
    võib saada ka Cl2 juhtimisel läbi NaOH lahuse
    Diafragma asemel võib kasutada ka Hg-katoodi
    sel juhul katoodil ( - ) tekkiv Na
    Na+ + e- → Na ( lihtaine )
    lahustub kohe Hg-s → Na-amalgaam,
    selle reageerimisel veega → NaOH
    (Hg vabaneb, suunatakse elektrolüüserisse tagasi)
    Vanem meetod NaOH saamiseks on keemiline:
    Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3
    sooda → lubi
    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
    2.2.6.3. 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:
    N väga palju
    kasutusalasid
    aCl, NaF
    KCl, KBr, KI, KF
    LiCl . H2O
    2.2.6.4. 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 väetisena
    2.2.6.5. Karbonaadid
    Lm2CO3
    ka LmHCO3 (kõigil peale Li)
    Kuumutamisel vesinikkarbonaadid lagunevad:
    2LmHCO3 → Lm2CO3 + H2O + CO2
    Tähtsaim : NaHCO3 - “söögisooda” (suhtel. halvasti vees lahustuv)
    baking, пищевая
    soodatootm. vaheprodukt; kasut. toiduainetetööstuses, meditsiinis
    Lm2CO3 – hästilahustuvad (v.a. Li2CO3)
    Na2CO3 – sooda
    K2CO3 – potas
    Mõlemaid kasutatakse klaasi- ja seebitööstuses, fotograafias jm.
    (K2CO3 → roheline seep , spetsiaalklaasid)
    Eriti laialdaselt kasutatakse Na2CO3; saadakse peam.
    Solvay menetlusel:
    NaCl + NH3 + CO2 → NaHCO3 + NH4Cl
    vähelahustuv
    (eemaldumine nihutab
    tasakaalu paremale)
    CaCO3 → CaO + CO2
    NaHCO3 kuumutamisel saadakse Na2CO3
    2.2.6.6. Sulfaadid
    Lm2SO4 hästilahustuvad
    LmHSO4 – vesiniksulfaadid kristalsed ühendid
    Na2SO4 (kristallhüdraadina glaubrisool) – kasut. peam.
    klaasitööstuses, leidub looduses
    K2SO4 – väetis (eriti kartulile)
    2.2.7. Kokkuvõte. 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 (kõige positiivsem elektroodipotentsiaal +2,5 V)
    Vähemalt 3 kõige kergemat LM (Li, Na, K) on eluslooduses väga olulise tähtsusega (eluliselt vajalikud)
    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
    (T1/2 1,32 . 109 a., sisaldus 0,012%) esinemine looduses, sh. elusaines.
    2.3. 2. rühma elemendid
    Be Mg Ca Sr Ba Ra
    leelismuldmetallid (LMM)
    s-elemendid; väliselektronkihi konfigur. s2
    metallilised omadused tugevasti väljendunud
  • -a. alati 2
    Akt. elemendid, aktiivsus (metallil. om.) suureneb rühma piires reas Be → Ra
    tuumalaeng kõrgem
    aatomiraadius väiksem seetõttu ionis.-en.kõrgem keem. akt. väiksem
    Leelismetallidega
    võrreldes
    Keemil. aktiivsuselt siiski LM-dele lähedased, metallide pingereas kõrvuti (vt. üle-eelm. lk.)
    2. rühma elementidest: Be ja Mg suhteliselt eraldiseisvad
    LMM - sarnaste, ühtsete omadustega elemendid
    2.3.1. Leidumine looduses
    Ainult ühenditena
    Sisaldus maakoores erinevatel 2. rühma elementidel äärmiselt
    erinev: varieerub ligi 10 suurusjärku (suurim Ca, väikseim – Ra)
    Be (bērýllion, tuletatud vääriskivist berüll)
    Berüll 3BeO . Al2O3 . 6SiO2 (õpikus viga) – tuntuim mineraal ;
    esineb vääriskividena (smaragd, akvamariin, heliotroop jt.)
    Mineraale (liikidelt) palju – 54 mineraali (kus Be on põhielement),
    kuid tegelikult on Be üsna haruldane
    maakoores (massi-%) 6 . 10-4
    ookeanides 6 . 10-7 mg/l
    looduses vaid üks stab. isotoop 9Be
    Li järel kõige kergem metall looduses
    2. rühma elementidest levinuim Ca
    Levikult 5. kohal: maakoores 3,38%
    Ca-sisaldavaid mineraale tuntakse ligi 400:
    CaCO3 ( lubjakivi , kriit, marmor ), CaSO4 . H2O (kips), CaF2 ( fluoriit ) jpt.
    Kõige vähem levinud radioakt. Ra
    - üliharuldane element, maakoores 1 . 10-10%
    Stabiilseim isotoop 226Ra, T1/2  1600 a.
    U - maakides (rikkaim raadiumi toore) sisaldub
    max 0,34 g Ra/t
    Väga levinud element Mg: maakoores 2,35%
    üle 100 mineraali: MgCO3 (magnesiit), CaCO3.MgCO3 ( dolomiit ),
    KCl. MgCl2 . 6H2O (karnalliit) jpt.
    Merevees kuni 0,38% Mg, mõnedes järvedes
    Ba ja Sr sisaldus maakoores on
    ühes suurusjärgus 10-2%, Ba on veidi rohkem
    - levinud elemendid
    SrCO3 (strontsianiit), SrSO4 (tsölestiin)
    BaCO3 (viteriit), BaSO4 (raskepagu)
    Elusorganismides tähtsad Ca, Mg, Ba, Sr
    Ca – luude, skeleti, hammaste põhikoostisosi
    Mg – klorofüllis tsentraalaatom
    – fotosüntees
    Be – üks kõige mürgisemaid anorg . katioone
    Ra – radioaktiivne
    avastati 1898 abielupaar Curie
    metallina , eraldati 1910 A.Debierne
    (tänapäeval maailmas mõni kg Ra, ei säilitata metallina)
    Ca, Mg, Ba, Sr – eraldati metallina
    H.Davy poolt elektrolüüsil 1808.a.
    Ka tänapäeval saadakse peam. sulat. kloriidide elektrolüüsil
    Metallina kasutatakse peam. Mg, Ca
    Ba saadakse taval. oksiidi aluminotermilisel redutseerimisel:
    4BaO + 2Al  BaO.Al2O3 + 3Ba
    (vaakumis Ar atmosfääris, 1100-1200C)
    2.3.2. Metallide omadused
    Rühma 2 esimest liiget Be ja Mg (mis ei ole leelismuldmetallid) on õhus stabiilsed – kattuvad õhukese kaitsva oksiidikihiga.
    Nagu leelismetallidelgi, rühma piirides (ülalt alla)
    sulamis- ja keemistäpid (üldtendentsilt) langevad
    tihedus suureneb
    Be
    Mg
    Ca
    Sr
    Ba
    Ra
    Järjenumber
    4
    12
    20
    38
    56
    88
    Aatomiraadius, pm
    113
    160
    197
    215
    221
    235
    Iooniraadius
    (E2+), pm
    34
    71
    114
    132
    149
    162
    Sisaldus maa-
    koores ,
    (massi-%)
    6.10-4
    2,35
    3,38
    0,034
    0,05
    1.10-10
    Sulamistem-peratuur, C
    1283
    650
    850
    768
    710
    969
    Tihedus, kg/m3
    1860
    1741
    1540
    2670
    3610
    5500-6000
    Leelismuldmetallid on õhus ebapüsivad:
    oksiidikiht ei kaitse neid edasise oksüdatsiooni eest.
    Ca, Sr, Ba – säilitatakse taval. õlis
    neist kasutatakse laboris sagedamini Ca
    2. rühma elementidest – kõige aktiivsem on Ra
    (praktikas ei kasutata metalli kujul)
    - lisaks keemil. aktiivsusele – radioaktiivsus (ei ole keemil. omadus)
    näit. 1g 226Ra eraldab pidevalt soojust  550 J/h,
    seejuures tekib radoon (ca 1 mm3 ööpäevas, mis laguneb edasi)
    Ra avastamine ja eraldamine oli seotud radioaktiivsuse mõiste tundmaõppimisega – üks tähtsamaid sündmusi teaduse ajaloos
    Termini radioaktiivsus võttis kasutusele Marie Curie (põhimõtteliselt oli nähtus varem tuntud)
    Raadiumi nimetus - arvatavasti sõnast radius (lad.) – kiir; elemendi avastam. ajalugu põhjalikult uuritud ja publitseeritud (ilukirj. vormis näit.: Curie, E. Minu ema Marie Curie. Tln., 1994. 292 lk.)
    Metallil. Ra saadi esmakordselt RaCl2 (0,106 g) vesilahuse elektrolüüsil (katoodiks Hg, mis hiljem eemaldati destillatsiooniga H2 voolus )
    2. rühma elemendid on tüüpil. metallid, kuid metallil. omadused nõrgemini väljendunud kui leelismetallidel
    - Kõvemad, raskemini sulavad, suurema tihedusega
    head soojus - ja elektrijuhid
    Reageerivad paljude mittemetallidega (mõnedega toatemp-l)
    Kuumutamisel N2-ga (→ nitriidid ), H2-ga (→ hüdriidid), C-ga (→ karbiidid ), Si-ga (→ silitsiidid).
    Leelismuldmetallid (Ca, Sr, Ba, Ra) reageerivad veega juba toatemperatuuril (Be ja Mg soojendamisel):
    Me + 2H2O → Me(OH)2 + H2
    Tekivad vees lahustuvad tugevad alused (leelised), neist kõige aluselisem Ra(OH)2.
    Leelistega reageerib 2. rühma metallidest vaid Be:
    Be + 2NaOH + 2H2O → Na2Be(OH)4 + H2
    naatriumtetra-
    hüdrokso-
    berüllaat (2-)
    Aktiivsete metallidena reageerivad üldiselt energiliselt hapetega;
    tekivad lihtsoolad, milles LMM-de o.-a. alati II. Lahustumine võib olla aeglane juhul, kui
    - reageerimisel tekivad rasklahustuvad soolad
    (blokeerivad happe juurdepääsu): Mg puhul H3PO4, HF
    - reageerimisel metalli pind passiveerub
    (tekib tihe oksiidikiht): Be + HNO3 või H2SO4
    2.3.3. Metallide kasutamine
    Be - legeeriv lisand Cu-sulamites - berülliumpronksid
    väga sitked, paindumiskindlad sulamid
    (üle 50% Be-toodangust)
    - sulamid teiste metallidega: Ni, Fe
    - terasdetailide pinna küllastamine Be-ga
    (tõstab korrosioonikindlust)
    - lennuki- ja raketiehituses
    - tuuma-tehnikas (neutronite peegeldajad ja aeglustajad)
    - röntgentorude aknad (läbiv röntgenikiirgusele)
    (metallilise Be toodang ca 350 t/a 1980)
    Mg - peam. sulamites, eriti Al-ga
    - teiste metallide (Ti, U, Zr, V jt.) metallotermil. saamiseks
    - magneesiumorgaaniliste ühendite sünteesil
    (Grignardi reaktiiv)
    - sõjanduses valgustus - ja süütesegud)
    (Maailmatoodang üle 200 tuh. tonni aastas)
    Ca ja Ba kasutatakse peam. hõõrdumiskindlates sulamites
    Ca kasutatakse ka haruldaste metallide (U, Th, Ti, Zr, Cs, Rb, mõnede lantanoidide) metallotermilisel saamisel, vaakumtehnikas jm.
    Sr kasutatakse metallina vähe (Cu ja tema sulamite desoksüdeerimisel, lisandina mõnedes sulamites)
    2.3.4. Tähtsamad ühendid ja nende kasutamine
    2.3.4.1. Oksiidid
    Tähtsaim CaO (kaltsiumoksiid, tehnikas: kustutamata lubi)
    Saadakse CaCO3 kuumutamisel (1100-1300C juures), laboris
    Ca(NO3)2 lagundamisel (→
    eriti puhas CaO).
    Õhu CO2 toimel CaO → CaCO3
    Kasutatakse kustutatud lubja, kloorlubja, sooda saamiseks, ehitusmaterjalina, räbustina metallurgias, suhkrutööstuses, muldade lupjamiseks, kaltsiumväetiste tootmiseks jm.
    BeO ja MgO kasut. tulekindla, rasksulava materjalina
    BeO – amfoteerne , MgO – aluseline oksiid
    Ülejäänud oksiide kasutatakse suhtel. vähesel määral
    (SrO – televiisorite kineskoobiklaasis, neelab röntgenikiirgust)
    2.3.4.2. Hüdroksiidid
    Väga laialdaselt kasutatakse Ca(OH)2 - kõige odavam tugev alus (leelis). Kasutusalad osal. kattuvad CaO-ga, sest vesikeskkonnas
    CaO + H2O → Ca(OH)2 (nii ka saadakse).
    Lahustub vees üsna raskesti (0,11%)
    Õhus Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
    (nii tahkes olekus kui vesilahustes)
    Leidub looduses (mineraal portlandiit)
    Sageli on laboris pikemalt seisnud Ca(OH)2 või CaO osaliselt või täielikult muutunud CaCO3-ks.
    Seetõttu kuumutatakse enne kasutamist võimalikult kõrgel t-l (muhvelahjus, soovit. 1000-1100C juures).
    Ca(OH)2 – üks tähtsamaid sideaineid (ehitusmaterjal).
    Mg(OH)2 - keskm. tugevusega alus
    vees küllaltki vähe lahustuv; saadakse
    Mg+ + 2OH- → Mg(OH)2 
    Alusena tõrjub ammooniumsoolade lahustest välja NH3, tekib Mg-sool:
    (NH4) 2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2NH3  + 2H2O
    Leidub looduses (mineraal brusiit), saadakse mereveest
    Kasut.: MgO saamine, suhkru rafineerimine, katlavee puhastamisel, hambapasta komponendina jm.
    Ba(OH)2 – tugev alus tugevam kui Ca(OH)2
    märgatavalt vees lahustuv (1,65% 20C juures)
    küllastatud vesilahus – barüütvesi
    (kasutatakse CO2 tõestamiseks ja määramiseks , SO42 - ja CO32 - reaktiivina; õhus seismisel → BaCO3 )
    Tööstuses: õlide, rasvade puhastamisel
    sulfaadi eemaldamiseks lahustest jm.
    Ülejäänud hüdroksiide kasut. väga vähesel määral
    Sr(OH)2 – mõnikord suhkrutööstuses
    Be(OH)2 – amfoteerne, reageerib nii hapete kui leelistega:
    Be(OH)2 + 2HNO3 → Be(NO3)2 + 2H2O
    Be(OH)2 + 2NaOH → Na2Be(OH)4
    2.3.4.3. Halogeniidid – valged tahked kristallained
    Be halogeniidid on polümeerse ehitusega, tähtsaimad on BeCl2 ja BeF2.
    - Mõlemad on vees hästi lahustuvad, hügroskoopsed,
    hüdrolüüsuvad kergesti (→ alusel. soolad)
    MgCl2 (esineb sageli kristallhüdraadina, saadakse mereveest)
    Kasutatakse magnesiaaltsemendi tootmisel:
    MgO + MgCl2 + H2O → 2MgClOH
    magnesiaaltsement
    (magneesiumhüdroksükloriid)
    Magnesiaaltsement - kõrgmolekulaarne ühend;
    kõva valge mass
    CaCl 2 – (esineb sageli kristallhüdraatidena); vees hästilahustuv
    saadakse sooda tootmise kõrvalproduktina
    Kasut. Ca ja Ca-sulamite saamisel
    veevaba – gaaside ja vedelike kuivatamisel
    betooni kõvastumise kiirendamiseks
    lahus: krüosegudes, jäätumisvastane aine jm.
    CaF2 – esineb looduses (fluoriit, sulapagu)
    saadakse ka tööstuslikult
    vees vähelahustuv
    Kasut. metallurgias (räbusti)
    spetsiaalklaasid
    emailid
    keraamikas
    optikas, lasertehnikas
    Ba ja Sr kloriide kasut. mõnikord pürotehnikas
    (sagedamini teisi ühendeid: nitraadid, Ba-kloraat, Sr-oksalaat)
    Valgustusraketid:
    Ba – roheline; Sr – punane valgus
    BaCl2 ( kristallhüdraadi BaCl2.2H2O kujul) kasutatakse
    SO42- kvalit. ja kvant. määramiseks
    (sel kujul määratakse sageli üldse väävlit loodusobjektides)
    Raadiumi kasutatakse sageli halogeniidide (kloriidi, bromiidi) kujul.
    Raadiumhalogeniidid (peale RaF2) on vees kergestilahustuvad (eriti RaBr2) kristallained.
    tänapäeval on raadiumil meditsiinis väike tähtsus, peam. radoonivannide allikana
    segus Be-ga – neutronite “miniallikas”
    Kõik raadiumi ühendid on väga mürgised
    puhtal kujul kõrgema temperatuuriga kui keskkond
    helenduvad
    radioaktiivsuse (eriti kiirguse -komponendi) tõttu ohtlikud
    2.3.4.4. Sulfaadid
    2. rühma elementide sulfaadid MeSO4: kõik värvitud kristallained
    BeSO4 hüdrolüüsub vees, MgSO4 lahustub hästi,
    kõik ülejäänud 4 vähesel määral (ka RaSO4 lahustuvus on väike: ainult 2.10-4%).
    Märkimisväärset kasutamist leiavad Ca, Mg ja Ba sulfaadid.
    BaSO4 - looduses (mineraal barüüt), kuid rohkem saadakse kunstlikult
    tähtis mitmete paberisortide täiteainena
    valge õlivärvi komponent
    kontrasteeriv vahend röntgeniuuringutes
    (mao- ja sooleröntgen)
    keemil. analüüsis jm.
    MgSO4 - looduses merevees, mitmete mineraalidena
    kasut. MgO saamisel
    tekstiilitööstuses
    meditsiinis jm.
    CaSO4 - esineb looduses mitme eri vormina,
    sisaldades erineva hulga kristallvett
    CaSO4.2H2O – kips, alabaster
    ehituskips sisaldab vähem kristallvett
    (2CaSO4.H2O, 2 kristallvormi)
    veega segamisel kõveneb, paisub veidi
    Väga suur tähtsus ehitusmaterjalina (puistematerjal, plaadid jm.),
    kipsvormid skulptuuridele, bareljeefid jm.
    Mitmed väiksemad kasutusalad (näit. termoluminofoorid)
  • Karbonaadid
    Looduses levinud Ca karbonaadid:
    CaCO3 ja Ca( HCO3 )2
    CaCO 3 - lubjakivi (paekivi), kriit, marmor
    mineraal kaltsiit
    kasutatakse tohututes kogustes ehitusmaterjalina
    - lubja saamiseks (vt. CaO juures)
    - tsemendi saamiseks
    → betoon
    Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse:
    - vesinikkarbonaadid - MÖÖDUV karedus
    ( karbonaatne )
    vee
    ÜLD-
    KAREDUS
    see osa karedusest “kaob” keetmisel :
    Ca(HCO3)2
    → CaCO3 + CO2 + H2O
    Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2 + 2CO2
    - sulfaadid, kloriidid jt. - JÄÄV karedus
    ei vähene keetmisel
    Vee karedusel on suur (taval. negatiivne) tähtsus:
    - vähendab vee lahustamis- (ekstraktsiooni-) võimet
    - tekitab katlakivi (suurendab soojuskadusid)
    - vähendab seebi pesemisvõimet,
    toidu - joogi kvaliteeti jne.
    Vee karedust väljendatakse ja mõõdetakse
    eri riikides erineva tradits. alusel
    1) millimoolides liitri kohta (mmol/l):
    mööduv (karbonaatne) karedus vastab sellele osale katioonidest Ca2+ ja Mg2+, mis on ekvivalentne vees sisalduva aniooni HCO3- sisaldusega,
    mittekarbonaatne karedus vastab sellele osale katioonidest, mis on ekvivalentne anioonide SO42-, Cl-, NO3- jt. sisaldusega
    2) sageli kasutatakse kareduskraade
    (mis erinevates riikides võivad olla erinevad)
    1 saksa kareduskraad vastab: 0,01 g CaO/l =
    0,01 g
    = = 0,000357 mol/l = 0,357 mmol/l
    28 (täpsemalt: mg-ekv/l)
    Vee karedust mõõdetakse tiitrimisel EDTA-Na (kompleksoon III, triloon B) lahusega spetsiaalindikaatorite (kromogeenmust, mureksiid jt.) juuresolekul.
    Loodusliku vee karedus kõigub laiades piirides (mmol/l):
    0,1 … 0,2 – tundra ja taiga veekogudes
    kuni 80 … 100 mineraalvees, meredes, ookeanides
    Pehme vesi – üldkaredus kuni 2 mmol/l sooli
    keskmise karedusega – 2 … 10 - “ -
    kare - üle 10 - “ -
    Vee kareduse vähendamiseks (või eemaldamiseks) on mitmeid meetodeid
    (nii keemilisi kui füüsikalisi).
    Kõige radikaalsemad
    - töötlus ioniitidega
    - destillatsioon
    (mõlemad viivad kareduse, s.t. soolade sisalduse praktil. 0-ni)
    Ioniitidega töötlus (ioonivahetus) on palju odavam
    (vähem energiamahukas) kui destillatsioon.
    Ioniidid on kõrgmolekulaarsed orgaanilised,
    ka mõned anorgaanilised ühendid,
    mis vahetavad oma koostisse kuuluvaid radikaale või ioone vees sisalduvate katioonide või anioonide vastu:
    Na2R + CaSO4 = CaR + Na2SO4
    vesinik-
    vormis H2R + MgCl2 = MgR + 2HCl
    ROH + HCl = RCl + H2O
    R - ioniidi püsiv (mittevahetuv) radikaal
    Katioone vahetavad ioniidid – KATIONIIDID
    Anioone - “ - – ANIONIIDID
    Neid tüüpe kasutatakse vee puhastamisel järjestikku
    Kui kasutada järjestikku kationiite (H-vormis) ja anioniite (OH-vormis), siis vahetuvad vee karedust põhjustavad ioonid järjestikku nende vastu → H2O
    Ioniite regenereeritakse (hapete, leeliste või soolade lahustega ) ja kasutatakse korduvalt
    Kvalitseetsete ioniitidega töödeldud vesi – peaaegu ekvivalentne
    dest. veega (DEIONISEERITUD VESI), kuid palju odavam
    3. ELEMENDID
    3.1. 13. rühma elemendid (B – Tl): üldiseloomustus

  • Viimaste IUPAC-i reeglite kohaselt 13. rühm


    (varasem IIIA, trieelid)  pole soovitatav
    Võib nimetada ka boori alarühmaks
    Elemendid 5B, 13Al, 31Ga, 49In, 81Tl
    Lihtainete iseloomustus:
    B
    Al
    Ga
    In
    Tl
    Aatommass
    Oksüd.-aste ühendites
    Aatomiraadius, pm
    Suhtel. elektronegatiivsus
    Sisaldus maakoores, massi-%
    Sulamistemp., °C
    Tihedus, kg/m3
    10,81
    III
    97
    2,0
    0,005
    2074
    2340
    26,98
    III
    143
    1,5
    8,8
    659
    2700
    69,72
    I-III
    139
    1,6
    0,0018
    29,8
    5900
    114,82
    I-III
    166
    1,8
    1·10-5
    156
    7310
    204,38
    I, III
    171
    1,8
    3·10-4
    303
    11900
    PERIOODI NR
    2
    3
    4
    5
    6

  • NB! Tabelis toodud levinumate vormide konstandid


    Aatomi ehitus
    13. rühmas hakkab parajasti täituma p- orbitaal
    selles rühmas kõikide elementide
    väliselektronkihi konfiguratsioon ns2np1
    kus n  perioodi nr.
    B  Tl: aatomiraadiused suurenevad
    metallil. omadused kasvavad
    B – mittemetall
    hape: H3BO3 ( boorhape )
    • on veel mitmeid teisi

    Ülejäänud 13. rühma elemendid  hüdroksiidid
    Me(OH)3
    Oksiidi valem (põhiline) kõikidel E2O3
    Niisiis , oksiidide reageerimisel veega tekivad saadused ,
    mille happelisus -aluselisus sõltub elemendi metallilisuse määrast:
    metallilisuse suurenemine
    H3BO3 Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3
    hape amfoteersed amfoteerne, aluseline
    hüdroksiidid nõrgalt aluseline
    Elementide ühendites valdav kovalentne side
  • 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
    3.2. Boor
  • Elemendi ja lihtainena
    Boori ühendeid booraks Na2B4O7 ·10H2O
    (naatriumtetraboraat)
    boorhape H3BO3
    kasutab inimkond mäletamatutest aegadest
    Need on praktikas tähtsaimad boori ühendid,
    leidub sellisel kujul ka looduses.
    Boorhape on ainus anorgaanil. hape (mineraalhape), mida leidub looduses üsna puhtal kujul.
    (lahjendatult ja segus leidub mitmeid teisigi, isegi H2SO4 ja HCl)
    Boori nimetus – sõnast bauraq või borax (hilisladina)
    Lihtaine kujul eraldati esmakordselt 1808 Gay- Lussac , Thenard
    Davy (neist sõltumatult)
    Leidumine looduses – tähtsamad mineraalid :
    kolemaniit Ca[B3O4(OH)3]·H2O e. 2CaO·3B2O3·5H2O
    uleksiit CaNa[B5O6(OH)6]·5H2O e. Na2O2·2CaO·5B2O3·16H2O
    mitmesugused „boorakshüdraadid“:
    Na2[B4O5(OH)4]·3H2O e. Na2B4O7·5H2O
    Na2[B4O5(OH)4]·8H2O e. Na2B4O7·10H2O
    Na2B4O7·4H2O (kerniit) jt.
    Lihtaine saadakse neist mineraalidest :
    • kuumut . H2SO4·-ga (100°C), lahustumatu sade filtritakse
    • filtraat jahut. kuni 15°C; → H3BO3 (krist.)

    2H3BO3 235°C B2O3 + 3H2O
    B2O3 –st boor:
    - amorfne : redutseerim. (Mg, Na, Ca, Zn, K): B2O3 + 3Mg → 2B +3MgO
    - kristallil.: B2O3 → halogeniidid (BCl3, BF3) redutseeritakse vesinikuga või lagundatakse (termil. dissots., 1000-1500°C)
    • ka mõned teised meetodid,

    eriti ülipuhta B saamiseks (BBr3 lagundam. hõõguval (1000-1500°)
    Ta- või W-traadil; tsoonsulatus; monokristall -tehnika
    Boor lihtainena
    Mitmed allotroobid - värvitu
    (üle 10) hall kristalliline
    punane
    tumepruun pulber amorfne
    Allotroopidel tunduvalt erinevad võreparameetrid
    (tähtsamaid kristallmodifikatsioone 6),
    seetõttu neil teisenditel üsna erinevad füüsikal. omadused
    - kristallil. boori tihedus 2,31 … 2,46
    kõvadus väga suur (9,3 Mohsi skaala järgi)
    - ka sulamistäpid erinevad tunduvalt
    2074°C ja üle selle
    Boor on pooljuht (ülipuhast boori kasut. pooljuht-tehnikas)
    toatemperatuuril praktil. elektrit ei juhi
    t° tõusul el.- juhtivus suureneb
    üle 1000°C – hea elektrijuht
    Keemiliselt inertne, eriti kristallmodif.-d
    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

    Boraane saadakse kaudselt :
    2BCl3 + 6H2 → B2H6 + 6HCl
    • Veeauruga reageerib temp-l 600-700°C:

    2B + 3H2O → 3H2 + B2O3

  • Toodang


    1994.a.: boorimineraalide kogutoodang 2,75 milj. t;
    boraatsete kommertsproduktidena (puhastatud mineraalid, booraks, boorhape) 0,8 milj. t (ümberarvestatult B2O3-le)
    2 suurimat tootjat: USA, Türgi
    järgmised Argentiina, Boliivia, Hiina, Tšiili, Peruu, Venemaa

  • Biotoime


    Boorhape ja booraks – sajandi algul kasutati laialdaselt
    terapeutil. eesmärkidel (peeti täiesti ohutuks)
    - raviti epilepsiat, nakkushaigusi jm.
    Tänapäeval selgunud booriühendite küllaltki suur mürgisus
    Mürgitussümptomid olenevad tunduvalt
    • manustamise kiirusest (akuutne või krooniline mürgistus )
    • “ viisist, booriühendite spetsiifikast

    (suu- või naha kaudu, inhalatsioonil)
    Levinumad sümptomid: nahakahjustused (-lööbed, -marrastused), seedimishäired,
    vaimne segadus , äärmine väsimus , juuste ja karvade väljalangemine

    Boroosid – mikroelementoosid (inimestel ja loomadel), mis tekivad boori liigsisalduse korral toidus (kroonil. mürgistus), see esineb peam. booririkastes geogr. piirkondades (näit. Ida-Siberis)
    Teiselt poolt – boor on eluliselt vajalik mikroelement (see tõestati kindlalt alles 1980.-te algul) - nii loomadele kui taimedele
    Inimorganismis on ca 20 mg B (veres 0,52 mg B/l)
    On teada ainult üks B-ühend, mis esineb eluslooduses:
    antibiootik boromütsiin C45H74O15NB (streptomütseetides)
    joogivees: sajandikud kuni kümnendikud ppm
    puuviljades: keskmiselt 2 ppm ümber toormassist
    Inimese ööpäevane boorivajadus ei ole täpselt tuvastatud
    (arvamused kõiguvad ligi 2 suurusjärku; keskm. väärtus: 1-2 mg)
    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
    (näit. ferroboor: Fe + 10-20% B)
    - juba väike B lisand (1-3·10-3%) parandab märgatavalt terase ja
    värvil . metallide mehh. omadusi (struktuuri peeneteralisus)
    - tugevdava struktuurina (kiudude kujul)
    - pooljuhina (termotakistid, soojusneutronite loendurid)
    - muundurites: soojusenergia → elektrienergia
    - neutronite neelajana (üks kõige tugevamaid):
    • tuumareaktorite reguleerimisvardad
    • erisulamid tuumaenergeetikas (näit. boraal: 50% B4C + 50% Al, 6 mm paksune kiht vähendab neutronvoogu 108 korda)
    • tuumareaktorites kasutatakse sageli boorkarbiide, mis on rikastatud isotoobiga 10B (mida looduslikus booris on ainult 19,6%, ülejäänud on11B)

    - spetsiaalklaasides (tavaliselt B2O3 kujul)
    mõnedel andmetel ca 50% B toodangust
    eriti kergsulavad, kõrge murdumisnäitajaga pliiklaasid, emailid,
    glasuurid (aknaklaasis ei sisaldu)
    - mitmed teised tehnilised kasutusalad:
    pesemisvahendid, herbitsiidid, räbustid metallurgias
    • mikroväetistes (taval. H3BO3 kujul)

    3.2.2. Ühendid
  • 3.2.2.1. Vesinikuga: BORAANID
    Boor vesinikuga otseselt ei reageeri, seetõttu saadakse boraane kaudsel teel.
    Üldvalem BnHm, kus
    n= 2-20 (taval. paarisarvud, kuid ka 5,9)
    m taval. n+4 või n+6
    Paremini uuritud boraane on ca 20;
    Boraanide keemiat on laialdaselt uuritud.
    Boraanid on vastastikku konverteeritavad (muundatavad)
    to, rõhu, katal., keskk . valikuga
    Boraanide molekulidele on iseloomulik elektronide defitsiit, B aatomi
    suured koord.-arvud (kuni 7), keeruline ruumil. struktuur.
    Ühesuguse B aatomite arvu juures võib vesinikuaatomite arv varieeruda: näit. oktaboraanid B8H12, B8H14, B8H16, B8H18.
    Mürgised, ebameeldiva terava lõhnaga värvitud ained
    B2H6, B4H10 - gaasid, n=5-9 vedelikud, n ›10 kristallilised.
    s 450ºC
    Cu - Al
    uurema praktilise tähtsusega: diboraan B2H6, mida kasut. kõrgpuhta B saamiseks, booriga legeerimiseks, boororgaanil. ühendite sünteesil. Saamismeetodeid on palju, näit.
    2BCl3 + 6H2 B2H6 + HCl
    3.2.2.2. Lämmastikuga: NITRIID BN
    Taval. ting .-s püsiv grafiiditaoline (kuid valget värvi) α-BN, kõrg. to-del
    α-BN → ß-BN ja γ-BN (kõvaduselt lähedased teemantile).
    α-BN saadakse taval.
    2000ºC
    B2O3 + 2NH3 2BN + 3H2O
    γ -BN saadakse α -vormist taval. lööklainelise survega rõhul p›13 GPa
    (1GPa = 109 Pa; taval. õhurõhk ca 1,01( 105 Pa).
    Sarnaneb protsessiga grafiit → teemant
    Kasut.: α -BN: kõrgtulekindlad materjalid
    kuumuskindlad kiud
    kuivmääre (“valge grafiit”)
    pooljuhi või dielektrikuna
    ß-BN ja γ-BN: ülitugevad abrasiivmaterjalid (struktuur sarnaneb teemantile,
    kuid tugevuselt ületab selle)
  • Oksiidid ja karbiidid
    Oksiididest levinuim (tähtsaim) B2O3 diboortrioksiid
    värvitu kristallil. või klaasjas aine
    Saadakse H3BO3 dehüdreerimisel (~ 235°C)
    Termiliselt püsiv, ei redutseeru söega (C) isegi 1000° juures
    (kuid taandub akt. metallidega, → B)
    Gaasifaasis moodustuvad B2O3-st:
    monooksiid
    dioksiid O=B-B=O (lineaarne molekul ) 1000°C juures
    hemioksiid e. dibooroksiid B2O, boordioksiid jt.
    B2O3 kasut. B saamisel
    klaas, keraamika , emailid
    Karbiide tuntakse samuti terve rida
    “ Vahelduva koostisega”, paremini tuvastatud
    B4C (või B12C3) ja B13C2 koostis
    Musta värvi, suure kõvadusega ained
    Kasut. abrasiiv - ja lihvimismaterjalina
    tuumaenergeetikas
    pooljuht-tehnikas
    Oksiidid ja karbiidid - näited selle kohta, et ettekujutused
    keemil. sidemest, stöhhiomeetriast, o.-a.-st jne.
    võivad teatud juhtudel muutuda üsna ebamääraseks.
  • 3.2.2.4. Halogeniidid
    Tähtsamad BF3 (trifluoriid) ja BCl3 (trikloriid)
    Värvitud, lämmatava lõhnaga gaasid, suitsevad niiskes õhus
    Lahustuvad vees (eriti hästi fluoriid : 332 g BF3 100 ml vees 0ºC juures),
    seejuures osal. hüdrolüüsuvad, lahustuvad ka paljudes org. lahustites
    (CCl4, CHCl3) ja anorg. halogeniidides (TiCl4, HF, SiF4)
    Molekulid tasapinnalised
    BF3 on tüüpil. Lewise hape (vt. üldkeemia p. 14.5.1)
    hape: elektronaktseptor
    alus: elektronide loovutaja → koval. side
    BF3 ja BCl3 kasut.: katalüsaator org. keemias
    BCl3 ülipuhta B, B2H6 ja org. ühendite saamisel jm.
    3.2.2.5. Boraadid
    Boorhape H3BO3 (ortoboorhape) värvitud, soomusjad kristallid (või pulber); kihiline kristallvõre (kõrgel rõhul muutub)
    H3BO3 HBO2 B2O3
    metaboor- diboortrioksiid
    hape
    H3BO3 vesilahuses esineb tegel . 3 hapet
    HBO2 (metaboorhape) ← tahkena esineb polümeerse molekulina (HBO2)n
    H3BO3 (ortoboorhape) ← sooli ei moodusta
    H2B4O7 (tetraboorhape)
    Leelise toimel H3BO3-le tekivad tetraboraadid:
    4 H3BO3 + 2NaOH → Na2B4O7 + 7 H2O
    Kui leelist on liias, tekivad metaboraadid:
    Na2B4O7 + 2NaOH → 4 NaBO2 + H2O
    Boorhape H3BO3 on nõrk hape;
    dissotsieerub 3 järgus, kuid II ja III järk väga vähesel määral
    K1 = 5,8 · 10-10
    H3BO3 lahustub vees mitte väga hästi (2,6% 0ºC ja 4,8% 20ºC juures),
    lahustub ka glütseroolis, metanoolis, etanoolis (paremini kui vees),
    ka teistes org. lahustites.
    Vees lahustumisel tekivad tegelikult boraat- anioonid
    H3BO3 + H2O → [B(OH)4]- + H+,
    kõrgemal H3BO3 kontsentratsioonil polüboraat-anioonid
    [B3O3(OH)4]-, [B4O5(OH)4]2- jt.
    H3BO3 leidub ka looduses (mineraal sassoliin)
    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)
    Tuntakse veel mitmeid boraate (metaboraadid, polüboraadid).
    Tänapäeval on selgunud, et boraadid on erilise blokk-struktuuriga
    3.3. Alumiinium
    3.3.1. Elemendi ja lihtainena
    3.3.1.1. Avastamine, leidumine, saamine, kasutamine
    Avastajaks peetakse Friedrich Wöhler’it (1827)
    nimetus sõnast alumen – maarjas
    (siiski sai Al varem kuulus taani füüsik Hans Christian Ørsted - 1825
    [kes avastas (1820) el-voolu mõju magnetnõelale]
    Wöhler sai Al esialgu halli pulbrina,
    alles 18 a. pärast (1845) väikeste läikivate terakestena
    - esialgu oli Al kallim kui kuld
    I tööstuslik meetod: H.Sainte-Claire Deville 1855
    kallis meetod ( AlCl3 saam . ja redutseerim. metallil. Na-ga)
    nii saadi siiski 1855-1890 esimesed 200 t Al
    - kasutati esialgu peam. “väärisesemete” valmistamiseks
    Odavam meetod (kasutatakse siiamaani):
    sulatatud Al-oksiidi ja krüoliidi segu elektrolüüs
    võeti kasutusele alles 30 a. peale Al avastamist
    - avastasid sõltumatult am. Hall, pr. Heroult
    Looduses (8,8 massi-%, 5,5 aatom -%) leidub alumiiniumi põhihulk
    polüränihapete sooladena (ALUMOSILIKAATIDENA):
    savid, vilgud, päevakivid jt.
    (ei ole Al tootmiseks kasutatavad)
    Tähtsamad Al-mineraalid:
    boksiit (erin. hüdroksiidvormide segud )
    aluniit (liitvormide K, Al-kaksiksulfaat + Al(OH)3 segu)
    nefeliin (K, Na)2O . Al2O3 · 2SiO2
    Vääriskivid : koosnevad Al2O3-st (korund) – PÕHIMASSILT (üle 99%)
    värvuse määravad lisandid: Fe + Ti (safiir)
    Cr (rubiin)
  • Tööstuslik saamine
    tänapäeval eranditult kõrgtemperatuurse (960-970ºC) lahuse
    elektrolüüsil
    see lahus põhiosas:
    loodusl. Al2O3 lahus krüoliidis Na3[AlF6]
    peam. sulamistemp. alandamiseks
    75-90% Na3[AlF6], 5-12% AlF3, 2-10% CaF2, 1-10% Al2O3
    - elektrolüüdi koostis
    Elektrolüüsivannid - katoodiks (–) vanni põhi
    anoodiks – süsi
    Elektrolüüsi põhiprotsessid:
    a) Na3[AlF6] ↔ 3Na+ + 2F- + AlF4-
    el-voolu toimel laguneb astmeliselt:
    → F- + Al3+
    b) Al2O3ˇ ↔ AlO+ + AlO2-
    ↓ ↓
    lagunevad el-voolu toimel: → Al3+ + O2-
    Mõlemast põhikomponendist a) ja b) moodustunud katioonid Al3+ liiguvad katoodile (-), kus seovad elektrone: Al3+ + 3e- → Al0
    Vedel Al koguneb vanni põhjale – KATOOD
    Anoodil: 2O2- - 4e → O2 ( gaas )
    eraldub O2, mis reageerib (kõrge tº) anoodi materjaliga
    → CO ja CO2 – ANOOD
    Fluoriidid jäävad vanni (ei kulu)
    Vannides suur voolutugevus (100-250 kA)
    ja madal pinge (veidi üle 4V),
    tootlikkus kuni 1,2 t Al/ööp.
    Toor -alumiiniumi saamiseks kulub palju elektrienergiat
    (14-16 kWh/kg)
    Toor-Al (kuni 1% lisandeid): võib puhastada
    täiend. elektrolüüsiga jt. meetodiga
    Valatakse kangideks → profileeritud metall,
    traat , plekk , “paber” (фольга)
    pulber, tolm (“puuder”), “ pasta ”
    - hästi sepistatav, valtsitav, pressitav
    Al-pulber (ja -tolm) saadakse sula metalli pihustamisel N2 joas (mis sisaldab 2-8% O2).
    Väga peenike pulber on isesüttiv.
    • Mõnede metallhüdriidide lisamisel sulasse Al-sse saadakse mikropoorne vahtalumiinium
    • Tänapäeval alumineeritakse plastmass-esemeid väga laialdaselt, sageli kasutatakse selleks vaakum -aurustust
    • Alumineeritud kile soojuskiirguse tagasipeegeldamiseks (kasutatakse ka inimese allajahtumise takistamiseks)
    • Al-värv (“hõbevärv”): Al-tolmu suspensioon lakis, kasutatakse metallesemete kaitseks
    • Al “anodeerimine”: elektrolüütiline oksüdeerimine, millega paksendatakse oksiidikihti

    (see absorbeerib dekoratiivseid värvaineid)
    Kasutam. ulatuse poolest on Al
    tähtsuselt 2. metall (Fe järel) – piirab kõrge hind
    12 milj. t/a (1980).
    Kasutatakse: ehituses (24%), pakkemat-d, konservipurgid (17%), elektrotehnikas (10%), tarbekaupade tootmisel (8%).
    Suurem osa Al-st kasutatakse sulamite kujul.
    3.3.1.2. Füüsikalised ja keemilised omadused
    Al – hõbevalge, kerge metall (konstandid tabelis)
    juhib hästi soojust (3 korda paremini kui raud)
    hea elektrijuht (≈ 60% vase elektrijuhtivusest)
    seetõttu kasutatakse nii elektriliinides kui mähistes
    ( mootorid , transformaatorid jm.)
  • Reageerimine lihtainetega
    Õhus kattub pind tiheda, läbipaistva õhukese (10-5 mm) oksiidikihiga – kaitseb metalli edasise oksüd. eest (kui kiht pidevalt eemaldada, oksüdeerub Al õhus energiliselt)
    Kui Al pinnal ei oleks tihedat oksiidikelmet, siis oleks Al oma aktiivsuse tõttu õhus ebapüsiv (oksüdeeruks kiiresti, ei saaks metallesemetena kasutada)
    Tugeval kuumutamisel oksüdeerub (süttib) õhus ka kaitsekihiga metall, peenike pulber süttib leegis:
    4Al + 3O2 → 2Al2O3 ∆H = - 3344 kJ
    Reakts . - väga eksotermiline
    Pimestava valguse tõttu kasutatakse põlemisreaktsiooni valgustussegudes
    (segus oksüdeerijatega);
    Al + NH4ClO4 – raketikütus
    Reageerib energiliselt (süttides) kõigi halogeenidega,
    isegi I2-ga (ka Br2-ga) toatemperatuuril.
    Reaktsiooni joodiga katalüüsib vesi.
    F2-ga reageerib alles 600ºC juures.
    2Al + 3Hal2 → 2AlHal3
    Kõrgemal tº-l reageerib Al
    väävliga → Al2S3 alumiiniumsulfiid
    lämmastikuga → AlN alumiiniumnitriid
    süsinikuga → Al4C3 alumiiniumkarbiid
    fosforiga → AlP alumiiniumfosfiid
    mitmete metallide ja mittemetallidega → sulamid
    (intermetallil. ühendid, aluminiidid)
    * elavhõbedaga → Al-amalgaam,
    kuid lahustuvus Hg-s üsna väike (2,3 · 10-3%, võrreldav Pt-ga);
    siiski lõhub amalgaamimoodustamine Al kaitsva oksiidikihi
    → korrosioon , metalli “ hävimine ”
  • Reageerimine liitainetega
    a) lahjendatud hapetega (üldiselt ( Al-sool + vesinik)
    + HCl → AlCl3 (sel teel ei või saada veevaba AlCl3)
    + HNO3 → Al(NO3)3 + NO
    + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
    b) kontsentreeritud H2SO4 ja HNO3 reageerivad Al-ga ainult kõrgemal temp-l
    (eriti püsiv toatemp-l konts. HNO3 suhtes)
    Konts. hapetega reageerimisel ei teki vesinikku:
    Al + 6HNO3 → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
    2Al + 6H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
    c) Leelistega reageerib nii metalliline Al kui ka oksiid ja
    hüdroksiid → aluminaadid
    Aluminaadid võivad olla erineva koostisega (olenevalt metalli ja leelise vahekorrast), lihtsamal juhul tekivad tetrahüdroksoaluminaadid:
    2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3H2
    Al2O3 + 2KOH + 3H2O → 2K[Al(OH)4]
    kaaliumtetrahüdroksoaluminaat
    Võivad moodustuda ka aluminaadid kompleksaniooniga
    [Al(OH)5]2- ja [Al(OH)6]3- – LAHUSES
    Kuivas (kristallil.) olekus on aluminaadid koostisega MeAlO2, MeAlO3, MeAl5O8 jt.
    (kuivatamisel eraldub aniooni koostisest vesi)
    Aluminaadid on vesilahustes dissotsieerunud:
    Na[Al(OH)4] Na+ + [Al(OH)4]-
    d) Peenestatud Al (pulber) reageerib kõikide metallioksiididega,
    mille tekke-entalpiad on Al2O3 omast väiksemad,
    nii et redutseerub vastav metall (ALUMINOTERMIA):
    näit. 3V2O5 + 10Al ( 6V + 5Al2O3
    Aluminotermiliselt saadakse tehnikas Nb, Ti, W, Zr, lantanoide, Cr, Ba, Ca, V, Ta, Sr
    3.3.1.3. Ühendid
    Ühendites (madaltemperatuursetes) eranditult Al3+
  • Oksiid ja hüdroksiid
    kuni
    500ºC
    üle
    1200ºC
    Al(OH)3 γ-Al2O3 α-Al2O3
    looduses korund
    ei leidu ja vääriskivid
    (rubiin, safiir)
    (tegelikult on Al2O3 vorme rohkem)
    Vääriskive (peam. rubiine) toodetakse tehislikult
    Al2O3 + Cr2O3 ((0,05%)
    sulatatakse vesinik-hapnikpõleti leegis
    Kunstlikke rubiine kasutatakse
    • ehetena (koostiselt on looduslikud ja tehisrubiinid identsed)
    • kvantgeneraatorites (rubiinlaserites) töötava kehana (ajalooliselt esimene laser oli rubiinlaser)

    Korundi kasutatakse
    • lihvimismaterjalina (abrasiiv): smirgelpaber jm.

    Veetustatud Al- hüdroksiidi Al(OH)3 → Al2O3
    • kasutatakse meditsiinis (alumogeel)
    • sorbendina laborites ja biotehnoloogias (kromatograafia)

    Kõrgemal tº-l saadud Al2O3 aktiivsus on väike
    Põhiosa α-Al2O3-st kasut. Al-tööstuses
    (Al saamiseks)
    Al2O3 toodang (orient.) – 30 milj. t/a
  • Alumiiniumsulfaat
    nii lihtsulfaat kristallhüdraadina Al2(SO4)3 · 18H2O
    alumiiniumsulfaat – vesi (1/18)
    kui kaksiksulfaat AlK(SO4)2 · 12H2O
    alumiiniumkaaliummaarjas (e. maarjas)
    Maarjast kasut. tekstiilitööstuses ( kangaste immutamiseks enne värvimist)
    nahaparkimisel
    väikeste verejooksude tõkestamiseks
    Lihtsulfaati kasutatakse veepuhastuses ( joogivesi )
    paberitööstuses
    Alumiiniumhalogeniididest kasutatakse peam. kloriidi,
    mis tegelikult koosneb dimeersetest molekulidest Al2Cl6
    Saadakse metalse Al (laastudena) otsesel kloorimisel,
    väga hügroskoopne, sööbiv tahke värvitu
    (praktikas kollakas ) aine, õhus suitsev
    Kasutatakse katalüsaatorina paljudes orgaanil . reaktsioonides
    3.3.1.4. Sulamid
    Peamine osa Al-st kasutatakse sulamitena
    Arvatav toodang u. 15 milj. t/a
    Al-sulamid on väikese tihedusega (kuni 3000 kg/m3),
    korrosioonikindlad, vastupidavad koormusele,
    madalale ja kõrgele to-le, hästi töödeldavad, head soojus - ja elektrijuhid,
    peegeldavad hästi valgust.
    Väga mitmekesised omadused,
    mis saavutatakse erin. Mg, Cu, Zn, Si, Mn, Zr, Cr, Li, Cd ja Ce lisanditega
    seejuures tekivad tahked lahused ja intermetalliidid
    Mg2Si, CuAl2, CuMgAl2, Al2LiMg, CuLiAl2 jt.
    “Klassikal.” Al-sulamid (välja töötatud enne 1940.a.):
    Al - Cu - Mg (duralumiiniumid)
    kerged, kuid peaaegu terase tugevusega
    Al - Mg (magnaaliumid)
    suur korrosioonikindlus
    Al - Si (silumiinid)
    Al - Mg - Si (aviaalid)
    Hiljem (pärast II Maailmasõda ) levisid laialdaselt sulamid:
    Al - Zn - Mg - Cu – vastupidavad suurtele koormustele
    Al - Cu - Mn – külma- ja kuumakindlad
    Al - Ce – kuumakindlad
    Al - Mg - Li, Al - Cu - Li, Al - Cu - Mg - Li – ülikerged
    Uued deformatsiooni- ja vibratsioonikindlad Al-sulamid sisaldavad Be ja Mg, (mõnikord isegi Ge), väga kerged (tihedus 2000 - 2400 kg/m3), ka kuumuskindlad ja eriti hea soojusjuhtivusega, väsimuskindlad
    - võimaldavad vähendada konstruktsioonide massi kuni 40%.
    Al-sulameid on väga palju (väga erinevate omadustega)
    - vormitavad kas survega või valamisega vormidesse ,
    lõigatavad
    - sageli karastatavad (nagu teras), keevitatavad
    (Ar atmosfääris) jne.
    3.3.1.5. Biotoime
    Al üldkogus praktil. terve inimese organismis – alla 50 mg.
    On teada Al sisaldus erinevates kudedes,
    neist suurem osa sisaldab alla 4 mg Al 1 kg kuivmassi kohta
    (vaid kopsudes on Al sisaldus 43 mg/kg,
    sisaldus suureneb vananedes)
    Vaatamata Al kõrgele sisaldusele keskkonnas,
    saab organism vaid 2-3 mg seda mikroelementi päevas;
    see koguneb peamiselt maksa, luustikku ja peaaju hall-ollusesse.
    Andmeid selle kohta, et Al-l oleks mingeid kasulikke funktsioone inimorganismis,
    kirjanduses praktiliselt ei leidu.
    Al toksilist toimet alahinnati pikka aega
    (kuigi esimesed sellealased publikatsioonid ilmusid
    juba eelm. sajandil)
    Viimase sajandi jooksul on Al kasutamine igapäevaelus drastiliselt suurenenud.
    Sageli seostatakse sellega globaalseid muutusi kogu inimkonna füsioloogias
    (näit. aktseleratsiooni-nähtusi)
    Al toksilisuse kohta on palju vastukäivaid andmeid,
    kuid võib arvata, et see element on
    • neurotoksiline (mõjutab neurotransmissiooni),

    mõjutades eriti atsetüülkoliintransferaasi aktiivsust
    • kumuleerub ajus, eriti vanemas eas
    • soodustab teatud vaimuhaigusi, sh. Alzheimeri tõbe
    • koguneb teatud haiguste korral ebaloomulikes kogustes

    teatud kudedesse ja organitesse (aluminoos)
    Erinevad loomorganismid on Al suhtes erineva tundlikkusega
    (näit. ahvid tunduvad olevat resistentsed).
    Teatud preparaadid (sh. fluori ühendid) vähendavad Al ladestumist organismis.
    Erinevad uurijad on sageli vastandlikel arvamustel Al ohtlikkuse suhtes inimestele:
    tuleks vähendada Al-st majapidamistarvete kasutamist.
    Kuigi Al sisaldus ööpäevases ratsioonis on keskmiselt 22 mg,
    omandab organism sellest vaid 1 mg.
    Tuleks regulaarselt tarbida fluoriide vm. ühendeid,
    mis viivad Al liia organismist välja
    (Geograafilise patoloogia seisukohast on tähelepanuväärne, et
    USA kõrgendatud fluorisisaldusega regioonides esineb
    vanadusega seotud nõrgamõistuslikkust vähem).
    3.4. Gallium
    3.4.1. Elemendi ja lihtainena
    3.4.1.1. Avastamine, leidumine, saamine, kasutamine
    Avastas P.E.Lecoq de Boisbaudran 1875 spektraalanalüüsiga
    Pürenee tsinkläigus (sfaleriit ZnS) – 0,5% Ga (taval. vähem)
    (avastanud veel Sm, Dy)
    - element nimetatud Prantsusmaa (Gallia) järgi
    Mendelejev ennustas Ga omadusi (eka-alumiinium) 5 a. enne avastamist
    Peale eraldamist määras avastaja Ga tiheduseks 4,7 g/cm3
    (avaldas andmed kirj .-s).
    Mendelejev kirjutas avastajale oma prognoosist:
    tihedus peaks olema 5,9 - 6,0 (õige ongi 5,9)
    - Ga avastamine oli perioodilisusseaduse üheks esimeseks hiilgavaks kinnituseks.
    Siiski oli nii täpne kokkulangemine mõneti õnnelik juhus :
    näit. Ga sulamistäpi prognoosimine poleks õnnestunud
  • Leidumine
    Sisaldus maakoores pole üliväike, kuid väga hajutatud
    seetõttu raske eraldada, kallis
    mineraalid äärmiselt haruldased:
    zöngeiit Ga(OH)3, galliit CuGaS2 jmt.
    (söhngeite) (gallite) – avastati alles 1956
    Al, Zn, Ge, Fe geol. “ kaaslane ”
    (sisaldub vastavates maakides enamasti 10-2 - 10-3%)
    Peamine tööstuslik allikas
    - aluminaatsed lahused, mis tekivad Al tootmisel
    ( maakide ettevalmistamisel)
    sisaldavad kuni 250 mg Ga/l, rikastatakse
    metallil. Ga eraldatakse lahusest elektrolüüsiga,
    mõnikord Hg-katoodil
    (võib kasutada ekstraktsiooni fenooliga jt. meetodeid)
    Tooraineks võivad olla ka Fe, Ti, Ge jt. maagid
  • Toodang ca 50 t/a
    Laboris saadakse amfoteerse Ga(OH)3 leelisel. (+ NaOH) lahuse elektrolüüsil Hg - Pt katoodi abil.
  • Kasutamine
    ≈ 97% toodetavast Ga-st kasutatakse
    pooljuht-omadustega ühendite (näit. GaAs) saamiseks
    Metalli kujul kasutatakse
    - keraamil. ja metall-detailide külmjootmiseks
    - eriotstarbel. optiliste peeglite saamiseks
    - Eutektil. sulam Ga - In – tuumareaktorites
    - termomeetrites (kasutatavad vahemikus 30 … 2230ºC)
    - kuid praktiliselt kuni 1200ºC
    - kergsulavad sulamid (sulamistäpid: Ga - In 16(C, Ga - In - Ag 14,5oC, sulam 62% Ga, 25% In, 13% Sn + 5ºC, kui lisaks veel Zn + 3ºC)
    • kasutatakse lisandina pooljuht-omadustega

    Ge-le ja Si-le aukjuhtivuse suurendamiseks
    • Ga intermetallilised ühendid Sb ja As-ga on

    ise pooljuht-omadustega, GaAs kasutatakse ka pooljuhtlaserites
    (kasutegur 80% – väga suur)
    • Ga lisand klaasimassis (Ga2O3 kujul) võimaldab saavutada kõrget murdumisnäitajat ja infrapunavalguse läbilaskvust

    Radioisotoopi 72Ga (poolestusaeg 14,2 tundi) kasutatakse luuvähi diagnostikas
    3.4.1.2. Füüsikal. ja keemil. omadused
    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

    (kuigi ka Cs ja Fr on madala sul-tº-ga)
    • Ga-le on omane allajahtumine (sulab 30ºC juures, kuid võib kuude vältel püsida toatemp-l vedelana)
    • Gallium on molekulvõrega lihtaine, mille võresõlmedes on nõrkade van der Waalsi jõududega seotud Ga2 molekulid (väga ebatavaline metallide jaoks), mis säilivad ka vedelas olekus

    Ga aurud on üheaatomilised.
    Populaarteaduslikus kirjanduses:
    Ga sarnaneb 1) grafiidiga 2) kvartsiga 3) veega
    1) jätab halli jälje paberile
    2) metalli kohta üllatavalt anisotroopne: elektritakistus ja soojuspaisumiskoefitsient sõltuvad tugevasti suunast kristallivõre telgede suhtes – takistuse maksimum ja miinimum erineb ca 7 korda voolu suunast sõltuvalt
    3) vedel Ga tahkestumisel paisub (3,2%) – väga haruldane omadus
    Keemil. omadustelt sarnaneb Al-ga
    Õhus madalatel tº-del püsiv (kaitseb õhuke oksiidikiht)
    Veega taval. tº-del ei reageeri,
    rõhu all keetmisel → GaOOH
    Mineraalhapetega reageerib aeglaselt ka toatemp-l,
    → soolad Ga(III) + H2
    Leelistega, sh. Na2CO3 ja K2CO3-ga ( hüdroksogallaadid
    [Ga(OH)4]- jt.
    Halogeenidega: Cl2 ja F2-ga toatemp-l
    Br2-ga juba -35ºC
    I2-ga kuumutamisel
    ( GalHal3 (jmt. halogeniidid, näit. GaI[GaIIIHal4]
    Ei reageeri H2, C, N2, Si ega B-ga
    Kõrgemal tº-l lõhustab metalle (jmt. materjale) tugevamini kui ükski teine sulatis;
    metallidega moodustab enamasti galliide (mõned neist on ülijuhid)
    + As → GaAs (galliumarseniid) – väga tähtis pooljuht
    + P → GaP (galliumfosfiid) - “ -
    + Sb → GaSb (galliumstibniid) – pooljuht
    Ga + NH3 → GaN (galliumnitriid)
    – valgusdioodides, teatud laserites jm.
    Reageerib ka S, Se ja Te-ga (→ sulfiidid , seleniid, telluriid)
    Vedelas Ga-s lahustuvad In, Sn, Zn, Al, Au, Ag, Cu.
    Toatemp-l vedelaid Ga-sulameid nim. gallaamideks.
    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. lahustites;
    sulfaat moodustab (sarnaselt Al-ga) kaksiksulfaate e. maarjaid leelismetallide
    (v.a. Li, Na) sulfaatidega ja ammooniumsulfaadiga
    Hüdroksiid Ga(OH)3 · xH2O sadestub Ga-soolade lahustest (pH 3,0 - 4,1 juures) või gallaatide lahustest (pH 9,7 - 6,4 juures). Ga(OH)3 (või ortogalliumhappe H3GaO3) happel. omadused väljenduvad tugevamini kui aluselised, ta on tugevam hape kui Al(OH)3, mistõttu galliumhapete soolad on aluminaatidest püsivamad. Hüdroksiidi kuumutamisel 400o-ni → GaOOH (ehk metagalliumhape HGaO2), mis üle 550oC → Ga2O3.
    Pikaajaliselt kuumutatud Ga2O3 ei lahustu praktiliselt mitte milleski peale sulade leeliste ja leelismetallide sulade vesiniksulfaatide.
    Galliumi biotoime kohta on vähe andmeid, kuid üldiselt peetakse teda vähetoksiliseks elemendiks (näit. soovitatakse kasutada hambaplommides mürgise elavhõbeda asemel).
    3.5. Indium
    3.5.1. Elemendi ja lihtainena
    3.5.1.1. Avastamine, leidumine looduses
    Avastasid spektraalanalüüsiga
    saksa keemikud F.Reich ja H.T.Richter 1863
    sinise joone järgi spektris (lad. indicum – indigo, sinine värvaine)
    Looduslik In koosneb kahest isotoobist
    massiarvudega 113 ja 115 (95,7%)
    radioakt. (poolestusaeg 6 · 1014 a)
    “Hajutatud” element.
    On tuntud küll 5 In mineraali (ehe In, indiit, FeIn2S4, rokesiit CuInS jt.),
    kuid põhiliselt eraldatakse maakidest, kus In esineb minoorse lisandina,
    leidub nendes tavaliselt suurusjärgus 10-2 - 10-4%
    (Zn, Sn, Pb, vähem Cu ja Fe “geol. kaaslane”)
  • 3.5.1.2. Füüsikal. ja keemil. Omadused
    Lihtainena on In hõbevalge, väga “särav” raske metall, erakordselt pehme ja plastne
    Õhus püsiv ; üle 800ºC põleb sinakas-violetse leegiga :
    4In + 3O2 → 2In2O3 – helekollane või rohekaskollane,
    kuubil. krist.-võrega
    vees lahustumatu
    Hapetega (nii mineraal- kui orgaanil hapetega)
    reageerib aeglaselt (kõige kergemini HNO3-ga) → soolad (InIII)
    nitraat ja sulfaat on vees väga hästi lahustuvad kristallained
    Veega korrodeerub õhu juuresolekul aeglaselt
    Halogeenidega: Cl2 ja Br2-ga taval. to-l
    I2-ga kuumutamisel
    S, Se, Te: sulatamisel koos lihtainetega
    hapnikuga otseselt → In2O3
    sulfiide, seleniide ja telluriide kõiki 2, neist tavalisem In2S3 tüüpi
    Ei reageeri: N2, H2, NH3, B, C.
    Amfoteerne, lisaks hapetele reageerib ka leelistega:
    2In + 6KOH + 6H2O → 2K3[In(OH)6] + 3H2
    kaaliumheksahüdroksoindaat
    3.5.1.2. Saamine tööstuses, toodang
    Toodetakse Pb-Zn- ja Sn – tööstuse jääkidest ja vaheproduktidest
    - sadestatakse H2SO4-ga
    - ekstraheeritakse korduvalt org. ainetega (sagedamini di-2-
    etüülheksüülfosforhappe lahusega petrooleumis)
    - mõnikord kasutatakse ioonivahetust fosforhappelistel kationiitidel
    Metallina eraldatakse In lahustest elektrolüüsiga
    või “tsementeerimisega” metallilisel Al-l
    (väljatõrjumisega lahustest)
    In3+ + Al0 ↔ In0 + Al3+
    Järgneb In ümbersulatamine leelise kihi all.
    Puhastamiseks kasutatakse elektrolüütil. rafineerimist, kuumutamist vaakumis ( lenduvad lisandid eemalduvad), tsoonsulatust, kristallide “tõmbamist” lahusest
    In saamine on keerukas ja energiamahukas, seetõttu on toodang väike
    (ca 60 t/a - maailmatoodang)
    3.5.1.3. Tähtsamad ühendid ja kasutamine
    In2O3 – saadakse nitraadi või hüdroksiidi kuumutamisel
    Kasut.:
    • läbipaistvad elektrit juhtivad kiled klaasil, vilgul, lavsaanil jt. materjalidel,

    mida kasutatakse vedelkristall-näiturite valmistamisel
    • raadiotehnikas ja elektroonikas: elektrikontaktid (kinnitub hästi klaasiga jt. materjalidega)
    • eriklaasides, mis neelavad soojusneutrone

    InSb (indiumstibiid) ja InAs (indiumarseniid) – kasutatakse peam.
    1) “öise nägemise” seadmetes (infrapunavalguse detektorid, IP ( nähtav)
    2) Hall’I efekti andurites (magnetil. induktsiooni mõõteriistades)
    magnetväli ( elektriväli: H ( E (U)
    (vooluga juhis)
    * vastavas juhis (pooljuhis) vajalik laengukandjate
    suur liikuvus (sobivad veel Ge, GaAs)
    InP (indiumfosfiid)
    Kasut.: pooljuhtlaserites
    valgusdioodides
    kõrgsagedusgeneraatorites
    transistorides
    valgustundlikes elementides
    In (lihtaine) – peam. kasutusalad
    • Ge ja Si äärmiselt tähtis lisand

    (tekitab p-n ülemineku pooljuhtides)
    p - aukjuhtivus n - elektronjuhtivus
    In
    [Ge kristalli ühendatud In- kihiga kaetud kontakttraat –
    see ongi pooljuhtdiood
    p - n - p -struktuur: transistorid (pooljuhttrioodid)]
    • hermetiseeriv materjal vaakumseadistes ja kosmoseaparaatides
    • ühendusmaterjal piesoelektril. kristallidele
    • laagrite pinnakatted (vähendab hõõrdumist, pikendab laagrite eluiga)
    • kattematerjal peeglitele ja reflektoritele (õhuke pealmine kiht)
    • kergsulavate sulamite komponent

    * joodised
    * temperatuuripiirajad
    * kaitsmed
    * signalisatsiooniseadised
    * tuumareaktorite kiirguskontuurides
    3.5.1.4. Biotoime
    Indium ja In ühendid on mürgised, eriti sissehingamisel
    Lubatud piirkonts. (USA-s) – 0,1 mg/m3
    In ja tema ühendite tolm → kopsude sklerootil. ja põletikulised
    protsessid
    kahjulik ka maksale ja põrnale
    In lahustuvad ühendid ärritavad nahka, silmi, limaskesti
    Võimalik, et ülaltoodud mõju põhineb peam. ärritaval toimel (s.t., pole kuigi sügav), sest
    mõnedel andmetel on In vähemürgine
    sattumisel makku või veeni.
    Sügavamat biotoimet pole arvatavasti uuritud, biol. funktsioon organismides (kui see esineb) pole teada.
    3.6. Tallium
    3.6.1. Elemendi ja lihtainena
    3.6.1.1. Avastamine, leidumine looduses
    Avastas spektraalanalüüsiga William Crookes
    W.Crookes (1832-1919) – väga kuulus ingl. keemik ja füüsik,
    Londoni kuningl. ühingu liige ( president 1913-15); Londoni
    keemiaühingu president 1887-89
    Avastas selenotsüaniidid, fenooli desinf. toime, lahendas
    mitmeid keskseid keemiatööstuse probleeme, asutas
    ajakirja Chemical News.
    Füüsikas uuris elektrilahendusi gaasides ja katoodkiiri (“Crookes’i toru”) –
    lahendas palju tollal keskseid füüsikaprobleeme.
    Spiritualist (ka selle poolest kuulus).
    Crookes avastas Tl 1861, eraldas puhtal kujul 1862
    nimetus: kr. thallos - roheline võsu (oks) выскочка – vene k.
    väga iseloomulik roheline joon spektris λ = 535,1 nm
    avastati tolmust, mis tekib väävelhappe tootmisel
    Tl: nii elemendi kui lihtainena
    meenutab ühelt poolt leelismetalle, teisalt pliid
    Peale avastamist ei leidnud kaua kasutamist
    (üks esimesi - patenteeritud rotimürk Saksamaal 1920)
    Praegu - küllaltki kasutatav element
    tootmisandmed vastuolulised
    palju levinum kui Ga või In
    (ligi sada korda odavam kui Ga)
    Looduses siiski küllaltki haruldane, hajutatud
    (tuntud on ca 30 Tl-mineraali,
    harulduse tõttu ei kasutata neid tööstuses)
    Peam. tööstusl. allikad: sulfiidsed mineraalid
    galeniit PbS, sfaleriit (Zn,Fe)S (kuni 0,1% Tl)
    püriit FeS2 (kuni 0,5% Tl) jmt.
    Mineraale kasutatakse muuks otstarbeks (Tl on kõrvalprodukt)
    Sageli kontsentreeritakse Tl mitmesugustest põletusproduktidest,
    suitsugaasist, tehnoloogilistest põlemis- (särdamis-) tolmudest.
    Kontsentreerimiseks kasutatakse sageli kloorimist või sulfaatimist
    koos järgneva ekstraktsiooniga, lõpuks sadestatakse lahustest
    (I) kloriidina, kromaadina, oksiidina jmt. ühenditena.
    Metalliline Tl saadakse väljatõrjumisel lahustest Zn-ga või
    sulfaatsete lahuste elektrolüüsil.
    Puhastamiseks mitmesugused elektrolüütilised meetodid, tsoonsulatus jm.
    3.6.1.2. Füüsikal. ja keemil. omadused
    Sinaka läikega hallikasvalge metall,
    väga pehme (noaga lõigatav)
    Ühendites oksüd.-aste peam. I ja III
    Õhus kattub oksiidikihiga (Tl2O + Tl2O3), tuhmub (säilitatakse taval. õlis)
    Mõnikord säilitatakse dest. vees, millest õhk on eemaldatud
  • Hapniku juuresolekul reageerib veega
    4Tl + O2 + 2H2O → 4TlOH
    lahustub hästi vees,
    on tugev alus (leelis)
    Aluseliste omadustega on ka karbonaat (nagu leelismetallidel)
    Halogeenidega reageerib toatemp-l, → TlHal
    (tavaliselt ei saada niiviisi halogeniide)
    TlF on vees väga hästi lahustuv,
    ülejäänud vähelahustuvad (väheneb reas Cl- - Br- - I-)
    Hapetest reageerib kergesti HNO3-ga → Tl(NO3)3,
    aeglasemalt H2SO4-ga, HCl-ga väga aeglaselt (tekib TlCl kaitsekiht)
    Kuumutamisel reageerib lihtainetega: S, Se, Te, P (→ Tl(I) ühendid),
    As-ga sulandub ühendit moodustamata
    Ei reageeri: H2, N2, NH3, C, Si, B, kuiva CO2-ga
    Tl soolad reageerivad paljude orgaanil. ainetega,
    moodustades alküül- ja arüülühendeid, kelaate jpm.
    Reageerib etanooliga → etanolaat,
    mis hüdrolüüsub veega (nagu leelismetallide etanolaadid):
    TlOC2H5 + H2O → TlOH + C2H5OH
    TlOH on kollakas leeliseline aine,
    mis reageerib CO2-ga, söövitab klaasi (nagu NaOH)
    Tl(I) ühendid on üldiselt püsivamad kui Tl(III)ühendid
    Tl(III) ühendeid saadakse sageli Tl(I) ühendite oksüdeerumisel, näit.
    TlCl + Cl2 → TlCl3
    (kloorivesi)
    Paljudes ühendites esineb Tl üheaegselt kahes erinevas oksüdatsiooniastmes, näit.
    ühendis Tl3[TlCl6] – tallium(I)heksaklorotallaat(III)
    ↑ ↑
    I III
    Välimuselt (ja füüsikal. omadustelt) sarnaneb Tl paljuski Pb-ga,
    Tl(I) keemil. omadustelt suuresti leelismetallidega, teiselt poolt aga Ag-ga:
    näit. halogeniidide halb lahustuvus
    kromaatide, sulfiidide, oksiidide värvus
    Tl(I) → kollakas sade (nagu Ag)
    mitmete nõrkade hapetega (HNO2 jt)
  • Kasutamine
    Metallilist Tl kasut. peam. 2 liiki sulamite valmistamiseks :
    • laagrimetall
    • happekindlad sulamid (Pb, Sn+Tl)

    Tl-amalgaam termomeetrites (Hg-Tl eutektika (8,55-aat-% Tl)
    sulamistemp. on -59ºC)
    Radioisotoopi 204Tl (T1/2 3,56 a.)
    kasut. β-kiirguse allikana (paberi- ja tekstiilitööstuses)
    • Tl halogeniidid ja nende tahked lahused:

    läätsede jt. detailide valmistamiseks - INFRAPUNATEHNIKAS ;
    lisandina leelismetallhalogeniidide kristallidele -
    - STSINTILLATSIOONILOENDURITES;
    rohelist värvi gaaslahenduslampide täitmiseks;
    • Kalkogeniidid (ühendid O alarühma elementidega) :

    erinevad pooljuhid (sh. klaasjad)
    Tl2S - fototakistid
    • Teised soolad (nitraat, karbonaat): optiline klaas

    Tl-formiaat ja -malonaat : teatud raskvedelike komponendid
    (kasutatakse mineraloogias)
    • Kompleksoksiidid, näit. TlBa2Ca3Cu4O11:

    kõrgtemperatuursed ülijuhid
    • Mitmeid teisi väiksemaid kasutusalasid:

    naha epileerimine seenhaiguste ravil (eemaldab karvad kehalt),
    näriliste mürgina jt.
  • Biotoime
    Tl on väga mürgine; biotoimet palju uuritud.
    Nähtavasti vajalik (oluline) element, vähemalt teatud organismide jaoks.
    Suhtel. kõrge sisaldus paljudes taimedes:
    siguris, spinatis, pöögi puidus, viinamarjas, peedis jm.
    Peet kontsentreerib Tl isegi üliväikese sisalduse korral muldades.
    Loomsetest organismidest Tl-rikkad: meduusid, aktiniidiad, meritähed jt.
    Veidigi suuremates kogustes väga mürgine:
    keskm. letaalne doos inimesele 0,03 - 0,2 mmol/kg,
    surmav – 3,6 mmol (ca 0,73 g).
    Doos 8 mg/kg põhjustab juuste väljalangemise (2-3 näd pärast);
    kumuleeruv mürkaine (väljumine organismist: u. 1 aasta)
    Kahjustab nii kesknärvisüsteemi kui perifeerset ns. ning paljusid organeid.
    Väga ranged nõuded lubatud piirsisalduse kohta (näit. joogivees 0,49 nmol/l).
    Tuntud kriminaalne toksikant; avastamine lihtne ( spektraalanalüüs ).
    3.7. 14. rühma elemendid (C-Pb): üldiseloomustus
    Viimaste IUPAC-i reeglite kohaselt 14. rühm
    (varasem IV a, tetreelid - pole soovitav )
    Võib nimetada ka süsiniku alarühmaks
    5 elementi
  • C Si Ge Sn Pb
    mitte- metallid
    metallid
    poolmetall
    14. rühm - välis-elektronkihi konfiguratsioon: ns2np2
    oksüdatsiooniaste ühendites: - IV kuni IV
    Reas C → Pb
    tihedus kasvab
    aatomiraadius suureneb
    metallilisus suureneb
    sul.-, keem.-tº vähenevad
    ionisatsioonienergia väheneb
    Ge, Sn, Pb – oksiidid ja hüdroksiidid amfoteersed
    Ge → Pb: aluselised omadused tugevnevad
    Happed : H2CO3 (CO2·H2O), ( H2SiO3 )n, H4SiO4
    H2GeO3, H2SnO3
    H4GeO4, H4PbO4
    Amfoteersete elementide (Ge, Sn, Pb) oksiidide
    reageerimisel leeliste, näit. NaOH lahusega
    → Na2(E(OH)6( tüüpi hüdroksoühendid
    rühma elementidest eriti silmapaistev:
    süsiniku omadus moodustada mõnede teiste elementidega
    tohutut arvu kombinatsioone – orgaanil. ühendid
    Kombinatsioone moodustavaid aatomite liike seejuures vähe:
    peale C ja H veel organogeenid (Hal, O, N, S) jmt.
    Teoreetiliselt on orgaanil. ühendite arv lõpmata suur,
    praktiliselt – väga suur
    (ületab tunduvalt kõigi teiste elementide ühendite arvu ühtekokku)
    Tänapäeval tuntud üle 10 milj. org. ühendi,
    arv suureneb aastas kuni 300 tuhande võrra
    Ka räniühendite arv väga suur, paljusid ühendeid moodustavad elemendid C ja Si analoogselt.
    14. rühm: elemendid ja lihtained
    C
    Si
    Ge
    Sn
    Pb
    Aatommass
    12,01
    28,09
    72,59
    118,71
    207,2
    Aatomiraadius, pm
    77
    133
    139
    158
    175
    Suhtel. elektronegatiivsus
    2,5
    1,8
    1,8
    1,8
    1,55
    Oksüd.-aste
    -IV,II,IV
    -IV,II,IV
    -IV,II,IV
    -IV,II,IV
    II,IV
    Sisaldus maa koores, massi-%
    0,48
    27,6
    1,5.10-4
    8.10-3
    1,6.10-3
    Sulamistemp., ºC
    3780
    ( sublim .)
    1415
    (krist.)
    938
    231,9
    327,5
    Tihedus, kg/m3
    3510
    (teemant) 2200
    (grafiit)
    2330
    (krist.)
    5326
    7280
    11341,5
    3.8. Süsinik
    3.8.1. Leidumine looduses
    Looduslik süsinik – kahe stab. isotoobi segu:
    12C (98,892%) ja 13C (1,108%)
    Atmosfääris esineb ka radioakt. isotoop 14C (≈ 1 miljondik osa kogusüsinikust)
    (β-kiirgaja, T1/2 = 5730 aastat)
    • tekib kosmil. kiirguse neutronite toimel õhulämmastikust

    Kosmil. kiirguse intensiivsus on ajas konstantne ,
    seetõttu on 146CO2 sisaldus õhus püsiv.
    Fotosünteesi käigus omastatakse 14CO2 taimede poolt,
    vahekord 146C/126C nendes on kindel.
    Organismi surmaga lakkab 14C sisenemine organismi, selles
    juba esinev 146C laguneb (konts. väheneb 5730 a. jooksul kaks korda).
    Seega saab uuritava objekti jääkradioaktiivsuse määramisega
    määrata selle objekti surma-aega (seega ka elu-aega).
    Radiosüsiniku (või C-14) meetod: tähtis vanuse määramise viis
    • kasut. arheoloogias, bioloogias, geoloogias

  • ELEMENT SÜSINIK LOODUSES: LOODUSVARAD
    • põhimass karbonaat-kivimid: lubjakivid (CaCO3),

    sh. kriit, marmor jmt. ja dolomiidid CaMg(CO3)2 e. CaCO3.MgCO3, vähemal määral sooda (Na2CO3), malahhiit (CuOH)2CO3 jmt.
    • suur osa: looduslikud kütused: gaas-, vedel- ja tahkekütused

    Tahkekütuste formeerumine looduses (miljonid aastad):
    turvas → pruunsüsi → kivisüsi →antratsiit
    - toimub kõrgendatud to-l ja rõhul, C sisaldus suureneb reas
    ↓ ↓ ↓ ↓
    53-62% 64-80% 76-95% 94-97%C
    põlevkivi: 56-78%C, nafta 82-87% C
    looduslikud põlevgaasid - kuni 99% CH4
    C esineb lood. kütustes org. ainete seguna või polümeerstruktuurina, mitte puhta lihtaine kujul.
    Biosfääris: kõikide elusorganismide koostises
    element süsinikul baseerub elu aineline alus
    kõige “tähtsam” element eluslooduse seisukohast
    Tänapäeva teadmiste alusel: süsinik on ainus element,
    mis on võimeline moodustama sedavõrd keerulisi ühendeid,
    et nendes võiks funktsioneerida elu (→ mõistus → teadvus)
  • ALLOTROOBID
    Süsinik: 1s22s22p2
    Vastavalt σ-sidemete arvule on süsiniku koordinatsiooniarv
    kas neli: sp3-hübridisatsioon
    kolm: sp2-
    kaks: sp-
    sidemete
    ruumiline
    paigutus
    lihtained,
    (allotroobid)
    ühendid
    2p
    2s
    ↑ ↓
    sp3 tetraeedril. teemant,
    CH4, CHal4
    ↑ ↓
    sp2 kolmnurkne grafiit,
    C6H6, CO32-
    ↑ ↓
    sp lineaarne karbüün,
    CO2, CS2
    Paljud spetsialistid tegelesid 20 a. vältel (1918-1938) briljantlihvi ratsionaalsete proportsioonide väljatöötamisega.
    Ümarbriljandi optimaalne geomeetria
    (mis annab parima sädeluse ja ilu suhtel. ökonoomsuse juures):
    Ven. M. Tolkovski
    s.o. klassikal. Briljandi ideaalkuju
    TEEMANT: puhtal kujul värvitu ülitugev (kõvim lood. mineraal)
    (pr.diamant) rabe , habras
    suur murdumisnäitaja : 2,417
    hea dielektrik või pooljuht
    luminestseerub UV-, röntgen -, katoodkiirtes
    säravaim ja hinnalisim vääriskivi
    (massiühik karaat 1ct = 0,2g)
    • suurimad leiukohad Aafrikas, Indias, Venemaal, Brasiilias jm.
    • kristallid: oktaeeder, kuup , tetraeeder jt. vormid
    • kasut. peam. tehnil. otstarbeks ja juveelidena
    • toodetakse: üle 33 milj. ct (lood.) üle 60 milj. ct ( tehis -)
    • tehisteemant: süsinikust (grafiidist jt.; palju meetodeid) ülikõrgel rõhul (kuni 1010 Pa) ja kõrgel to-l (1200-2000ºC)

    Puhtaim lood. süsiniku vorm, kuid mitte täiesti homogeenne, kuni 0,25% lisandeid
    (eriti värviline: kollane, pruun, lillakas, rohekas , läbipaistmatu)
    Ei reageeri hapete ega leelistega (oksüdeerijate puudumisel)
    Ei sula, kuumutamisel
    - O2 juuresolekul (ca 870ºC) ( CO2 (põleb)
    - O2 puudumisel (1200-1600ºC) → grafiit
    - C aatomid paigutunud tetraeedriliselt,
    asuvad üksteisest võrdsel kaugusel
    - polümeer süsiniku aatomitest
    Suurim teemant Cullinan (3106 ct, 621g)
    leiti 1905.a. Lõuna Aafrikas ‘Premier’ kaevanduses
    (kokku saadi sellest 105 briljanti, neist suurim Cullinan I, 530,2 ct)
    GRAFIIT Kihiline heksagonaalne struktuur
    (Kr. graph( - Vastavalt sp2-hübridisatsioonile ühinevad
    kirjutan C aatomid makromolekulideks – kuueaatomiliste
    rõngaste lõpmatud kihid
    Kihid eralduvad kergesti: → joonistusvahend,
    määrdeained . G. on pehme.
    sp2-hübridisatsioon on stabiliseeritud
    delokalis-d π-sideme poolt (moodustub iga
    makromolekuli aatomi neljanda elektroni arvelt).
    Erinevalt benseenist on π -side grafiidis delokali-
    seerunud kogu makromolekuli ulatuses.
    - see seletab g. elektrijuhtivust, metalset läiget
    Keemiliselt teemandist veidi aktiivsem, kuid
    üldiselt üsna passiivne
    väga tulekindel (hapniku puudumisel)
    → tiiglid, ahjude vooderdus
    Grafiidi kristallstruktuur sisaldub ka süsinikurikastes tehnil. produktides:
    tahm, süsi (puidu-, kondi- jm.), koks jt. – nn. “amorfne süsinik”.
    Tahma kasutatakse:
    kummi täiteainena (üle 80%); plastides, eripaberites
    (sh. kopeerpaberis), trükivärvi ja musta tušši valmistamisel jm.
    Puidusüsi tekib puidu kuumutamisel õhu juurdepääsuta (350-600ºC),
    sisaldab 85-95% C. Suur eripind (pooride üldpindala massiühiku kohta),
    mis suureneb veelgi kuumutamisel ülekuumendatud veeauru voos
    ( → aktiivsüsi, eripind kuni 1000 m2/g).
    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,
    (Karbiin) mustjas, hallikas või valkjas (sõltuvalt
    (lad. carboneum kristallide suurusest ).
    sufiks -üün) Süsinikuaatomite lineaarne polümeer
    ( (sp-hübridis.);
    viide kolmikside- kaht liiki,
    metele kas
    -C Ξ C - C Ξ C - … (-karbüün
    või
    = C = C = C = … α-karbüün
    (polükumuleen)
    Sünteesiti 1960.-tel aastatel (vene tead- lased V.Kor(ak jt.) etüünist; praegu mitmed saamismeetodid
    Leidub looduses (grafiidis): mineraal tšaoiit (chaoite, чаоит, am. astrogeoloogi Ching-Te Chao nime järgi)
    FULLEREENID klaster – allotroobid, “kobarühendid”
    (buckminster – molekulivalem C60 või C70
    fullereenid) (kerakujulised molekulid, seest tühjad)
    – arhitekti Avastam. ja uurim. eest Nobeli keemia-
    nimest, preemia (1996): H. Kroto (Ingl.), R. Curl
    kes projekteeris (USA), R. Smalley (USA)
    sarnaseid hooneid Saamine : laseriimpulss (või - kiirte põrkumine)
    grafiidi aurudes jmt. meetodid.
    C60: molekuli diam. ( 1 nm, sidemeenergia suur
    Lahustumisel ja paljudes keem. reaktsioo-nides säilitab struktuuri, leelismetallidega
    (Lm) moodustab Lm3C60 tüüpi ühendeid.
    (Nii neil ühendeil kui fullereenidel huvitavad ülijuhtivad omadused)
    – saadud ka ühinemisproduktid
    Hal, P, NO2-ga jt.
    Vesinikuga moodustab ühendeid C60H36, C60H60
    LONSDEILIIT Lonsdaleite - ingl. kristallograafi
    Kathleen (Yardley) Lonsdale (1903-1971) Nime j.
    vene k. - лонсдейлит
    Moodustub kõrgetel rõhkudel ja suhteliselt
    madalatel tO-del (1200 K) kõrgorienteeritud grafiidist
    – heksagonaalne võretüüp
    tihedus 3,51 g/cm3 (nagu teemandil)
    on leitud ka meteoriitides
    Niisiis on praegu tuntud süsiniku 5 allotroopi
    Prognoositakse veel 6. allotroobi olemasolu ja omadusi;
    (tihedus 15-20% suurem kui teemandil; metallilise juhtivusega;
    saamine ülikõrgetel rõhkudel, üle 60 GPa)
    3.8.2. Keemilised omadused
    Madalatel temp-del keemiliselt inertne
    Süsiniku erin. vormide keemil. aktiivsus väheneb reas “amorfne süsinik” → grafiit → teemant
    Niisiis:
    keemil. aktiivsus sõltub süsiniku esinemisvormist
    Ka füüsikalised om.: eriti drastiliselt kõvadus (Mohsi järgi) grafiidil – 1, teemandil – 10
    Reageerib hapnikuga (tº-l 300-1000ºC)
    →CO, CO2
    tuntud on ka oksiid C3O2 jmt.
    • vesinikuga (grafiit, süsi tº-l 1200ºC)
    • fluoriga (süsi toatemp-l, grafiit 900ºC juures)

    grafiidiga → sisestus- e. sulgühendid (klatraadid):
    ühendid, kus aatomid või ioonid on tunginud süsinikuaatomite
    kihtide vahele (grafiit seejuures pundub, elektril . omadused muutuvad).
    C2F, C4F, CF0,676 … CF0,998 – FLUORI ÜHENDID
    • Broomiga C8Br jt.,

    Grafiidiga moodustavad klatraate ka leelismetallid
    näit. → C8K jt.,
    Na moodustab erandlikult suure C liiaga ühendeid:
    C120Na, C64Na jt.
    • lämmastikuga

    ( elektrilaeng süsielektroodide vahel N2 atmosfääris)
    2C + N2 → (CN)2
    tsüaan (ditsüaan) – värvitu mürgine gaas
    • väävliga (kõrgel tº-l)

    C + 2S → CS2
    süsinikdisulfiid
    värvitu, mürgine, väga tuleohtlik vedelik
    tuntud ka väävliühendid CS ja C3S2
    • enamiku metallidega (ka mõnede oksiididega, booriga ja räniga → karbiidid, näit.

    CaO + 3C → CaC2 + CO
    kaltsium -
    karbiid
    veega (kõrgel tº-l) – tööstuslikult tähtis
    C + H2O → CO + H2
    veegaas
    • kuumutamisel metallioksiididega redutseerib neist paljusid

    → metallid
    (laialdane kasutamine metallurgias)
    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, süsinikkiud ja -riie,
    eriotstarbelised koksid, pürografiit (eriti tulekindel) jt.
    Paljud spetsialistid tegelesid 20 a. vältel (1918-1938)
    briljantlihvi ratsionaalsete proportsioonide väljatöötamisega.
    Ümarbriljandi optimaalne geomeetria (mis annab
    parima sädeluse ja ilu suhtel. ökonoomsuse juures):
    ven. M. Tolkovski
    s.o. klassikal. briljandi ideaalkuju
    3.8.3. Ühendid
    Oksiidid (allpool toodud tähtsamad, peale nende tuntud veel mõned)
    CO
    süsinikmonooksiid
    (vingugaas)
    C O
    CO2
    süsinikdioksiid
    (süsihappegaas)
    O = C = O
    C3O2
    Trisüsinikdioksiid
    O = C = C = C = O
    NB! Kolmikside
    värvitu, lõhnatu väga mürgine põlev gaas
    värvitu, hapuka maitse ja lõhnaga mittepõlev gaas
    värvitu, “lämmata va lõhnaga” gaas
    saadakse kaudselt (maloonhappe dehüdreerimisel)
    Sissehingamisel seob vere hemoglobiini “liiga püsi vaks ühendiks:
    Hb → HbCO
    Tekib täielikul põlemisel, hingamisel jt. oksüd. protsessides
    Kuumutamisel laguneb:
    C3O2 → CO2 + 2C
    (süsinik eraldub üli -peeneteralise purpurpunase grafiidina
    Linnade atmosfääris põhil. õhusaaste komponent
    Tekib kütuste mittetäiel. Põlemisel
  • Ei ole happel. oksiid Karastusjookide, vahuveini, õlle jms. lahustunud komponent
  • Happel. oksiid CO2 + H2O ↔ H2CO3
    ehk CO2·H2O
    Teatud tingimustel C3O2 polümeriseerub → ( punane amorfne mass) Praktil. kasutamist ei leia
    CO – tekib süsinikku sisaldavate kütuste mittetäiel. põlemisel
    (ohtlik ahjusiibri liiga varasel sulgemisel: CO2 + C ↔ 2CO
    – hapniku juuresolekul põleb sinise leegiga:
    CO + O → CO2
    – veidi kergem õhust, vees vähelahustuv, raskestiveelduv gaas
    – madalatel tº-del inertne, kõrgematel reageerib leelistega,
    mõnede sooladega jne., → soolad, kuid ta ei ole soolimoodustav oksiid
    (ei ole happeanhüdriid):
    CO + NaOH → HCOONa
    Na-metanaat (metaanhappe sool)
    Ca(OH)2 + CO → CaCO3 + H2
    Ca-karbonaat (süsihappe sool
    – laboris saadakse: lisatakse tilkhaaval konts. metaanhapet
    (sipelghapet) 100o-ni kuumutatud väävelhappesse:
    HCOOH → CO
    – väga mürgine inimesele ja loomadele
    (0,1%-line CO sisaldus õhus surmav inimesele
    sissehingamisel u. 20 min. jooksul)
    0,1%-lisel CO sisaldusel õhus (CO ja O2 vahekord 1:200)
    seob veri mõlemaid gaase võrdses koguses.
    Lubatud piirkontsentratsioon tööstuses (tööpäeva kestel)
    20 mg CO/m3 (≈ 0,0015% CO õhus)
    Sigaretisuitsus on kuni 1% CO
    – redutseerivad omadused (tavaliselt kõrgemal tº-l; kasut.
    tööstuses, näit. kõrgahjudes).
    Mõned metallid redutseeruvad (nende sooladest) CO
    toimel juba toatemperatuuril,
    seda kasutatakse CO määramiseks õhus:
    PdCl2 + H2O + CO → Pd↓ + 2HCl + CO2
    (vingugaasi sisaldusel õhus PdCl2-ga immutatud paber tumeneb)
    – CO kasutatakse kütusena (põlevgaaside koostises),
    tööstuslikus keemil. sünteesis
    CO + 2H2 → CH3OH (eriti oluline)
    metanool
    CO + Cl2 → COCl2
    fosgeen
    Iseloomulik on CO ühinemine mõnede raskmetallidega
    (eriti Fe, Ni, Co), moodustades karbonüüle:
    Ni + 4CO ↔ Ni(CO)4
    nikkeltetrakarbonüül
    Kuid vaba metallil. kaaliumiga (juba tº-l 80ºC)
    reageerib CO → heksaoksübenseeni kaaliumsool:
    KO OK
    C = C
    6CO + 6K → KO - C C - OK
    C - C (→ C6O6, süsinikoksiidi
    KO OK heksameer)
    Tööstuses saadakse tahkekütuste gaasistamisel
    C + H2O → CO + H2 jpt. reaktsioonid
    CO2 – tekib süsinikuühendite oksüdatsiooniprotsessides
    (org. ainete põlemine – O2 liig,
    hingamine , kõdunemisprotsessid)
  • Ei ole mürgine, kuid ei toeta ka hingamist
    - ega põlemist (kasutatakse tulekustutites: 2 tüüpi: vaht- ja vedel CO2
    Õhu loomulik keskm. CO2-sisaldus - 0,04%
    - kuid CO2 on õhu muutuv koostisosa
    (metsas on CO2-sisaldus madalaim keskpäeval,
    kui fotosüntees on kõige intensiivsem, vt. õpik lk 262)
    Õhu CO2-komponent on taimede “põhi-toiteaine”,
    millest taimed (ka vetikad jmt.) ehitavad üles oma koed
    fotosüntees (ainult taimed, sh. vetikad, mõned bakterid )
    valgus
    anorg. org.
    klorofüll
    Tahke CO2 – molekulvõre
    “kuiv jää” – sublimeerub
    kasut. mõnikord toiduainete säilitamisel jm.
    CO2 lahustub vees 0oC - 171 mahuosa 100 mahuosa
    20oC - 88 CO2 H2O
    seejuures osaliselt reageerib, kuid
    NB! Süsihapet H2CO3 seejuures praktiliselt ei moodustu
    - õigem on öelda, et tekib süsinikdioksiidhüdraat, mis
    väga vähesel määral vees dissotsieerub:
    CO2 + H2O H2O·CO2 ↔ H+ + HCO3- ↔ 2H+ + CO32-
    K1 = 4.10-7 K2 = 5·10-11
    äärmiselt väike osakaal
    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
    Süsivesinikud : võib jaotada 5 suurde klassi:
    1) alkaanid (ainult üksiksidemed, “küllastatud” CnH2n+2
    2) alkeenid (molekulis üks kaksikside) CnH2n
    3) mitme kaksiksidemega ühendid (alkadieenid jne.)
    4) alküünid (sisaldavad ühte kolmiksidet) CnH2n-2
    5) tsüklilised ühendid: - tsükloalkaanid
    - areenid
    Need on ainult suured põhiklassid (lihtsustatud mudelid);
    olemas nende kõikvõimalikud kombinatsioonid.
    Teoreetiliselt: lõpmatu arv süsivesinikke, praktil. - palju tuhandeid
    Väävliühendid - tuntud mitu lihtühendit (ainult C ja S)
    + väga palju org. ühendeid, kus esineb väävel
    Lihtühenditest tähtsaim
    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.
    (see def. ei ole siiski piisav; mittemetallidest peetakse üldiselt silmas vaid Si ja B)
    Karbiidid jaotatakse 3 rühma
    1) ioonilised e. soolataolised
    Reageerimisel veega ja hapetega → CH4 või C2H2 või H2
    CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2
    ( etüün )
    Al4C3 + 12H2O ( 4Al(OH)3 + 3CH4 ( metaan )
    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 :
    2AgNO3 + C2H2 → Ag2C2↓ + 2HNO3
    hallikaspruun
    amorfne pulber
    2) kovalentsed karbiidid
    Räni ja boori karbiidid: SiC (karborund), B4C
    kovalentse sidemega ühendid
    suure kõvadusega, haprad, keemiliselt inertsed
    Rohkem kasutatakse neist karborundi SiC – lihvimismaterjal
    3) intermetallilised karbiidid
    klatraadid e. sulgühendid (ka sisestusühendid: süsinikuaatomid
    asuvad metalli kristallstruktuuri tühimikes)
    (clathrate; клатраты, соединения ключения)
    suure kõvadusega, rasksulavad , haprad
    meenutavad metalle (läige, hea elektrijuhtivus )
    Siia kuuluvad W, Ti, Zr, V, Mo jt. raskmetallide karbiidid
    Neist levinuimad volframi karbiidid W2C ja WC
    (tungsten carbide) – teemandi kõvadusega
    kasutatakse lihvimismaterjalina (ka kraabitsad, lõikekettad jm.)
    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
    näit. CCl3F – triklorofluorometaan
    CCl2F2 – diklorodifluorometaan
    Kahjulikud Maa osoonikihile (kuna kasutatakse suures koguses)
  • Tsüaniidid, tsüaniidid, tiotsüanaadid
    happed ja nende soolad
    Vesiniktsüaniidhape HCN (sinihape) – soolad: tsüaniidid
    värvitu, mõrumandlilõhnaga, väga mürgine põlev vedelik,
    madala ktº-ga (25,7ºC), seguneb veega igas vahekorras
    • väga nõrk hape (eraldub sooladest õhu CO2·H2O toimel)
    • kasut. laialdaselt keemiatööstuses (toodang üle 500 tuh. t aastas),

    palju tööstusl. saamismeetodeid
    Laboris: tsüaniidide või ferrotsüaniidide lagundamine
    hapetega kuumutamisel; auru kondenseerimine
    K4[Fe(CN)6]
    kaaliumferrotsüaniid, kaaliumheksatsüanoferraat (II)
    HCN avastas ja eraldas Scheele 1782 (arvatakse, et ta surigi sinihappe mürgitusse).
    Üks kõige kiirema toimega mürkaineid;
    absol. surmav inimesele konts. 0,4 mg/l või ühekordse doosina
    u. 0,1 g (HCN või tsüaniide sissevõtmisel).
    Mürgisust seostatakse mõnikord tautomeerse isovormi (≈ 0,5%) sisaldusega:
    H - C ≡ N ↔ H − N ≡ C ← kolmevalentne süsinik
    isovorm
    Tsüaniididest kasutatakse peam. KCN ja NaCN;
    nende vesilahused lahustavad väärismetalle (Au, Ag),
    mistõttu kasutatakse metallurgias ja galvanosteegias
    (nende metallide eraldamine toormest või elektrolüütil. katmine
    nende metallidega – kuldamine, hõbetamine)
    HCN esineb seotud kujul looduses –
    luuviljaliste (eriti aprikooside, kirsside, ploomide) kivides, mõrumandlites jm.
    Tsüaanhape HOCN cyanic acid, циаовая кислата
    avastas F.Wöhler (1822)
    soolad: tsüanaadid, näit KOCN
    HOC ≡ N ↔ HN = C = O nii hape kui soolad
    tsüaanhape isotsüaanhape tunduvalt vähem
    mürgised kui HCN
    Vabas olekus esineb isovormi kujul, suhtel. tugev hape
    Ka soolad esinevad peam. isovormis;
    neist ammooniumsool
    NH4NCO CO(NH2)2
    ammoonium - karbamiid
    isotsüanaat
    (anorg.) (org.)
    Esimene (teadlik) orgaaniline süntees anorg. ühenditest
    (F.Wöhler, 1828)
  • Vesiniktiotsüaanhape HSCN
    soolad tiotsüanaadid (kasut. peam. keemialaboris: K- ja NH4-soolad)
    Fe3+ + 3SCN- + 5H2O ↔ Fe(SCN)3
    veripunane ühend
    (tekivad ka teised sarnased hüdraat-katioonid, kuid mitte liht-tiotsüonaat)
    3.9. Räni
    3.9.1. Leidumine, avastamine, saamine
    Looduslik räni koosneb 3 stab. isotoobist
    massiarvudega 28 (üle 92%), 29 ja 30.
    Maakoores leviku poolest on Si elementide seas 2. kohal.
    Ehedat räni looduses ei leidu,
    peam. ühenditüübid looduses:
    • 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.)
    • Alumosilikaadid (põldpaod, savid ja vilgud)

    keerukad ühendid: katioonne osa: peam. K+, Na+, Ca2+
    anioonne: (SiO4)4-, (AlO4)5-
    • 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, Thenard
    määratletud elemendina 1823 Berzelius
    lad. Silicium ← silex (ränikivi)
    ingl. silicon, vene кремний (кремень), pr. silicium
    saksa: elemendina küll das Silízium, muidu Kíesel (ränikivi),
    näit. die Kíeselsäure – ränihape
  • Saamine
    Liiva ja söe (koksi vm.) segu kuumutamisel
    kaarleek -ahjus (1800ºC):
    SiO2 + 2C → Si + 2CO
    Pärast erilist happetöötlust saadakse 99,9%-lise Si-sisaldusega produkt .
    Teised meetodid ( elektrol .) – tööstuses väga vähe
    Kõrgpuhas Si (saam.): 99,9%-line Si → SiCl4 või SiHCl3;
    klooriühendid: rektifikatsioon jt. puhastusmeetodid,
    redutseeritakse ülipuhta H2-ga (1200-1300ºC) → Si
    Ülipuhas Si: 10-7 - 10-8% lisandeid kokku
    sageli → monokristallid
    Ülipuhast Si kasutatakse üsna palju (ainuüksi monokristallilist ca 3000 t/a).
    Profileeritud monokristallid, epitaksiaalkiled.
    3.9.2. Füüsikal. ja keemil. Omadused
    vt. tabel p. 3.7.
    Kristallil. kompaktne Si metalliläikega tume-hõbehall
    kõva, habras aine
    Mohsi skaala järgi kõvadus 7
    nn. amorfne räni (tegel. peenkristalliline) – pruunikas pulber
    • Madalal tº-l keemiliselt passiivne,

    toato-l reageerib ainult fluoriga: Si + 2F2 → SiF4
    ränitetrafluoriid
    • Hapete suhtes on räni passiivne,

    reageerib ainult seguga HNO3 + HF, tekib SiF4

    Si + 4NaOH → Na4SiO4 + 2H2
    Temperatuuril 400-600º reageerib räni
    - hapnikuga → SiO2
    - halogeenidega → SiHal4 või SinHal2n+2
    • väävliga → SiS2 (üle 600o → SiS)

    Se, Te-ga: sarnased ühendid
    • vesinikuga otseselt ei reageeri,

    silaane SinH2n+2 saadakse kaudselt: silitsiidide lagundamisel
    Kuid räni lahustab vesinikku (kuni 47 aatom-% H)
    Temperatuuril üle 1000ºC moodustab räni
    - fosforiga: SiP (ränifosfiid)
    - arseeniga: arseniidid As2Si ja AsSi
    - süsinikuga: SiC (ränikarbiid, karborund)
    - booriga: boriidid SiB3, SiB6, SiB12
    termiliselt ja keemiliselt püsivad
    - enamiku metallidega: silitsiidid
    paljud neist rasksulavad, ülikõvad
    3.9.3. Ühendid
    Ränidioksiid on levinuim aine looduses (12% maakoorest),
    esineb polümeerina (SiO2)n:
    Palju mineraale (vt. p. 3.9.1).
    Hapetest reageerib ainult fluorvesinikhappega:
    SiO2 + 6HF → H2SiF6 + 2H2O
    heksafluoro-
    ränihape
    Leelistega reageerimisel tekivad silikaadid:
    SiO2 + 4NaOH → Na4SiO4 + 2H2O
    250-400oC juures reageerib gaasiliste HF ja F2-ga → SiF4
    SiO2: kõva, rasksulav aine (olenevalt kristallvormist üle 1600 või
    üle 1700oC). Puhtaimal kujul looduses: mäekristall
    (kristallid kuni kümneid tonne)
    sula SiO2 tardumisel → amorfne värvitu mass ( kvartsklaas )
    kvartsklaas: väikese soojuspaisumiskoefitsiendiga,
    inertne, “puhas pind”, väike lahustuvus
    laseb läbi UV-, vähem IP-kiirgust
    piesoelektrilised omadused
    (elektrivälja toimel kvartsplaat deformeerub)
    Kvartsi ja kvartsklaasi kasutatakse
    • paljudes UV-seadmetes (sh. kvartslamp, spektraalaparatuur)
    • ultraheliseadmetes
    • kvartskellad (levinuim kellatüüp)
    • laborinõud
    • kütteelementide ümbrised

    Silaanid SinH2n+2 (ränivesinikud)
    n = 1 - 8
    - küllastunud süsivesinike analoogid, kuid ebapüsivamad
    Kõrgeim tuntud silaan – oktasilaan Si8H18
    Monosilaan SiH4 ja disilaan Si2H6 – värvitud, ebameeldiva lõhnaga gaasid,
    ülejäänud silaanid – värvitud, väheviskoossed, mürgised
    lenduvad vedelikud, väga ebameeldiva lõhnaga
    Pürofoorsed; juba disilaan plahvatab õhuga kokkupuutes
    (termiliselt püsivaim on monosilaan), kui n ≥ 3 – tugev plahvatus
    Iseloomulik omadus – kerge oksüdeerumine (seetõttu on nad head
    redutseerijad)
    – hüdrolüüsumine, eriti leeliskeskkonnas:
    SiH4 + 2H2O → SiO2 + 4H2
    SiH4 + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 4H2
    Leelise toimel on võimalik ka Si—Si- sideme katkemine:
    H3Si - SiH2 - SiH3 + 6H2O → 3SiO2 + 10H2
    Halogeenidega reageerivad silaanid plahvatusega,
    madalatel tº-del moodustuvad halogeniidid,
    samuti HHal-dega.
    Org. ainetega → räniorgaanil. ühendid
  • Saamine
    1) silitsiidide (sageli Mg2Si) lagundamine hapete või leelistega
    → SiH4 ( reakts .-mehh. Keerukas, produkt ebapuhas)
    2) SiHal lagundam. Teatud Li-ühenditega, eriti LiAlH4-ga:
    SiCl4 + LiAlH4 → SiH4 + LiCl + AlCl3
    3).SiHal redutseerimine vesinikuga
  • Kasutamine
    Monosilaan – lähteaine pooljuht-räni saamiseks
    Räninitriid Si3N4 – kollakas (monokrist.), valge-hall (polükrist.)
    Palju-uuritud ühend, keemiliselt üsna vastupidav
    Saadakse tööstuses peam.: Si + N2 (ahjudes või plasmavoos üle 1200ºC)
    SiO2 + C + N2 jt. meetodid
    Ei reageeri: HNO3, H2SO4, HCl
    Reageerib aeglaselt: H3PO4, intensiivselt: HF
    Laguneb sulatatud leeliste, leelismetall-oksiidide ja -karbonaatide toimel
    Paljude liht- ja liitainetega (ka õhuhapnikuga) reageerib
    alles helepunase hõõgumise to-l (üle 900ºC).
    Kasut. soojustehnikas (ahjude, termopaaride vooderdised; põletidetailid,
    reaktiivmootorite düüsid jm.), abrasiiv- ja isolatsioonimaterjalidena.
    Ränihalogeniide võib (analoogselt süsinikuga) vaadelda ränivesinike (silaanide) derivaatidena, kus osa H aatomeid silaanis on asendatud Hal aatomitega.
    Seetõttu nimetatakse ka halogenosilaanideks, millest tähtsamad on vastavad fluoro- ja kloroderivaadid.
    Ränifluoriididest on tuntumad SiF4 (tetrafluorosilaan) ja Si2F6 (heksafluorodisilaan) - mõlemad värvitud gaasid.
    Alates Si3F8-st (oktafluorotrisilaan) on silaanid vedelikud.
    Ränikloriididest on levinuim SiCl4 (tetraklorosilaan), värvitu, õhus suitsev vedelik.
    Räni halogeenderivaate on väga palju. Ühes ränihalogeniidi molekulis võib olla ka mitu erineva Hal (või ka H) aatomit:
    näit. ränikloriidid (klorosilaanid) defineeritakse sageli ühenditena
    üldvalemiga SiXnCl4-n, kus X on H, Br, I, F; n = 0, 1, 2, 3.
    Ränihapped on vees vähelahustuvad ühendid
    tuntumad neist on 4 lihtsamat (lahustuvus 10-3 … 10-4 mol/l):
    H4SiO4 (H2SiO3)n H2SiO5 H6Si2O7
    orto - meta- di- püro-
    Ränihappeid saadakse
    • amorfse SiO2 lahustamisel vees
    • leelismetallide silikaatidest happe toimel (sadestuvad)
    • räniühendite (näit. klorosilaanide) hüdrolüüsil

    jt. meetoditega
    Väga lahjades lahustes (alla 0,01%) on H4SiO4 stabiilne,
    kõrgematel konts-del → kondensatsiooniprotsessid (molekulmass suureneb)
    (H2SiO3)n
    – polümeer, n ≥ 2
    Hapetes on Si aatomid seotud O-aatomite ja OH-rühmadega
    Ränihapete osalisel kuivatamisel → poorne ränihappegeel
    SiO2 . nH2O (silikageel) – kasut. adsorbendina
    (kolonn- ja õhukese kihi kromatograafias;
    kuivatusvahendina, kaitseks niiskuse eest)
    Silikaadid (ränihapete soolad) – kõige levinumat tüüpi
    ühendid maakoores: savid, asbest, talk, vilgud, päevakivid jt.
    (osa silikaate: alumosilikaadid)
    ka mõned vääriskivid – granaat, topaas, smaragd
    Ainult Na- ja K- silikaadid (lihtsamad) on vees lahustuvad
    Vesiklaas (tehnil. nimetus) – tavaliselt Na-ortosilikaadi Na4SiO4 vesilahus
    värvitu, viskoosne vedelik (müüakse keemiakauplustes).
    Saadakse tavaliselt kvartsliiva lahustumisel leeliste lahustes kõrgel to-l (rõhu all autoklaavis)
    Kasutatakse peam. puidu ja betooni immutamiseks
    paberiliimina
    silikaatvärvide valmistamiseks
    Heksafluororänihape H2SiF6 - tugev hape
    tuntud vaid vesilahustes
    soolad stabiilsed, neist tuntuim
    Na2SiF6 – naatriumheksafluorosilikaat
    (фторсиликат натрия)
    praktikas hallikasvalge tahke aine, mürgine
    suhtel. hästi vees lahustuv (7,6 g/l, 25ºC), lag. 570ºC → NaF
    leidub ka looduses ( haruld .)
    Na2SiF6 kasut. kaasajal peam.
    • keemil. tehnoloogias (mõnede teiste fluoriidide saamiseks, Be ja Si tehnoloogias)
    • räbusti komponent metallide keevitamisel ja jootmisel
    • emailide koostises
    • klaasisöövituslahuste komponent

    Kasutatakse ka K, Ba, NH4, Zn, Cu jt. fluorosilikaate
    (puidu konservandid, betoonide komponendid jm.)
    Klaas on silikaatide segu (tahke lahus) väga viskoosne vedelik
    (on ka teisi seisukohti, vt nt JChemEd, 2000, 77(7), 846-848).
    Kõige lihtsam (odavam) klaas saadakse
    liiv + sooda + lubjakivi segu kuumutamisel (≈ 1400ºC)
    Klaasi tuntakse juba väga ammu (Egiptuse ja Hiina varastes tsivilisatsioonides,
    Kreekas V sajandist p. Kr)
    Ka värvilist klaasi tunti ammu:
    intens. sinine (Co-ühendid, lisatakse oksiidide kujul)
    roheline (Cr, Fe)
    punane (Cu+, Au kolloidlahus)
    erelilla (Nd) jpt.
    Taval. klaasi põhi-struktuuriühikuks on SiO4 tetraeedrid.
    Klaas on väga tähtis materjal;
    keemiliselt vastupidav, eriti hapetele (v.a. HF ja kuum H3PO4)
    vähem leelistele ( kuumalt või/ja pika aja jooksul lahustub tunduvalt)
    Tänapäeval on levinud mitmekomponentsed silikaatklaasid
    Na2O - CaO - SiO2 + Al2O3, MgO
    Väga palju liike eriklaase (teatud kindlateks eesmärkideks)
    - luminestseeruvad ( teat . lantanoidide, U lisand)
    Süsteemid K2O - BaO - SiO2 + Nd → laserites
    On ka valguse toimel (pöörduvalt või pöördumatult) värvuvaid (tumenevaid klaase)
    • Rasksulavad ja kergsulavad (B2O3 lisand) klaasid , B2O3 lisand soodustab ka aeglaste neutronite neelamist
    • Kõrge murdumisnäitajaga (sisald. taval. kuni 24% PbO) klaasid: “kristall-klaas”

    - straasid (strassid) → ehted, lühtrid jm.
    (eriti kõrge murdumisnäitajaga)
    • Kuumuskindlad (pyrex jt.): Na2O - B2O3 - SiO2 (+Al2O3): pehmenem. 820ºC, pikaajal.: 400ºC.
    • Kõrge röntgen-läbipaistvus: B2O3 - CdO - Li2O - BeO

    jpt. eriklaasid
    SITALLID – kristallstruktuuriga klaasid (taval. klaas on amorfne)
    palju tugevam ja vastupidavam (mehh. ja termil)
    kui taval. klaas [arcoroc (Pr.)]
    Tsement – tähtis silikaatne sideaine
    Lähteained:
    Lubjakivi ??savikad mineraalid
    tugev kuumutamine
    eraldub CO2, H2O
    ↓
    tsemendiklinker
    jahvatam.
    tsement (peen pulber)
    oksiidne koostis : CaO, (SiO2)n, Al2O3, Fe2O3
    Segatakse veega (+ liiv, killustik jm.)
    kõvastumine:
    3CaO · SiO2 + (n+1)H2O → 2CaO · SiO2 · nH2O + Ca(OH)2
    3CaO · Al2O3 + 6H2O → 3CaO · Al2O3 · 6H2O
    Räniorgaanilised ühendid (ROÜ)
    ROÜ – molekulid sisaldavad ühte või mitut Si aatomit,
    mis on C aatomiga seotud vahetult või mõne teise elemendi,
    näit. O või N aatomi kaudu
    (…- Si - Si - Si-… ahel ei ole kuigi püsiv)
    ROÜ vaadeldakse taval. silaani SiH4 derivaatidena,
    nimetuse andmisel nimetatakse kõik asendajad,
    näit. (CH3)2SiClH – dimetüülklorosilaan
    Fragmente - Si - R - Si - sisaldavate ROÜ nimetamisel kasutatakse
    tavaliste orgaanil. ühendite nomenklatuuri,
    näit. Cl3SiCH2SiCl3 – bis-(triklorosilüül)metüleen
    • ROÜ, mis sisaldavad peale Si aatomite teisi “anorg. elemente”

    (näit. B, Al, Sn) – ränielementorgaanilised ühendid
    ROÜ kasut. peamiselt räniorgaaniliste polümeeride sünteesiks,
    soojuskandjatena, ravimite sünteesil jm.
    Toodang: sajad tuh.t/a
    • Räniorgaanilised polümeerid e. silikoonid – kõrgmolekulaarsed ühendid,
    • mis sisaldavad korduvas lülis (elementaarlülis) räni aatomeid, näit.

    R
    - Si - NH - n jpt. (kus R - mingi alküül- või arüülradikaal)
    R
    Silikoonid on oma süsinikanaloogidest reeglina temperatuuri- ja valguskindlamad, püsivamad kemikaalide suhtes.
    Silikoone on palju tüüpe; laialt kasutatavad (näit. silikoonkummi)
    ROÜ keemia on väga mahukas ja keeruline (jääb alla ainult org. keemiale)
    3.9.4. Biotoime
    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).
    Kudesid toestav funktsioon – näit. rottide aordid, trahheed ja kõõlused
    sisaldavad 4-5 korda rohkem Si kui maks, lihased, süda.
    Inimese organism omastab (tasakaaluliselt, sama palju ka eritub)
    ööpäevas ≈ 10 mg Si – seda peetakse normiks.
    Räni biotoime fundamentaalne roll seisneb
    osaluses luukoe orgaanilise maatriksi moodustumise
    teatud kindlas varajases staadiumis . Arvatavasti aktiveerib räni
    seejuures ensüümi, mis on seotud kollageeni sünteesiga.
    Räni liig ümbritsevas keskkonnas põhjustab mitmeid haigusi,
    millest enimuuritud on silikoos (põhjustatud SiO2 tolmust).
  • Kasutamine
    Räni lihtainena – üks peamisi pooljuhtmaterjale elektroonikas, töötemperatuur kuni 200ºC
    • dioodid , transistorid, päikesepatareid, osakeste detektorid

    tuumafüüsikas; infrapunaläätsed
    Teraste, malmide, pronkside, silumiinide komponent.
    Si (lihtaine) toodang üle 5000 t/a (polükristalliline, ülipuhas), monokristallidena ca 3000 t/a.
    3.10. Germaanium
    3.10.1. Leidumine, avastamine
    Looduses hajutatud element
    On olemas ka mõned Ge sisaldavad mineraalid,
    kuid nende osa toodangus peaaegu puudub.
    Toodetakse peam. sulfiidsetest ja polümetallilistest maakidest,
    pruun- ja kivisöe tuhast jm. (leidub neis väga väikeses konts.-s)
    Kivisöetuhas 0,001 - 1 … 2% Ge
    Avastas ja eraldas mineraal argürodiidist Clemens Winkler 1886
    (hõbeda mineraal Ag8GeS6, kuni 6,9% Ge, avastati 1886)
    Ge nimetatud Saksamaa (lad. Germania) järgi
    Olemasolu ennustas D.Mendelejev (1872): ekasiliitsium
    3.10.2. Füüsikal ja keemil. omadused
    Esineb 5 Ge allotroopi (neist üks amorfne)
    Hõbedane või mustjashõbedane metalliläikeline lihtaine (poolmetall), pooljuht.
    Kergmetall (ρ = 5,33 g/cm3), rabe (kergesti killunev),
    laseb läbi infrapunakiirgust (lainepikkusel ( λ > 2μm)
    Madalatel to-del keemiliselt inertne:
    püsiv õhu, vee, O2, HCl, H2SO4 suhtes;
    reageerib aeglaselt HNO3 ja kuningveega → GeO2
    - “ - leelistega → hüdroksogermanaadid [Ge(OH)6]2-
    Temperatuuril peam. üle 700ºC
    • oksüdeerub õhus → GeO2

    - “ - O2 või CO2 voolus → GeO ja GeO2
    • + S → GeS või

    + S → GeS2 (1000 – 1100ºC) valge amorfne või kristallil.
    • + Se → GeSe (500ºC) tumepruun kristallil.
    • + Hal2 → GeHaln (n = 1,2,4) jpt.

    Tähtsamad on tetrahalogeniidid, mida kasutatakse
    pooljuhtmaterjalide ja teiste Ge ühendite saamisel
    GeCl4 – värvitu vedelik, ei lahustu vees, kuid lahustub orgaanil. lahustites
    GeF4 – värvitu, õhus suitsev gaas, vedelas HF-s
    lahustudes → H2[GeF6] - heksafluorogermaaniumvesinikhape
    GeBr4 – värvitu, niiskes õhus suitsev vedelik, lahustub org. lahustites
    GeI4 – oranžpunane kristallil. aine; redutseerub vesinikuga (tº) → GeI2
    Tuntud ka monohalogeniidid GeHal, dihalogeniidid GeHal2;
    Ge2Hal6 ja mitut tüüpi segahalogeniidid.
    • ei reageeri N2, Si, H2, C-ga otseselt,

    kuid on tuntud germanovesinikud GenH2n+2,
    neist lihtsaim germaan GeH4 (värvitu, vees lahustuv gaas)
    ja nitriid Ge3N4 (saadakse: NH3 + Ge või GeO2): värvitu või
    helekollane
    kristallil.
    Ge oksüdatsiooniaste ühendites võib olla I, II, III, IV,
    kuid tavalisemad on II ja IV ← stabiilsem
    Ge(4+) ühenditest on praktiliselt tähtsaim
    GeO2 – germaaniumdioksiid e. germaanium(IV)oksiid
    võib saada paljude meetoditega, näit.
    GeCl4 hüdrolüüsil: GeCl4 + 2H2O → GeO2 + 4HCl
    GeO2: 2 värvitut kristallmodifikatsiooni, mis erinevad tunduvalt füüsikal. omadustelt
    GeO2 on amfoteerne oksiid (ülekaalus happel. omadused):
    GeO2 + 2NaOH + 2H2O → Na2[Ge(OH)6]
    naatriumhüdroksogermanaat(IV)
    Konts. HCl → tetrakloriid:
    GeO2 + 4HCl → GeCl4 + 2H2O
    GeO2 lahustub ka suhtel. nõrkades orgaanil.
    hapetes (äädik-, piim- ja viinhape),
    kuid lahustub halvasti konts. HNO3-s ja H2SO4-s.
    GeO2 tekkimisel lahustes võivad moodustuda
    mitmesugused hüdraadid – erinevad germaaniumhapped, näit.
    GeO2 ?? 2H2O ehk H4GeO4 (ortogermaaniumhape)
    Kasutamine. GeO2 on Ge tootmise vaheprodukt;
    • eriklaaside (väga suur murdumisnäitaja, IP-kiirguses läbipaistev) komponent
    • emailides, glasuurides
    • germanaatide ja fluorogermanaatide saamisel
    • perspektiivne kiudoptikas

    3.10.3. Metalse Ge saamine ja kasutamine
    - saadakse peam. kõrvalproduktina värvil. metallide tootmisel ja fossiilsete kütuste tuhast.
    Toore rikastatakse (olenevalt päritolust)mitmete meetoditega (näit. flotatsiooniga)
    Kontsentreerimiseks kasutatakse sageli sulfiidide lenduvust,
    sadestamist tanniini või/ja H2SO4 lahusega jm.
    *kontsentreerimine on paljuetapiline, keeruline, kallis
    Lõppetappidel saadakse GeCl4, mida puhastatakse ülihoolikalt
    (rektifikatsioon kvartskolonnides, ekstraktsioon, suund-kristallimine jt.)
    ja hüdrolüüsitakse ülipuhta veega, → GeO2,
    kuivatatakse (sageli kõrgsagedusväljas) ja redutseeritakse H2-ga (600-700ºC) → Ge
    Ge sulatatakse 1000-1050ºC juures,
    puhastatakse tsoonsulatuse või suundkristallisatsiooniga
    Kasvatatakse monokristallid saadud ülipuhtast Ge-st
    (kuni 1 võõraatom 109 Ge-aat. kohta), kasvatamise käigus legeeritakse täpse koguse vajalike lisanditega (Sb, Ga, As, Si jt., 10-3 … 10-4%)
    Metallina kasutatakse peam. pooljuhttehnikas
    väga oluline pooljuhtmaterjal
    DIOODID TRANSISTORID
    (I Ge-transistor loodi 1948)
    siiski ilmneb tendents Ge osal. väljatõrjumiseks Si poolt
    (ülipuhas Si on tunduvalt kallim)
    Maailmatoodang ca 100 t/a
    toor-Ge u. 4 korda odavam kui Au, 6 korda odavam kui Ga (orienteeruvad andmed).
    3.11. Tina
    Tina (Stannum) – Sn van. inglistina
    lihtainena hõbevalge läikiv metall
    tuntud muinasajast (ka lihtainena) üle 6000 a. tagasi
    pronksiaja metall: “klassikalise” pronksi komponent
    esimeste metall-tööriistade koostisosa ajaloos
    vanas Egiptuses toodi tina pronksi valmistamiseks Pärsiast
    - tuntud ka iidses Indias
    lad. stannum tuleneb sanskr. stha - st: “kõva”
    pronks – ajalooliselt vanim tehismetall (Cu + Sn)
    sarnane nimetus paljudes euroopa keeltes
    väikese Aadria mere sadamalinna (it.) nime - Brindizi - järgi
    inglistina – päritolumaa järgi
    (Inglismaal olid suured maagilademed; põhi-eksportija Eur-s)
    praegu suurimad maardlad – Malaisia, Indoneesia , Tai,
    Boliivia, Austraalia jt.
    praegu Sn aastatoodang – ca 200 tuhat tonni
    Suurim eheda Sn tarbimine – “valgeplekk”,
    tinatatud raudplekk (konservikarbid, alates 1809.a)
    Õhus ja vees on tina püsiv,
    kompaktse metallina inimesele ohutu
    lubatud sisaldusnormid toiduainetes kõrged (100 - 200 mg/kg)
    3.11.1. Levik looduses, lihtaine füüsikal. omadused
    Raske läikiv metall (taval., “valge tina” e. β-Sn), plastne
    Looduslik Sn – 10 isotoobi segu, neist üks nõrgalt
    radioaktiivne (T1/2 > 1016 a.)
    Lihtainena looduses ei esine,
    tuntud on 16 tinamineraali, neist
    tööstuslikult tähtsamad kassiteriit (“tinakivi”) SnO2 (+2C → Sn+2CO);
    stanniin Cu2FeSnS4 (vähem)
    küllaltki haruldane (maakoores 8 · 10-3%), kuid mitte hajutatud
    rikkamad maardlad ammendumas
    Lihtaine Sn: peam. 2 polümorfset vormi:
    β-Sn (taval. valge) ρ = 7,28 g/cm3 – tetragonaalne
    α-Sn (“hall tina”) ρ = 5,75 g/cm3 – kuubiline
    püsiv alla 13,2ºC
    β-Sn → α-Sn: mahu suurenemine 25%
    kompaktne tükk pudeneb hallikasvalgeks pulbriks:
    “tinakatk”
    (protsess kiireneb (α-Sn tükikesega kokkupuutel) tº-l alla 13,2ºC,
    kuid kiiremini, kui tº on tunduvalt madalam (suurim kiirus tº-l -33ºC)
    Hall tina: kuumut. ja sulatamisel → valge tina
    Tinakatku tõttu hukkus 1912 Robert Scott’i polaarekspeditsioon
    lõunapoolusele (tinaliited kütusenõudel)
  • Tinapulga painutamisel - iseloomulik krigin
    On tuntud ka γ-tina: püsiv tº-l üle 161ºC (kuni stº-ni)
    väga rabe, kergesti pulbristuv
    “habras tina”
    3.11.2.Keemil. omadused
    • Ühendites o.-a. peam. II ja IV (püsivamad ühendid)
    • Õhus ja vees toatemperatuuril püsiv – õhuke oksiidikiht

    (kasut. teiste metallide, eriti Fe ja Cu katmiseks)
    märgatav oksüdatsioon tº-l üle 150ºC → SnO2 (tinadioksiid)
    Hapetega:
    • lahj. HCl-s lahustub aeglaselt

    konts. HCl-s (eriti soojendamisel) – kiiresti
    → SnCl2 + H2
    HCl liiaga tekib komplekshape:
    SnCl2 + 2HCl → H2[SnCl4]
    vesiniktetraklorostannaat(II)
    • lahj. H2SO4-ga peaaegu ei reageeri,

    konts. H2SO4-ga – aeglaselt → SnSO4
    soojendamisel Sn(SO4)2
    • lahj. HNO3 → Sn(NO3)2

    konts. HNO3 → H2SnO3
    metatinahape - vees lahustumatu
    (β-tinahape)
    Tegelikult on tinahapped (tuntud α- ja β-vorm) “vahelduva koostisega”,
    ligikaudne valem SnO2 ·1,8 H2O
    Leelistega reageerib
    aeglaselt juba toatemperatuuril (eriti õhu juuresolekul):
    Sn + 4H2O + 2NaOH → Na2[Sn(OH)6] + 2H2
    naatrium -
    heksahüdroksostannaat(IV)
    Leelislahustumist kasut. Sn regenereerimisel
    (Sn eraldatakse lahusest elektrolüütiliselt)
  • Halogeenidega
    • kloori, broomiga – taval. tº-l
    • joodiga – nõrgal kuumutamisel
    • fluoriga toatº-l väga aeglaselt

    100ºC juures tormiliselt (süttib)
    SnI4 on kollakas kristallaine,
    teised halogeniidid värvitud
    SnCl4 – värvitu vedelik, õhus suitsev (→ Sn(OH)4)
    SnCl2 kristallub vesilahustest dihüdraadina
    seismisel oksüdeerub õhuhapniku toimel (valgus soodustab)
    kasutatakse kangaste immutamiseks
    väga tugev redutseerija:
    SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
    Kloriidid on tähtsaimad halogeenühendid,
    mõlemad lahustuvad ka org. lahustites; vees hüdrolüüsuvad,
    kalduvad kompleksühendite (näit. (NH4)2[SnCl6])
    või aduktide (3SnCl4 · 2PH3, SnCl2 · nNH3) moodustumisele
    Tina reageerib kuumutamisel energiliselt S, Se, Te, P-ga
    ei reageeri vahetult: C, N2, H2, Si, B, Mo, Os, Re ja W-ga
    Moodustab paljude metallidega tahkeid lahuseid, intermetalliide, eutektilisi segusid
  • Ühendid
  • Oksiidid, hüdroksiidid
    SnO2 - värvitu kristallaine (praktikas valge pulber)
    tekib tina kuumutamisel õhus
    looduses leidub mineraal kassiteriidina (peam. Sn maak )
    (praegu töödeldakse sageli maake, mille SnO2-sisaldus on vaid 0,1%)
    Püsiv nii hapete kui leeliste lahuste suhtes,
    kuid sulatamisel leelistega avalduvad happelised omadused:
    2NaOH + SnO2 → Na2SnO3 + H2O
    naatriumstannaat(IV)
    (naatriummetastannaat)
    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.
    Hüdroksiidid SnO · H2O e. Sn(OH)2 ja SnO2 · xH2O
    ehk tinahapped – vt. eespool
    tekivad vastavate soolade (SnCl2, SnCl4) leeliselisel hüdrolüüsil
    2HCl
    Sn(OH)2 on amfoteerne:
    Na-trihüdroksostannaat
    Sn(OH)4 seismisel või soojendamisel:
    Sn(OH)4 → H2SnO3
    tina(IV)hüdroksiid metatinahape (ei reag. hapete ega alustega)
  • Hüdriid
    SnH4 – stannaan
    värvitu, väga mürgine gaas, ebapüsiv (laguneb aegl. juba 0ºC juures (→lihtained).
    Vähesel määral tekib Sn-soolade redutseerimisel tsingiga (HCl juuresolekul)
    Sooladest tähtsamad (halogeniidid – vt eespool)
    SnSO4 – tina(II)sulfaat, kasut. elektrolüütilisel tinatamisel
  • Kasutamine
    Ligi 60% sulamitena
    + Cu – pronksid
    + Cu, Zn – valgevask
    + Sb – babiit (antifriktsiooniline, ka + Cu)
    + Zr – tuumareaktorites
    + Ti – turbiinid
    + Nb – ülijuhid
    + Pb – joodised
    kergsulavad sulamid (+ Bi, Cd, Pb)
    1/3 toodetavast Sn-st – metallide kaitsekatted
    sh. “valgeplekk” – konservikarbid jm.
    vähesel määral tinaplekk – stanniol
  • Biotoime
    Vajalik mikroelement (inimesele ja loomadele)
    Igapäevane tarbimine täiskasvanutel 4 - 20 mg ööpäevas
    Ei kogune organismis, defitsiiti pole täheldatud
    Arvatavasti katalüsaatoriks organismi redoksprotsessides
    Üldiselt on tina vähemürgine element (v.a. mõned ühendid, näit. SnH4). Mingi osa vastsündinute organismis, kuid mitte sünnieelselt (tinaioonid ei läbi platsentat).
    3.12 Plii
    Plii (Plumbum) – Pb van. seatina
    lihtainena hõbevalge, sinaka läikega raske metall
    (tuhmub kiiresti õhus); väga pehme (küünega kriimustatav),
    jätab paberile halli jälje
    Plumbum – Plinius Vanema termin (I saj.)
    Ammutuntud metall:
    juba 4000 a. tagasi tuntud Indias ja Hiinas
    Egiptuses (varem?)
    vanimad pliimetallurgia jäljed: Lähis-Ida,
    7.aastatuhande algus e. Kr.
    (vt. H.Karik Vask, kuld ja raud olid esimesed.
    Tln., 1984, lk 124-141)
    Indias, Kreekas (Ag metallurgias), Roomas (veetorustikud)
    hiljem sõjanduses, jahinduses jm.
    – kaua aega suur tähtsus trükitehnoloogias
    Pb – suhteliselt halb soojus- ja elektrijuht
    (alla 10% Ag elektrijuhtivusest) – radioakt. kiirgus
    (ka γ-komponent) ja röntgenkiirgus neelduvad ülihästi
    (praktiliselt parim kaitse nende vastu)
    3.12.1. Levik looduses, lihtaine saamine
    Pb – mitte kuigi haruldane “värviline” metall
    Ookeanis keskm. sisaldus 0,03 μg/l, jõevees 0,2-8,7 μg/l
    Tuntud ca 80 mineraali, mis sisaldavad Pb,
    neist tööstuslikult tähtsaim galeniit e. pliiläik PbS
    Pliiga koos esinevad maakides Cu, Zn, Cd, väärismetallid , Bi, Te jt.
    Looduslik Pb koosneb 5 stabiilsest isotoobist
    massiarvudega 202, 204, 206, 207 ja 208,
    neist 3 viimast on vastavalt U, Ac ja Th radioakt. lagunemise rea viimased liikmed
    ( ja 2 esimest leidub lood. pliis väga vähe)
  • Saamine
    Tooraine – polümetallilised sulfiidsed maagid (1 - 5% Pb)
    rikastatakse flotatsiooniga → kontsentraadid
    Kuumutatakse õhu juurdepääsul: 2PbS + 3O2 → 2PbO + 2SO2
    PbO redutseeritakse koksiga, kuid otseselt osaleb reaktsioonis peam. CO:
    PbO + CO → Pb + CO2
    Võimalik ka nn. autogeenne redutseerimisprotsess
    summaarse võrrandi PbS + O2 → Pb + SO2 järgi
    Tehnoloogilised protsessid ja üksikasjad on üsna keerukad,
    seejuures eraldatakse ka kaasnevad elemendid (ülal bold) lihtainetena.
    3.12.2. Keemil. omadused ja ühendid
    Suhteliselt inertne
    Kuigi kattub õhus kiiresti oksiidikihiga,
    on Pb üsna vastupidav O2, H2O ja hapete suhtes
    Õhus tekkiv oksiidikiht õhu CO2 ja H2O toimel →
    2PbCO3 · Pb(OH)2 (aluseline karbonaat)
    Vees pikaajaliselt püsiv, kui seal pole lahustunud palju CO2,
    vastasel korral korrodeerub ja lahustub → Pb(HCO3)2
    (vesi muutub mürgiseks)
    Kuuma veeauruga reageerib:
    Pb + H2O ↔ PbO + H2
    Happed (reageerib, kui ei teki happes vähelahustuvat soola)
    • lahj. HCl ja lahj. H2SO4 (kuni 80%) – ei reageeri

    (konts. hapetega moodustuvad vastavalt H4[PbCl6] ja Pb[ HSO4 )2]
    • HNO3-ga (paremini lahj.):

    3Pb + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
    • CH3COOH-ga (õhu juuresolekul):

    2Pb + 4CH3COOH + O2 → 2Pb[ CH3COO ]2 + 2H2O
    plii(II)etanaat
    (pliiatsetaat)
    Leeliste konts. lahused:
    Pb + 2KOH + 2H2O → K2[Pb(OH)4] + H2
    kaaliumtetra-
    hüdroksoplumbaat(II)
    Vesinikühendid pole iseloomulikud (PbH4, värvitu gaas, laguneb kergesti)
    Halogeenidega → PbHal2
    (F2-ga reageerib aegl. juba toatemp-l)
    Väävli, seleeni ja telluuriga → PbS, PbSe, PbTe
    Hapnikuga moodustab 6 erin. oksiidi (osa neist veel mitmes kristallvormis),
    neist on tähtsamad
    α-PbO – kollane silu
    PbO Plii(II)oksiid: 2 kristallvormi
    β- PbO – punane massikoo
    Kasut. kristallklaasi (ca 24% PbO) valmistamisel.
    Pb3O4 tripliitetraoksiid: helepunane
    “pliimennik” – diplii(II)ortoplumbaat(IV) Pb2PbO4
    - õigem
    tekib PbO pikaajalisel kuumutamisel kuni 540º-ni (üle 570ºC laguneb)
    Ka Pb3O4 esineb kahes kristallvormis; kasut. korrosioonivastastes värvides, pliiakumulaatorites, kristallklaasi tootmisel jm.
    PbO2 pliidioksiid (pruun tahke aine) – 2 kristallvormi (α- ja β-)
    tekib Pb(II)ühendite oksüdeerimisel; ka ise tugev oksüdeerija
    (hõõrumisel punase fosfori või väävliga segu süttib)
    Kasut. pliiakudes elektroodide ja tikupeade koostises jm.
    Vees lahustumatu, kuid lahustub leelistes:
    PbO2 + 2NaOH + 2H2O → Na2[Pb(OH)6]
    naatriumheksahüdrokso-
    plumbaat(IV)
    PbO2 lahustub ka hapetes (amfoteerne)
    kuumutamisel H2SO4-ga → O2
    “ - “ HCl-ga → Cl2
    α-PbO2 laguneb kuumutamisel astmeliselt:
    570ºC
    380ºC
    350ºC
    200ºC
    PbO2 Pb12O19 Pb12O17 Pb3O4 PbO
    Pb2O3 dipliitrioksiid, õigem vaadelda ühendina
    Pb[PbO3] - plii(II)metaplumbaat(IV)
    saadakse PbO2 hüdrotermilisel lagunemisel
    NaOH lahuses tº-l 250ºC
    Hüdroksiid Pb(OH)2
    saadakse Pb2+ + 2OH-
    → Pb(OH)2↓
    AMFOTEERNE:
    HNO3
    NaOH3
    Pb(NO3)2 Pb(OH)2 Na[Pb(OH)3] või
    Na2[Pb(OH)4] Na-hüdroksoplumbaadid(II)
  • Teised ühendid: Pb(II)- ja Pb(IV) soolad
    Pb(II) ühendid on tavalisemad ja stabiilsemad
    Pb(IV) ühendid – tugevad oksüdeerijad
    Kõik lahustuvad (jmt.) Pb-ühendid on mürgised
  • Pb(IV) – soolad
    Tavalisemad laboris kasutatavad pliisoolad (lahustuvad hästi vees):
    Pb(NO3)2 – plii(II)nitraat, värvitu kristallaine – tavaline laborireaktiiv
    Pb(CH3COO)2 · 3H2O pliietanaat (pliiatsetaat, “pliisuhkur”)
    magusa maitsega, värvitu kristallaine
    (meenutab suhkrut, kuid mürgine)
    Teised Pb(II) ühendid on peam. vees lahustumatud valged tahked ained;
    neist tähtsamad kloriid PbCl2, sulfaat PbSO4, jodiid PbI2 (kollane)
    • külmas vees rasklahustuvad, kuumas – paremini

    Pliisulfiid PbS – pooljuht
    Pliiasiid Pb(N3)2 – löögist plahvatav, üks detonaatorite põhiühendeid
    Saadakse naatriumasiidi NaN3 toimel pliisooladesse [Pb(NO3)2].
    On tuntud ka Pb(IV)asiid, kuid see on liiga ebapüsiv.
    Pliikromaat PbCrO4 – oranžkollane tahke aine (värvipigment)
  • Pb(IV) - ühendid
    sooladest tähtsamad
    plii(IV)sulfaat Pb(SO4)2
    plii(IV)etanaat Pb(CH3COO)4
    saadakse hapustatud lahuste elektrolüüsil (jmt. meetodid).
    Tetraetüülplii Pb(C2H5)4
    – metallorgaaniline ühend
    kerglenduv vedelik, väga mürgine
    kasutatakse ikka veel väga laialdaselt (antidetonaator)
    mootorikütuste oktaaniarvu tõstmiseks
    üks peamisi ohtliku loodusreostuse allikaid maailmas
    (Pb mootorite heitgaasides – kuni 260 tuh. t/a)
    3.12.3. Tootmine ja kasutamine
    Toodangult on pliil 4. koht “värviliste” metallide osas
    (Al, Cu, Zn, Pb) – aastatoodang u. 4 milj.t
    • 45% toodangust: akumulaatorite elektroodid (pliiakud)
    • 20% - “ - : kaablikatted
    • 5 - 20% - “ - : tetraetüülplii tootmiseks
    • keemiatööstuse sulamid (torud ja aparatuur )
    • haavlid, kuulide südamikud, (šrapnellid)
    • ekraanid kaitseks radioakt. ja röntgenkiirguse eest
    • soolad, värvipigmendid (eriti Pb3O4, PbCrO4)
    • klaasitööstuses (eriti “kristallklaas”), emailid

    3.12.4. Biotoime
    Täiskasvanud inimese organismis on ca 130 mg Pb.
    Plii eluline tähtsus loomsetele organismidele tõestati 1970.-te alguses.
    Kuid aktuaalsem on plii puhul tema mürgisus,
    eriti arvestades tema tohutut tarbimist ja kumuleerumist organismis.
    Ookeanidesse suubub aastas üle 500 tuh. t Pb (reostusena).
  • Plii normaalne sisaldus
    • toiduainetes 0,02-3 mg/kg (värsked, kuivatamata)
    • joogivees 0,01-0,03 mg/l
    • atmosfääris 0,03-0,1 (g/m3

    Pliireostus suurendab vastavaid näitajaid paljukordselt
    Peamised saastajad: detonatsioonivastased lisandid
    mootorikütustele (tetraetüül- ja tetrametüülplii), toidunõud, värvid.
    Eriti palju tekib Pb-reostust värvil. metallide tehnoloogias,
    söe, nafta jms. põletamisel, akumulaatoritest jm.
    Plii toksilise toime kohta organismis on väga palju kirjandust.
    Huvi plii vastu meditsiinis ja bioloogias on peaaegu eranditult määratud tema kui kumulatiivse mürgi omadustega, mida inimkond tunneb juba üle 4000 aasta. Mürgistused selle elemendiga olid inimestele tuntud juba antiikmaailmas kui saturnism või plumbism, mille mõningaid kliinilisi tunnuseid kirjeldas juba Hippokrates 370.a. e.m.a. Plii tarbimine Vana-Roomas ulatus kuni 4 kg-ni aastas inimese kohta, mis on võrreldav selle elemendi tänapäevase tarbimisega USA-s – 6 kg aastas. Pliid kasutati peamiselt akveduktide ja veejuhtetorude ehitusel, katmaks pronkskatlaid toidu valmistamiseks ja sellele magusa maitse andmiseks. Veine ja mahlu valmistati samuti pliikattega nõudes, mis parandas nende maitset . Plii laialdane kasutamine vanaroomlaste olmes tõi endaga kahtlemata kaasa toidu ja joogi saastumise selle elemendiga. On isegi olemas hüpotees , mille kohaselt Rooma impeeriumi langus oli olulisel määral tingitud selle riigi kodanike mürgistumisest pliiga. Sellist seisukohta kinnitavad andmed plii kõrgest sisaldusest vanade roomlaste, eriti patriitside luudes.
    Esimesed dokumenteeritud massilise pliitoksikoosi juhtumid on pärit XVI sajandist. Kõige ulatuslikumad neist leidsid aset Amsterdamis, kus elanikkond jõi pliireostusega veevärgivett, ja Inglismaal Devonshire’i krahvkonnas, kus siidri valmistamisel kasutati pliiga kaetud presse ja anumaid.
    Tänapäeval põhjustab plii kui keskkonna prioriteetne saastaja erilist huvi. Vastavad tööstuslikud ja transpordist põhjustatud heitmed ületavad 400 tuhat tonni aastas, ohustades miljonite inimeste, eriti laste tervist. Selle mikroelemendi imendumine seedetraktist toimub lastel 3 korda intensiivsemalt kui täiskasvanutel.
    3.13. 15. rühma elemendid (N - Bi): üldiseloomustus
    15. rühm: lämmastiku alarühm (varasem nimetus: penteelid)
    Elemendid 7N, 15P, 33As, 51Sb 83Bi
    poolmetallid
    läheneb läheneb
    mittemetallile metallile
    väliselektronkihi konfiguratsioon ns2np3
    ühendeis oksüd.-aste - III … V
    Rühma piires üleminek
    mittemetall → poolmetall → metall
    Üldised seaduspärasused
    • moodustavad hüdriide EH3 (tüüpil. hüdriidide valemid on analoogsed), vastavate molekulide polaarsus reas NH3 → BiH3 väheneb
    • moodustavad oksiide E2O3 ja E2O5 (kuid ka teisi)
    • oksiididele vastavad happed HEO3 (või H3EO4), millede tugevus reas HNO3 → HSbO3 väheneb

    Sisaldus maakoores
    N, P - tavalised, levinud - 10-2% sisalduse
    As - veidi vähem (hajutatum) - 10-4% suurus-
    Sb,Bi - haruldased - 10-5% järk
    (täpsemalt iga elemendi juures eraldi)
    3.14. Lämmastik
    N - Nitrogenium (lad.)
    nitrum - salpeeter, gennáō – sünnitama, tekitama
    Looduslik lämmastik - 2 isotoopi, neist 14N üle 99,6%,
    ülejäänud osa 15N (mõlemad stabiilsed)
    Lihtainena taval. to-l gaas, molekul kaheaatomiline
  • Looduses
    Maakoores 1 · 10-2 massi-% (levikult 15. kohal)
    Peam. osa – lihtainena atmosfääris (sisaldus 75,6 massi-%)
    – ühenditena – lood. vetes, mineraalides, eluslooduses
    – Maakoores – 3 mineraalide põhitüüpi:
    sisaldavad ioone NO3- , NH4+ , CN-
    nitraadid: NaNO3 (Tšiilis), KNO3 (Indias)
    Kosmoses: N, N2, NO, (CN)2, NH3 (neutr. või ioniseeritud)
    komeetide atmosfäärides, udukogudes, Päikese atmosfääris
    Kosmoses levikult 4. kohal
    Lihtainena planeetide atmosfääris (näit. Veenusel,Marsil)
    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

    Gaasil. N2 (lihtaine) sidumine (→ ühendid) tööstuses -
    küllaltki komplitseeritud probleem
    lahendati 20. saj. algul (NH3 süntees)
  • Lihtaine
    N2 – värvitu gaas, keemil. passiivne
    vees vähelahustuv
    raskvedelduv, ktº: - 195,80o, sul-tº: - 210,00ºC
    (nii vedelat kui tahket tuntakse üsna hästi)
    ei toeta põlemist ega hingamist
  • Saamine
    laboris: - NH4NO2 → N2 + 2H2O (ka tennisepallides)
    (NH4Cl + NaNO2 vesilahuste segu soojendamisel)
    - (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O jt.
    - NaN3 lagunemisel (→ kõrgpuhas N2)
    tööstuses: vedela õhu rektifikatsioonil
    (aurub enne hapnikku)
    Avastati, eraldati 1772 Rutherford , Scheele
    Tootmine, kasutamine – ca 80 milj. t/a
    peamine kasutusala – NH3 süntees
    (NH3 → väga paljud N ühendid)
    3.14.2. Keemil. omadused
    Molekulaarlämmastiku N2 passiivsus (püsivus)
    on tingitud kolmiksidemest N ≡ N
    Selle aktiveerimiseks (lõhkumiseks) vajalik suur energia (942 kJ/mol)
    – väga kõrge temp. või elektrilahendus
    (tº-l 3000ºC dissotsieerunud vaid 0,1% molekulidest)
    Suhtel. madalal tº-l reageerib
    ainult mõnede akt. metallidega (näit. Li, Cs),
    ka kõrgel tº-l sageli vajalik veel katalüsaator
    3.14.3. Ühendid
    3.14.3.1. Vesinikuga – 3 põhiühendit (otseselt moodustub neist vaid NH3)
    NH3 H2N - NH2 HN3
    ammoniaak hüdrasiin lämmastik-
    (diamiin) vesinikhape
    Ammoniaak NH3 – värvitu, terava lõhnaga gaas, ktº -33ºC
    lahustub vees (ülihästi) jpt. vedelikes;
    kergvedelduv (kasut. külmutusagregaatides töötava kehana)
    [toatemp-l vedeldub rõhul 0,84 MPa (8,6 at)]
    Ainus lämmastiku vesinikühend , mida saadakse otseselt lihtainetest:
    N2 + 3H2 ↔ 2NH3
    ΔH = - 92,4 kJ
    Vajalik - kõrgrõhk
    - kõrge tº
    - katalüsaator (teatud lisandiga raud)
    Selle reakts. tasakaalu uuris F. Haber XX saj. algul, juurutas tööstustootmisse Bosch → Haberi – Boschi menetlus (Nobeli pr. 1918)
    • ajalooliselt esimene (seniajani peamine) lämmastiku sidumise meetod suurtööstuslikus mastaabis [sajandi algul väga raske tehniline probleem]

    Kaasaegsed suure tootlikkusega NH3 sünteesikolonnid töötavad rõhul 25-35 MPa ja tº-l 420– 500ºC
    (Vastavalt Le Chatelier ’ printsiibile soodustab NH3 teket
    rõhu tõstmine ja temp. alandamine )
  • NH3 – reaktsioonivõimeline ühend
    Iseloomulikud
    1) ühin.-reaktsioonid, → kompleksioonid (ammooniumioonid NH4+)
    N aatom (doonor) loovutab sideme tekkeks mittejaotunud elektronipaari
    2) oksüd.-reaktsioonid
    3) asendusreaktsioonid
    1) Ühinemisreaktsioonid
    Tekib ammooniumioon NH4+:
    NH3 + H+ → NH4+
    NH3 + H2O → NH3 · H2O ↔ NH4+ + OH-
    NH3 + HCl → NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-
    (ammooniumühendite dissotsieerumine lahuses)
    Ammooniumühendid kuumutamisel lagunevad (pöörduvalt):
    termodissotsiatsioon e. termolüüs: NH4Cl ↔ NH3 + HCl
    Kompleksioonid moodustuvad ka NH3 (või tema vesilahuse)
    reageerimisel metalliioonidega → ammoniakaadid:
    AgCl + 2NH3 · H2O → [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
    CuSO4
    + 4NH3 · H2O → [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
    2) Oksüdatsioonireaktsioonid
    • O2-ga oksüdeerub NH3 lämmastikuks

    või NO-ks (katal. - Pt-metallid):
    4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
    4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
    • Halogeenidega oksüdeerub osaliselt:

    8NH3 + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl
    3) Asendusreaktsioonid
    • Metallidega reageerimisel asenduvad NH3 vesinikuaatomid:

    to
    2NH3 + 3Mg → Mg3N2 + 3H2 – täiel. asendumine
    magneesium -
    to
    nitriid
    2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2 – asendub 1 H aatom
    naatrium-
    amiid
    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.
    NH4NO3 – ammooniumnitraat – väetis, lõhkesegude komponent
    (NH4)2CO3 ja NH4HCO3 (karbonaat ja vesinikkarbonaat) –
    kondiitritööstuses taigna kergitusvahend (küpsetuspulbrid):
    NH4HCO3 ↔ NH3 + CO2 + H2O
  • Ammoniaagi biotoime
    Ärritav , mitte väga mürgine (väikestes kogustes),
    ärritav toime ületab tunduvalt mürgisuse.
    Organismi ainevahetussaadusena eritub kohe peale tekkimist
    (kui seda ei juhtu, on organismisisene NH3 äärmiselt mürgine).
    Taimedele – efektiivne väetis
    (taval. kasut. vesilahusena)
    Ammoniaak – kr hals amm(niakos – “Ammon’i sool” – vastava egiptuse
    jumala templi lähedalt saadav sool (salmiaak)
    Puhas NH3: J. Priestley 1774
    NH3 molekul on korrap. kolmnurkse püramiidi kujuline, tipunurk 107,8º.
    Lahustuvus vees (massi-% : 42,8 (0ºC), 33,1 (20ºoC), 23,4 (40ºC)
    Vesilahuste tihedus d 3
    Maailmatoodang ca 90 milj.t/a (kõik riigid)
    Põhikasutus: HNO3, CO(NH2)2, NH4-soolad (väetis) jt. tootm.
    Hüdrasiin N2H4 e. diamiid
    H2N - NH2
    NH3 derivaat , kus 1H aatom on asendunud aminorühmaga (-NH2)
    värvitu, õhus suitsev, ebameeldiva lõhnaga väga mürgine vedelik
    keemistemp . 113,5ºC; termil. ebapüsiv (laguneb tº-l 200-300ºC)
    seguneb igas vahekorras veega, etanooliga jt. polaarsete lahustitega
    veega → monohüdraat, moodustab sooli
    tugev redutseerija (oksüdeerub kergesti)
    oksüdeerub intensiivselt õhuhapnikuga (→ N2, NH3, H2O)
    aurud põlevad sinise leegiga
    Vesilahuses on hüdrasiin nõrk alus,
    moodustades 2 tüüpi hüdrasooniumioone:
    N2H4 + H2O ↔ N2H5+ + OH-
    N2H5 + H2O ↔ N2H62+ + OH-
    Sellele vastavalt on tuntud suur hulk sooli,
    mis vastavad hüdrasooniumi mõlemale ioonvormile
    näit. kloriidid N2H5Cl ja N2H6Cl2
    sulfaadid (N2H5)2SO4 ja N2H6SO4
    (need ongi laborites levinuimad hüdrasooniumsoolad)
    Hüdrasiini saadakse NH3 (või karbamiidi CO(NH2)2 oksüdeerimisel Na-hüpokloritiga:
    2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O
    Hüdrasiini (ja derivaate) kasut. paljude sünteesikeemia produktide (ravimite, taimekasvu regulaatorite, värvainete jpt. tootmisel).
    1,1-dimetüülhüdrasiin, hüdrasiin ja nende segud – raketikütuste põlevkomponent
    Lämmastikvesinikhape HN3
    (азотистводородная кислота)
    - ebapüsiv ühend (plahvatusohtlik)
    värvusetu, kergkeev (35,7ºC), terava lõhnaga väga mürgine vedelik
    Vesilahustes püsiv nõrk hape (veidi nõrgem etaanhappest)
    Soolad asiidid N3- – happejääk
    Kergmetallide asiidid üldiselt hästi lahustuvad, üsna püsivad toatemperatuuril
    NaN3 saadakse N2O laskmisel läbi sula naatriumamiidi:
    to
    NaNH2 + N2O → NaN3 + H2O
    Raskmetallide, eriti Pb ja Ag asiidid plahvatavad kergesti
    löögist ja kuumutamisel; plahvatus tekitab detonatsiooni.
    On tuntud ka plahvatusohtlikud halogeenide asiidid.
    Laialdasem kasutamine – pliiasiid Pb(N3)2 [sütikutes]
    3.14.3.2. Ühendid vesiniku ja hapnikuga
    Hüdroksüülamiin NH2OH
    saadakse HNO3 elektrokeemilisel redutseerimisel Pb-katoodil
    (tuntakse ka teisi meetodeid)
    H ― O ― NO2 + 6H+ + 6e → HO ― NH2 + 2H2O
    Happelises keskkonnas oksüdeerija, leeliselises redutseerija
    - 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
    T to, p
    Fe
  • O2
    Pt
    ööstuslikult toodetakse astmeliselt:
  • O2
    H2O
    H2 + N2 NH3 NO NO2 HNO3
    HNO3 reageerimisel metallidega ei teki kunagi vesinikku
    Sõltuvalt happe konts-st ja metalli aktiivsusest tekivad
    NO, NO2 (konts. happe puhul), NH3, N2O, NH3 → NH4NO3, N2
    Ainult vähesed metallid ei lahustu HNO3-s: Au, Pt jmt.
    Al, Fe ja Cr – passiveeruvad konts. HNO3 toimel (ei lahustu)
    Kuid lahj. HNO3 reageerib Fe-ga - praktil. parim “lahusti” rauale
    Konts. HNO3
    – transporditakse Al- või terastsisternides
    – labori tarbeks taval. 20 l-tes klaaspudelites
    Konts. HNO3 + konts. HCl (taval. 1 : 3 mahuliselt) – kuningvesi
    aqua regia (lad., ingl.), царская водка (vene), eau régale (pr.), Königswasser (saksa)
    Kuningvesi – veel tugevam oksüdeerija kui HNO3,
    reageerib Au ja Pt-ga:
    HNO3 + 3HCl → NOCl + 2Cl + 2H2O
    Au + 3Cl → AuCl3
    AuCl3 + Cl- + H+ → H[AuCl4]
    tetraklorokuld(III)vesinikhape
    Plaatinaga tekib analoogselt H2[PtCl6]
  • 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
    erinevalt:
    1) aktiivsete metallide (K, Ca, Na, Ba) nitraadid:
    2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
    naatriumnitrit
    2) keskm. aktiivsusega metallide (Mg, Pb, Fe, Zn, Cu) puhul:
    2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
    vask(II)oksiid
    3) Väheaktiivsete metallide (Ag, Au) nitraadid:
    2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
    Lämmastikushape HNO2
    nõrk, ainult vesilahustes tuntud hape, soolad – nitritid
    laguneb kergesti: 3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
    peamised kasutatavad soolad: NaNO2, KNO2
    laboris, toidulisanditena, org. sünteesis
    3.14.3.3. Hapnikuga
    Lämmastikul on palju oksiide
    • valents ja oksüdatsiooniaste ei lange sageli kokku
    • ühendeis on N maksimaalselt neljavalentne

    N2O NO (NO)2
    N = N = O ↔ N = N ― O N = O N ― O
    O ― N
    N2O3 NO2
    O = N ―O ― N = O O ― N = O
    N2O4 N2O5
    O
    O
    O
    O
    O
    O
    O
    O
    N ― N N ― O ― N
    N2O6 NO3
    O
    O
    O
    O
    N ― O ― O ― N
    N2O (dilämmastikoksiid)
    lõhnatu, värvusetu gaas, lahustub märgatavalt (külmas) vees
    saadakse ammooniumnitraadi (või segu (NH4)2SO4 + NaNO3)
    kuumutamisel :
    NH4NO3 → N2O + 2H2O
    segus õhuga hingatav →väheneb O2 osakaal, ( narkootiline toime: naerugaas )
    kasut. sünnitusabis ja väikestel operatsioonidel
    N2O - endotermiline ühend, kuumutamisel laguneb:
    2N2O → 2N2 + O2
    seetõttu toetab paljude ainete (metallid, P, S jt.) põlemist
    põlemisel → oksiidid → N2
    NO (lämmastikoksiid)
    värvusetu, mürgine gaas
    tasakaalus dimeeriga: 2NO ↔ (NO)2
    neist dimeer oksüdeerub õhus kergesti (toatemp-l):
    (NO)2 + O2 → 2NO2
    Saadakse
    • lihtainetest väga kõrgel tº-l: N2 + O2 2NO
    • metallide reageerimisel lahj. HNO3-ga (laboris)
    • N p, t
      H3 katalüütilisel oksüdeerimisel:

    4NH3 + 5O2 → 4NO + H2O
    reaktsiooni kasutatakse HNO3 tööstuslikul saamisel
    NO2 (lämmastikdioksiid)
    esineb tasakaalulises süsteemis dimeeriga:
    2NO2 N2O4 ΔH = - 58,62 kJ
    pruun värvitu
    süsteemi värvus oleneb to-st (kõrgemal to-l tumedam)
    niisiis praktikas tasakaalul. segu monomeer ( dimeer :
    mürgine, tugev oksüdeerija (paljud ained põlevad temas)
    reageerib veega: 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2,
    4+ 5+ 3+
    neist HNO2 laguneb kergesti: 3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
    N2O3 (dilämmastiktrioksiid)
    esineb tasakaalulises süsteemis
    NO2 + NO → N2O3 ΔH = - 41,86 kJ
    N2O3 – punakaspruun gaas, jahutamisel kondenseerub →
    sinine vedelik
    – lämmastikushappe HNO2 anhüdriid
    N2O5 (dilämmastikpentaoksiid)
    kristallil., kergesti lagunev ühend: 2N2O5 → 4NO2 + O2
    NO3 (lämmastiktrioksiid)
    peroksiid (esineb side ― O ― O ― ), kergplahvatav ühend
    tekib N2O5 või N2O4 reageerimisel vedela osooniga
    3.14.3.4. Metallidega (jm. mittemetallidega) - nitriidid
    – ammoniaagi NH3 derivaadid
    Nitriidid: 3 tüüpi
    1) kergmetallide nitriidid
    ioonil. side, ioonvõre
    reageerivad veega ja hapetega:
    Ca3N2 + 6H2O ―→ 2NH3 + 3Ca(OH)2
    2) 13. - 16. rühma elementide nitriidides – kovalentne side
    BN, AlN, Si3N4, P3N5, S4N4
    rasksulavad, suure kõvadusega ained
    pooljuhid või dielektrikud
    3) (peam.) raskmetallide nitriidid
    ZrN, VN, Cr2N, W2N jt.
    head soojus- ja elektrijuhid, suure kõvadusega,
    temperatuurikindlad
    - metallidele tekitatakse mõnikord nitriidikiht – asoteerimine
    (NH3 atmosfääris, 500–600ºC):
    • suurendab metallipinna kõvadust
    • vähendab korrosiooni

    3.14.4. Kokkuvõte
    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
    P – Phosphorus (lad.)
    phōs – valgus, phóros – kandja
    avastas Hennig Brand (Hamburgi kaupmees) 1669 – Euroopas
    araabia alkeemik Alhid Behil (XII saj.)
    (avastam. ajaloost vt.
    Karik, H. Hämmastavad ained. Tln., 1991, lk. 120–126)
    3.15.1. Leidumine looduses, biofunktsioon
    Maakoores 0,105 massi-%; levikult 13. kohal
    üks stab. isotoop 31P
    tuntud u. 200 fosforimineraali (kõik on fosfaadid )
    neist tähtsaim apatiit Ca5[PO4]3X (X on F või Cl),
    osal. anorg. radikaalid HO-, CO32- või O2-
    ja fosforiit (apatiidile sarnase koostisega, sisaldab 5 - 35% P2O5)
    Fosforiidi üldvarud (uuritud) maailmas ≈ 50 miljardit t (ümberarvestatult P2O5-le)
    • fosforiidid moodust. üle 80% fosfaattooraine maailmatoodangust

  • Fosforiit Eestis
    Varud üsna suured (prognoositud varud ≈ 800 milj. t P2O5 järgi)
    P2O5 – sisaldus suhtel väike (6 - 14%), kuid kergesti rikastatav
    1924 hakati kaevandama
    Tõenäoliselt tähtsaim Eesti maavara (praegu ei kaevandata)
    Rmt.: Eesti. Loodus. Koost. A.Raukas. Tln., 1995, lk 85–86
    Geology and Mineral Resources of Estonia. Comp. and ed. by A. Raukas, A. Teedumäe. Tallinn 1997, p. 331–336.
    Inimorganismis levikult 5. kohal
    Inimkehas keskm. 1,5 kg fosforit,
    sellest ca 1,4 kg luudes ja hammastes,
    130 g lihastes, 12 g ajus ja närvisüsteemis
    kuulub nukleiinhapete koostisse ( pärilikkus )
    adenosiinfosfaadid (organismi energeetika; põhineb “fosfaatsidemel”)
    Nukleotiid ATP ( adenosiintrifosfaat ) – universaalne makroergiline ühend elusorganismides
    ATP-sse salvestub energia;
    see energia vabaneb üleminekul ATP → ADP
    (makroergilise sideme katkemine)
    üks taimede põhi-toiteelement (K ja N kõrval)
    Looduses – fosforiringe
    3.15.2. Allotroobid
    Üle 10 allotroobi, neist tähtsamad 3: valge, punane ja must f.
    Neist taval. tingimustes on termodünaamiliselt püsiv ainult must fosfor
    (kõige raskemini saadav ja vähimlevinud).
    (Valge ja punase f. konversioon siiski äärmiselt aeglane)
    Niisiis on mitmeid “kitsamaid” allotroope
    (neid on palju uuritud, kuid puudub ühtne nomenklatuur)
    Omadus
    F o s f o r
    Valge
    punane
    Must
    Kristallivõre tüüp
    Kuubil.
    monokl.
    rombil.
    Tihedus, g/cm3
    1,83
    2,31
    2,70
    Sulamistemperatuur, oC
    44,1
    593*
    1000*
    Sublimeerumistemp., oC
    287**
    429
    453
    Lahustuvus CS2-s
    Elektrilised omadused
    Dielektrik
    dielektrik
    pooljuht
    * ülerõhul; ** keemistemperatuur
    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
    molekulivõrega aine: kristallivõre
    keskmetes on molekulid P4 (mille
    moodustavad võrdkülgse tetraeedri
    tippudes paiknevad P aatomid)
    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)
    • mitmed kristallvormid ja teisendid (“oranž”, erepunane jt.)

    praktikas taval. tumepunane pulber või tükid
    • polümeerse struktuuriga (“lõputud” ahelad tetraeedritest P4)
    • pole taval. kergsüttiv (süttim.-temp. üle 210ºC), kuid lisandid ja

    hõõrdumine võivad süttimist soodustada
    • puhtal kujul pole mürgine (ei lahustu organismis)
    • lendub kuumutamisel õhu juurdepääsuta

    (norm-rõhul eriti üle 400ºC),
    aurude kondenseerumisel ja tahkumisel tekib valge fosfor
  • Must fosfor
    tekib valgest allotroobist rõhul üle 1,2 GPa (1,2 . 109Pa)
    (normaalrõhk: 1 atm ≈ 1,01 · 105 Pa)

    must kristallil. aine
    kristallivõre: omavahel nõrgalt seotud gofreeritud kihid
    • atmosfäärirõhul sublimeerub (nagu ka punane f.)
    • teiste f. allotroopidega võrreldes kõige passiivsem

    3.15.3. Tööstuslik saamine
    Valge fosfor:
    segu – fosforiidid või apatiit
    – koks
    – liiv
    kuumutamisel elektriahjudes (1300–1500ºC):
    4Ca5F(PO4)3 + 21SiO2 + 30 C → 3P4 + 20CaSiO3 + SiF4 + 30 CO
    (summarne võrrand)
    (sel meetodil tööstusl. tootm. alates 1891)
    Fosfori aurud kondenseeruvad
    kogutakse tootmise käigus sooja (60ºC) vee all
  • Punane fosfor
    valge fosfori kuumutamisel (375-400ºC) õhu juurdepääsuta
    mõne tunni jooksul
    Mõlema allotroobi täiendav puhastamine (palju meetodeid)
    Ülipuhas valge f. – tsoonsulatus jt. meetodid
    Kristalne - “ - – ümberkristallimine CS2-st
    Kirjandus.
    Технология фосфора. Под ред. В.А. Ершова, В.Н. Белова - Ленинград: Химия, 1979. – 336 с.
    3.15.4. Keemil. omadused
    3 põhi-allotroobi keemil. aktiivsus väheneb reas
    valge f. → punane f. → must f.
    väga tunduvalt
    Valge fosfori helendumine (kemoluminenstsents):
    seotud tema aurude aeglase oksüdatsiooniga õhus
    (valge f. lendub märgatavalt ka madalatel tº-del)
    • vees praktiliselt lahustumatu
    • lahustub ülihästi CS2-s (≈ 90% 10ºC juures), tunduvalt ka NH3-s, PCl3-s jt. anorg. ühendites, benseenis (3,2%) jt.
    • kaldub isesüttimisele

    Punane fosfor võib samuti olla säilitamisel tuleohtlik
    (eriti suurtes kogustes, kui sisaldab valge fosfori jälgi)
    Fosfori põlemisel õhus, hapnikus → P4O10 + P4O6
    reag. veeaurudega (kõrge tº, kat) → H3PO4 + H2
    mitteoksüdeerivad mineraalhapped: ei reageeri
    HNO3 oksüdeerib → H3PO4
    leeliste (KOH, NaOH) lahustega kuumutamisel → PH3 ( fosfaan ) jt. fosforvesinikud
    väheakt. metallide (Cu, Pb, Ag jt) sooladega (ainult valge f.):
    tõrjub lahusest välja → fosfiidid
    vesinikuga: ei reageeri (hüdriide saadakse kaudsel teel)
    fluoriga: plahvatusega (valge ja punane f.)
    Cl2-s ja Br2 aurudes: valge f. süttib, punane reageerib rahulikult
    I2-ga: taval. tº-l (valge f.) või kuumut.-l (pun. f.)
    HHal-dega → PH3, fosfooniumsoolad
    P (aurud) + N (kõrgtemperatuur: elektrilahendus) → nitriidid
    P + S → eutektil. süsteem (100ºC) või sulfiidide segu (> 230ºC)
    P + C → karbiidid (üle 2000ºC)
    tavaliselt saadakse karbiide kaudsel teel
    CO2-ga (üle 650ºC): P4 + 6CO2 → P4O6 + 6CO
    Si-ga (üle 1000ºC): silitsiid SiP (tuntakse ka Si2P)
    Reageerib veel mitmete teiste mittemetallidega (Se, B jt.)
    ja metallidega → peam. kovalentse sidemega ühendid
    Zn3P2 – tsinkfosfiid
    hall iseloomul. lõhnaga aine
    kasutatakse rotimürgina
    3.15.5. Tähtsamad ühendid
  • Oksiidid
    individ. ühenditena tuvastatud:
    P4O, P4O2 (P2O), P4O6 (P2O3), P4O8, P4O10 (P2O5), PO3
    (sulgudes monomeerid, mis tegel. esinevad dimeeridena)
    neist enamuuritud: P4O10
    ja P4O6
    P4O10 värvitu krist. või amorfne aine
    tetrafosfor praktikas valge pulber
    dekaoksiid (tuntud mitu erin. vormi)
    tekib fosfori põlemisel
    hapnikus või õhus
    äärmiselt hügroskoopne
    (kasutatakse ainete
    kuivatamisel),
    võib ühineda ka keemiliselt
    seotud veega:
    4HClO4 + P4O10
    → ( HPO3 )4+ 2Cl2O7
    (H2SO4 → SO3, HNO3 → N2O4)
    - reageerimisel veega tekivad mitmed happed
    - kristallil. P4O10: molekulivõrega ühend
    molekulid kristallivõre keskmetes
    P4O10 on sööbiv, põhjustab nahale sattudes põletusi
    veega kokkupuutel – väike “plahvatus” ja leek
    (org. lahustid ja paber võivad süttida)
    – laboris laialdaselt kasutatav aine
    P4O6
    tetrafosforheksaoksiid – isel. lõhnaga valged
    helbed või kristallid
    üle 200ºC lag →
    pun. fosfor + P4O8, P4O10
    lahustub hästi org. lahustites
    (C6H6, CS2)
    oksüdeerub õhus → P4O10
    mürgine
    sümmetriatasand läbib noolega märgitud aatomeid
    Reageerib veega
    a) külmalt → fosforishape :
    P4O6 + 6H2O → 4H3PO3 e. H2[PO3H]
    metalliga asendatavad
    soolad: fosfitid
    b) kuumalt
    P4O6 + 6H2O → PH3 + 3H3PO4
    fosfaan (orto) fosforhape
  • Happed
    Fosfori happed – f. hapnikuühendid, kus f. oksüd.-aste on +1 … +5
    Fosforhapete keemia – üsna komplitseeritud
    - tuntakse 8 põhitüüpi fosforhappeid
    neist tähtsaim
    H3PO4 (orto)fosforhape
    (fosforhape) – praktikas värvitu, veega segunev viskoosne vedelik
    sisaldab ≈ 85% H3PO4, d = 1,70 kg/dm3
    puhtal kujul värvitud kristallid, sto 42,5ºC
    soolad fosfaadid (ortofosfaadid)
    tekib P4O10 hüdratatsiooni lõppsaadusena
    (sel hüdratatsioonil on palju vaheastmeid):
    P4O10 + 6H2O → 4H3PO4 (summaarselt)
    H3PO4 kuumutamisel eraldub (olenevalt tingimustest)
    erinev hulk H2O (dehüdratatsioon):
    2 -H2O
    H3PO4 H4P2O7 difosforhape (pürofosforhape)
    3 -2H2O
    H3PO4 H5P3O10 trifosforhape
    4 -3H2O
    H3PO4 H6P4O13 tetrafosforhape
    n -(n-1)H2O
    H3PO4 Hn+2PnO3n+1 polüfosforhapped
    3 -3H2O
    H3PO4
    tsüklotrifosforhape
    -4H2O tsüklotetrafosforhape
    n -nH2O
    H3PO4 (HPO3)n metafosforhapped (n ≥ 3)
    Kõikidel neil hapetel soolad (difosfaadid, trifosfaadid jne.)
    või seeria sooli (metafosforhappel)
    On tuntud veel sari kondenseeritud fosforhappeid
    (― P ― O ― P ― - ahelas on erin. oksüd.-astmetega P-aatomid vaheldumisi )
    Peale H3PO4 on olulisemad fosforhapped
    H3PO2 – hüpofosforishape,
    täpsemalt H[H2PO2] – ühealuseline hape
    soolad hüpofosfitid, näit. Na[H2PO2] · H2O - kasut.: antioksüdant
    alküüdvaikudele, valguskaitse-stabilisaator jm.
    H3PO3 – fosforishape, täpsemalt H2[HPO3] – kahealusel. hape
    soolad fosfitid, näit. NaH2PO3 ] 2,5H2O (naatriumvesinikfosfit)
    H4P2O7 - pürofosforhape, soolad difosfaadid e. pürofosfaadid
    neljaalusel. hape, kuid dissotsiatsioonil olulised
    peam. 2 esimest järku
    (HPO3)x – metafosforhapped, seeria happeid ja sooli (n ≥ 3),
    näit. kui n = 5, kaaliumisool
    K5P5O15 – kaaliumpentametafosfaat
    Kokkuvõtlik teave fosforhapete kohta:
    Химическая Энциклопедия, т. 5. Гл. Ред. Н.С. Зефиров. Москва, 1998, с. 147–148.
  • Teised fosforiühendid
    – Vesinikuga
    PH3 (fosfaan) – värvitu, küüslaugulõhnaga väga mürgine gaas
    molekul – trigonaalne püramiid
    lahustub tunduvalt vees ja orgaanilistes lahustites
    - reageerimisel veega → fosfaanhüdraat PH3 · H2O
    (erinevalt ammoniaakhüdraadist pole alusel. omadustega)
    - siiski olemas fosfooniumsoolad, mis tekivad
    PH3 + HHal
    PH3 ja fosfooniumsoolad – tugevad redutseerijad,
    redutseerivad metallisooladest vaba metalli, näit.
    8AgNO3 + PH3 + 4H2O → 8Ag + H3PO4 + HNO3
    PH3 süttib õhus (kui t > 100ºC)
    - ka toatemp-l, sest sisaldab sageli veidi P2H4
    P2H4 (difosfaan) – hüdrasiini N2H4 analoog ,
    kuid puuduvad alusel. omadused, ei reag. hapetega.
    Värvitu, lenduv, õhus spontaanselt süttiv vedelik,
    laguneb kuumutamisel ja valguse toimel
    tugev redutseerija
    PnH2n (kõrgemad fosfaanid) – vedelikud või tahked
    ebapüsivad, õhus süttivad ühendid
    Fosfaanid tekivad surnud kudede lagunemisel,
    õhus süttivad (tulukesed kalmistutel).
    Tuntakse ka hulganisti orgaanilisi fosfaane
    üldvalemiga RnPH3-n,
    ku R – org. radikaal, n = 1 - 3
    - Halogeenidega
    Fosfori halogeniide – väga palju
    peam. järgm. tüübid (seeriad):
    1) trihalogeniidid PHal3
    2) pentahalogeniidid PHal5 (Hal on F, Cl, Br)
    3) segahalogeniidid, näit. PClF2, PCl2F3
    4) oksü - (POHal3) ja tio- (PSHal3) halogeniidid
    5) P(II)-halogeniidid, näit. P2Cl4, P2I4
    PHal3 – molekul trigonaalse püramiidi kujuline
    (aatom P püramiidi tipus )
    P - Hal sideme pikkus reas PF3 → PI3 suureneb
    molekulide polaarsus - “ - väheneb
    sulamistemp. - “ - kasvab
    PCl3 - õhus suitsev värvitu vedelik,mürgine
    hüdrolüüsub vees
    lahustub paljudes org. lahustites
    kasut. orgaanil. sünteesis
    PCl5 (fosforpentakloriid) – tahke, värvitu (roheka varjundiga)
    kristalne aine; molekulid – trigonaalsed kaksikpüramiidid
    (vedelas või gaasil. olekus)
    POCl3 (fosforoksütrikloriid) – värvitu vedelik
    ebakorrapärase tetraeedri kujul. molekul
    (P aatom tsentris)
    PCl5 ja POCl3 kasutatakse peam. org. sünteesis
    3.15.6. Kasutamine (fosfor ja fosforiühendid)
    Lihtainena toodetakse (ilma Venemaata) ca 1 milj.t/a
    ≈ 90% → P4O10
    sellest saadakse nn. termiline fosforhape (→ väetised fosfaadid jt. ühendid)
    Valge f. – sõjanduses: suitsutekitajad, süütevahendid (pommid, napalm jm.)
    Punane f. – tuletikutööstuses (tikukarbi hõõrdepinna põhikomponent)
    – hõõglampides (gaasisiduja volframniidil)
    Fosforit kasutatakse ka mõnede sulamite koostises
    Enamikku kasutatavatest fosforiühenditest ei saada lihtainest
    neid toodetakse peam. apatiitidest ja fosforiitidest ja kasutatakse põllumaj.-s
    - sellega kompenseeritakse iga-aastasi fosforikadusid saagikoristamisel
    Lihtsuperfosfaati saadakse apatiidi või fosforiidi reageerimisel väävelhappega:
    2Ca5F(PO4)3 + 7H2SO4 → 3Ca(H2PO4)2 + 7CaSO4 + 2HF
    14 - 20% P2O5
    Topetsuperfosfaati saadakse loodusliku fosfaattoorme
    reageerimisel fosforhappega:
    2Ca5F(PO4)3 + 14H3PO4 → 10Ca(H2PO4)2 + 2HF
    40 - 55% P2O5
    Kasutatakse veel mitmeid teisi fosforväetisi (ammofoss jt.)
    Fosforiväetisi toodetakse ca 40 milj. t/a
    Fosforväetised ja fosfaatsed pesemisvahendid põhjustavad
    suure kasu kõrval olulist keskkonnareostust → vetikate vohamine
    3.16. Arseen
    As – element nr. 33, lad. Arsenicum, kr. arsen
    arsenicos – tugev, võimas (ka mehelik)
    vene k. мышъяк - tõenäoliselt sõnast мышь ( hiir )
    “hiiremürk”
    ingl. arsenic, saksa Arsen, pr. arsenic, poola arsen
    traditsiooniliselt märgitakse avastajana:
    Albertus von Bollstadt (Albertus Magnus) 1250.a. paiku
    - tegelikult olid As ühendid tuntud juba antiikajal
    (vähemalt I saj-st p. Kr.), tõenäoliselt veel palju varem
    - keemil. elemendiks tunnistas Lavoisier 1789.
    Arseen on ajalooliselt, iidsetest aegadest
    seostunud mürgi ja mürgitamisega:
    “klassikal.” ühend As2O3 (arseenik) – surmav inimesele 0,05-0,12 g
    3.16.1. Leidumine looduses, tootmine, biotoime
    Maakoores 1,7 · 10-4 massi-% As
    looduses 1 stab. isotoop massiarvuga 75
    hajutatud element, kuid üle 160 liigi As-mineraale
    esineb looduses (harva) ka lihtainena – must mineraal
    tavalisemad on väävliühendid:
    arseenopüriit FeAsS, realgaar As4S4, auripigment As2S3
    kuumutamisel O2 voolus ( As2O3 (lendub) → teised As-ühendid
    As põhimass toodetakse polümetallil. maakide töötlemisel
    Aastatoodang ≈ 50 tuh. t As2O3
    ülipuhta lihtainena u. 11 t As aastas → pooljuhtmaterjalide sünteesiks (GaAs jmt.)
  • 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)
    Mürgituse sümptomid: oksendam., valud maos, kõhulahtisus ,
    “metalli maitse” suus , naha külmenemine
    sümptomid olenevad märgatavalt doosist
    vastumürgid: Na2S2O3 lahus, MgO jt.
    kaseiini sisaldavad toidud (piim, kohupiim )
    spetsiaalsed vastumürgid
    Kohtumeditsiiniliselt on As lihtne määrata: Marshi reaktsioon
    juuste neutroaktivatsioonanalüüs (Napoleoni juhtum)
    mürgituse põhjus: blokeerib ensüümide SH - rühmad
    AsH3 blokeerib ensüüm katalaasi, → H2O2 kogunem. organismis
    (As-immuniteet on doosi aeglase tõstmisega treenitav)
  • Kasutamine meditsiinis
    • 1%-line NaAsO2 [naatriumarsenaat(III)] lahus:

    kasutusel meditsiinis (alates 1786 , Th. Fowler)
    üldtugevdava ja toniseeriva vahendina
    • XX sajandil võetud kasutusele palju As-ühendeid (org.)

    (saj. alguses P. Ehrlich: salvarsaan jt.),
    praegu tuntakse tuhandeid As-preparaate
  • Kui organismide koostisosa
    Elemendina leidub As väikestes kogustes
    paljudes eluskudedes (tinglikult essentiaalne element)
    As defitsiiti inimesel pole siiski täheldatud
    loomakasvatuses on As kasutatud kasvustimulaatorina
    • suhteliselt palju As sisaldub mereorganismides (taimsetes, loomsetes), näit. puna- ja pruunvetikates (sh. Eestis)

    As biotoimet on palju uuritud
    Hea ülevaade: Αвцын А.П. и др. Микроэлементозы человека. Москва: Меицина, 1991, с. 266–275.
    3.16.2. Allotroobid, füüsikal. omadused
    As - mitu allotroopi
    neist püsivaim hall arseen ((-As), nn. metalliline As
    tihedus 5,74 kg/dm3
    sulatatud kompaktne hall As
    meenutab metalli (hõbedase läikega)
    väga rabe
    As aurud (kuni 800ºC): As4
    • kollane As (pehmed kollased kristallid)

    omadustelt analoogne valgele fosforile,
    kuid palju ebapüsivam
    tekib As aurude ülikiirel jahutamisel (vedela lämmastikuga)
    Hall arseen atmosfäärirõhul ei sula,
    sublimeerub 615ºC juures
    elektrijuht (≈ 4,2% Ag juhtivusest)
    3.16.3. Keemil. omadused ja ühendid
    Keemiliselt aktiivne
    - hapnikus, õhus juba toatemp-l → oksiidikiht;
    kuumutamisel süttib ja põleb sinise leegiga:
    4As + 3O2 → 2As2O3 arseen(III)oksiid
    toatemp-l esineb As2O3 dimeerina As4O6 → As2O3 (üle 1800ºC)
    väga püsiv ühend (ktº 461ºC), värvitu kristallaine
    lahustub mõõdukalt vees: 1,82 g 100 g vees (25ºC),
    moodustades hapete tautomeerse segu
    As2O3 + 3H2O → 2H3AsO3 ↔ HAsO2 + H2O ¤
    orto- meta-
    arseenishape arseenishape
    (tasakaal nihutatud oluliselt HAsO2 tekke suunas)
    HAsO2 soolad - arsenaat(III) ¤
    (hape tuntud ainult vesilahustes)
    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
    315oC
    kuumutamisel laguneb As4O6 + O2
    lahustub väga hästi vees
    saadakse vastava happe (H3AsO4) nõrgal kuumutamisel
    - As reageerib HNO3-ga (oksüdeeriv hape)
    lahj. HNO3 ( H3AsO3 (arseenishape) – As(III) ¤
    konts. HNO3 ( H3AsO4 (arseenhape) – As(V) ¤
    H3AsO4 esineb kujul H3AsO4 · 0,5H2O
    lahustub ülihästi vees (88%)
    kuumutamisel laguneb astmeliselt:
    H3AsO4 · 0,5H2O → H4As2O7 → HAsO3
    püroarseenhape metaarseenhape
    HAsO3 - soolad: arsenaadid(V) ¤
    _____________________________________________________
    NB! Teha väike tabel tähtsamate As hapete (¤) kohta:
    valem, nimetus, soolad, As o.-a.
    _____________________________________________________
  • As reageerib
    • halogeenidega ( AsHal3, fluoriga ka → AsF5

    pulbril. As süttib F2-s ja Cl2-s (AsCl5 väga ebapüsiv)
    • elementidega S, Se, Te
    • enamiku metallidega → arseniidid, näit. Ca3As2

    GaAs ja InAs – tähtsad pooljuht-ühendid
    • leeliselahustega ei reageeri (O2 puudumisel),

    tahkete leelistega sulatamisel → AsH3 (arsaan), arsenaadid(III)
    AsH3 - arsaan (ingl. arsine, vene арсин, varem ka eesti k. arsiin)
    äärmiselt mürgine värvitu gaas
    laboris saadakse lahj. hapete toimel arseniididesse:
    Zn3As2 + 3H2SO4 → 2AsH3 + 3ZnSO4
    õhus põleb kahvatusinise leegiga (→ As4O6, H2O)
    kuumutamisel laguneb (→ As must kirme, Marshi reaktsioon)
    Marshi reaktsioon põhineb
    AsH3 tekkel As-ühenditest monovesiniku toimel:
    As2O3 + 6Zn + 6H2SO4 → 2AsH3 + 6ZnSO4 + 3H2O
    ↓tº
    2As + 3H2
    “peegel”
    3.16.4. Kasutamine lihtainena
    - peam. lisand sulamitele Cu, Pb, ja Sn baasil,
    vähesel määral lisand pooljuhtmaterjalidele
    ülipuhas As: pooljuhtmaterjalide sünteesiks
    üldiselt kasutatakse As lihtaine kujul suhteliselt vähe
    As - väheseid elemente, nõudlus millele on väiksem kui tootmisvõimalused.
    3.17. Antimon
    Sb - Stibium (lad.) vene k. сурьма, mõnedel andmetel tuleneb türgi sürme’st
    stibium – “märk” (tuleneb ühendite kosmeetilisest kasutamisest)
    “antimon” tähistas looduslikku Sb-sulfiidi:
    αντεμον – õis (nõeljate kristallide kuju järgi)
    Antimon oli metallina tuntud juba Babüloonias 3 tuh.a. eKr.
    tegelikult Sb – poolmetall (läheneb metallile)
    alkeemikute sümboolikas tähistas Sb avatud suuga hunt
  • Leidumine looduses
    Looduslik antimon:
    kahe isotoobi Sb - 121 ja Sb -123 segu
    kumbagi ligikaudu pool
    Sisaldus maakoores 5 · 10-5%, haruldane poolmetall
    tuntud ca 120 Sb - mineraali
    looduses leidub ka ehedat Sb
    3.17.2. Füüsikal. omadused
    Poolmetall, mis väliselt meenutab metalli: hõbevalge sinaka läikega
    Metallilisem kui As: ca 3,8% Ag elektrijuhtivusest
    Peale tavalise, nn. metallilise allotroobi
    3 amorfset modifikatsiooni : “kollane”, “must” ja “plahvatav”
    “Metalliline” modifikatsioon : tihedus 6,7 kg/dm3, stº 630,5ºC.
    Iseloomulikult habras – toatemp-l uhmris peenestatav
    Üle 310ºC (plastil., ülipuhtad monokristallid on plastilised
    3.17.3. Keemiline iseloomustus
    Õhus püsiv, üle (600ºC oksüdeerub → Sb2O3
    Sb ei reageeri N2, C, Si, B-ga
    Reageerib aktiivselt Hal-dega (v.a. F2), peenestatuna põleb
    Cl2 atmosfääris
    Sulatamisel reageerib S, Se, Te-ga
    Enamike metallidega sulatamisel → antimoniidid (stibiidid)
    Ei reageeri: HCl, HF, lahj. H2SO4, leeliste lahustega
    Reageerib: konts. H2SO4 → Sb2(SO4)3
    värvitu krist., väga hügroskoopne
    konts. HNO3 → H[Sb(OH)6] - antimonhape
    Lahustub kergesti kuningvees ja segus HNO3 + viinhape
    3.17.4. Tähtsamad ühendid, nende kasutamine
    Sb ühendites: o.-a- taval. -III, III, V
    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
    Paljud metallid (sh. Fe) tõrjuvad kuumutamisel
    Sb2S3-st Sb välja: Sb2S3
    + 3Fe → 3FeS + 2Sb
    (kasutatakse Sb redutseerimisel sulfiidsetest maakidest)
    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
  • Kompleksühendid
    K(SbO)C4H4O6 · 0,5H2O – kaaliumantimonüültartraat
    (“oksekivi”)
    kasut. tekstiilitööstuses kangaste immutamisel
    KSb(OH)6 – kaaliumheksahüdroksoantimonaat
    valge tahke aine
    lahustub märgatavalt (2,6%, 20ºC) vees
    kasut. reaktiivina Na+ - ioonide määramiseks
    3.17.15. Tootmine, kasutamine, biotoime
    Aastas toodetakse ca 70 tuh.t. Sb-kontsentraate
    (ilma postsotsial. riikideta)
    Metallina kasutatakse Sb mitmesuguste (peam. Pb ja Sn sisaldavate) sulamite tugevdamiseks
    – akuplaadid
    – trükiplaadid (tähed)
    – laagrites (üks “laagrimetalle”)
    Biotoimet vähe uuritud
    Lahustuvad Sb ühendid on väga mürgised
    (lähenevad mürgisuselt As-le)
    3.18. Vismut
    Bi - Bismuthum (lad.) sümbol: Berzelius, 1819
    vana-saksa Weissmut või Wismuth – “valge metall”
    metallina tuntud XV või XVI sajandist
    (G.Agricola, 1529)
    - teadmatult kasutati lood. Bi ja selle ühendeid palju varem
    (keemil. individuaalsus tuvastati 1739)
    3.18.1. Leidumine looduses, füüsikal. omadused
    Looduses 1 stab. isotoop 209Bi
    (lühiealised radioisotoobid 210Bi … 215Bi, T1/2 2 min … 5 ööpäeva
    – lood. radioakt. ridade liikmed)
    Sisaldus maakoores 2 · 10-5%, haruldane metall
    (haruldasem kui Sb); looduses ka lihtainena
    70 mineraali, kuid enamus väga haruldased
    põhiosa saadakse kõrvalproduktina mitte-põhimineraalidest
    Bi – hõbevalge, roosaka läikega metall
    mitu kristallmodifikatsiooni,
    neist tavarõhul püsiv romboeedriline vorm :
    sulamistemp. 271,4ºC, tihedus 9,80 kg/dm3
    (tahke; vedela tihedus on suurem) – tahkumisel ruumala suureneb
    toatemp-l rabe
    3.18.2. Keemil. omadused, ühendid
    • kuivas õhus püsiv, niiskes → pruunikas oksiidikiht

    märgatav oksüdeerumine alates 500ºC, üle 1000ºC
    põleb sinaka leegiga → Bi2O3
    • ei reageeri H2, C, N2, Si-ga
    • väävliga → Bi2S3 (Se, Te → seleniidid, telluriidid)
    • halogeenidega → BiHal3 (kuumutamisel)

    (BiF3 saadakse Bi2O3 või Bi(OH)3 reageerimisel gaasil. HF-ga)
    tuntud on ka BiF5 (Bi või BiF3 + F2)
    • hapetest ei reageeri: HCl, lahj. H2SO4

    reageerib: HNO3 [→ Bi(NO3)3], konts H2SO4 [→ BiH(SO4)2]
    soolad hüdrolüüsuvad kergesti vees
    Ühendites oksüdatsiooniaste -III kuni V
    tavaline o.-a. on III
    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 → Bi(OH)2NO3↓
    HNO3 lisamisel sade lahustub
    Bi(OH)2NO3 – vismuthüdroksiidnitraat
    pärlmutterläikega kristallid
    tuntud XVI sajandist
    kasut. meditsiinis, kosmeetikas
    Bi(V)ühenditest – asutatavaimad bismutaadid
    NaBiO3 – naatriumbismutaat
    ülitugev oksüdeerija
    3.18.3. Tootmine, lihtaine kasutamine
    Toodetakse peam. Pb või Cu maakidest kõrvalproduktina
    (taval. sisaldus: kümnendikud või sajandikud protsendid)
    - toodang viimastel kümnenditel stabiilselt ca 3 tuh. t/a
    (ilma postsotsial. riikideta)
    Vaba metallina kasutatakse peam.
    kergsulavates sulamites (≈ 50% Bi + Pb + Sn + Cd – Woodi sulam, stº 70ºC)
    tulekaitseseadmed, erijoodised
    3.18.4. Biotoime
    Meditsiinis kasutatakse mitmeid Bi orgaanil. ühendeid
    (nahahaiguste, süüfilise jm. ravil)
    Pikaajalisel kontaktil – krooniline vismutoos
    (Bi kumuleerub eriti neerudes, maksas, kahjustab aju;
    eraldub organismist väga aeglaselt)
    3.19. 16. rühma elemendid (O - Po): üldiseloomustus
    16. rühm: hapniku alarühm (varasem nimetus kalkogeenid)
    Elemendid 8O, 16S, 34Se, 52Te, 84Po
    g t t
    mittemetallid pool- metall
    metall
    välis-elektronkihi konfiguratsioon ns2np4
    oksüd.-aste -II kuni VI
    Rühmas O → Po
    – aatomiraadius kasvab
    – elektronegatiivsus väheneb
    Rühma elementide E vesinikühend: H2E
    H2O → H2S → H2Se → H2Te → H2Po
    ühendite püsivus väheneb
    happel. omadused kasvavad
    Rühma elementide E: 2 peam. oksiidi EO2 ja EO3
    (v.a. hapnik)
    H2EO3 H2EO4
    ( erandiks Te)
    Levik looduses on rühma elementidel äärmiselt kõikuv
    O (kõige levinum element) → Po (üks kõige vähemlevinumaid elemente)
    ≈47% maakoorest 10-14% maakoorest
    Po on radioelement (ainult ebastab. isotoobid )
    3.20. Hapnik
    – element nr. 8, lad. Oxygenium
    kr. oxys – hapu, gennάō – sünnitan
    vene k. кислород
    Esimest korda said puhtal kujul O2 - J.Priestley, C. Scheele (1774)
    (sõltumatult) (C. Scheele – 1771?)
    1775 tõestas Lavoisier, et hapnik on
    õhu, hapete jt. ainete koostisosa
    Scheele: “tuliõhk”
    sai O2 nii HgO kui nitraatide lagundamisel
    (sõltumatult Priestley: 2HgO → 2Hg + O2)
    avastamislugu populaarselt:
    Karik, H. Hämmastavad ained. Tln., 1991, lk. 63–68
    3.20.1. Leidumine looduses
    Levinuim element looduses
    Litosfääris ca 47% O, hüdrosfääris 85,8%, vees 88,8%
    Atmosfääris 23,10 massi-% (20,95 ruumala-%) O2
    Esineb kõigis elusorganismides; inimeses ca 65% massist
    osaleb hingamis - ja põlemisprotsessides
    enam kui 1400 mineraali komponent
    Looduslik O2 (O): kolme stab. isotoobi (massiarvudega 16, 17, 18) segu
    – neist 16O moodustab üle 99,7%
    3.20.2. Allotroopia
    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:
    O — O O — O O O
    Trihapnik e. osoon (O3) - terava lõhnaga sinakas gaas
    tekib teat. lood. tingimustes
    laboris ja tööstuses: vaikne elektrilahendus
    õhus sisaldub suurusjärgus 10-6 mahu% (suvel rohkem kui talvel)
    sisaldus palju suurem osoonikihis (20 - 25 km maapinnast )
    • keemiliselt äärmiselt aktiivne (väga tugev oksüdeerija),

    laguneb kergesti → O2 + O

    Tetrahapnik (O4) - leidub vähesel määral õhus (u. 0,1%)
    olles tasakaalus 2O2 ↔ O4 O — O
    Hapniku vedelas ja tahkes faasis O4 osakaal ca 50% O — O
    3.20.3. Füüsikal. omadused
    Lõhnatu ja maitsetu värvitu gaas, d = 1,429 g/l (0ºC, 1 atm)
    Keemistemp 90,19ºK (-182, 96ºC), sel tº-l tihedus 1,14 kg/dm3 ;
    helesinine vedelik, kolmikpunkt 54,36ºK (-218,79ºC).
    Tahke hapnik – mitu erin. kristallvormi
    Gaasil. hapnik lahustub märgatavalt vees:
    3,1 ruumala-% (20ºC, normaalrõhul) – tähtis vee-elustikule;
    paremini lahustub paljudes org. lahustites
    ja tahketes adsorbentides (Pt-must, aktiivsüsi) jm.
    3.20.4. Keemil. omadused
    Hapnik – keemiliselt väga aktiivne:
    moodustab ühendeid kõigi elementidega, v.a. He, Ne, Ar ¤
    – siiski ei reageeri kõigi nende elementidega vahetult
    Reaktsiooni käigus O aatom tavaliselt liidab elektrone,
    elektronide loovutamine on äärmiselt haruldane
    (näit. OF2 moodustumine)
    Seega: tavaliselt O liidab elektrone (OKSÜDEERIJA) ja
    teine lähteaine loovutab elektrone (REDUTSEERIJA)
    3.20.4.1. Oksiidid
  • Kui teine lähteaine on lihtaine, tekivad oksiidid
    Otseselt ei reageeri hapnikuga (peale ülalnimetatud ¤):
    Au, Pt, Xe, Kr (kuid oksiidid olemas)
    (Hal-dega reageerib elektrilahenduse või UV-kiirguse mõjul)
    Reaktsioonides kõigi lihtainetega, v.a. F2, on hapnik oksüdeerijaks
    Oksiidid (anorgaanil.) – ühendid, mis koosnevad kahest elemendist,
    millest üks on hapnik (DEFINITSIOON)
    – teise elemendi oksüd.-aste oksiidis I … VIII
  • Oksiide saadakse
    a) liht- või liitainete oksüdeerimisel
    4Al + 3O2 → 2Al2O3
    2As2S3 + 9O2 → 2As2O3 + 6SO2
    ühendite (hüdroksiidide, karbonaatide jt.) lagunemisel
    Cu(OH)2 → CuO + H2O
    CaCO3 → CaO + CO2
    Oksiidide liigitus
    1) happelised oksiidid
    peam. mittemetallioksiidid (CO2, SO2, SO3, P4O10 jt)
    kuid ka mõned metallioksiidid (CrO3, Mn2O7 jt.)
    Veega reageerimisel → happed (H2CO3, H2SO3, H2SO4, H3PO4,
    H2CrO4, HMnO4 jt)
    2) amfoteersed oksiidid
    (näit. Al2O3, ZnO, Cr2O3)
    reageerivad nii hapete kui alustega
    3) aluselised oksiidid
    metallioksiidid (K2O, BaO, CaO jt)
    reageerivad veega → hüdroksiidid (KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 jt)
    hapetega → soolad
    4) inertsed (neutraalsed) oksiidid
    ei reageeri vee, hapete ega alustega CO, N2O, NO
    Ühe ja sama metalli erineva oksüd.-astmega oksiidid
    võivad kuuluda eri liiki
    (madalam o.-a. – alusel., kõrgem o.-a. – happel., vahepealne – amfot.)
  • Peroksiidid, hüperoksiidid, osoniidid
    Definitsiooni kohaselt kuuluvad oksiidide hulka
    ka need kõrgema O-sisaldusega ühendid
    neis esinevad ― O ― O ― sidemed
    - ülitugevad oksüdeerijad
    - iseloomulikumad aktiivsetele metallidele
    Võivad esineda ioonid:
    O2- oksiidioon (BaO, Na2O)
    O2 peroksiidioon BaO2, Na2O2)
    O2 hüperoksiidioon (KO2, RbO2)
    O3 osoniidioon (KO3)
  • Lisaks tugevale ioonilisele sidemele
    võib hapnik esineda nõrgaltseotud ligandina
    mõnedes Fe, Co, Mn ja Cu kompleksides
    - suurim tähtsus nendest hemoglobiinil
    (hapniku transport soojavereliste organismis;
    eriline tähtsus sideme labiilsusel)
    Suure praktil. tähtsusega
    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

    3.20.4.2. Reageerimine lihtainetega
    • vesinikuga → H2O (+ 280 kJ/mol H2)

    toatemp-l äärmiselt aeglaselt
    (katalüsaatorite (Pt, Pd) toimel kiiresti)
    üle 550ºC – plahvatusega
    • leelismetallidest reageerivad kõige energilisemalt Cs ja Rb

    (süttivad õhus ja O2-s toatemp-l)
    K, Na, Li – aeglasemalt
    süütamisel või süttimisel leelismetallid
    (v.a. Li) → Lm2O2 (peroksiid) ja LmO2 (hüperoksiid)
    • II rühma elementidega reageerib kergesti

    Ba võib õhus süttida juba 20-25ºC juures,
    Mg ja Be üle 500ºC → MO ja MeO2 (peroksiid)
    • Zn, Cd, Hg (12. rühm) oksüdeeruvad raskemini,

    Cd ja Zn pinnal tekib kaitsev oksiidikiht
    • Ti, Zr, Hf (4. rühm) reageerivad ainult kuumutamisel

    (Ti on erakordselt püsiv atmosfäärimõjutuste suhtes)
    • C → CO2 kuumutamisel üle 700ºC
    • N2 + O2 → 2NO temperatuuril üle 1200ºC,

    kuid olulisel määral palju kõrgemal to-l (üle 2000ºC
    ja enam); 2NO + O2 → 2NO2 (toatemp-l)
    • P4 + O2 → P4O10, P4O6

    (valge fosfor võib süttida juba toatemp-l)
    • hapniku alarühma teiste elementidega (S, Se, Te):

    mõõdukal kuumutamisel
  • Saamine
    a) tööstuses
    • 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 (reaktsioonivõrrandid?)

    üle 240o
    10 KMnO4 2K2MnO4 + 2K3MnO3 + 6MnO2 + 7O2
    Nii tööstuslikke kui laborimeetodeid O2 saamiseks
    on tuntud palju (ajalooliselt ka kasutatud)
    c) eritingimustes (allveelaevad, kosmoseaparaadid)
    eksotermilised spontaanlevikuga reaktsioonid segudes (hapnikuküünlad), näit.
    NaClO3 (80%) + Fe pulber(10%) + BaO2(4%) + klaaskiud(6%)
    segu pressitakse silindriteks
    kasutamisel süüdatakse,
    eraldub puhas hingamiseks kõlblik O2: 240l/kg segu
    • mõnikord kasutatakse peroksiidide (Na2O2)
    • või hüperoksiidide (KO2) reaktsiooni hingamisel eralduva

    CO2 või/ja H2O-ga
    3.20.6. Lihtaine toodang ja kasutamine
    Ülemaailmset toodangut raske summeerida
    USA-s toodetakse ca 11 miljardit m3 O2 aastas
    sellest kasutatakse metallurgias 55%
    keemiatööstuses 20%
    Hapnikku transporditakse terasballoonides (kuni 50 l mahuga)
    rõhul 15 ja 20 MPa (taval)
    suured mahutid kuni 1000 l ja kuni 40 MPa
    vedelal kujul Dewari anumates
    Looduses taastub kulutatud hapnik (CO2-st)
    ainult fotosünteesiprotsessis (klorofülli ja valguse osavõtul):
    6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
    glükoos
    • Evolutsiooniprotsessis on hapnikusisaldus õhus tunduvalt

    muutunud: hakkas järsult tõusma u. 500 milj. a. tagasi
    (vt. eestikeelne õpik lk 312)
    • Pidevalt sissehingatav õhk (inimese puhul)

    peab sisaldama vähemalt 11 mahu-% O2.
    3.21. Väävel
    Tuntud muinasajast. Sulfur (lad.) – S
    sulver – “vase vaenlane”
    Ammune tuntus kajastub mütoloogias:
    vanade tsivilisatsioonide aladel leidus ehedat väävlit
    juba ammu palju kasutusalasid:
    tseremooniate tuli, kosmeetil. ja med. salvides,
    valastamine, kahjurite tõrje
    hiljem (keskajal) lisandus: püssirohu komponent
    – üks keskseid alkeemikute “elemente”
    3.21.1. Leidumine looduses
    Levinud element:
    massi järgi 0,05% maakoorest,
    Maailmameres 0,09%
    levikult 15. element
    looduses: väävliringe
    Looduslik S: 4 isotoobi segu,
    massiarvudega 32 (üle 95%), 33, 34 (üle 4%), 36
    Tuntud palju väävlitsisaldavaid mineraale:
    • ehe väävel
    • sulfiidsed mineraalid püriit FeS2, galeniit PbS,
    • kinnaver HgS jpt. sulfiidid
    • sulfaadid Na2SO4 · 10H2O (glaubrisool, mirabiliit),

    CaSO4 · 2H2O (kips), BaSO4 (barüüt) jt.
    Leidub lood. vulk. gaaside koostises; merepõhjas , eriti Mustas meres: H2S, SO2:
    S – bioelement (valkude, vitamiinide, polüsahhariidide jt. lood. ühendite komponent)
    3.21.2. Lihtaine: molekuli koostis, füüsikal. omadused
    kuni 95,4ºC on stabiilne α - S
    toatemp-l sidrunkollased läbipaistvad kristallid
    rombiline kristallstruktuur (süngoonia)
    tihedus 2,07 kg/dm3
    üle 95,4ºC → β - S,
    (toatemp-l kahvatukollased monokliinsed kristallid)
    Mõlemad kristallstruktuurid: S8 (“kroonikujul.” paigutus)
    erinev on molekulide S8 paigutus kristallivõres
    S - moodustab kergesti tsüklilisi molekule
    sulamistemp 119ºC → kollane vedelik
    edasisel kuumutamisel viskoossus suureneb,
    mass tumeneb enne keemistäppi (444,6oC) muutub vedelik jälle liikuvaks:
    t 500o
    ahke vedel aur
    95,4o
    119o
    160o
    200o
    445o
    α rombil.
    mono-
    kliinne
    kollane
    liikuv
    vedelik
    visk.
    pruun
    mass
    liikuv
    pruun
    vedelik
    -S8 ↔ β-S8 ↔ λ–S ↔ μ-S ↔ π-S ↔ S8 ↔ S6 ↔ S4 ↔ S2 ↔ S
    tsüklid S8
    + veidi Sn (n=6,7,9,10)
    avatud ahelad S8
    või polümeerid Sn
    Kuuma (190ºC) väävli valamisel vette ( plastil. väävel (siksak-ahelad Sn nagu sulas väävlis
    Toatemperatuuril rabe aine
    (peopesas hoidmisel → praksumine)
    Vees praktil. lahustumatu
    • vähesel määral lahustub paljudes org. lahustites

    hästi CS2-s, S2Cl2-s
    juhib halvasti soojust ja elektrit
    • hõõrumisel nahatükiga → negat. laeng (väävlil)
    • kuumutatud väävliplaadi jahutamisel elektriväljas → elektreet

    (säilitab laengute polaarsuse eri pindadel)
    3.21.3. Keemil. omadused
    Väävel reageerib
    • hapetega:

    konts. H2SO4 (ca 120ºC) → SO2
    k H2SO4
    onts HNO3
    HCl + oksüdeerijad
    lahj. HNO3, puhas HCl, külm H2SO4 – ei reageeri

    NB! Põhisoolad: sulfiidid (polüsulfiidid), sulfitid, sulfaadid,
    tiosulfaadid – mitte segi ajada!
    • S ühineb vahetult peaaegu kõigi lihtainetega,

    v.a. väärisgaasid , I2, N2, Pt, Au
    • süttib O2-s (280ºC)

    → SO2, SO3 (vähesel määral)
    õhus (360oC)
    oksiidid: püsivad vaid SO2 ja SO3
    (tuntud ka S2O (g), S8O (kr.), SO4 (v), S2O7 (v) jmt)
    • halogeenidega → väävli halogeniidid

    (gaasid või terava lõhnaga vedelikud)
    neist tähtsamad SF6, SF4, S2Cl2,
    tuntud ka S2Br2 ja mitmed segahalogeniidid
    Toatemperatuuril reageerib väävel
    leelis- ja leelismuldmetallidega, Cu, Hg ja Ag-ga
    Kõrgemal temp-l reageerib paljude metallide ja mittemetallidega
    (elektropositiivsematega kui S) → sulfiidid
    • vesinikuga → H2S (lihtainete otsesel ühinemisel)

    tuntud ka sulfaanid H2Sn (n ≥ 2) - ei moodustu otseselt
    kollased õlikad rasked vedelikud
    neist püsivaim H2S2
    ind. ühenditena eraldatud sulfaanid n = 1 … 8
    toatemperatuuril ebapüsivad (→ H2S + S)
    saadakse Na2Sx + HCl
    • fosforiga → P2S5 difosforpentasulfiid
    • süsinikuga → CS2 süsinikdisulfiid

    On tuntud ka ühendid elementidega, millega otseselt ei reageeri:
    lämmastikuga (nitriidid S4N4 jt., kulla sulfiidid Au2S ja Au2S3, jt.)
    3.21.3. Lihtaine tootmine ja kasutamine
    Väävlit toodetakse nii lademetest, kus esineb
    a) ehedal kujul; b) sulfiidsete maakidena jm.
    Maailmatoodang ca 60 milj.t/a, mis jaotub:
    ca 50% – väävelhappe tootmiseks
    ca 25% – sulfitite saamiseks
    10-15% – põllumajanduses (er. viinamarjade, puuvilla ) kahjurite hävitamiseks
    10% – kummitööstuses (vulkaniseerimiseks)
    tuletikud, ravimid jpm.
    3.21.4. Ühendid
    • vesinikuga

    põhiühend H2S divesiniksulfiid
    värvusetu, mädamunalõhnaga väga mürgine gaas
    to
    Saadakse lihtainetest: H2 + S → H2S
    või sulfiidide lagundamisel: FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
    H2S lahustub vees → nõrk hape:
    H2S ↔ H+ + HS- ↔ 2H+ + S2-
    soolad: sulfiidid
    paljudel sulfiididel on iseloomul. värvus (näit. Cd, Sb, As, Mn, Sn sulfiidid)
    sulfiidide erinev lahustuvus – kasutamine anal. keemias
    (sellel põhineb H2S-meetod)
    teised vesinikühendid (sulfaanid) – vt. eespool
    • hapnikuga

    olulisemad oksiidid on SO2 ja SO3 (teised vt. eespool, p. 3.21.3)
    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
    tegel. tööstuses absorbeeritakse
    SO3 konts. väävelhappega → “ooleum” (SO3 + H2SO4)
    SO2-s side O S O
    ei ole lineaarne
    SO2 on väga püsiv ühend
    (dissotsieerub alles 2800ºC juures)
    Lahustub hästi vees (11,5 g 100 g vees 20ºC juures)
    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
    keem-temp 44,7ºC
    sul-temp 16,8ºC
    tahkes olekus tsüklilised molekulid (SO3)3
    SO3 reageerib tormiliselt veega: SO3 + H2O → H2SO4
    kasut. H2SO4 tootmisel
  • Väävlit sisaldavad happed

    SO2 lahustumisel vees
    Kuid hüdraaditud SO2 dissotsieerub vees, tekivad sulfitid
    ja vesiniksulfitid:
    SO2 + H2O → (H2SO3) → SO2 · H2O ↔ H+ + HSO3- ↔ 2H+ + SO32-
    Väävlishape (õigemini SO2 vesilahus) on redutseerija (ise oksüdeerub):
    SO32- + H2O + Br2
    ↔ SO42- + 2Br - + 2H+
    Väävlishapet, SO2 ja sulfiteid kasutatakse
    - kahjurite tõrjeks (peam. kasvuhoonetes)
    - desinfitseerimiseks (veinivaadid)
    puuviljade säilitamisel
    - kangaste ja õlgede pleegitamiseks
    * H2SO4 ( väävelhape )
    õlikas, väga sööbiv vedelik
    laboris kasutatav H2SO4: d = 1,84 kg/dm3, sisaldab ≈ 96% H2SO4
    lahjendamisel tuleb valada aeglaselt vette (mitte vastupidi!)
    hügroskoopne, söestab org. aineid (seob vee koostiselemendid)
    kasut. laboris kuivatamiseks
    Väga tugev hape, vesilahustes dissotsieerub
    H2SO4 H+ + HSO4- ↔ 2H+ + SO4+
    I astmes dissotsieerub lahjades lahustes ≈ 100%
    II astmes K2 = 1,2 · 10-2
    Konts. H2SO4 (eriti kuumalt) on tugev oksüdeerija
    (S6+ redutseerub, → SO2 või H2S):
    2H2SO4 + C → 2SO2 + CO2 + 2H2O
    H2SO4 soolad: sulfaadid SO42-, vesiniksulfaadid HSO4-
    Akt. metallide sulfaadid on püsivad, vesiniksulfaatide kuumutamisel tekivad disulfaadid:
    to
    2KHSO4 → K2S2O7 + H2O
    kaaliumdisulfaat
    Kõrgemal temp-l disulfaadid lagunevad:
    to
    K2S2O7 → K2SO4 + SO3
  • Tootmine
    - Lähtutakse kas vabast väävlist või lood. sulfiididest (näit. püriidist FeS2)
    - Toorme põletamisel (“särdamisel”) → SO2
    - 500oC
    V2O5
    SO2 oksüdeeritakse õhuhapnikuga katalüsaatori (V2O5, Pt) manulusel:
    2SO2 + O2 2SO3
    - SO3 lahustatakse H2SO4-s → “ooleum”
    Tegelikult on palju tööstuslikke meetodeid (tööstustootm. juba XVIII sajandil)
    Praegu üks mastaapsemalt toodetavaid keemiatööstuse produkte
    (maailmatoodang üle 150 milj.t/a)
    – H2SO4 leidub ka looduses (vulkaanil. allikates )
    Tioväävelhape H2S2O3
    H2S2O3 – ebapüsiv juba temp-l 77 K
    vesilahustes laguneb, → SO2 + S + H2O
    soolad – tiosulfaadid, neist tähtsaim
    Na-tiosulfaat, taval. Na2S2O3 . 5H2O:
    • kasutatakse kloori eemaldamiseks kangastest (peale pleegitamist):

    Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl
    (samal põhimõttel ka sõjanduses - praegu potentsiaalselt)
    fotokinniti komponent
    • reaktiiv anal. keemias (jodomeetrias):

    2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
    naatriumtetrationaat
    • vastumürk As, CN-, raskmetallmürgistuste puhul

    Na2S2O3 saadakse sulfitite lahuste keetmisel väävliga:
    Na2SO3 + S → Na2S2O3
    Polütioonhapped H2SnO6 (n = 3 … 8)
    tritioonhape, tetratioonhape, pentatioonhape jne.
    soolad vastavad tionaadid
  • Peroksühapped
    H2SO5 – peroksümonoväävelhape
    (Caro hape) sulab (lag) 47ºC juures
    soolad: peroksümonosulfaadid
    H2S2O8 – peroksüdiväävelhape (stabiilsem)
    värvitu, hügrosk. krist. Aine
    sul.-temp. (lag) 65ºC
    soolad: peroksüdisulfaadid
    (persulfaadid)
    tugevad oksüdeerijad, eriti H2SO5
    söestavad orgaanil. aineid
    Tähtsamad väävlitsisaldavad happed (vt. ka õpik lk. 317)
    nimetus
    Valem
    soola nimetus
    divesiniksulfiidhape
    H2S
    sulfiid
    H2Sn
    polüsulfiid
    (näit. (NH4)2Sn –
    ammooniumpolüsulfiidid
    väävlishape
    H2SO3
    sulfit
    väävelhape
    H2SO4
    sulfaat
    tioväävelhape
    H2S2O3
    Tiosulfaat
    polütioonhape
    H2SnO6
    n = 3 – 8
    polütionaat, näit.
    Na2S4O6 - Na-tetrationaat
    peroksümonoväävelhape
    H2SO5
    peroksümonosulfaat
    peroksüdiväävelhape
    H2S2O8
    peroksüdisulfaat
    3.22. Seleen
    Selenium (lad) – Se
    kr σελήνη ( selene ) – Kuu
    avastas 1817 Berzelius
    (väävelhappetehase “kambrite” mudast)
    • igapäevaelus ülimalt tähtis element

    (kuigi tootmismahud pole väga suured)
    • ühendid väga mürgised

    3.22.1. Leidumine looduses
    Hajutatud element,
    sisaldus 1,4 · 10-5% maakoorest, merevees 4·10-3 mg/l
    tuntud üle 50 Se-mineraali, sealhulgas ehe Se, Cu2Se, Ag2Se jt.
    Fe, Pb ja Bi sulfiidides leidub mõni % Se
    (põhiliselt eraldataksegi sulfiidmaakidest kõrvalproduktina)
    Looduslik Se on 6 isotoobi segu,
    põhiosa: Se-80 ja Se-78
    3.22.2. Allotroobid, füüsikalised omadused
    Tavalisel rõhul – mitmed allotroopsed erimid
    • kristallil. hall Se (γ-Se, “metalliline” Se)

    kõige stabiilsem vorm
    heksagonaalne kristallivõre
    moodustab paralleelseid spiraalahelaid
    • 3 (eri varjundiga) punast vormi

    kristallivõre parameetrid ja füüsikalised omadused erinevad
    “kroonikujulised” tsüklilised molekulid Se8
    saadakse kristallimisel CS2-lahusest
    • klaasjas must seleen

    (tekib sula Se kiirel jahutamisel)
    • amorfne punane Se (saadakse H2SeO3 redutseerimisel)
    • mõned “kõrgrõhulised” vormid

    Peamine (praktikas olulisim):
  • stabiilne hall γ-Se
    sulamistemp. 221ºC, keemistemp. 685ºC, tihedus 4,81 kg/dm3
    pooljuht (aukjuhtivus)
    • elektrijuhtivus oleneb suuresti (kuni tuhat korda) pealelangevast valgusest
    • kuni 60º-ni rabe

    3.22.3. Keemilised omadused, ühendid
    Seleen, eriti amorfne ja peendispersne, on 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)
    On tuntud ka teised halogeniidid: Se2Cl2, SeOCl2 jt.
    • Õhus põleb → SeO2 (värvitu kristallaine), veega → H2SeO3

    H2SeO3 – seleenishape, soolad: selenaat(IV) e. selenit
    värvitu kristallaine, hügroskoopne, vees väga hästi lahustuv
    keskmise tugevusega hape
    hape ja soolad väga mürgised
    hapet võib saada ka Se oksüdeerimisel HNO3-ga:
    3Se + 4HNO3 + H2O → 3H2SeO3 + 4NO
    SeO3 – seleentrioksiid (240ºC juures → Se2O5)
    värvitu kristallaine
    saadakse kaudselt ( H2SeO4 veetustamisel P4O10-ga
    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 (Th-ga 5-6 seleniidi, Au-ga 3 jne)
    • reageerib H2-ga (üle 200ºC) → H2Se (divesinikseleniid)

    värvitu, ebameeldiva lõhnaga gaas
    vees vähelahustuv, põleb õhus → SeO2
    saadakse Se + H2 500ºC juures
    kasutatakse kõrgpuhta Se saamiseks
    • hapetega

    HCl ja lahj. HCl – ei reageeri
    Konts H2SO4 (külmalt) → roheline lahus
    (polümeersed katioonid Se82+)
    seismisel → Se42+ (kollane lahus)
    HNO3: vt. eespool
    3.22.4. Toodang, kasutamine
    Maailmatoodang ca 1700 t/a (ilma postsotsial. riikideta)
    • paljundusaparaatide valgustundlikud kihid (amorfne Se)
    • pooljuhtmaterjal (hall Se): dioodid, fototakistid
    • terase lisand (paradab struktuuri, 0,2-0,3% Se)
    • klaasi värvitustamine (5-6 g Se 1t klaasimassi kohta)

    punased klaasisordid
    must klaas (0,6% Se + 0,1% CoCO3)
    • keraamikas: värvilised glasuurid savianumatele
    • S + Se: kummi vulkaniseerimisel
    • herbitsiidide, insektitsiidide tootmiseks

    3.22.5. Biotoime
    Se ühendid on väga mürgised
    Se lihtainena (tahkelt) on vähemmürgine,
    kuid aurud on väga mürgised
    Se ühendid eriti ohtlikud keskkonnareostuse puhul
    (kandub toitumisahelas edasi)
    • Ohtlikud on isegi taimed, mille kõrgenenud Se-sisaldus on normaalne
    • (kirjeldatud juba 1295.a.)

    [Turkestan, Tiibet, ka loode USA-s]
    Se on eluliselt tähtis element (tõestati 1957)
    • ka Se alasisaldus on ohtlik

    (inimesel näit. parenteraalsel toitmisel)
    teatud valgud sisaldavad Se (selenotsüsteiini fragmendid),
    hiljem selgus, et need on üpris levinud
    Se funktsioon organismis on ilmselt väga mitmekülgne
    • tõenäoliselt seotud väävli metabolismiga organismis
    • mitmed ensüümid (näit. glutatioonperoksüdaas) sisaldavad Se
    • stimuleerib immunogeneesi
    Paljud haigused inimestel ja loomadel on seotud Se defitsiidiga
    (kardiomüopaatia, lihasdüstroofia jt.)
    • eriti lastel, biogeokeemiline determineeritus

    (esineb näit. Hiinas, Udmurdias, Taga-Baikalis, USA-s)
    3.23. Telluur
    sõnast tellus (lad.), genitiiv sõnast telluris – Maa
    lad. Tellurium – Te poolmetall
    ei olda üksmeelne avastamise suhtes:
    • Müller von Reichenstein 1792

    või M. Klaproth 1798 (määratles elemendina)
    Tunduvalt haruldasem ja palju vähem kasutatav kui seleen
  • Leidumine looduses, tootmine
    Looduslik Te – 8 isotoobi segu
    Väga haruldane element, maakoores 1·10-6%
    Tuntud on ligi 100 Te-mineraali,
    sh. ehe Te, ühendid Au, Ag, Bi-ga, kuid neil peaaegu puudub tööstuslik tähtsus
  • Maailmatoodang ca 220 t/a
    Toodetakse peamiselt Cu elektrolüütilisel rafineerimise “mudast”
    Pb tootmise jääkidest
  • Füüsikalised omadused
    Hõbehall metalliläikeline kristalliline aine
    Tuntud mitmed allotroobid, sh mikrokristalliline (nn. “amorfne”) telluur.
    Enamlevinud vorm – ρ=6,25 kg/dm3,
    sulamistemp 449,8ºC
    pooljuht
    toatemperatuuril rabe
  • Keemilised omadused
    Õhus püsiv (ka peendispersne)
    Veega reageerib kuumutamisel
    Kuumutamisel põleb → TeO2 telluurdioksiid
    värvitu, vees praktiliselt lahustumatu krist aine
    Lahj. HCl ja lahj H2SO4 – ei toimi
    konts. H2SO4 → punane lahus (sisaldab Te42+)
    lahj HNO3 → H2TeO3 telluurishape (soolad telluritid)
    konts HNO3 → Te2O3(OH)NO3
    tugevate oksüdeerijate (HClO3, KMnO4 jt) toimel
    → H6TeO6 telluurhape (soolad telluraadid)
    konts. leelise lahused lahustavad → telluriidid, telluritid
    vesinikuga tuntud ühend H2Te (divesiniktelluriid) – otseselt ei moodustu
    ebameeldiva lõhnaga värvitu gaas
    ebapüsiv, mürgine
    vesilahus – nõrk hape
    põleb õhus kuumutamisel → TeO2
    halogeenidega reageerib kergesti
    (joodiga kuumutamisel, teistega toatemperatuuril)
    moodustab ühendeid As, Si –ga
    sulandub S, P, Se – ga (ühendeid ei moodusta)
    metallidega moodustab telluriide
    • tuntud väga palju

    enamasti on need pooljuhid
  • Kasutamine
    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.

    3.23.5. Biotoime
    Te ja eriti tema ühendid on mürgised
    Põhjustab kopsuhaigusi, bronhiiti jms.
    Väljahingatav õhk omandab tugeva ebameeldiva lõhna
    (tingitud (CH3)2Te moodustumisest) – see võib kesta kuid.
    Vastumürk – askorbiinhape
  • Poloonium
    lad. Polonium Po
    Poola ladinakeelse nime järgi
    Avastasid ja eraldasid uraanimaagist
    M.Curie-Skłodowska ja P. Curie 1898
    radioaktiivne element (stabiilseid isotoope pole)
    aatommass 208,9824
  • Leidumine looduses, saamine
    Äärmiselt haruldane element:
    maakoores ca 2·10-14%
    (u. 5000 korda vähem kui Ra)
    isotoobid m = 210 – 218 on looduslike radioaktiivridade liikmed
    (üldse tuntud 27 isotoopi),
    looduses max. poolestusajaga 138 päeva - Po - 210
    tehislik 103 aastat - Po – 209
  • Saadakse
    suuremates kogustes (grammides):
    209Bi kiiritamisel neutronitega (→ 210Po)
    või prootonitega (→ 209Po)
    mikrokogustes:
    uraanimaakide töötlemisel
    Eraldamiseks kasutatakse ekstraktsiooni, ioonivahetust, sublimatsiooni jm.
    Metallilist Po (lihtaine) saadakse PoS või PoO2 lagunemisel (500ºC)
  • Füüsikalised omadused
    pehme hõbevalge metall, tuntud mitu kristallmodifikatsiooni
    sulamistemp 254ºC, ρ = 9,14 g/cm3
    3.24.3. Keemilised omadused, ühendid
    oksüdatsiooniastmed: -II, II, IV (stabiilseim) ja VI
    Õhus oksüdeerub
    Reageerib hapetega → PoII ( roosa ) → PoIV (kollane)
    vesinikuga → lenduv hüdriid H2Po (divesinikpoloniid)
    metallidega → poloniidid, saadakse kuumutamisel (400 – 1000ºC)
    hapnikuga → PoO2 tahke aine, 2 kristallvormi (kollane ja punane)
    tuntakse ka PoO (must tahke, saadakse kaudselt)
    halogeniididest tuntakse tetrahalogeniide PoHal4 (Hal on Cl, Br või I)
    Tuntud on ka mitmed kompleksühendid, näit.
    heksakloropolonaadid (NH4)2[PoCl6] jt.
  • Kasutamine, biotoime
    210Po – energiaallikas “aatomipatareides”
    (1 cm3 seda isotoopi eraldab pidevalt 1210 W soojusenergiat),
    kasutatakse kosmoseaparaatides, teisaldatavates seadmetes
    segus Be või B-ga – neutronite allikas
    Po ja tema ühendid on väga mürgised
    3.25. 17.rühma elemendid: halogeenid (F – At)
    3.25.1. Üldiseloomustus
    Elemendid (17. rühm):

  • F Cl Br I At


    Väliselektronkiht kõikidel ns2np5
    F 1s22s22p5 – 2. energiatasemel puuduvad d- orbitaalid
    (ei ole ergastatud valentsolekuid)
    oksüdatsiooniastmed 0, -I
    Alates Cl-st võimalikud üleminekud vabadele d-orbitaalidele
    (paardumata elektronide arv suureneb)
    Oksüdatsiooniastmed 0, -I (püsivaim) kuni VII
    Halogeenidele on iseloomulik eriti suur elektronafiinsus
    (aatomite võime siduda elektroni)
    ja kõrge elektronegatiivsus.
    Kui elektron liitub Hal-aatomiga → Hal- ( halogeniid -ioon),
    millel on vastava (per-süsteemis kõrvalasetseva)
    väärisgaasi elektronstruktuur (seetõttu on halogeniidid väga stabiilsed)
    Halogeenid – kõige aktiivsemad mittemetallid – väga reaktsioonivõimelised
    Kõige aktiivsem mittemetall on fluor (nii rühmas kui üldse)
    Mittemetallilisus väheneb reas F – At ( astaat on poolmetall)
    F
    Cl
    Br
    I
    At
    Järjenumber
    9
    17
    35
    53
    85
    Aatommass
    18,998
    35,453
    79,904
    126,90
    209,99
    Aatomiraadius (nm)
    0,068
    0,099
    0,113
    0,130
    0,144
    Suhteline elektronegatiivsus (Paulingu järgi)
    4,0
    3,0
    2,8
    2,5
    2,3
    Oksüdatsiooniaste
    -I,0
    -I,O,I,III, IV, V, VI, VII
    -I,O,I, III, V,VII
    -I,O,I, III, V, VII
    -I,O,I, V, VII?
  • Võrdlus: füüsikalised omadused lihtainetena, leidumine looduses
    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)
    Lihtainetena on kõik halogeenid mürgised
    Astaat on radioelement (stabiilseid isotoope pole)
    Looduses:
    F, Cl – keskmiselt levinud (sajandikud %-d)
    Br, I – hajutatud elemendid (10-4 – 10-5%)
    At – kõige vähem levinud Maal leiduvast 94 elemendist
    3.26. Fluor
    Kr. ρhthόros – purunemine, häving → lad. Fluorum F
    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
  • Leidumine looduses
    Sisaldus maakoores 0,065%, esineb ainult seotud kujul (ühenditena)
    Looduses üks (stabiilne) isotoop 19F
    Peamine tööstrusliku tähtsusega mineraal CaF2 (fluoriit, “sulapagu”)
    ka haruldasemates mineraalides (näit. krüoliit Na3AlF6)
    Asendab osaliselt ioone apatiidis Ca5(PO4)3(OH, F),
    sh. inimorganismis, kus leidub 2,6 g F (sellest 2,5 g luustikus)
  • Füüsikalised omadused
    rohekas, tugeva lõhnaga gaas
    raskesti veelduv: keemistemp. –188,2ºC
    3.26.3. Keemilised omadused, ühendid
    Paljude lihtainete ja ühenditega reageerib ülienergiliselt (sageli plahvatusega)
    Kõik keemilised elemendid, v.a. He, Ne, Ar, moodustavad püsivaid fluoriide
    Väga energiliselt reageerib H2 ja H-sisald. ühenditega (süsivesinikud, H2O, NH3, HCl jt.), leelismetallidega, mõnede halogeniididega jt. ühenditega
    Reaktsioonil veega eraldub hapnik:
    2F2 + 2H2O → 4HF+ O2
    Kõrgemal tº-l (100-250ºC) regeerib kergesti ka passiivsete- ja väärismetallidega: Ag, V, Re, Os; 300 – 350oC juures metallidega Au, Cd, Ti, Nb, Ta, Cr, W, Mn, Co
    Mõnede metallide pinnal tekib kaitsekiht (fluoriidid), nendega vajab reaktsiooniks veel kõrgemat temperatuuri, näit. Al, Fe, Cu, Zn, Ni
    Reageerib grafiidiga (alla 400ºC) → grafiidi fluoriidid CFx
    Fluori toimele suhteliselt vastupidavad on väärisgaasid, N2, O2, teemant, klaasjas süsinik, CO, CO2, Al2O3 baasil väärislkivid (safiir jt.)
    Fluor reageerib ka SiO2-ga:
    SiO2 + SiF4 + O2
    Fluoriidid
    HF – vees lahustuv (→ vesinikfluoriidhape)
    Mürgine gaas
    erandlike omadustega ( tingituna HF molekulide tugevast assotsiatsioonist, põhjuseks molekulidevahelised vesiniksidemed ):
    Sarnaneb mõneti H2O-ga
    Ka anomaalselt kõrge keemistemperatuur (19,5ºC)
    Vees dissotsieerub osaliselt (nõrk hape, K=7·10-4):
    HF + H2O ↔ H3O+ + F-
    F- + HF ↔ HF2-
    2F + H2O ↔ H3O+ + HF2-
    seetõttu HF → vesiniksoolad (näit. KHF2)
    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
  • Lihtaine saamine, toodang
    Põhimõtteliselt – ainult elektrolüüsiga (siiski ka teisi meetodeid)
    Tööstuses kasutatakse elektrolüüsi keskm. temp-del (70 – 120ºC): sulatis koostisega KH2F3 (segu KHF2 + HF)
    taval. temp. 80 – 105ºC, pinge ca 10V, /kuni 11kA
    (teras- või monell-vannid, süsianoodid, diafragmad)
    laboris saamisel kasutatakse ka Ni-aparatuuri
    Vaba F2 maailmatoodang ca 20 tuhat t/a
    Kasutatakse fluoreerimisagendina
    (→ UF6, N, B, S, väärisgaaside fluoriidid, kõrgemad metallifluoriidid: WF6, MoF6, ReF6 jt.)
  • Biotoime
    Väikestes kogustes elusorganismidele vajalik
    Teiselt poolt: F2 ja fluoriidid väga mürgised
    Vaba F2 ärritab, söövitab nahka, talutavuse piirkonts. 77 mg/m3
  • Kloor
    lad. Chlorum Cl
    kr. χλωρόζ - “kollakas – roheline”
    avastas (lihtainena) C. Scheele 1774
    kuid lihtainete (elementide) hulka arvas alles H. Davy 1810 (teatud ajal arvati, et kloor sisaldab hapnikku)
    Praeguse lühikese nime omistas Gay-Lyssac 1813
    Ioonina ja ühendite koostises väga levinud (looduses, sh. elusorganismides),
    lihtainena “ajalugu” suhteliselt lühike
    Ajaloo esimene gaasirünnak 22. apr. 1915 Ypres’is (Belgia) kasutasid sakslased Cl2 (koguses 180 t) inglise – prantsuse liitvägede vastu (rikkudes Haagi 1907.a.a konventsiooni)
    ca 5 tuhat inimest suri, 10 tuhat sai vigastada [12. juulil 1917 kasutati sama linnakese lähstel ipriiti: diklorodietüülsulfiid S(CH2CH2Cl)2]
    Cl – väga tähtis, vajalik, levinud element
    3.27.1. Üldiseloomustus, füüsikalised omadused
    Leidub looduses ainult ühenditena (või ioonina)
    Sisaldus maakoores 1,7 · 10-2%
    Väga palju ookeanides (keskm. sisaldus merevees 18,8 g Cl/l
    Inimorganismis halogeenidest levinuim: sisaldus 0,25% (175 g Cl/70kg)
    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
    Kergesti vedelduv (ktº –34,0ºC) lahustub kergesti mittepolaarsetes vedelikes, vähem vees (ca 1 massi% külmas vees)
    Veega moodustab hüdraate (klatraate), näit. Cl2 · 6H2O
    Kloori molekul on kaheaatomiline: Cl2
    Sideme pikkus (gaasis) 0,1987 nm
    3.27.2. Keemilised omadused
    Oksüdatsiooniastmed: -1 (kloriidides), 0 (lihtainetes), +1 (hüpokloritides), +3 (kloritides), +5 (kloraadides), +7 (perkloraadides)
    Kloor – üks kõige aktiivsemaid keemilisi elemente
    Reageerib vahetult kõigi metallidega ja enamiku mittemetallidega
    Mittemetallidest: reaktsioon O2, N2 ja Xe-ga vajab erilist aktivatsiooni (UV-kiirgus, elektrilaeng)
    Ülejäänud juhtudel piisab kuumutamisest
    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

    Mittemetallidest reageerib
    • vesinikuga → HCl – väga eksotermiline reaktsioon
    • plahvatusega valguse toimel või süütamisel, ahelmehhanism
    • lämmastikuga → NCl3 (elektrilaengu toimel)
    • tavaliselt saadakse NCl3 teisiti)

    NCl3 – väga plahvatusohtlik tumekollane vedelik
    • hapnikuga → oksiidid
    • tähtsamad Cl2O, ClO2, Cl2O6 ja Cl2O7

    kõik ebastabiilsed (plahvatusohtlikud) gaasid või vedelikud
    • fluoriga → ClF, ClF3 või ClF5 (otsesel reaktsioonil)
    • joodiga ja broomiga → ICl, ICl3 või BrCl

    Kloor (lihtainena) tõrjub bromiididest välja vaba broomi ja jodiididest vaba joodi:
    Cl2 + 2Br-- → 2Cl- + Br2
    3.27.3. Kloori sisaldavad happed ja nende soolad
    • levinuim HCl (vesinikkloriidhape, vana nimetus soolhape ):

    37%-line gaasilise HCl lahus vees, d = 1,19 kg/dm3
    • puhtal kujul saadud ainult HClO4 (perkloorhape),

    teised happed saadud ainult vesilahustes (kuid tuntud on nende soolad)
    Cl o.-a. happes
    Hape
    Soolad
    Valem
    Üldnimetus
    Olulisemad näitajad
    -I
    HCl
    vesinikkloriidhape
    kloriidid
    NaCl, KCl, MgCl2 jpt.
    I
    HClO
    hüpokloorishape
    hüpokloritid
    NaClO, KClO , Ca(ClO)2
    III
    HClO2
    kloorishape
    kloritid
    V
    HClO3
    kloorhape
    kloraadid
    KClO3 (Berthollet’ sool), NaClO3
    VII
    HClO4
    perkloorhape
    perkloraadid
    KClO4, NaClO4, NH4ClO4
    Cl hapnikuhapped: oksüdeerijad
    Oksüd.-astme suurenemisel happelised omadused tugevnevad
    Hüpokloorishape ja hüpokloritid
    Kloori lahustumisel vees. Ta reageerib osaliselt (ca 30% ulatuses) veega:
    (0) -I I
    Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
    Ilma HCl lisandita võib HClO saada näit. Cl2 reageerimisel HgO suspensiooniga vees:
    2Cl2 + 2HgO + H2O → HgO · HgCl2 + 2HClO
    H valgus
    kat.
    ClO on
    • keemiliselt ebapüsiv: HClO HCl + O

    -H2O
    (H2SO4)
    2HClO Cl2O
    to
    3HClO HClO3 + 2HCl
    • tugev oksüdeerija: oksüdeerib mittemetalle

    S → H2SO4, P → H3PO4, Br2 → HBrO3
    Hüpokloriteid saadakse
    Cl2 juhtimisel külma leeliselahusesse või külmade kloriidilahuste elektrolüüsil (ilma diafragmata):
    2NaOH + Cl2 ↔ NaCl + NaClO + H2O
    lahus: Javelle’I vesi
    kasut. pleegitamisel, desinfitseerimisel
    Cl2 + Ca(OH)2 → kloorlubi: segu Ca(ClO)2 + CaCl2
    kasut. desinfitseerimisel, pleegitamisel jm.
    Hüpokloritite pleegitavad ja desinfitseerivad omadused on tingitud lagunemisel tekkivast monohapnikust:
    CIO- → Cl- + O
    Kloorhape ja kloraadid
    Kloraadid tekivad kõrgemal tº-l Cl2 toimel
    kuumale leelise lahusele:
    6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
    Kloorhapetsaadakse happe toimel kloraatidesse (ainult lahjendatud kujul):
    tugev, kuid ebapüsiv hape
    tema sooladest tähtsaim KClO3 – kaaliumkloraat
    tuev oksüdeerija, kuumutamisel (+ katal.) → O2:
    MnO2
    2KClO3 2KCl + 3O2
    (ilma katalüsaatorita laguneb teisiti)
    kasutatakse tuletikkudes, pürotehnilistes segudes, signaalrakettides
    segus mõnede anorgaaniliste ainetega (eriti P, S jm. liitained) ja
    orgaaniliste ainetega plahvatab kergesti
    Perkloorhape ja perkloraadid
    Perkloraate võib saada kloraatide kuumutamisel ilma katalüsaatorita:
    4KClO3 → 3KClO4 + KCl
    Konts. H2SO4 toimel KClO4-le → HClO4 (perkloorhape)
    HClO4 – tugev hape
    Laborites tavaline ca 70%-line, kasutatakse analüütilises keemias
    KClO4 – vees vähelahustuv (K+ tõestamine)
    Paljud teised perkloraadid lahustuvad vees hästi
    NH4ClO4 kasut. raketikütustes oksüdeerijana
  • Saamine
  • laboris:
    taval. HCl + oksüdeerijad (KMnO4, MnO2, kloorlubi jt.)
    KMnO4 puhul toatem.-l:
    2KMnO4 + 16 HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
  • tööstuses:
    peaaegu eranditult elektrokeemiliselt
    NaCl lahuse elektrolüüsil
    2 el.
    NaCl + 2H2O → Cl2 + 2NaOH + H2
    (1t Cl2 kohta saadakse 1,13 t NaOH)
    Elektrolüüsil tekkiva NaOH ja Cl2 kokkupuute vältimiseks (reageerivad omavahel) kasutatakse
    a) Hg-katoodi (millel Na+ + e- → Na, mis lahustub Hg-s → Na-amalgaam)
    Na-amalgaam + H2O → NaOH + H2
    ↓ Hg
    b) diafragmasid ja membraane (anoodi- ja katoodiruum eraldatakse)
    [Moodust a kasutatakse vähenevas ulatuses – Hg reostuse oht]
    Anood (+) elektrolüüsiseadmetes – äärmiselt korrodeerivad tingimused
    tänapäeval kasutatakse anoodimaterjalidena peamiselt sulamit Ti + plaatinametallid (Ru, Ir, Pt)
    + oksiidsed kattekihid
    3.27.5. Tootmine, kasutamine, biotoime
    Cl kasutamine (ühendite koostises, -ioonina) – väga laialdane
    Cl2 maailmatoodang ca 45 milj.t/a
    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:
    0,1 mg/l eluohtlik (hingamine seiskub 5 - 25 min pärast)
    LPK 100 korda väiksem (1,0 mg/m3)
    [NB! Mitte segi ajada: Cl2, Cl jaCl- - erineva tähendusega mõisted!]
  • Broom
    lad. Bromum Br
    tuleneb kreeka sõnast βρωμοζ – hais, lehk
    avastas Antoine Jerome Balard 1826
    Vahemere soolakontsentraatidest
    (tegel. saatis B. teate avastusest Pariisi TA-le 30. nov. 1825.a., olles äsja saanud 23-aastaseks)
    praeguse nime andis Pariisi TA komisjon
    lihtainena (Br2)
    ainus toatemperatuuril vedel mittemetall
  • Leidumine looduses
    Looduslik Br koosneb 2 stabiilsest isotoobist
    Br – 79 (ca 51%) ja Br – 81 (ca 49%)
    Sisaldus maakoores 1,6 · 10-4%
    Peamiselt 2 haruldast (Ag sisaldavat) mineraali,
    esineb peamiselt hajutatult (koos Cl-ga)
    sisaldub merevees (0,065 massi-%) ja soolajärvedes (kuni 0,2%), naftapuuraukude vees jm.
    sajandikud kuni kümnendikud %-d looduslikes kloriidides
  • Biotoime
    Suhteliselt vähe uuritud, pole nii selge kui teiste halogeenide puhul
    Br füsioloogiline roll organismis on seotud tema valikulise võimendava toimega pidurdusprotsessidele suuraju koore neuronites.
    ( Bromiidid ja orgaanilised Br-ühendid on rahustid)
    Üldiselt – suhteliselt ühtlaselt organismis jaotunud
    Koevedelikus Br-- konts. kõrgem kui rakkude sisemuses
    Rohkem kilpnäärmes ja neerudes
    Kloriidide suurenenud sisaldus toidus põhjustab bromiidide kiirema väljumise organismist
    Br2 (lihtaine) – väga mürgine ja sööbiv
    Kahjustab väga tugevasti nahka, → halvastiparanevad haavandid;
    ka kõri , bronhe, kopse (nagu kõik halogeenid)
    Tugeva äärituse põhjustab juba 0,001%-line sisaldus õhus
    Lubatud piirkontsentratsion õhus 0,5 mg/m3
  • Füüsikalised omadused
    raske (kuid väga “liikuv”) tume-punakaspruun vedelik
    d=3,11 kg/dm3 (25ºC)
    sul-temp. –7,25ºC, keem-temp. 59,2ºC
    tahkumisel tekivad punakaspruunud nõeljad kristallid, mis tugeval jahutamisel (-252ºC) – värvitu
    Lahustub vees: 3,58 g/100g (20ºC) – broomvesi
    Moodustab kristallhüdraate (Br2 · 8H2O)
  • Keemilised omadused
    Oksüdatsiooniastmed ühendites:
    -1 (bromiidid), +1 (hüpobromitid), +3 (bromitid), +5 ( bromaadid ) ja +7 (perbromaadid)
    Broomi molekul on kaheaatomiline: Br2
    (aurudes esineb molekule Br4)
    Lahustumisel vees osaliselt reageerib sellega:
    Br2 + H2O ↔ H+ + Br-- + HBrO
    Hapetega ei reageeri
    Leelistega → Br--, BrO- (hüpobromit)
    Paljude orgaaniliste lahustitega seguneb igas vahekorras
    Halogeenide suhtes: reaktsionnivõimelisuselt Cl2 ja I2 vahel
    Moodustab labiilseid interhalogeniide:
    BrF3, BrF5 (vedelikud); BrCl (gaas, ktº (lag.) ≈ -5ºC); IBr (tahke)
    O2, N2: vahetult ei reageeri (ühendid ebapüsivad, saadakse kaudselt)
    Süsinikuga ei reageeri
    S, Se, Te (16. rühma elemendid): → S2Br2;
    ebapüsivad SeBr4, SeBr2, TeBr4
    P, As, Sb (15. rühm): → PBr3, PBr5;
    ebapüsivad AsBr3, SbBr3
    B → BBr3
    Si → SiBr4
    Paljud metallid reageerivad energiliselt Br2-ga,
    mõned toatemperatuuril (eriti K, Al)
    Sageli tekib metallide pinnale kaitsekiht (aeglustab reaktsiooni), mis lahustub vee lisandi puhul
    Täiesti püsivad Br2 toimele: Pt, Ta
    Vesinikuga (kuumutamisel) → HBr (vesinikbromiid)
    Broom (Br2) – tugev oksüdeerija, oksüdeerib
    I- → I2; S2-, S2O32- → SO42-; NO2- → NO3-; NH3 → N2
    Bromiidioon (Br-) oksüdeerub
    Tugevate oksüdeerijate (Cl2, KMnO4, K2Cr2O7, H2O2) toimel → Br2
    Orgaaniliste ainetega reageerimisel on väga iseloomulik Br liitumine kordsete sidemetega või asendusreaktsioonid H ← Br
    Broomi sisaldavad happed
    HBr – vesinikbromiidhape (soolad bromiidid), gaasil. HBr vesilahus (võib olla kuni 65%-line) üks tugevamaid happeid, lahuses täielikult dissotsieerunud:
    HBr → H+ + Br-
    HBrO – hüpobroomishape (soolad hüpobromitid)
    nõrk hape, tuntud vaid lahj. vesiahustes, tugev oksüdeerija
    soolad väga labiilsed, püsivamad leeliskeskkonnas
    HBrO2 – broomishape (soolad bromitid)
    väga ebapüsiv (laguneb vesilahustes mõne tunniga),
    soolad suhteliselt stabiilsed
    HBrO3 – broomhape (soolad bromaadid)
    vesilahused kontsentreeritavad (vaakumis aurutamisega) kuni konts.-ni 50%; tugev hape
    soolad suhteliselt stabiilsed ja kasutatavad (KBrO3)
    HBrO4 – perbroomhape (soolad perbromaadid) tugev hape, kontsentreeritav kuni 80%-ni
    Tugev oksüdeerija (sarnaneb HClO4-ga)
    Broomi hapnikuühenditest tuntakse veel hapnikkusisaldavaid interhalogeniide, näit. BrO3F, BrO2F jt.
  • Tööstuslik eraldamine
    Broomi saamiseks kasutatakse
    • mere- ja soolajärvede vett
    • maa-aluseid soolveekogumeid, sh. naftapuuraukude vett
    • soolalahuseid, mis tekivad K-väetiste tootmisel
    Vajadusel lahused kontsentreeritakse kuni Br-sisalduseni 1 kg/m3 (sageli rohkem)
    Lahusest lastakse läbi Cl2: 2Br-- → Br2
    Br2 eraldatakse lahusest veeaurudestillatsiooniga või õhu läbipuhumisel,
    aurud kondenseeritakse, puhastatakse (Cl2-st jm.) rektifikatsiooniga jt. meetoditega.
    3.28.6. Toodang, kasutamine
    Maailmatoodang ca 300 tuhat t/a (ilma postsotsalistlike riikideta)
    Kasutatakse broomiühendite tootmiseks
    • anorgaanil. (NaBr, KBr, HBr, AgBr, KBr, KBrO3 jpt.)
    • orgaanilised ühendid (sageli kasutatakse neid edasi org. sünteesis (näit. bromobenseen, dibromobenseenid jt.)
    • ca 50% toodetavast Br2-st kasutatakse C2H4Br2 (1,2-dibromoetaani) tootmiseks
    • “etüülvedeliku” komponent, fumigant (pestitsiid)
    Br2 ja broomiühendeid kasutatakse keemialaboris, bromiide fotograafias, meditsiinis jm.
    3.29. Jood
    Lad. Iodum – I
    Avastas Pariisi keemik ja salpeetrivabrikant Bernard Courtois 1811
    Rannalähedaste merevetikate (pruunvetikate?) tuhast (tollal toodeti sellest soodat)
    1813 uuriti põhjalikumalt (Gay-Lussac, Davy jt.)
    Gay-Lussac andis nime aurude violetse värvuse järgi:
    ìωεıδήζ – “kannikesevärvi”, violetne
    3.29.1. Leidumine looduses
    Looduses ainult 1 (stabiilne) isotoop 127I
    Tüüpiline hajutatud element (maakoores 4 · 10-5%)
    Ja tüüpiline biomikroelement
    Looduses laialt levinud, kuid väga väikestes kontsentratsioonides
    (tüüpil. sisaldus: üksikud ppm-d)
    Täiskasvanud inimorganismi summaarne I-sisaldus 20-30 mg, sellest kilpnäärmes ≈ 10 mg ( hormoon türoksiin);
    kogu veres taval. 450-500 μg I (sellest 35% org. ühendite koostises vereplasmas)
    Eluliselt vajalik element, kuid ööpäevane tarvidus (kogus) pole selge,
    “arvamused” vahemikus 50 … 300 μg ööpäevas
    Vaid mõnd tüüpi organismides (vetikad, käsnad ) sisaldus kõrge (kuni üksikud %-d kuivmassist)
    Vähesed joodimineraalid (joodargiriit AgI, lautariit Ca(IO3)2 jt.); on väga haruldased
    Toodetakse peamiselt maa-alustest vetest (nafta- ja gaasileiukohtades), mis sisaldavad 10-2 … 103% I
    3.29.2. Füüsikalised omadused
    Mustjashall kristallaine, tihedus 4,94 kg/dm3, rombiline kristallvõre, kergesti tekivad violetsed aurud, terava iseloomuliku lõhnaga
    Lahustub hästi paljudes orgaanilistes lahustites (g/kg, 25ºC):
    C6H6 164, C2H5OH 272, (C2H5)2O 337 (H2O 0,34).
    Olenevalt lahusti iseloomust on lahuse värvus violetne või pruunikas. Sulamustemp. 113,5ºC (kergesti sublimeeruv), keemistemp. 184,4ºC
    3.29.3. Keemilised omadused, ühendid
    Keemiliselt aktiivsuselt jääb alla teistele halogeniididele (peale At)
    Oksüdatsiooniastmed ühendites: -I, I, III, V, VII
    Paljude mittemetallidega (C, N2, O2, S, Se)
    vahetult ei reageeri (kergesti reageerib P ja As-ga → jodiidid)
    H2, Si ja paljude metallidega reageerib ainult kõrgemal temperatuuril
    Reageerib teiste Hal-dega (→ interhalogeniidid), näit. IF5, ICl3, IBr
    Paljud metallid reageerivad I2-ga energiliselt vaid niiskuse juuresolekul (takistab kaitsekihi moodustumist),
    sel juhul reageerivad I2-ga toatemperatuuril ka keskmise aktiivsusega metallid (Al, Mg, Zn)
    Püsivad I2 toimele (ei reageeri ka H2O manulusel): Ti, Ta ja nende sulamid, Ag
    Leeliseliste lahustega (lahustuvad hüdroksiidid, karbonaadid) reageerimisel → jodiidid, jodaadid:
    3I2 + 6NaOH → NaIO3 + 5NaI + 3H2O
    3I2 + 3Na2CO3 → NaIO3 + 5NaI + 3CO2
    I2 eraldub lihtainena sooladest (oksüdeeruvad: I- → I2)
    juba nõrkade oksüdeerijate (Fe3+, Cu2+, HNO2) toimel
    Tugevate oksüdeerijate (Cl2, ClO-) toimel I → HIO3
    I2 redutseerub (→ I-) H2S, Na2S2O3, N2H4 jt.
    redutseerijate toimel
    I2 + NH3 (vesilahus) → NI3 (lämmastiktrijodiid)
    kuivalt väga kergesti plahvatav ühend
    Vesinikuga → HI vesinikjodiid
    kuumutamisel laguneb kergesti (erinevalt HF-st, HCl-st)
    värvitu, terava lõhnaga gaas
    lahustub ülihästi vees:
    234 g HI/100g H2O (10ºC)
    gaasilise HI lahustumisel → vesinikjodiidhape HI
    värvitu, terava lõhnaga vedelik
    laboris: taval. punakas … tumepunane
    (oksüdeerunud, HI → I2)
    HI sisaldus ca 50%, d = 1,5 kg/dm3
    tugev hape, sööbiv
    kasutatakse orgaanilises sünteesis, analüütilises keemias
    Hapnikuühendeid saadakse kaudselt, enamasti on oksiidid ebapüsivad
    Püsiv (laguneb alles 300ºC juures) on I2O5 – värvitu kristallaine, saadakse:
    -H2O
    2HIO3 → I2O5
    Hapnikhapped
    HIO – hüpojoodishape (ja tema soolad) on tuntud vaid lahjades vesilahustes,
    dissotsieerub nii happena HIO ↔ H+ + IO-
    kui alusena IOH + H2O+ + OH-
    HIO tekib I2 lahustumisel vees: I2 + H2O ↔ HIO + H+ + I-
    (väga vähesel määral)
    Hape HIO2 (IIII) pole tuntud,
    kuid tuntud on I3+ soolad (nitraat, perkloraat, sulfaat jt.)
    H värvitud, püsivad krist. ained,
    moodustavad püsiaid sooli
    (mis on tugevad oksüdeerijad)
    IO    3 – joodhape (soolad: jodaadid
    HIO4 · 2H2O – perjoodhape
    HIO4 moodustab 3 sarja sooli:
    MIO4 (metaperjodaadid), M3IO5 (ortoperjodaadid), M3H2IO6 (paraperjodaadid)
    Joodi hapnikhapete sooli (sageli K+-sooli) kasutatakse analüütilises keemias (oksüdeerijatena, jodatomeetrias jm.)
    Hapnikuühenditest on tuntud veel oksüfluoriidid IOF3, IO3F jt.
    3.29.4. Tootmine ja kasutamine
    I2 maailmatoodang: ca 15 tuhat t/a
    Eraldatakse peamiselt looduslikest vetest (kus sisaldub 10-3–10-2% I-), mis hapustatakse pH-ni 2,5-3,5, töödeldakse Cl2-ga või lisatakse NaNO2 lahust (I- → I2), I2 absorbeeritakse lahusest aktiivsöega või anioniitidega (kui vee temp. > 40ºC, kasutatakse õhuga läbipuhumist).
    I2 eraldatakse aktiivsöest pesemisel NaOH lahusega (I2 → NaI, NaIO3),
    anioniidist “ Na2SO3 + NaCl lahusega (I2 → NaI)
    Saadud lahused hapustatakse, töödeldakse Cl2 vm. (→ I2)
    I2 puhastatakse sublimatsiooniga.
    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
    • (lühiealised isotoobid I – 125, - 131 ja – 132)

    3.30. Astaat
    lad. Astatium – At
    kr. αστατοζ – “ebapüsiv”
    olemasolu ennustas D. Mendelejev (“ekajood”)
    palju kordi avaldati ekslikke teateid tema avastamisest
    1940 said Corson, McKenzie ja Segre tehislikult Kalifornia ülikooli tsüklotronil:
    20983Bi + 42He → 21185At + 210n
    Nimi anti alles pärast sõda, 1947.a.
    1943-46 tehti kindlaks At esinemine looduses isotoopidena (lood. radioakt. ridade liikmetena), milledest kõige püsivam on 219At (T1/2 54 s, α-kiirgaja).
    3.30.1. Leidumine looduses, kasutatavad kogused
    At kogumassi 1,6 km paksuses maakoores hinnatakse väärtusega ≈ 70 mg (kõige vähem levinud element 94-st Maal leiduvast)
    Uuringuteks saadakse kunstlikult, maksim. kasutatavad kogused on olnud 2 · 10-9 g, lahuste konts-d 10-15 …10-9mol/l
    3.30.2. Füüsikalised ja keemilised omadused
    At – tahke aine (värv pole teada)
    Sul-temp 244ºC, keem-temp 309ºC
    Omadustelt meenutab nii mittemetalle (halogeene) kui metalle (Po, Pb)
    Analoogselt joodiga lahustub hästi orgaanilistes lahustites
    Lenduvus on väiksem kui I2-l, sublimeerub.
    Vesiniku (in statu nascendi) toimel At-sisaldavatele lahustele → HAt
    Aniooni koostises võib redutseeruda SO2 toimel ja oksüdeeruda Br2 toimel (sarnaselt joodiga).
    H2S toimel võib (sarnaselt metallidele) sadestuda At2-na
    Saadud on mõningaid At ühendeid teiste halogeenidega.
    Võimalikud oksüdatsiooniastmed: -I, O, I, V, VII (?)
    • .DOC Laadi alla originaalfail 152 lk · .doc · 77 allalaadimist
    Vasakule Paremale
    ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #1 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #2 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #3 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #4 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #5 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #6 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #7 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #8 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #9 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #10 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #11 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #12 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #13 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #14 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #15 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #16 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #17 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #18 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #19 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #20 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #21 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #22 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #23 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #24 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #25 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #26 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #27 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #28 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #29 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #30 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #31 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #32 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #33 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #34 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #35 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #36 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #37 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #38 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #39 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #40 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #41 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #42 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #43 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #44 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #45 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #46 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #47 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #48 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #49 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #50 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #51 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #52 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #53 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #54 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #55 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #56 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #57 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #58 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #59 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #60 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #61 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #62 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #63 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #64 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #65 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #66 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #67 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #68 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #69 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #70 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #71 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #72 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #73 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #74 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #75 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #76 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #77 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #78 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #79 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #80 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #81 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #82 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #83 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #84 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #85 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #86 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #87 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #88 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #89 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #90 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #91 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #92 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #93 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #94 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #95 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #96 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #97 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #98 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #99 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #100 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #101 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #102 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #103 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #104 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #105 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #106 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #107 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #108 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #109 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #110 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #111 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #112 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #113 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #114 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #115 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #116 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #117 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #118 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #119 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #120 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #121 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #122 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #123 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #124 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #125 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #126 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #127 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #128 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #129 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #130 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #131 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #132 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #133 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #134 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #135 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #136 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #137 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #138 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #139 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #140 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #141 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #142 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #143 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #144 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #145 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #146 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #147 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #148 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #149 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #150 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #151 ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED #152
    Punktid 50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.
    Leheküljed ~ 152 lehte Lehekülgede arv dokumendis
    Aeg2015-05-19 Kuupäev, millal dokument üles laeti
    Allalaadimisi 77 laadimist Kokku alla laetud
    Kommentaarid 0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
    Autor pillet t Õppematerjali autor
    Kontrollitud
    PDF TXT
    metall oksiid boor vesinik karedus soolad elektrolüüs ioonid boori naoh halogeniidid sulamid reaktsioon lisand boorhape isotoop

    Sarnased õppematerjalid

    Anorgaaaniline keemia kokkuvõte
    20
    doc

    Anorgaaaniline keemia kokkuvõte

    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

    Keemia
    Anorgaaniline keemia I
    11
    doc

    Anorgaaniline keemia I

    MgSO 4 loodu s e s mer ev e e s , mitm ete mineraalid en a , kasut. MgO saa mi s el . Ca S O 4 esin e b loodu s e s mitm e eri vormina, sisaldad e s erineva hulga kristallvett , Ca S O 4 . 2H 2 O ­ kips . Karbona a did: Ca C O 3 lubjakivi (paekivi), kriit, mar m or , mineraal kaltsiit; Ca ja Mg soolad põhjustavad vee karedu s e : 13. rühma elemendid (B ­ Tl): üldis elo o m u stu s : 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 ühend eid : boorak s Na 2B4O7 10H2O (naatriumtetrabora;boorha at) p e 3 H BO3. Boor onpooljuht

    Anorgaaniline keemia
    Keemia aluste KT3
    29
    doc

    Keemia aluste KT3

    "Keemia alused" 3. kontrolltöö Küsimused, mis on toodud kaldkirjas, ei tule kontrolltöösse, kuid võivad esineda eksamiküsimustes. Tudeng peab teadma erinevate rühmade elementide peamiste ühendite nimetusi, oskama kirjutama ühendile vastavat keemilist valemit või vastupidi. Tudeng peab oskama kirjutama erinevate rühmade elementide peamiste ühendite tekkereaktsioone ning neid tasakaalustama. 1. Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius, ionisatsioonienergia, elektronafiinsus, elektronegatiivsus ja polariseeritavus perioodilisustabelis. Aatomiraadiused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülevalt alla. Aatomi raadius väheneb perioodilisuse tabelis vasakult paremale ja suureneb ülevalt alla

    Keemia alused
    Keemia põhi- ja keskoolile
    15
    docx

    Keemia põhi- ja keskoolile

    Oksiidid Oksiidid koosnavad kahest elemendist, millest üks on hapnik. Liigitus: Metallioksiidid Mi ttemetallioksiidid Aluselised oksiidid Amfoteersed oksiidid Happelised oksiidid Neutraalsed oksiidid K2O, CaO, MgO, Al2O3, ZnO, Cr2O3 SO2, SO3, CO2, P4O10, NO2, NO, N2O, CO Na2O, FeO, BaO N2O5, N2O3, SiO2,(CrO3, Mn2O7) Keemilised omadused: Saamin e: I Aluseline oksiid+ HAPE = sool+ vesi 1.)Lihtainete põlemisel Aluseline oksiid+HAPPELINE OKSIID =sool 2.)Liitainete põlemisel Aluseline oksiid+vesi =LEELIS 3

    Keemia
    Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest
    5
    docx

    Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest

    NH3 + H2O <-> NH3 x H2O NH3 X H2O <-> NH4 + OH 2 NH3 x H2O + H2SO4 -> (NH4)2SO4 + 2 H2O NH4Cl -> (temp.) NH3 + HCl NH4Cl + NaOH -> NH3 x H2O + NaCl NH4Cl + NaOH -> (temp.) NH3 + H2O + NaCl 4 NH3 + 3O2 -> (temp.) 2 N2 + 6 H2O 4 NH3 + 5 O2 -> (temp) 4 NO + 6 H2O (NH4)2CO3 -> (temp.) 2 NH3 + CO2 + H2O Lämmastiku hapnikuühendeid: 2 NO + O2 -> 2 NO2 2 NO2 + H2O -> HNO3 + HNO2 2 KNO3 -> (temp) 2 KNO2 + O2 2 Pb(NO3)2 -> (temp.) 2 PbO + 4 NO2 + O2 Lämmastiku tootmise põhimõtted: N + H2 -> (kat) NH3 + O2 -> (kat) NO + O2 -> NO2 + H2O, O2 -> HNO3 Lämmastikhape: 3Cu + (lahj.)8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 6H2O Cu + (konts.) 4HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O KI + HNO3 -><- H2 + I2 + KNO3 Süsiniku keemilised omadused: ZnO + C -> (temp.) Zn + CO C + CO2 -> (temp.) 2 CO Süsiniku oksiidid: 2CO + O2 -> 2 CO CO2 + CaO -> CaCO3 + NaOH -> NaHCO3; Na2CO3 + H2O -> H2CO3 Süsihape ja karbonaadid: CO2 + H2O <-> H2CO3 Ränioksiid: SiO2 + 2 NaOH -> (temp.) Na2SiO3 + H2O

    Keemia
    Anorgaanilise keemia eksam praegune-2012 --- versioon
    7
    doc

    Anorgaanilise keemia eksam praegune (2012 -...) versioon

    omadused : Pt - väga pehme ja plastne · (Pd peaaegu samal määral) · Os, Ru, Rh - haprad · Ir - tugev, jäik 5. Titaanirühma üldomadused · Levik maakoores. Ti - levinud metall, · kuid laialdasem kasutam. (lihtainena) - XX saj. II poolest · Zr - keskm. levikuga metall · Hf - hajutatud · 2 viimast väga lähedate omadustega, seetõttu raske teineteisest eraldada · (põhjus, miks Hf avastati alles 1923) · · Elektronkonfiguratsioon · elementide aatomite väline elektronkiht : s2 · eelviimane elektronkiht, d-alatase : d2 · üldiselt : (n - 1)d2ns2 n - perioodi nr · elementide o-a. ühendites II - IV (kõige tavalisem IV) · Ti-l ka kuni -I · · Aatomiraadiused ebatavaliselt lähedased, · eriti Zr-l ja Hf-l (lantanoidne kontraktsioon; selgitatud lantanoidide juures) · · Oksiidid EO2 - rasklahustuvad · reas TiO2 ZrO2 HfO2 aluselised omadused suurenevad · · Lihtainete tihedus muutub väga järsult

    Anorgaaniline keemia
    Keemia alused KT3
    14
    doc

    Keemia alused KT3

    ­ Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aatomid tänu oma suuremale raadiusele. ­ Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioonidel 2.Selgitage inertpaari efekti mõne näite abil. [Omadus moodustada ioone, mille laeng on 2 võrra väiksem valentselektronide arvust.] Näiteks Tl. Ta asub IIIA rühmas, seega valentskihil on 3 elektroni. Me tahame talle anda laengu, mis on 3-2=+1, seega peame eemaldama ühe elektroni. 3.Selgitage, kuidas muutuvad elementide keemiline aktiivsus, metallilised/mittemetallilised omadused, happelis- aluselised omadused ja redutseerimisvõime/oksüdeerimisvõime rühmas ülalt alla ning perioodis vasakult paremale. · Aatomi oksüdatsiooniaste on reeglina tuletatav tema asukohast perioodilisustabelis. ­ Elemendid 3. ja järgnevates perioodides saavad moodustada sidemeid ka oma vakantsete d-orbitaalide arvelt, samuti mahub nende ümber lihtsalt rohkem aatomeid.

    Keemia
    MITTEMETALLID
    16
    doc

    MITTEMETALLID

    gaaside (H2, O2, N2, F2, Cl2, väärisgaasid), vedeliku (Br2) või tahketena (B, Si, C, P, S, I2 jt.). Perioodilisuse süsteemis paiknevad mittemetallid perioodide lõpus. Mittemetallide aatomite väliselektronkihil on enamikul juhtudesl üle kolme elektroni. Mittemetalli aatomitele on iseloomulik liita keemiliste reaktsioonide käigus elektrone. Seejuures aktiivsemad mittemetallid moodustavad negatiivselt laetud ioone (halogeniidioonid). Neil juhtudel esinevad mittemetallid oksüdeerijatena. Elementide aatomite omadus liita elektrone suureneb perioodis väärisgaasi suunas; rühmas suureneb alt ülespoole (aatomiraadiuse vähenemise suunas). Kõige aktiivsem mittemetall on fluor. Mittemetallide elektronnegatiivsus ning keemiline aktiivsus väheneb reas: F, O, Cl, N, Br, I, S, C, H, P, Si, Xe Tüüpiliste mittemetallide reageerimisel metallidega moodustavad ioonilise sidemega ühendid, mis toatemperatuuril ei esine molekulide, vaid ioonikristallidena(NaCl, CaF2, CaO, K2S).

    Keemia


    Rohkem sarnaseid



    Kommentaarid (0)

    Kommentaarid sellele materjalile puuduvad. Ole esimene ja kommenteeri



    Kõik kommentaarid



    Info
    K & V
    Mäng
    Eraõpetajad
    Meist
    Kuidas saada punkte?
    KKK
    Reklaam
    Uudistevoog
    Sitemap
    Kontakt
    Saada kiri
    kiri@annaabi.ee
    Telefon: +372-569-80010
    Aadress: Tiskrevälja 33, Tallinn
    OÜ LOLSOL. Registrikood: 11450433
    Kasutustingimused
    Privaatsustingimused
    Sõnastikud
    Inglise Soome Saksa Vene Hispaania Prantsuse Rootsi Itaalia Ladina Taani Esperanto
    Püsiühendus(es)
    Facebook Instagram Twitter Reddit
    Sellel veebilehel kasutatakse küpsiseid. Kasutamist jätkates nõustute küpsiste ja veebilehe üldtingimustega Nõustun