ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED (0)

1 Hindamata

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

Lahustub halvasti vees ja org. lahustites ,

hästi mõnedes metallides (Pd, Pt)

Aatomi H ja molekuli H2 mõõtmed väga väikesed,

molekulis sidemeenergia kõrge: raskesti polariseeritav
Neist omadustest tingitud vähene lahustuvus , madal keemis- ja sulamistemp.
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

booriühendid kumuleeruvad eriti ajus, maksas , rasvkoes
väga järsk, tugev mürgistus ilmneb boraanide sissehingamisel : rindkere surutised, köha, kesknärvisüst. kahjustused, südamepuudulikkus

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 ·

80% sisust ei kuvatud. Kogu dokumendi sisu näed kui laed faili alla