Keemia alused KT3 (0)

1.Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius , ionisatsioonienergia, elektronafiinsus, elektronegatiivsus ja polariseeritavus perioodilisustabelis .
• Aatomiraadiused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla.
• Esimesed ionisatsioonienergiad I1 kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla.
• Elektronafiinsused Ea on suurimad tabeli paremas ülanurgas ( fluor , hapnik).
• Aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla.
• Aatomite polariseeritavused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla.
– 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.
– Perioodilisustabeli alaosas paiknevatel elementidel võib ilmneda inertpaari efekt.
• Reeglina ainult 2. perioodi elemendid moodustavad kordseid sidemeid iseenda või teiste elementidega.
• Metallilised omadused vähenevad perioodis vasakult paremale ning suurenevad rühmas ülevalt alla.
• Redutseerimisvõime suureneb perioodis paremalt vasakule
4.Selgitage diagonaalset seost perioodilisussüsteemis näidete abil.
Diagonaalne seos on peaalarühma langeval diagonaalil asuvate elementide omasuste sarnasus. See tuleb lähedastest aatomraadiustest ja ionisatsioonienergiatest. See on kasulik elementide keemiliste omaduste ennustamisel. Näiteks Li ja Mg reageerivad mõlemad otse lämmastikuga ja moodustavad nitriite. Või alumiiniumil ja berüllioumil on mõlemad amfoteerseid ?
5. Selgitage perioodilisi seoseid näidete abil hüdriidide omadustes. Kirjeldage soolataolisi, metallilisi ja molekulaarseid hüdriide ning kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Kõik elemendid (v.a väärisgaasid) moodustavad vesinikuga binaarseid ühendeid.
– Hüdriidi valem on seotud pea-alarühma numbriga.
• Tugevalt elektropositiivsed leelis - ja leelismuldmetallid moodustavad soolataolisi hüdriide, kus vesinik esineb hüdriidioonina (H-).
2K(s) + H2(g) =t 2KH(s) t – temp, juuresolek.
• Soolataolised hüdriidid on valged, kõrge sulamistemperatuuriga kristalsed ained.
• Metallilised hüdriidid moodustuvad mõnede delementide kuumutamisel vesinikus. Nad on mustad, pulbrilised ja elektrit juhtivad.
– Kuumutamisel või happe toimel hüdriid laguneb ja eraldub vesinik.
• Metallilisi hüdriide uuritakse vesiniku transpordi ja säilitamise eesmärgil.
• Mittemetallid moodustavad molekulaarseid hüdriide, mis koosnevad diskreetsetest molekulidest.
– Nad on sageli lenduvad.
– Nad on sageli Brønstedi happed
6. Selgitage perioodilisi seoseid näidete abil oksiidide omadustes. Kirjeldage aluselisi, amfoteerseid ja happelisi oksiide ning kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Kõik elemendid (v.a väärisgaasid) moodustavad hapnikuga binaarseid ühendeid – oksiide.
• Madala I-ga metallilised elemendid moodustavad ioonilisi (aluselisi) oksiide, mis reageerivad veega ja annavad leelise .
• Vahepealse I-ga elemendid moodustavad amfoteerseid oksiide, mis ei reageeri veega, kuid lahustuvad nii aluselistes kui happelistes lahustes.
– d-elementide oksiidide happelised omadused varieeruvad sõltuvalt metalli oksüdatsiooniastmest.
• Paljude mittemetallide oksiidid on gaasilised . Enamik neist on Lewis 'i happed ja moodustavad happelisi vesilahuseid, neid nimetatakse happeanhüdriidideks.
7. Vesinik: leidumine, lihtaine saamine, omadused ja kasutamine.
• Lihtsaim võimalik aatom .
• Sageli ei paigutata teda perioodilisustabelis kindlasse rühma (võiks olla 1. või 17./VIIA rühm).
• Universumis levinuim element (~89%). Maal on teda suhteliselt vähe: vesi, fossiilsed kütused.
Saamine : laboratoorselt Zn (s) + 2H+ (aq) = Zn2+ (aq) + H2 (g)
Tööstuses – CH4(g) + H2O(g) =Ni CO(g) + 3H2(g)
CO(g) + H2O(g) =Fe / Cu CO2(g) + H2(g)
• Vesinik on värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas .
• Vesinik on väga väikese tihedusega – 0,089 g/l
• Kondenseerub alles 20 K juures.
• Kasutamine – aastas toodetakse 3·108 kg.
– Pool sellest kulub ammoniaagi sünteesiks.
– Kolmandik metallide hüdrometallurgiliseks ekstraktsiooniks: Cu2+ (aq) + H2(g) → Cu(s) + 2H+ (aq)
– Margariini tootmine jms.
8. Vesiniku olulisemad ühendid (hüdriidid ja oksiidid): kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Vesinik annab nii katiooni (H+) kui aniooni (hüdriidioon H-).
– Hüdriidioon on suure raadiusega ja väga polariseeritav, olles väga tugev redutseerija .
NaH(s) + H2O(l) → NaOH (aq) + H2(g)
• Vesinikside.
9. Leelismetallid (Li, Na, K): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
• Perioodilisussüsteemi 1. rühma liikmed leelismetallid ( liitium , naatrium, kaalium , rubiidium, tseesium ja frantsium) on väga sarnaste omadustega.
• Leelismetalliaatomite valentskihi elektronkonfiguratsioon on ns1.
• Leelismetallide omadused tulenevad nende madalast ionisatsioonienergiast.
• Leelismetallid on metallidest kõige reaktsioonivõimelisemad. Seega neid puhtal kujul looduses ei esine.
• Nad on tugevad redutseerijad , mistõttu saab neid põhiliselt elektrolüüsi teel.
– Kaaliumit saab ka sula KCl redutseerimisel naatriumi aurudega :
• Leelismetallid on pehmed ja hõbehalli värvusega metallid.
• Side leelismetallides on nõrk, neile on iseloomulikud madalad sulamis- ja keemistemperatuurid ning väike tihedus.
• Sulamistemperatuur kahaneb rühmas ülalt alla: tseesiumi sulamistemperatuur on vaid 28 ºC.
• Madala ionisatsioonienergia tõttu esinevad leelismetallid ühendites ühelaenguliste katioonidena.
• Leelismetallid on tugevad redutseerijad:
– redutseerivad vett;
– sulanaatriumi kasutatakse tsirkooniumi ja titaani tootmiseks nende kloriididest.
• Leelismetallid loovutavad oma valentselektroni ka lahustumisel vedelas ammoniaagis, andes sinise lahuse, mis koosneb solvateeritud elektronidest ja metallikatioonidest.
– Kõrgematel kontsentratsioonidel on lahus pronksikarva ja juhib hästi elektrit.
– Kasutatakse orgaaniliste ühendite redutseerimiseks.
• Leelismetallid reageerivad otse enamike mittemetallidega.
• Leelismetallide ja hapniku vahelise reaktsiooni valdav produkt varieerub rühmas allapoole liikudes.
• Iooniline ühend on stabiilsem siis, kui katiooni ja aniooni raadiused on lähedased.
– Liitium annab valdavalt oksiidi Li2O .
– Naatrium on suurem ja annab peroksiidi Na2O2.
– Kaalium annab superoksiidi KO2.
• Kaaliumsuperoksiidi KO2 kasutatakse suletud süsteemides (allveelaevad, kosmoseraketid, gaasimaskid) hingatava õhu regenereerimiseks (vee ja CO2 sidumiseks).
4KO2(s) + 2H2O(g) → 4KOH(s) + 3O2(g)
KOH(s) + CO2(g) → KHCO3(s)
10. Kirjeldage leelismetallide reageerimist veega. Kirjutage tasakaalustatud reaktsioonivõrrand.
4KO2(s) + 2H2O(g) → 4KOH(s) + 3O2(g)
• Leelismetallid on tugevad redutseerijad:
– redutseerivad vett;
11. Kirjeldage leelismetallide reageerimist mittemetallidega (sh hapnikuga). Kirjutage tasakaalustatud reaktsioonivõrrandid. Kuidas saadakse naatriumoksiidi Na2O ja kaaliumoksiidi K2O?
Leelismetallid oksüdeeruvad.
4Na + O2 = 2Na2O
4K + O2 = 2KO2
12. Leelismetallide olulisemad ühendid (NaCl, NaOH, NaHCO3, Na2CO3·10H2O, Na2CO3, KCl, KNO3, KO2), nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.

• 2Na + Cl2 = 2NaCl - keedusool
  
• 2Na + 2H20 = 2NaOH + H2 - seebikivi , kasut. Keemiatööstuses ja paberi saamisel
  
• CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O
  

Na2CO3 + CO2 + H2O → 2 NaHCO3
- küpsetuspulber

• Na2CO3·10H2O - pesusooda - kasutatakse vee pehmendamiseks (sadestab välja Mg ja Ca katiioonid)
  
• CO2 + 2NaOH = Na2CO3 - sooda - kasutatakse käsitöös, klaasi tootmiseks
  
• KOH +HCl = KCl + H2O (NaCl + K = KCl + Na) - väetis, sülviinist, karnaliidist
  
• KOH + HNO3 = KNO3 + H2O - salpeeter ?, tuletikkudes, mustas püssirohus
  
• K + O2 = KO2 - kaalium superoksiid, sulatatud kaaliumi kuumutamisel puhtas õhus, redutseerija keemiatööstuses, kosmoselaevades õhu ümbertöötlemiseks.
  

13. IIA rühma metallid (Be, Mg, Ca, Ba): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
Beüllium :
• Saadakse BeCl2 elektrolüütilisel redutseerimisel.
BeCl2 + 2K = 2KCl + Be
• Väikese tiheduse tõttu kasutatakse satelliitide ja rakettide valmistamiseks.
• Be õhuke leht on röntgenikiirtele läbipaistev ja kasutatakse röntgenikiiretorude akendena.
• Be väikesed lisandid muudavad vase oluliselt jäigemaks. Sulam leiab kasutamist tööriistade valmistamiseks (plahvatusohtlikeks rakendusteks).
Magneesium :
• Metallilist magneesiumit toodetakse tema ühendite keemilise või elektrolüütilise redutseerimise teel.
– Keemilise redutseerimise korral saadakse dolomiidi lagundamisel MgO, mis pannakse 1200 ºC juures reageerima raua ja räni sulamiga.
– Elektrolüütilise meetodi korral sadestatakse mereveest Mg(OH)2, mis lahustatakse seejärel soolhappe toimel ja elektrolüüsitakse.
• Magneesium on hõbevalge metall , mille pind kattub õhus õhukese, kuid tiheda kaitsva oksiidikihiga.
• Magneesium on väikese tihedusega ja väga pehme.
– Tema sulamid seevastu on sageli kõvad ja tugevad ning leiavad laialdast rakendust lennukitööstuses ja ka autode juures.
• Magneesium põleb õhu käes energiliselt, kõrvuti hapnikuga toimuvad reaktsioonid ka lämmastiku ja CO2-ga.
– Põlevat magneesiumi ei tohi kustutada veega või süsihappegaasi kustutiga .
Kaltsium, baarium :
• Kaltsiumit, strontsiumit ja baariumit saadakse elektrolüütiliselt või alumiiniumiga redutseerides:
3BaO(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 3Ba(s)
14. Kirjeldage IIA rühma metallide reageerimist vee ja hapnikuga. Kirjutage tasakaalustatud reaktsioonivõrrandid.
• Leelismuldmetallid reageerivad hapniku ja veega intensiivsemalt rühmas allapoole liikudes.
– Be, Mg, Ca ja Sr pinnale tekib õhu käes kaitsev oksiidikiht , Ba korral seda ei teki ja Ba võib niiskes õhus süttida.
• Kõik 2. rühma elemendid (v.a Be) reageerivad veega. Be ei reageeri veega ka kuumalt , Mg reageerib ainult kuuma veega.
• Kõik 2. rühma elemendid redutseerivad H+ H2-ks.
Be + H2O = ei reageeri 2Be + O2 = 2BeO
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 2Mg + O2 = 2MgO
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 2Ca + O2 = 2CaO
Sr + 2H20 = Sr(OH)2 + H2 2Sr + O2 = 2SrO
15. Kirjeldage keemiliste reaktsioonide abil berülliumi amfoteersust.
• Be on amfoteerne , s.t reageerib nii hapete kui alustega. Leelistega reageerides annab berüllaatiooni:
Be(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O(l) → Na2[Be(OH)4](aq) + H2(g)
16. Iseloomustage üldiselt berülliumiühendeid.
• Be-ühendite omadused on määratud Be2+ iooni väikese raadiuse ja sellest tuleneva suure polariseeriva toime poolt.
– Ühendid on reeglina kovalentsed.
– Berülliumiga saab seostuda kuni 4 ligandi .
• Iseloomulik on BeX4 tetraeeder, mis esineb kloriidi ja hüdriidi korral, kus Be aatom käitub Lewis'i happena.
17. Iseloomustage üldiselt magneesiumiühendeid. Mg olulisemad ühendid (MgO, Mg(OH)2): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Mg-ühendid on reeglina ioonilised .
• Magneesiumoksiid tekib Mg põlemisel, kuid sellisel viisil saadud MgO on saastunud nitriidiga. Puhta MgO saamiseks kuumutatakse magneesiumhüdroksiidi või - karbonaati .
• MgO lahustub vees vähesel määral ja aeglaselt, ta on termiliselt väga stabiilne, hea soojusjuhtivusega ning halb elektrijuht .
• Magneesiumhüdroksiid on leelis, mis lahustub vees vähesel määral ja annab valge kolloidse suspensiooni.
– Seda kasutatakse mao happesuse alandamiseks.
– MgCl2 , mis tekib magneesiumhüdroksiidi neutraliseerimisel maos, on kõhulahtisti.
• Looduses on tähtsaim Mg-ühend ilmselt klorofüll.
18. Iseloomustage üldiselt kaltsiumiühendeid. Ca olulisemad ühendid (CaO, Ca(OH)2, CaCO3, CaC2): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Ca on mõnevõrra metallilisem element kui Mg, samas on nende ühendid üsna sarnased.
• Lisaks kriidile ja lubjakivile esineb CaCO3 ka marmorina (CaCO3 tihedam vorm).
• Kuumutamisel CaCO3 laguneb, andes kaltsiumoksiidi ehk kustutamata lubja:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
See omakorda reageerib energiliselt veega, andes kaltsiumhüdroksiidi ehk kustutatud lubja:
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
• Kaltsiumhüdroksiid on vees suhteliselt vähelahustuv, tema lahust kasutatakse CO2 määramiseks, kuna ta annab mittelahustuva karbonaadi:
Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)
• Kaltsiumoksiidist lähtudes saab valmistada kaltsiumkarbiidi CaC2, mis on sageli sillaks anorgaanilise ja orgaanilise keemia vahel:
CaO(s) + 3C(s) → CaC2(s) + CO(g)
CaC2(s) + 2H2O(l) → C2H2(g) + Ca(OH)2(aq)
• Kustutamata lubi leiab laialdast kasutamist:
– rauasulatuses: CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(l)
• Kustutatud lubi leiab laialdast kasutamist:
– põllumajanduses pinnase pH reguleerimiseks;
– Ca2+ ioonide sadestamiseks karedast veest:
HCO3 -(aq) + OH-(aq) → CO32 -(aq) + H2O(l)
Ca2+ (aq) + CO32- (aq) → CaCO3(s)
• Ca2+ ioonid interakteeruvad oma naabritega reeglina väga tugevasti, mistõttu on kaltsiumiühenditele
iseloomulik suur jäikus.
– Tsement: lihtsustatult segu kaltsiumoksiidist, -silikaadist ja -alumiiniumsilikaadist ning kipsist.
– Karploomade karbid : kaltsiumkarbonaadist.
– Luud : kaltsiumfosfaadist (inimkehas on ~1 kg Ca).
– Hambad: hüdroksüapatiidist Ca5(PO4)3OH.
Ca5(PO4)3OH(s) + 4H3O+ (aq) → 5Ca2+ (aq) + 3HPO4 2- (aq) + 5H2O(l)
19. Millest on põhjustatud vee karedus ? Mis on katlakivi ? Selgitage, kuidas saab vee karedust vähendada.

• Vee karedust põhjustavad Ca ja mg soolad ja vesinikkarbonaadid.
  
• Katlakivi on CaCO3
  

• Naatriumkarbonaati Na2CO3·10H2O ehk pesusoodat on kasutatud pesupulbrite koostises vee pehmendajana: sadestab välja Ca2+ ja Mg2+ ioonid ning tekitab leeliselise keskkonna.
20. IIIA rühma elemendid (B, Al): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
• Boori alarühma aatomite valentskihi elektronkonfiguratsioon on ns2np1.
• Maksimaalne oksüdatsiooniaste on III, rühma viimased elemendid (Tl) on sageli oksüdatsiooniastmega I.
• Elementide elektronegatiivsused on siin vahepealsed, millest tulenevad erilised omadused.
• Boor on suhteliselt kõrge I-ga poolmetall, mis reeglina annab kovalentseid sidemeid.
• Booril on kolm valentselektroni ja seetõttu esineb tema ühendites mitmesuguseid anomaaliaid.
– Mittetäielik oktett: BF3
– Elektrondefitsiitsed ühendid: B2H6
• Boori kaevandatakse booraksi Na2B4O7·10H2O ja kerniidina Na2B4O7·4H2O, mis edasi happe toimel viiakse booroksiidiks B2O3 ning redutseeritakse metallilise magneesiumiga.
• Puhtama saaduse saamiseks redutseeritakse gaasilisi booriühendeid (nt BCl3) vesinikuga.
• Boori tootmine on üsna väike, kuigi tal on rida kasulikke omadusi (kõvadus, väike tihedus).
• Boor eksisteerib lihtainena rea allotroopsete vormidena:
– hallikasmust, mittemetalliline, kõrge sulamistemperatuuriga vorm;
– tumepruun pulbriline vorm, mis baseerub ikosaeedrilisel (kakskümmendtahukalisel) 12 boori aatomi klastril.
21. Iseloomustage üldiselt booriühendeid. B olulisemad ühendid (H3BO3, B2O3, karbiid, nitriid , halogeniidid , boraanid, boorhüdriidid): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Boorhape H3BO3 või B(OH)3 on valge tahke aine.
– Mürgine, kasutatakse antiseptiku ja pestitsiidina.
– Võib käituda Lewis'i happena.
– Lähteaineks booroksiidi B2O3 saamisel.
• Booroksiidi kasutatakse räbustina ( lahustab metallioksiide) spetsiaalse klaasi valmistamisel.

• Boorkarbiid - B12C3, 12B + 3C=B12C3
  
• Boornitriid – B + N = BN (tuleb kuumutada)
  
• Halogeniidid – tähtsaim on BF3, B2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 = 2BF3 + 3CaSO4 + 3H2O
  

BCl3, B2O3 + 3C + 3Cl2 = 2BCl3 + 3CO

• Boraanid - boori hüdriidid vesinikuga, B2H6 kõrgel temperatuuril lagunevad, plahvatusohtlikud, pehmemal kuumutamisel moodustuvad kõrgemad buraanid nt B10H14 tekivad nt 3NaBH4 + 4BF3 + 3NaBF4 + 2B2H6
  
• Boorhüdriidid - redutseerijad keemiatööstuses, BH4- , NT NaBH4 , 4NaH + BCl3 = NaBH4 + 3NaCl
  

22. Selgitage näite abil elektrondefitsiitseid ühendeid.

• 
  

23. Iseloomustage üldiselt alumiiniumiühendeid. Al olulisemad ühendid (Al2O3, Al2(SO4)3, AlCl3): nende kasutamine. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Alumiiniumoksiid esineb reas erinevates modifikatsioonides:
– α-alumiiniumoksiid esineb korundina: • puhas korund leiab kasutamist abrasiivmaterjalides;
• Cr3+ lisandiga korund on tuntud rubiinina;
• Fe3+ lisandiga korund on topaas ;
• Fe3+ ja Ti4+ lisandiga korund on safiir ;
– γ-alumiiniumoksiid on väiksema tihedusega, absorbeerib vett ja kasutatakse kromatograafias.
• γ-alumiiniumoksiidi saadakse alumiiniumhüdroksiidi kuumutamisel.
• Ta on amfoteerne, aluste toimel annab aluminaatiooni ja hapete toimel Al3+ iooni, mis on tugevalt hüdrateeritud:
Al2O3(s) + 2OH- (aq) + 3H2O(l) → 2Al(OH)4-(aq)
Al2O3(s) + 6H3O+ (aq) + 3H2O(l) → 2Al(H2O)6 3+(aq)
• Tänu väikesele raadiusele ja suurele laengule on Al3+ ioon tugeva polariseeriva toimega ja seetõttu on Al(H2O)6 3+ happeliste omadustega:
Al(H2O)6 3+(aq) + H2O(l) = H3O+ (aq) + Al(OH)(H2O)5 2+ (aq)
• Tähtsaim alumiiniumoksiidist toodetav sool on alumiiniumsulfaat , mida kasutatakse paberitööstuses ja koos naatriumaluminaadiga veepuhastuses:
Al3+ (aq) + 3Al(OH)4 - (aq) → 4Al(OH)3(s)
• Alumiinumkloriid AlCl3 on samuti tähtis katalüsaator, mida toodetakse kloori reaktsioonil kas alumiiniumi või alumiiniumoksiidiga süsiniku juuresolekul:
2Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3 (s)
Al2O3(s) + 3C(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3(s) + 3CO(g)
• AlCl3 on iooniline tahkis , kus iga Al3+ ioon on ümbritsetud kuue Cl- iooniga .
• AlCl3 sublimeerub temperatuuril 192 °C dimeerina Al2Cl6.
• AlCl3 heksahüdraadi kuumutamisel tekib HCl ja Al2O3:
2AlCl3· 6H2O (s) → Al2O3(s) + 6HCl(g) + 9H2O(g)
24. Miks erineb süsinik oma omadustelt märgatavalt teistest IVA rühma elementidest?
• 14. rühma esimene element süsinik annab nii palju erinevaid ühendeid, et nendega tegeleb keemia eraldi haru.
• Süsinik on tüüpiline mittemetall, mis annab mittemetallidega kovalentseid ja metallidega ioonilisi ühendeid.
• Nii süsiniku kui räni oksiidid on happeliste omadustega.
• Süsinik erineb oma omadustelt märgatavalt ülejäänud rühma liikmetest.
– Väiksema aatomiraadiuse tõttu on süsiniku korral levinud C=C, C≡C ja C=O sidemed, mida teistel rühma elementidel esineb harva.
– Ränist alates saavad aatomid kasutada valentskihi laiendamiseks d-orbitaale ja seega olla Lewis'i happed.
25. Kirjeldage süsiniku allotroope ja selgitage, kuidas struktuur mõjutab nende omadusi.
• Süsiniku kõige tuntumad erimid on grafiit ja teemant , kuid tuntud on ka fullereenid ja karbiin (või karbüün).
• Termodünaamiliselt stabiilseim on normaaltingimustel grafiit.
– Peeneteraline grafiit: tahm , koks.
– Aktiivsüsi.
Grafiit :
• Koosneb planaarsetest sp2 süsinikukihtidest.
• Musta värvi, elektrit juhtiv, läikiv tahke aine.
• Kasutatakse:
– elektroodidena;
– määrdeainena;
– pliiatsisüdamikena.
Teemant :
• Süsiniku erim, kus aatomid on sp3 hübriidses olekus.
• Jäik, läbipaistev, elektrit mittejuhtiv tahkis.
• Kõige kõvem tuntud aine ja parim soojusjuht.
Fullereenid :
• Pallikujulised molekulid sp2 süsinikest.
• Süsinike arv varieerub 32-st mõnesajani.
• Tekib näiteks tahmavas leegis.
• Lahustuvad näiteksbenseenis.
26. IVA rühma elemendid (Si, Ge, Sn, Pb): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
• Germaaniumit saadakse tsingimaagi töötlemise jääkidest ja kasutatakse pooljuhtide valmistamiseks.
• Tina saab kassiteriidi SnO2 redutseerimisel:
SnO2(s) + C(s) → Sn(l) + CO2(g)
• Pliid leidub galeniidina PbS ja saadakse:
2PbS(s) + 3O2(g) → 2PbO(s) + 2SO2(g)
PbO(s) + C(s) → Pb(s) + CO(g)
• Tina on suhteliselt pehme metall, mis on vastupidav korrosioonile. Seetõttu kasutatakse palju tinatatud plekki.
• Plii on samuti suhteliselt pehme ja hästi vormitav ning keemiliselt inertne (kaitsekihina pinnale moodustuva oksiidi, sulfaadi , kloriidi tõttu).
27. Süsiniku olulisemad ühendid (CO, CO2, karbiidid , CCl4, HCN, hüdriidid, CS2): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Süsinikdioksiid CO2 tekib orgaanilise aine põlemisel piisava hapnikukoguse juuresolekul.
• CO2 on süsihappeanhüdriid – lahuses on tasakaal happe ja lahustunud CO2 vahel.
• CO2 kolmikpunkt on rõhul 5,1 atm, seega ta ei eksisteeri normaaltingimustel vedelikuna, vaid tahke vorm – kuiv jää – sublimeerub.
– Kasutatakse jahutamiseks .
• Süsinikmonooksiid ( vingugaas ) CO tekib süsinikku sisaldavate ainete põlemisel hapnikuvaeses keskkonnas.
• CO on formaalselt sipelghappe HCOOH anhüdriid ja seda saab laboris HCOOH dehüdratatsioonil kuuma väävelhappega.
• CO on värvitu, lõhnatu, vees vähelahustuv mürgine gaas.
• CO on suhteliselt vähese reageerimisvõimega, kuna side molekulis on tugevaim teadaolevatest sidemetest .
• CO on Lewis'i alus tänu vabale elektronipaarile süsiniku aatomil ning annab sideme d-elementide aatomite ja ioonidega.
• CO on Lewis'i hape tänu vabale (lõhustavale) π MO-le.
• Sellise kahepalgelise loomuse tõttu eksisteerib palju CO-komplekse, nt d-metallide karbonüüle.
• Nikliga annab näiteks nikkelkarbonüüli:
Ni(s) + 4CO(g) → Ni(CO)4(l)
• CO mürgisus tuleneb kompleksi moodustamisest hemoglobiini rauaga.
• CO on redutseerija, mida kasutatakse rea metallide saamisel.
28. Eristage peamiste räniühendite struktuure ja kirjeldage nende omadusi.
• Räni on maakoores levikult teine element hapniku järel.
– Silikaadid : soolad SiO3 2- aniooniga.
– Ränidioksiid SiO2.
• Räni saadakse ränidioksiidi redutseerimisel süsinikuga:
SiO2(s) + 2C(s) → Si(s) + 2CO(g)
• Pooljuhtide valmistamiseks tuleb sellisel viisil saadud räni edasi puhastada .
29. Räni olulisemad ühendid ((SiO2)n, (H2SiO3)n, H4SiO4, silikaadid, karbiidid, SiCl4, silaanid): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Ränidioksiid (SiO2)n on kõva, keemiliselt püsiv võrkstruktuuriga tahkis.
• Esineb looduses kvartsi ja liivana.
• Ränidioksiidi struktuuriühikuks on tetraeedriline SiO4. Iga tetraeedri nurgas asuv hapnik annab kovalentseid sidemeid kahe räni aatomiga.
• Metaränihape H2SiO3 ja ortoränihape H4SiO4 on nõrgad happed.
• Ortosilikaadi lahuse hapustamisel tekib ränihappe asemel želatiinitaoline ränidioksiidi sade:
4H3O+ (aq) + SiO4 4- (aq) + xH2O(l) → SiO2(s)·xH2O(gel) + 6H2O(l)
• Pesemise ja kuivatamise järel saadakse silikageel, mis on väga suure eripinnaga.
30. Selgitage süsiniku- ja räniühendite reaktiivsuste erinevusi.
Räni ei moodusta iseendaga hästi sidemeid, C moodustab. Räni korral on hüdriidide arv palju väiksem. Süsinik moodustab püsivaid sidemeid iseendaga, seetõttu on palju erinevaid süsivesinikke.
31. Kirjeldage klaaside ja keraamiliste materjalide olemust ning nende omadusi.
• Klaas on iooniline amorfne tahkis.
• Klaasil on võrkstruktuur, mis baseerub mittemetallioksiidil (tavaliselt SiO2) ja on saadud selle kokkusulatamisel metallioksiididega, mis modifitseerivad sidemete paiknemist ja tekkimist.
• Sulas olekus paljud Si-O sidemed katkevad ja
nende asemele moodustuvad -Si-O--M+
sidemed, mis jahtumisel ei lase kristalsel
struktuuril tekkida.
• Räniklaas on tavaliselt kõva ja läbipaistev, mida saab puhuda ja vormida soovitud kujule.
• Enamik valmistatavast klaasist sisaldab umbes 12% Na2O ja 12% CaO.
• B2O3 lisandid muudavad klaasi paisumisteguri oluliselt väiksemaks, mitmeid metallioksiide lisatakse klaasile värvuse andmiseks .
• Klaas on keemiliselt suhteliselt püsiv ja reageerib ainult fluoriid - ja hüdroksiidioonidega, sulandamisel ka karbonaatioonidega:
SiO2(s) + 6HF(aq) → SiF6 2- (aq) + 2H3O+ (aq)
SiO2(s) + 2KOH(aq) → K2SiO3 (s) + H2O(l)
SiO2(g) + Na2CO3(l) → Na2SiO3(s) + CO2(g)
• Keraamiliste materjalide all mõistetakse enamasti anorgaanilist materjali, mis on kõrgel temperatuuril kuumutamise tagajärjel kõvenenud.
– Tellised , põletatud savist nõud jne.
• Keraamilised materjalid on reeglina väga kõvad, vees mittelahustuvad, korrosiooni- ja kuumusekindlad, kuid ka haprad.
• Keraamilised materjalid on enamasti metallide ja mittemetallide piiril paiknevate elementide oksiidid, kuid ka mõnede d-metallide oksiidid, boori- ja räniühendid süsiniku ja lämmastikuga.
• Enamasti on nad elektrilised isolaatorid.
• Alumosilikaatseid materjale saadakse vastavate savide kuumutamisel.
• Alumiiniumoksiid (korund) annab umbes 80% kõrgtehnoloogias rakendatavatest keraamilistest materjalidest.
• Hapruse vähendamiseks kasutatakse keraamiliste materjalide valmistamiseks nn sool-geel-menetlust: saadava materjali lähteained reageerivad omavahel lahuses ja moodustavad tihedalt seotud geeli, kus mikropragude arv on minimaalne.
32. Kirjeldage, kuidas toodetakse õhust lämmastikku ning kuidas see muudetakse teisteks lämmastiku ühenditeks.
• Puhast lämmastikku saadakse vedela õhu fraktsioneerival destilleerimisel.
• Välgu toimel muundub osa lämmastikku atmosfääris lämmastikoksiidiks.
• Mõned liblikõieliste taimede juurtel elavad bakterid muudavad N2 → NH4+.
33. Võrrelge lämmastiku ja fosfori keemilisi omadusi. Millest on need erinevused põhjustatud?
– lämmastik on praktiliselt inertne gaas;
– fosfor on pehme tahkis, mis süttib kokkupuutel õhuga;
• Lämmastiku keemilised omadused erinevad oluliselt teiste sama rühma elementide omadustest:
– kõrge elektronegatiivsus;
– väike aatomiraadius ja sellest tulenev võime kordsete sidemete moodustamiseks;
– suur hulk võimalikke oksüdatsiooniastmeid -III...V;
– murdarvuline oksüdatsiooniaste näiteks asiidioonis N3-.
• Fosfori keemilised omadused võrreldes lämmastikuga on oluliselt erinevad, põhjuseks:
– 50% suurem aatomiraadius;
– madalam elektronegatiivsus;
– d-orbitaalide olemasolu.

• Ei moodusta kordseid sidemeid.
  
• Maksimaalne sidemete arv on 6.
  

34. Võrrlege valge ja punase fosfori omadusi.
• valge fosfor, mis on P4 tetraeedritest koosnev pehme, mürgine tahke aine, mis süttib õhuga kokkupuutel.
• punane fosfor (P4)n, mis on vähem reaktiivne .
35. Lämmastiku olulisemad ühendid (NH3, ammooniumisoolad , NH2NH2, halogeniidid): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Ammoniaak on terava lõhnaga mürgine gaas, mis kondenseerub -33 °C juures.
• Ammoniaak on vees hästi lahustuv, kuna moodustab vesiniksidemeid, ja on nõrk Brønstedi alus.
• Suhteliselt tugev Lewis'i alus, eriti d-metallide suhtes, millega moodustab komplekse:
Cu2+ (aq) + 4NH3(aq) → Cu(NH3)4 2+ (aq)
Ammooniumisoolad lagunevad kuumutamisel:
(NH4)2CO3(s) → 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)
• Ammooniumkatioon võib oksüdeerija (nt nitraatioon) toimel oksüdeeruda, kusjuures reaktsioonisaadused sõltuvad temperatuurist.
250 °C: NH4NO3 (s) → N2O (g) + 2H2O(g)
>300 °C: 2NH4NO3(s) → 2N2(g) + O2(g) + 4H2O(g)
• Ammooniumnitraat kuulub dünamiidi koostisesse.
• Hüdrasiin NH2NH2 on õlijas värvusetu vedelik, mida saadakse näiteks ammoniaagi pehmel oksüdeerimisel hüpokloritiga:
2NH3(aq) + ClO- (aq) → N2H4(aq) + Cl- (aq) + H2O(l)
• Hüdrasiin on plahvatusohtlik, hea ioniseeriv lahusti.
• Kasutatakse raketikütusena ja hapniku eemaldamiseks veest:
NH2NH2(aq) + O2(g) → N2(g) + 2H2O(l)
• Lämmastiku oksüdatsiooniaste halogeniidides on III.
• NF3 on lämmastiku halogeniididest stabiilseim, ei reageeri veega.
• NCl3 reageerib veega, andes ammoniaagi ja hüpokloorishappe.
• NI3 eksisteerib ainult ammoniaadina (NI3·NH3)n.
36. Kirjeldage lämmastiku oksiidide omadusi, lähtudes lämmastiku oksüdatsiooniastmetest. Millised neist on hapete anhüdriidid? Kirjutage olulisemate oksiidide (N2O, NO, NO2, N2O3) tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid .
• Lämmastik esineb oksiidides oksüdatsiooniastmetesvI...V.
– Lämmastik(V) oksiid N2O5 on lämmastikhappeanhüdriid.
– Lämmastikdioksiid NO2 esineb tasakaalusv dimeeriga: 2NO2 = N2O4
– Lämmastik(III)oksiid N2O3 on lämmastikushappeanhüdriid.
– Lämmastik(II)oksiid NO.
– Dilämmastikoksiid N2O on hüpolämmastikushappe H2N2O2 anhüdriid
• Kõik lämmastiku oksiidid on happelised.
• Lämmastiku oksiidid on olulisel kohal atmosfäärikeemias, kus neid koos tähistatakse NOx.
• Dilämmastikoksiidi N2O saadakse ammooniumnitraadi mõõdukal kuumutamisel.
• N2O on maitsetu, lahustub hästi rasvades ja väikestes kogustes ei ole mürgine.
• N2O on vähereaktiivne, ei reageeri tavatemperatuuril halogeenide, osooni ja leelismetallidega.
• Orgaanilised ained põlevad N2O-s süütamisel, kuna temast vabaneb kõrge temperatuuri mõjul hapnik.
• Saadakse ammoniaagi katalüütilisel oksüdeerimisel:
• Õhulämmastiku muundumine NO-ks kuumades lennuki- ja automootorites on üheks happevihmade ja sudu tekke põhjuseks.
• Samas esineb NO loomulikult inimkehas, kus osaleb närviimpulsside ülekandel, aitab laiendada veresooni jne.
• Lämmastikoksiid osaleb osoonikihi hävitamisel:
• Laboratoorselt saadakse NO-d nitritite pehmel redutseerimisel:
• NO on värvusetu gaas, mis oksüdeerub õhus NO2-ks:
• NO2 on mürgine ja lämmatav pruunika värvusega gaas.
• NO2 molekulis on paaritu arv elektrone ja gaasifaasis on ta tasakaalus oma värvusetu dimeeriga N2O4.
– Tahkes faasis esineb ta ainult dimeerina.
• Vees lahustumisel või ka atmosfääris veeauru toimel NO2 disproportsioneerub:
• Nii NO kui NO2 on paramagnetilised (paaritu arvu elektronidega) molekulid.
• Nende segu jahutamisel alla -20 °C molekulid kombineeruvad ja tekib sinine vedel N2O3, mis
gaasina on ebastabiilne.
• Vees lahustudes annab N2O3 lämmastikushappe HNO2, mis on nõrk hape (K = 4,3·10-4).
37. Võrrelge lämmastikushappe ja lämmastikhappe omadusi, lähtudes lämmastiku oksüdatsiooniastmetest. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. Iseloomustage neile vastavaid soolasid ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid. Hapete ja nende soolade kasutamine.
• Lämmastikushappe puhast vormi ei tunta, kuid teda kasutatakse laialt vesilahusena.
• Lämmastikushappe sooli (nitriteid) saadakse nitraatide redutseerimisel kuuma metalliga:
• Nitritid on enamasti vees lahustuvad ja kergelt mürgised.
• Kasutatakse lihasaaduste konserveerimisel ja värvi säilitamiseks.
• Lämmastikhape HNO3 on värvusetu vedelik, mis keeb 83 °C juures.
– Kontsentreeritud HNO3 on sageli kollakas , kuna sisaldab happe lagunemisel tekkinud NO2.
• HNO3 on tugev hape ja tugev oksüdeerija.
• Saadakse Ostwaldi protsessil ammoniaagi oksüdeerimise ja NO2 disproportsioneerumise tulemusena.
• Nitraadid on vees hästilahustuvad.
38. Fosfori ühend PH3: selle kasutamine ja kirjutage tasakaalustatud tekkereaktsioon.
Fosfaan PH3: küüslaugulõhnaline mügine gaas, lahustub vees halvasti, tema vaba elektronipaar on delokaliseeritud ja seetõttu on ta väga nõrk alus (pKb=27,4).
39. Kirjeldage fosfori oksiidide (P4O6 ja P4O10) omadusi, lähtudes fosfori oksüdatsiooniastmetest. Kas need oksiidid on hapete anhüdriidid? Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid.
• Fosfori oksiidide struktuur baseerub tetraeedrilisel PO4 ühikrakul, mis sarnaneb SiO4 ühikrakuga.
• Valge fosfori põlemisel hapnikuvaestes tingimustes tekib fosfor(III)oksiid P4O6 :
P4(s) + 3O2(g) → P4O6(s)
• Molekul on siin tetraeedriline nagu P4, kuid iga fosfori aatomite paari vahel on hapniku aatom.
• Fosfori põlemisel hapniku liias tekib fosfor(V)oksiid P4O10 :
P4(s) + 5O2(g) → P4O10(s)
• Fosfor(V)oksiid on valge tahke aine, mis reageerib energiliselt veega ja seetõttu kasutatakse seda laboris erinevate ainete kuivatamisel:
P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
40. Võrrelge fosforishappe ja fosforhappe omadusi, lähtudes fosfori oksüdatsiooniastmetest. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. Iseloomustage neile vastavaid soolasid ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Fosfor(III)oksiidi P4O6 lahustumisel külmas vees tekib fosforishape H3PO3:
P4O6(s) + 6H2O(l) → 4H3PO3(aq)
• Fosforishape on kaheprotoonne hape, kuna üks vesinik on seotud fosforiga ja ei dissotsieeru.
• Fosforishape on keskmise tugevusega (K1 = 10-2).
• Fosforishappe soolad on fosfitid.
• Fosforhape on värvusetu tahkis, mis sulab 42 °C juures.
Kasutatakse enamasti vesilahusena. – 85% lahus on siirupitaoline vedelik tänu tugevatele vesiniksidemetele.
• Fosforhape ei käitu reeglina oksüdeerijana.
• Fosforhape on keskmise tugevusega hape (K1 = 7,6·10-3).
• Fosforhappe soolad ( fosfaadid ) leiavad kasutamist väetistena.
• Fosforhape leiab kasutamist väetiste ja detergentide tootmisel, samuti toidulisandina.
• Fosforhappe kuumutamisel toimub kondensatsioon , kus kaks või enam molekuli liituvad, eraldades vee.
42. Hapnik ja väävel: leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
• Hapnik on maakoores levinuim element ja moodustab 23% Maa atmosfäärist.
• Hapnikku toodetakse nagu lämmastikkugi veeldatud õhu fraktsioneerival destillatsioonil.
• Hapnikku kasutatakse terasetööstuses, keevitamisel, meditsiinis.
• Hapnik O2 on maitsetu, lõhnatu paramagnetiline gaas, mis kondenseerub -183 °C juures.
• Hapniku allotroop osoon O3 on sinakas teravalõhnaline diamagnetiline gaas, mis kondenseerub -112 °C juures.
– Osoon tekib stratosfääris kiirguse toimel.
– Laboris saadakse elektrilahendusel hapniku keskkonnas.
• Liikudes rühmas ülalt alla elektronegatiivsus väheneb ning aatomi- ja iooniraadiused kasvavad, mistõttu väävli aatom:
– on oluliselt suurem kui hapniku aatom;
– on väiksema elektronegatiivsusega;
– ei osale tuntavalt vesiniksidemete moodustamisel;
– ei anna nii palju kordseid sidemeid;
– võib anda kuni 6 sidet.
• Väävel erineb hapnikust ka võime poolest moodustada homoahelaid -Sn-.
• Väävel esineb peamiselt mitmesuguste sulfiidsete metallimaakidena ja on näiteks vase tootmise kõrvalproduktiks, kuid esineb ka lihtainena ning divesiniksulfiidina (H2S) naftas ja maagaasis.
• Väävlit kasutatakse väävelhappe tootmise lähteainena ja kautšuki vulkaniseerimisel kummiks.
• Väävel lihtainena on kollane, maitsetu, peaaegu lõhnatu, mittelahustuv mittemetalliline tahke aine, mis koosneb tsüklilistest S8 molekulidest.
– Esineb kahes kristallivormis: rombiline ja monokliinne, normaaltingimustel on esimene stabiilsem.
– Väävliaurud koosnevad madalamal temperatuuril samuti S8 molekulidest, temperatuuril üle 720 °C hakkab tekkima ka S2.
43. Iseloomustage hapnikule vastavat allotroopi.
Hapniku allotroop on osoon O3, sinakas teravalõhnaline diamagneetiline aine.
45. Kirjeldage vee ja vesinikperoksiidi happelis-aluselist iseloomu ning redoksomadusi.
• Vesi on oluline lahusti ja üldisemalt keskkond Maal, samas küllaltki reaktiivne.
• Vesi on oksüdeerija, kuid tema oksüdeerivad omadused ilmnevad kõrgetel temperatuuridel :
• Vesi on ka redutseerija, kuid ainult fluor ja veel mõned üksikud ained on piisavalt tugevad tema oksüdeerimiseks.
• Vesi on Lewis'i alus, sellel põhineb ka tema hüdrolüüsiv võime.
– Hüdrolüüsiga võib kaasneda oksüdatsiooniastme muutus: Cl2(g) + H2O(l) → HClO(aq) + HCl(aq)
• Vesinikperoksiid H2O2 on õrnalt sinakas, suure tihedusega vedelik.
• H2O2 on nõrk hape.
• H2O2 on võrreldes veega tugev oksüdeerija, tugevamate oksüdeerijate juuresolekul käitub ta redutseerijana.
• Kasutatakse antiseptikuna, materjalide pleegitamisel, raketikütusena.
46. Kirjeldage väävli oksiidide (SO2 ja SO3) omadusi, lähtudes väävli oksüdatsiooniastmetest. Kas need oksiidid on hapete anhüdriidid? Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid.
• Väävel annab rea oksiide, millest tähtsamad on vääveldioksiid SO2 ja vääveltrioksiid SO3.
• Õhus põledes annab väävel dioksiidi, mis on värvusetu, lämmatav ja mürgine gaas.
• Atmosfääris leiduva SO2 allikateks on looduslike jäätmete oksüdeerumine, vulkaanid, loodusliku H2S oksüdeerumine, tööstus ja transport.
• Vääveldioksiid veeldub rõhu all suhteliselt kergesti ja on seetõttu kasutatav jahutusseadmetes.
• Kasutatakse ka kuivatatud puuviljade ja teraviljade säilitamisel ning pleegitava vahendina paberi- ja tekstiilitööstuses.
• Tähtsaim kasutusala on väävelhappe tootmine.
• Väävli oksüdatsiooniaste vääveldioksiidis on IV ja seega võib ta olla nii redutseerija kui ka oksüdeerija.
• Vääveldioksiidi tähtsaim reaktsioon on tema suhteliselt aeglane oksüdeerumine:
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
• Vääveltrioksiid SO3 on normaaltingimustel kergesti lenduv vedelik (kt° = 45 °C), mis koosneb kolmnurksetest tasapinnalistest SO3 molekulidest.
• Tahkes olekus ja osaliselt ka vedelas olekus esineb trimeerina S3O9 ja ka suuremate klastritena.
47. Võrrelge väävlishappe ja väävelhappe omadusi, lähtudes väävli oksüdatsiooniastmetest. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. Iseloomustage neile vastavaid soolasid ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid. Hapete ja nende soolade kasutamine.
• SO2 reaktsioonil veega (nt lahustumisel) tekib väävlishape H2SO3:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
• Väävlishape eksisteerib tasakaalulise seguna kahest molekulist. Sellist nähtust, kus kaks või enam isomeeri lähevad pöörduvalt üle üksteiseks, nimetatakse tautomeeriaks.
• Väävelhapet toodetakse kontaktmenetlusel, kus väävel põletatakse hapnikus ja tekkiv SO2 oksüdeeritakse edasi SO3-ks, kasutades katalüsaatorina V2O5.
• SO3 moodustab veeauruga reageerides väga korrosiivse aerosooli.
• Seetõttu kasutatakse SO3 absorbeerimiseks 98% väävelhapet, mis annab SO3-ga tiheda, õlija vedeliku ooleumi (SO3 lahus H2SO4-s), mida väävelhappe saamiseks lahjendatakse veega.
• Väävelhape on maailmas kõige enam toodetud anorgaaniline ühend, mida kasutatakse väetiste, naftasaaduste, värvainete ja detergentide tootmisel.
– Umbes 2/3 väävelhappest kulub väetiste (ammooniumsulfaat, fosfaadid) tootmiseks.
• Väävelhape on värvusetu, korrosiivne, õlijas vedelik, mis keeb 300 °C juures.
• Väävelhape on:
– tugev Brønstedi hape – esimese astme dissotsiatsioon praktiliselt täielik, pKa = 2;
– väga tugev dehüdraativ aine, kuna moodustab veega tugevaid vesiniksidemeid;
• konts H2SO4 söestab dehüdraativa toime tõttu paljusid
orgaanilisi aineid, nt sahharoosi:
C12H22O11(s) → 12C(s) + 11H2O(l)
– tugev oksüdeerija.
48. Kirjeldage tautomeeriat väävlishappe näitel.
49. Mis on ooleum ja milleks seda kasutatakse?
Ooleum on õlijas vedelik (SO3 lahus H2SO4-s), mida kasutatakse väävelhappe saamiseks veega lahjendades.
50. Divesiniksulfiid : saamine ja omadused.
Leidub naftas ja maagaasis.
• Divesiniksulfiidi H2S saadakse kas elementide otsesel reaktsioonil 600 °C juures või sulfiidiooni protoneerimisel happe toimel:
FeS(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2S(g)
• Divesiniksulfiid lahustub vees, kus hapniku toimel oksüdeerub aeglaselt väävliks.
• Divesiniksulfiid on nõrk hape.
52. VIIA rühma elemendid (F, Cl, Br, I): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
• Fluor on maakoores levinuim halogeen, tema tähtsamad mineraalid on fluoriit CaF2, krüoliit Na3AlF6 ja fluorapatiit Ca5F(PO4)3.
• Kuna fluor on elemendina kõige tugevam oksüdeerija, toodetakse seda sula KF ja HF segu elektrolüüsil 75 °C juures süsinikanoodil.
• Fluor on väga reageerimisvõimeline, peaaegu värvusetu gaas.
• Suurem osa toodetavast fluorist kasutatakse kergesti lenduva UF6 tootmiseks.
• Tänu oma kõrgele elektronegatiivsusele, väikesele raadiusele ja d-orbitaalide puudumisele on tal rida omapärasid.
• Fluori oksüdatsiooniaste on kõigis ühendites -I.
• Tänu väikestele mõõtmetele ja suurele elektronegatiivsusele oksüdeerib ta teisi elemente nende kõrgeima võimaliku
oksüdatsiooniastmeni.
• F- iooni väikeste mõõtmete tõttu on tema kristallid kõrge võreenergiaga ja vähem lahustuvad, erandiks on AgF.
• Kloor Cl2 on üks enimtoodetud kemikaale.
• Saadakse NaCl elektrolüüsil.
• Kloor on kollakasroheline gaas, mis kondenseerub -34 °C juures, reageerib otse paljude elementidega, v.a C, N, O, väärisgaasid.
• Kloor on tugev oksüdeerija ja oksüdeerib metalle kõrge oksüdatsiooniastmeni:
2Fe(s) + 3Cl2(g) → 2FeCl3(s)
• Kloori kasutatakse paljudes tööstuslikes protsessides:
– plastmasside, solventide, pestitsiidide tootmiseks;
– pleegitajana paberi- ja tekstiilitööstuses;
– vee desinfitseerimiseks;
– broomi tootmiseks lähtudes bromiidist:
2Br-(aq) + Cl2(g) → Br2(l) + 2Cl- (aq)
• Broom on korrosiivne, punakaspruun suitsev vedelik.
• Kasutatakse orgaanilises sünteesis.
• Orgaanilisi bromiide kasutatakse tulesummutitena ja pestitsiididena.
• Hõbebromiidi kasutatakse fotograafias.
• Joodi leidub soolvees jodiidioonina ja lisandina Tšiili salpeetris NaNO3.
• Meretaimed sisaldavad palju joodi: 2 tonnist taimedest saab 1 kg joodi.
• Tänapäeval saadakse joodi põhiliselt naftapuuraukude soolveest kloori toimel:
2I- (aq) + Cl2(g) → I2(aq) + 2Cl- (aq)
• Jood on mustjasvioletne tahke aine, mis sublimeerub kergesti, andes purpurse gaasi.
• Joodi lahused erinevates orgaanilistes solventides on väga erinevate värvustega.
• Vees lahustub jood halvasti, I- toimel agalahustuvus kasvab oluliselt.
• Kasutatakse antiseptikuna, on oluline mikroelement.
53. Miks erineb fluor oma omadustelt märgatavalt teistest VIIA rühma elementidest?
54. Iseloomustage halogeenidevahelisi ühendeid ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Halogeenid moodustavad omavahel ühendeid valemitega XX', XX'3, XX'5 ja XX'7, kus X on raskem (ja suurem) aatom.
• Mitte kõiki selliseid ühendeid pole sünteesitud.
• Saadakse halogeenide otsesel omavahelisel reaktsioonil, tulemus sõltub lähteainete vahekorrast:
Cl2(g) + 3F2(g) → 2ClF3(g)
Cl2(g) + 5F2(g) → 2ClF5(g)
• Halogeenidevaheliste ühendite füüsikalised omadused on osalevate elementide vahepealsed.
• Halogeenfluoriidide keemilised omadused järgivad sideme dissotsiatsioonienergia muutusi: tsentraalse halogeeni raskemaks muutudes sidemete stabiilsus väheneb.
• Raskemate halogeenide fluoriidid on väga reaktiivsed: BrF3 reageerib isegi asbestiga.
55. Võrrelge omavahel vesinikhalogeniidhapete omadusi. Kirjutage nende tasakaalustatud kõikvõimalikud tekkereaktsioonid..
• Vesinikhalogeniide saab elementide otsesel reaktsioonil:
H2(g) + X2(g) → 2HX(g)
• Fluor reageerib vesinikuga iseeneslikult plahvatusega, kloor reageerib valguse toimel samuti plahvatusega.
• Laboris saadakse vesinikhalogeniide tavaliselt mittelenduva happe reaktsioonil sooladega:
KI(s) + H3PO4(aq) → HI(g) + KH2PO4 (aq)
• Vesinikhalogeniidid on värvusetud, terava lõhnaga gaasid.
– HF on alla 20 °C vedelik tänu vesiniksidemetele.
• Kõik vesinikhalogeniidid lahustuvad vees.
• Vesinikfluoriid söövitab klaasi ja lahustab silikaate.
• Vesinikfluoriidi kasutatakse fluoreeritud süsivesinike tootmisel.
56. Iseloomustage metallide halogeniide ja nende lahustuvust. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
• Metallide veevabasid halogeniide saadakse otsesel reaktsioonil elementide vahel:
2Fe(s) + 3Cl2(g) → 2FeCl3(s)
või metallioksiidide reageerimisel halogeeniga redutseerija juuresolekul:
Cr2O3(s) + 3C(s) + 3Cl2(g) → 2CrCl3(s) + 3CO(g)
• Metallihalogeniidid on reeglina ioonilised, kui metalli oksüdatsiooniaste on II või väiksem, ja kovalentsed, kui oksüdatsiooniaste on kõrgem.
– Naatriumkloriid ja vask(II) kloriid on ioonilised ning kõrge sulamistemperatuuriga tahkised .
– Titaan (IV)kloriid ja raud(III)kloriid on molekulaarsed ning sublimeeruvad suhteliselt kergesti.
57. Võrrelge halogeenide oksohapete omadusi, lähtudes halogeeni oksüdatsiooniastmetest. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. Iseloomustage neile vastavaid soolasid ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
Halogeenide oksohapped on seda tugevamad happed ja ka oksüdeerijad, mida suurem on halogeeni oksüdatsiooniaste.
• Hüpokloorishapet ja tema analooge (v.a HFO) saadakse halogeeni reaktsioonil veega:
Cl2(g) + H2O(aq) = HClO(aq) + HCl(aq)
• Halogeeni reaktsioonil külma leeliselahusega saadakse vastavaid hüpokloriteid, hüpobromiteid ja hüpojoditeid:
Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
• Hüpokloritid oksüdeerivad orgaanilisi aineid, kuna nad lagunevad aeglaselt. Nende toime oksüdeerijatena tuleneb osaliselt hüpokloorishappe vesilahuse lagunemisest:
2HClO(aq) → 2H+ (aq) + 2Cl- (aq) + O2(g)
• Eralduv hapnik on oksüdeerija.
• Järgneval reaktsioonil
ClO- (aq) + Cl- (aq) + H2O(l) → Cl2(g) + 2OH- (aq)
põhineb ka kloori kasutamine veepuhastites.
• HClO ja hüpokloritite lagunemise kiirus vesilahuses sõltub pH-st, temperatuurist (kuumutamisel tekivad kloraadid),
kontsentratsioonist, valgustatusest (valguse toimel eraldub O2) ja lisanditest.
• Kloorishape HClO2 ja broomishape HBrO2 on ebastabiilsed ja disproportsioneeruvad.
• Mõnevõrra stabiilsemad on nende soolad – kloritid ja bromitid.
• Kloraatioon ClO3 - tekib kloori reaktsioonil kuuma kontsentreeritud leelise lahusega:
3Cl2(g) + 6OH- (aq) → ClO3 -(aq) + 5Cl-(aq) + 3H2O(l)
• Kloraadid on laialt kasutatavad oksüdeerijad.
– Kaaliumkloraati kasutatakse ilutulestikus ja tuletikkude (nn tikuväävel koosneb kaaliumkloraadist, antimonsulfiidist, väävlist ja
klaasipurust) valmistamisel.
• Naatriumkloraadi põhiline kasutusala on kloordioksiidi ClO2 tootmine.
• ClO2 on paramagnetiline kollane gaas, mida kasutatakse paberimassi pleegitamiseks.
• Perkloraate saadakse tavaliselt kloraatide vesilahustest elektrokeemilisel oksüdeerimisel:
ClO3 -(aq) + H2O(l) → ClO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e-
• Perkloorhapet HClO4 saadakse kontsentreeritud soolhappe toimel perkloraatidesse.
• Perkloorhape on värvusetu vedelik, mis on väga tugev oksüdeerija ja hape.
58. Selgitage väärisgaaside madalat reaktiivsust ja põhjendage selle kasvu liikudes rühmas ülevalt alla.
• Väärisgaaside ionisatsioonienergiad on väga kõrged, kuid vähenevad rühmas ülalt alla.
– Normaaltingimustel heelium , neoon ja argoon ühendeid ei moodusta.
59. Iseloomustage ksenooni tähtsamaid ühendeid (fluoriidid, oksiidid ja neile vastavad happed).
• Väärisgaasidest on ksenoon kõige rikkama keemiaga.
• Ksenooni ja fluori segu kuumutamisel rõhu all tekivad (sõltuvalt rõhust ja temperatuurist) XeF2, XeF4 ja XeF6.
• Kõik need ained on kristalsed tahkised, gaasifaasis on nad molekulaarsed, tahke XeF6 on iooniline.
• Ksenoonfluoriide kasutatakse fluori aatomite liitmiseks teiste ainetega.
– XeF4 fluoreerib isegi plaatina :
XeF4(s) + Pt(s) → Xe(g) + PtF4(s)
• Ksenoonfluoriididest lähtudes on valmistatud ksenoonoksiide ja oksohappeid.
• Ksenoonoksiidid on väga tugevad oksüdeerijad.
60. Milliste ühenditena d-metallid enamasti looduses esinevad? Miks neid ei leidu ehedalt? Millist d-elementi leidub looduses peamiselt puhtal kujul? Miks?
• Mitmeid vähemreaktiivseid d-elemente leidub looduses ehedal kujul.
– Lihtainena kaevandatakse siiski ainult kulda.
• Enamasti kaevandatakse oksiidide, halogeniidide, karbonaatide ja silikaatidena.
– Perioodis paremal paiknevaid metalle kaevandatakse sulfiididena.
61. Selgitage d-elementide aatomiraadiuste perioodilist muutumist, sh lantanoidset kontraktsiooni ja sellest tulenevaid omadusi, lähtudes aatomite elektronstruktuurist.
• Samas näiteks reas Sc → Cr toimub aatomiraadiuste vähenemine, edasi hakkavad aatomiraadiused kasvama.
• 5. perioodi d-elementide raadiused on reeglina suuremad kui 4. perioodis.
• 6. perioodi d-elementide raadiused on praktiliselt samad kui 5. perioodis.
– Seda põhjustab lantanoidne kontraktsioon –
aatomiraadiuste vähenemine lantanoidide seas ehk f-elektronid on väga nõrga varjestava toimega, nt Ba aatomiraadius on 224 pm, luteetsiumil (viimane lantanoid) 172 pm.
• Lantanoidse kontraktsiooni tulemusena on 6. perioodi d-elemendid sama raadiusega kui 5. perioodi omad, samas on nad ~2 korda raskemad ja seega ka tihedamad.
• Lantanoidse kontraktsiooni tõttu on kulla ja plaatina valentselektronid tõmmatud tuumale lähemale, tugevamini seotud ning seetõttu on kuld ja plaatina suhteliselt vähereaktiivsed.
62. Miks d-elementidel võib olla ühendites erinevad oksüdatsiooniastmed? Millistel d-elementidel on ühendites ainult üks oksüdatsiooniaste? Miks?
• Erinevate oksüdatsiooniastmete olemasolu on nende elementide paljude omaduste põhjuseks.
• Enamikel d-elementidel esineb mitu stabiilset oksüdatsiooniastet.
• Perioodis d-elementide rea alguses ja lõpus paiknevatel elementidel on vaid üks nullist erinev oksüdatsiooniaste (erandiks Hg).
• Teistel d-elementidel esineb vähemalt 2 oksüdatsiooniastet.
63. Kuidas on happelis-aluselised omadused seotud d-elementide erinevate oksüdatsiooniastmetega ühendites? Tooge näide ühe elemendi oksiididest. Kirjutage nendele oksiididele vastav hape ja alus. Märkige ära selle elemendi oksüdatsiooniastmed ühendites.
• Oksüdatsiooniaste määrab d-elementide oksiidide happelis-aluselised omadused:
– enamik d-elementide oksiide on aluselised;
– oksüdatsiooniastme kasvades suurenevad happelised omadused, nt CrO on aluseline, Cr2O3 on amfoteerne ja CrO3 on happeline (kroomhappe H2CrO4 anhüdriid)
64. Kuidas on redutseerimisvõime/oksüdeerimisvõime seotud d-elementide erinevate oksüdatsiooniastmetega ühendites? Tooge näide mõne elemendi kohta, tuues ära vastavad poolreaktsioonid. Märkige ära redutseerija ja oksüdeerija ning oksüdatsiooniastmed.
66. Kirjeldage 4. perioodi kuuluvate d-metallide, 11. ja 12. rühmade elementide saamist ning kirjutage vastavad tasakaalustatud reaktsioonivõrrandid.