Iseseisev töö keemias - Anorgaaniline keemia (0)

Anorgaaniline keemia
Iseseisev töö
1. Temperatuuri mõju reaktsiooni kiirusele : temperatuuri tõusmisel reaktsiooni kiirus kasvab. See on tingitud asjaolust, et kõrgemal temperatuuril on aineosakestel suurem energia ja liikumiskiirus.
Kontsentratsiooni mõju reaktsiooni kiirusele: mida suurem on reageerivate ainete kontsentratsioon, seda intensiivsemalt eraldub vesinikku, s.t seda suurem on reaktsiooni kiirus.
Rõhu mõju reaktsiooni kiirusele: gaasiliste ainete puhul rõhu tõstmisel reaktsiooni kiirus suureneb, kuna rõhu tõstmisel suureneb gaasiliste ainete hulk ruumaalaühikus (s.t nende kontsentratsioon).
Peensusastme mõju reaktsiooni kiirusele: mida suurem on reageerivate ainete kokkupuutepind, seda suurem on reaktsiooni kiirus.
Katalüsaatori mõju reaktsiooni kiirusele: aktivatsioonienergia vähenemine katalüsaatori juuresolekul ongi reaktsiooni kiirenemise kõige olulisem põhjus. Katalüsaatori keemiline koostis ja kogus jäävad peale reaktsiooni endiseks.
2. Keemiline tasakaal on olukord, kus toimub pöörduv reaktsioon (reaktsiooni saadused reageerivad omavahel ja selle tulemusena tekib uuesti teatavas koguses lähteaineid). Teatud temperatuuril tekitatakse selline olukord, kus mõlemas suunas kulgevate reaktsioonide kiirused on võrdsed ning reageerivate ainete kontsentratsioonid enam ei muutu.
3. Elektrolüüdid -ained mis vedelas olekus või vesilahustes juhivad elektrit.
Elektrolüütiline dissotsiatsioon -nimetatakse elektrolüütide lagunemist ioonideks nende lahustumisel vees. Nt: vesinikkloriid jaguneb vees vesinikiooniks ja happe aniooniks.
4. pH iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Mida rohkem on lahuses vesinikioone, seda happelisem on lahus. Neutraalses lahuses on vesinik- ja hüdroksiidioone võrdselt, aluselises lahuses on hüdroksiidioonide hulk vesinikioonide hulgast suurem. Seda saab määrata indikaatori abil.
Näited keskkonna reaktsioonidest: tugeva happe ja nõrga aluse reageerimisel tekib sool, mille vesilahuse reaktsioon on happeline; nõrga happe ja tugeva aluse reageerimisel tekib sool, mille vesilahuse reaktsioon on aluseline. Tugeva happe ja tugeva aluse reageerimisel tekib sool, mille vesilahuse reaktsioon on neutraalne .
5. Metallide füüsikalised omadused: läige –(võime valgust peegeldada). Kõige paremini peegeldavad valgust alumiinium ja hõbe ning seetõttu kasutatakse neid peeglite valmistamisel.
Värvus: enamik metalle on hõbevalged ja terashallid. Teistsuguse värvusega on kuld (kollane) ja vask(punane).
Plastilisus: enamik metalle on plastilised: välisjõudude mõjul võib muuta nende kuju ja see kuju säilib ka pärast jõu mõju lakkamist. Plastilisuse tõttu saab neid sepistada, valtsida õhukesteks lehtedeks ja tõmmata traadiks.
Elektri-ja soojusjuhtivus: suhteliselt vabade elektronide olemasolu tõttu on metallid head elektri-ja soojusjuhid.
Kõvadus: metallid on erineva kõvadusega. Kõige kõvem metall on kroom, millega võib lõigata isegi klaasi. Ka volfram ja mangaan on kõvad metallid. Leelismetallid kaalium ja naatrium on niivõrd pehmed, et neid saab noaga lõigata.
Tihedus: enamik metalle on veest raskemad . Erandiks on osa leelismetalle( Li, Na, K).
Sulamistemperatuur : kõik metallid peale elavhõbeda on tavatingimustes tahked . Elavhõbeda sulamistemperatuur on -38,9°C, kõige kõrgema sulamistemperatuuriga metallil volframil aga 3410°C.
6. Aktiivsuse järgi jaotatakse metallid pingeritta. Pingeritta paigutatakse ka vesinik, sest vesinik on redutseerija ja võib esineda positiivselt laetud ioonina. Vesinik jaotab pingerea kaheks osaks: need elemendid, mis asuvad vesinikust vasakul ja need, mis asuvad vesinikust paremal. Metallide pingerida kasutatakse ainult nende reaktsioonide puhul, mis kulgevad vesilahustes.
Hapnikuga reageerivad kõik metallid, peale hõbeda, kulla ja plaatina . Kõik metallid reageerivad halogeenidega. Kõige energilisemalt reageerivad leelismetallid, kõige aeglasemalt väärismetallid.
Metallide pingerea esimesed elemendid( leelismetallid, kaltsium ja baarium ) tõrjuvad külmast veest vesiniku välja ning moodustavad leelise . Pingerea järgmised elemendid kuni rauani reageerivad veeauruga, tõrjudes vesiniku veest välja moodustades oksiide. Ülejäänud metallid veega ei reageeri.
Vesinikust vasakul asuvad metallid on vesinikust tugevamad redutseerijad reageerides lahjendatud hapetega ja tõrjudes nendest vesiniku välja. Vesinikust paremal asuvad metallid on sellest nõrgemad redutseerijad ega tõrju hapetest vesinikku välja.
Soolade lahustest tõrjub metall pingereas temast vähemaktiivsema (järgneva) metalli välja, aktiivsemaid (eelnevaid) metalle ta välja ei tõrju. Alumiiniumi korral takistab selle reaktsiooni toimumist alumiiniumi pinda kattev väga õhuke ja tihe oksiidikiht.
7. Metallide hävimist ümbritseva keskkonna mõjul nimetatakse korrosiooniks. Korrosiooni põhjustavad nii keskkonna füüsikalised kui ka keemilised mõjutused. Korrosiooniprotsessi tagajärjel metalli pinnale tekkiv kiht võib olla erinevate omadustega. Raua pinnale tekib kohev roostekiht , mis on metalliga nõrgalt seotud ega kaitse seda edasise roostetamise eest. Alumiiniumi pinnale aga tekib püsiv tihe alumiiniumoksiidi kiht , mis kaitseb metalli edasise korrosiooni eest. Kõik
korrosiooniprotsessid kujutavad endast redoksprotsesse, s.t metall oksüdeerub ja keskkonnas olev oksüdeerija redutseerub.
Vältimise viisid:

Korrosioonikindlate sulamite kasutamine. Näiteks kroomi sisaldav roostevaba teras ei korrodeeru.

Metalli välispind isoleeritakse väliskeskkonna mõjutustest mittemetalsete kaitsekatetega: õliga, laki- või polümeerkelmega.

Metalli välispind kaetakse korrosioonikindlama metallikihiga.

Korrosiooniinhibiitorite kasutamine: teatud ainete lisamine ümbritsevasse keskkonda vähendab korrosiooni tunduvalt.
8. Leelismetallid on I A rühma elemendid; leelismuldmetallid on II A rühma elemendid.
Erinevused: leelismetallide väliskihis ainult 1 elektron, leelismuldmetallide väliskihis 2 elektroni.
Kõik leelismetallid reageerivad veega, aga leelismuldmetallidest reageerivad veega ainult aktiivsemad( Ca, Mg).
9. Metalli ja mittemetalli füüsikaliste ja keemiliste omaduste võrdlemine:
OMADUS
METALL
MITTEMETALL
Välimus
läikiv
enamasti mitteläikiv( jood on üks eranditest)
Agregaatolek
tahked (v.a elavhõbe)
tahke või gaasiline( broom on ainuke vedelik)
Elektrijuhtivus
hea
halb(v.a grafiit)
Sepistatavus
hea
halb
Venitatavus
hea
halb
Sulamistemperatuur
üldiselt kõrge
üldiselt madal
Keemistemperatuur
üldiselt kõrge
üldiselt madal
10. Allotroopia on nähtus, kus üks ja sama element esineb mitme erineva lihtainena. Neid elemendi erinevaid vorme nimetatakse allotroopideks. Allotroopsed teisendid erinevad üksteisest vaid aatomite paigutuse (struktuuri) või molekulis olevate aatomite arvu, mitte elementkoostise poolest. Näiteks süsiniku allotroobid on teemant ja grafiit.
11.
MITTE-
METALL
VÄRVUS, AGREGAAT-
OLEK, LÕHN
MÜRGISUS
LAHUS-
TUVUS
KEEMILINE AKTIIVSUS
KEEMIS-, KÜLMU-MIS-või SULAMIS-
TEMPE-RATUUR
Kloor
Teravalõhnaline rohekaskollane gaas
Mürgine
Lahustub vees moodustades kloorivee
Väga aktiivne, söövitav
Kloori keemis-
temperatuur on -34°C, sulamis-temperatuur on -102°C
Fluor
Teravalõhnaline helekollane gaas
Väga mürgine
Lahustub vees, vesilahusena keskmise tugevusega hape
Kõige aktiivsem mittemetall, ühinemis-
reaktsioon vesinikuga plahvatuslik
Sulamis-
temperatuur on -220°C ja keemis- temperatuur on -188°C
Broom
Kergesti lenduv punakaspruun vedelik, terava ärritava lõhnaga
Broom on nii vedeliku kui ka auruna inimkehale söövitav ja ärritav; mürgine vedelik
Lahustub vees
Broom on keemiliselt väga aktiivne. On tugev oksüdeeri-
ja ning reageerib paljude liht- ja liitainetega.
Keeb temperatuu- ril 58 °C külmub temperatuu-ril –7 °C.
Jood
Hallikasmust metalse läikega kristalne aine, mis on iseloomuliku lõhnaga
Omab kalduvust ladestuda organismis, mis tekitab seesmist kiirituste. radioaktiivset mürgistust; jood pole söövitav, vaid omab ravivat efekti.
Vees praktiliselt ei lahustu, küll aga piirituses.
Jood sublimeerub kuumutamisel Jood on nõrk oksüdeerija. Paljude metallide ja mittemetallide -ga ta vahetult toatemperatuu-
ril ei
reageeri.
Jood sulab temperatuu-ril 113 °C ja keeb temperatuu-
ril 184 °C, moodusta-
des lillaka auru. 
Väävel
See on kollane, rabe , elektrit mitte-
juhtiv kristalne 
aine
Pole inimesele mürgine
Ei lahustu vees. Vähesel määral lahus-
tub orgaanilis-tes  lahustites  
nagu benseenja  etanool . Väävel ei märgu.
Keemiliselt on väävel aktiivne element. Rea-geerib nor-
maaltingimus-tel leelis -metallide, leelismuldme-tallide, elavhõ-beda vase ja 
hõbedaga.
Väävel keeb tem-peratuuril 444°C ja sulab temperatuu-ril 112°C.
Lämmastik
Värvitu lõhnatu gaas
Pole mürgine
Vees vähelahustuv
Keemiliselt väheaktiivne, reageerib
kõrgel tempe-
ratuuril hap-
niku vesiniku ja metallidega.
Lämmastik ei põle ega
soodusta põ-lemist.
Lämmasti-
ku sulamis- temperatuur on – 210 oC ja keemis-
temperatuur on –196oC.
12.
MITTEME-
TALLILINE
ÜHEND
SULAMIS-ja KEEMISTEM-PERATUUR
TIHEDUS
( molaar -
mass)
ELEKTRI-
JUHTIVUS
OLEK, VÄRVUS, LÕHN ja
MÜRGISUS
KEEMILINE
AKTIIVSUS VÕI LAHUSTUVUS
NaCl
Sulamistempera-tuur on 801°C ja keemistempera-tuur on 1465 °C.
2,16 g/cm3
Väga hea
Tahke lõhnatu kristalne aine, mis on valge värvusega. Pole mürgine.
Lahustub vees
Väävel-
dioksiid SO2
Keemistempe-ratuur on -10°C,
sulamistempe -ratuur -75.5°C
Tihedus on õhust raskem.
Värvusetu terava lõhnaga mürgine gaas.
Veega reageeri-
misel moodustub ebapüsiv väävlis-
hape. Võib olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija. On keskmise tugevusega hape
Ammoniaak  NH3
Ammoniaak kondenseerub temperatuuril
-33,49 °C.
On õhust ligi 2 korda kergem.
Spetsiifilise terava lõhnaga värvusetu gaas. Suures koguses sissehingamisel võib tekkida hingamislihaste kramp , mis viib lämbumiseni. On ohtlik ka silmadele.
Lahustub vees väga hästi, lahustumisel toimub keemiline reaktsioon ja tekib ammoniaakhüd-raat, vesilahus on õrnalt aluseline.
Lämmastik-dioksiid NO2
On õhust raskem gaas, molaar- mass 46 g/mol.
Ei juhi
Punakaspruuni värvusega teravalõhnaline mürgine gaas.
Sissehingamisel söövitab hingamisteid.
Lämmastik-dioksiid seguneb kergesti
veega, mille tagajärjel tekib lämmastikhape ja lämmastikus-hape.
Lämmastikhape
HNO3
Sulamistempera-tuur on umbes
 −42 °C; keemistempera-tuur on umbes 84 °C.  
Tihedus on 
1,5 g/cm³
Hea
Värvitu, terava lõhnaga söövitav mürgine vedelik, mis võib põhjustada tõelisi põletushaavu
Ta on väga tugev oksüdeerija, mis võib orgaanilisi, 
kergsüttivaid aineid süüdata.
lagunemisel eraldub temast lämmastik-dioksiidi, mis temas lahustub ja annab lahusele värvi. Lämmastikhape reageerib alustega, reaktsiooni saaduseks on nitraat ja vesi.
Fosforhape
 H3PO4
Sulamistempe-ratuur 42,5 °C
Tihedus 1,69 g/cm³.
Juhib elektrivoolu
Valge kristalne teravalõhnaline aine, mis pole mürgine. Fosforhape ei ole tule- ega plahvatusohtlik. Aine on söövitava toimega ning kokkupuutel tekitab naha, silmade, lihasmembraani ja hingamisteede ärritust ning põletust.
Lahustub väga hästi vees. Reageerib alustega, võib moodustada kolme rida soolasid.
Süsinikdioksiid
CO2
Atmosfäärirõhul 
sublimeerub süsi-happegaas tem-peratuuril -78 °C.
Kõrgemal rõhul ta sulab; tema kriitiline punkt on 31 °C 
Tihedus 1,98 kg/m³
Ei juhi
Värvitu ja lõhnatu gaas, mis suures kontsentratsioonis on inimestele mürgine ning võib põhjustada lämbumist ja ärritust
On happeline oksiid , mis veega reageerimisel moodustab ebapüsiva süsihappe. Süsihappegaas on mõõdukalt aktiivne, kuid mitte süttiv, kuigi soodustab metallide põlemist.
Süsinikoksiid CO
Keemistemp-eratuur 191,5°C ja sulamis-temperatuur 204°C.
Õhust pisut kergem – tihedus 1,25 kg/m3
Ei juhi
Värvitu, maitsetu ja lõhnatu väga mürgine gaas, sissehingamisel tekib tugev mürgistus, mis võib lõppeda surmaga.
Vähelahustuv, väikese reaktsiooni-võimega. CO on redutseerija. CO ei reageeri vee ega hapetega (alustega reageerib rõhu all).
CO põleb õhus, tekib süsihappe-gaas.
13.
MITTEMETALL
KASUTUSALA
Fluor
Kasutatakse tööstuses fosforväetiste tootmiseks. Fluori kasutatakse fluorsüsinike nagu plastmass PTFE valmistamiseks ja tuumakütuse puhastamiseks . Fluori kasutatakse ka kuumuskindlate määrdeainete tootmiseks.
Kloor
Tekstiili- ja paberitööstuses kasutatakse kloori peamiselt pleegitajana,
keemiatööstuses rakendatakse teda orgaaniliste ühendite (värvained,
ravimid , mürkkemikaalid jm.), vesinikkloriidhappe (soolhape) ja kloriidide
tootmisel. Veepuhastusjaamades klooritakse joogivett, et hävitada pisikuid.
Broom
Broomi kasutatakse juuksehooldusvahendite, värvainete, putukamürkide, pisargaasi, ravimite valmistamiseks ja keemialaboratooriumides. Broomi kasutatakse veel tulekustutusvahenditena.
Jood
Ravimite valmistamine, kasutatakse tööstuses. Joodi kasutatakse pisikuvastase ainena naha puhastamiseks, samuti ravitakse joodiga kilpnäärmehaigusi ja veresoonte lupjumist.
Väävel
Tuletikkude süütesegust peades kasutatakse väävlit. Raputades väävlit kautšukilehtedele muutub viimane elastseks kummiks. Põllumajanduse tarbeks läheb umbes 10-15% väävlit, mis on mineraalväetiste ja mürkkemikaalide koostises.
Lämmastik
Lämmastikku kasutatakse ammoniaagi tootmiseks, inertse keskkonna loomiseks. Vedelat lämmastikku kasutatakse madala temperatuuri tekitamiseks, nt. külmutusseadmetes. Lämmastikku kasutatakse elektrilampide täitmisel. Meditsiinis kasutatakse puhast lämmastikku kopsude rõhu alla panemiseks mõnede kopsutuberkuloosi vormide puhul.
Fosfor
Punane fosfor o­n tikukarbi süütepinna koostisosaks. Fosforühendeid tarvitatakse taimekaitsevahenditena, näriliste hävitusvahenditena. Fosforit kasutatakse ka kodumajapidamises kasutatavates pesupesemisvahendites ning väetiste valmistamiseks.
Süsinik
Kasutatakse kütusena (süsi); pliiatsites määrdeainena (grafiit). Süsiniku ühte kuju tahma kasutatakse musta värvaine tootmisel ja autokummitööstuses, eriliselt töödeldud sütt aga näiteks aktiivsöe 8söetablettide)tootmiseks.
Räni
Räni kasutatakse arvuti süsteemides ja paljudes kaasaegsetes tehnoloogiates. Ülipuhtast ränist tehakse pooljuhte ja alaldeid, mida kasutatakse päikesepatareides, elektrijaamades jne. Räni kasutatakse ka korrosioonikindlate teraste sulamites. Räniühendid o­n klaasi, portselani, keraamikatoodete, tsemendi ja teiste ehitusmaterjalide tähtis koostisosa .
14. Süsinikuringe on süsiniku liikumine ökosüsteemis erinevate ökosüsteemi komponentide vahel. Süsiniku koguhulk tasakaalulises ökosüsteemis seejuures ei muutu. Süsinikuringe tähtsad protsessid on fotosüntees (mil anorgaaniline süsinik saab orgaaniliste ühendite koostisosaks) ja  hingamine (mil orgaaniline süsinik vabaneb õhku või vette süsihappegaasina). Süsinikuringe toimub nii aeroobses kui ka anaeroobses keskkonnas: aeroobses tingimustes vabaneb CO2 orgaanilistest ainetest loomade, taimede, inimeste ja mikroorganismide hingamise tulemusena. CO2 arvel moodustavad orgaanilist ainet taimed, vetikad, tsüanobakterid ja kemolitotroofsed  bakterid ; anaeroobsetes tingimustes vabaneb CO2 orgaanilistest ainetest kääritajate ja anaeroobsete hingajate vahendusel. CO2 arvel sünteesivad orgaanilist ainet fotosünteesivad  purpur - ja rohevetikad.  Metaan  moodustub anaeroobsetes tingimustes metanogeenide vahendusel. Ökosüsteemi süsinikuringe on avatud ehk mittetasakaaluline, kui süsinikku lisandub aineringesse ringevälistest allikatest (näiteks fossiilsete kütuste põletamisel), või kui süsinikühendeid väljub aineringest organismidele kättesaamatusse vormi (nt. orgaaniliste setete või turba moodustumisel).
15. Lämmastikuringe on lämmastiku ja tema ühendite tsükliline liikumine eluta ja elusa looduse elementide vahel ökosüsteemis. Õhus on vaba N2 (lämmastik) kättesaadav vähestele bakteritele (näiteks mügarbakterid), kes on võimelise redutseerima lämmastikku ammooniumiks. Taimed ja suur osa mikroobe toituvad mineraalsetest lämmastikuühenditest (põhiliselt nitraatidest), orgaanilise aine lagunemisel vabanevaid ammoniaaki ja ammooniumiühendeid kasutavad taimed ja mikroorganismid . Seda orgaanilise aine lagundamise protsessi nimetatakse ammonifikatsiooniks. Suur osa orgaanilisi lämmastikuühendeid allub nitrifikatsioonile, oksüdeerudes nitraatideni, mis on kergesti taimede poolt omastatavad.
16. Põldudele pandud liigne mineraalväetiste hulk satub pinnaveega põhjavette ja veekogudesse, mis põhjustavad veekogudes toitainete ülekülluse ning taimed, vetikad hakkavad vohama ning hapnikupuudusel veekogudes surevad kalad . Kõik see viib veekogude kinnikasvamisele. Põldude happesus suureneb ning taimed, kellele nii kõrge happesuse tase ei sobi, närbuvad ning hukkuvad. Põllumajandussaaduste hulk väheneb.
Liigsed väetised satuvad põhjavette, mille tagajärjel joogivesi reostub ning muutub joogikõlbmatuks.