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

Keemia aluste KT3 (0)

Tartu Ülikool - Keemia - Keemia alused
5 VÄGA HEA
Punktid

Esitatud küsimused

  • Millest on põhjustatud vee karedus?
  • Mis on katlakivi?
  • Millised neist on hapete anhüdriidid?
  • Mis on ooleum ja milleks seda kasutatakse?
  • Milliste ühenditena d-metallid enamasti looduses esinevad?
  • Millist d-elementi leidub looduses peamiselt puhtal kujul?
  • Miks d-elementidel võib olla ühendites erinevad oksüdatsiooniastmed?
  • Millistel d-elementidel on ühendites ainult üks oksüdatsiooniaste?
“Keemia alused” 3. kontrolltöö
Küsimused, mis on toodud kaldkirjas, ei tule kontrolltöösse, kuid võivad esineda eksamiküsimustes.
Tudeng peab teadma erinevate rühmade elementide peamiste ühendite nimetusi, oskama kirjutama ühendile vastavat keemilist valemit või vastupidi. Tudeng peab oskama kirjutama erinevate rühmade elementide peamiste ühendite tekkereaktsioone ning neid tasakaalustama.
  • Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius , ionisatsioonienergia, elektronafiinsus, elektronegatiivsus ja polariseeritavus perioodilisustabelis .
    Aatomiraadiused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülevalt alla. Aatomi raadius väheneb perioodilisuse tabelis vasakult paremale ja suureneb ülevalt alla. Igas uues perioodis lisanduvad uued elektronid järjest välimistele elektronkihtidele, mis asuvad aina kaugemal tuumast ja seetõttu suureneb raadius ülevalt alla. Vasakult paremale väheneb raadius, sest siis suureneb elektronegatiivsus, mis tõmbab elektrone tugevamingi tuuma suunas ja seetõttu on aatom kompaktsem.
    Ionisatsioonienergia- esimesed eionisatsioonienergiad I kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla. Elektronide väljalöömine. Järgmises perioodis langeb tagasi madalamale väärtusele ja hakkab uuesti tõusma jne.
    Ionisatsioonienergia on energia, mis kulub elektroni eelmaldamiseks aatomist. Ionisatsioonienergia väheneb tüüpiliselt rühmas ülevalt alla, kuna väliskihi elektronid asuvad tuumast järjest kaugemal ja on seetõttu tuumaga nõrgemalt seotud. Vasakult paremale liikudes suureneb elektronegatiivsus, mistõttu on elektronid tuumaga tugevamini seotud ja nende eemaldamiseks kulub rohkem energiat. Teine ionisatsioonienergia on alati kõrgem kui esimene, eriti veel, kui elektron tuleb ära võtta sisemisest elektronkihist. Positiivse laenguga aatomilt negatiivselt laenguga elektroni on raskem ära võtta kui neutraalse laenguga aatomilt.
    Elektronafiinsused E on suurimad tabeli paremas ülanurgas ( flour , hapnik).
    Elektronafiinsus on energia, mis eraldub või neeldub, kui elektron lisandub aatomile. Suureneb tabelis ülesse paremale floori suunas.
    Aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale rühmas vähenevad ülevalt alla.
    Aatomite polariseeritavus vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aaomid tänu oma suuremale raadiusele. Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioonidel.
  • Selgitage inertpaari efekti mõne näite abil.
    Inertpaari efekt on omadus moodustada ioone, mille laeng on kahe võrra väiksem valentselektronide arvust.
    Õhus kuumutamisel moodustab tina tina(IV)oksiidi, aga plii aatom moodustab kõigest plii(II)oksiidi, kui ta asub IVA rühmas. In 4d10 5s2 5p1 seda ühte on lihtsam loovutada ja jääbki siis kas In+ või In3+
    samamoodi on Ga’ga.
    In: 4d105s25p1 In+, In3+
    Tl: 5d106s26p1 Tl+, Tl3+
    Annavad elektrone ära, kuna tahavad ioone moodustada.
  • Selgitage, kuidas muutuvad elementide keemiline aktiivsus, metallilised /mittemetallilised omadused, happelis- aluselised omadused ja redutseerimisvõime/oksüdeerimisvõime rühmas ülalt alla ning perioodis vasakult paremale.
    Keemiline aktiivsus. Metallidel muutub keemiline aktiivsus rühmas ülevalt alla,
    mittemetallidel vastupidi. See on seotud elementide metallisuse ja
    mittemetallilisusega.
    Metallilised-mittemetallilised omadused. Rühmas ülevalt alla tuuma ja
    väliselektronkihi vaheline külgetõmme nõrgeneb ning väliskihi elektron võib
    kergemini eralduda. Metallilisus suureneb rühmas ülevalt alla, mittemetallilisus
    vastupidi.
    Aktiivsete metalliliste elementide oksiidid on tugevalt aluseliste
    omadustega, vähemaktiivsete metalliliste elementide oksiidid on
    enamasti nõrgalt aluseliste omadustega.
    Mittemetalliliste elementide oksiidid on enamasti happeliste omadustega
    (v.a üksikud erandid).
    Elementide metalliliste omaduste nõrgenedes ja mittemetalliliste
    omaduste tugevnedes oksiidide aluselised omadused nõrgenevad ja
    happelised omadused tugevnevad.
    Mida enam vasakul metall pingereas asub, seda:
    suurem on ta keemiline aktiivsus, seda kergemini ta oksüdeerub, loovutab elektrone.
    suurem on ta redutseerimisvõime;
    raskemini redutseeruvad metallioonid.
    Pingerea iga metall tõrjub kõik temast paremal asuvad metallid nende soolade lahustest välja.
    Näide: Zn + HCl  ZnCl2 + H2
    lahja H2SO4 ja sulfaadid väga nõrgad oksüdeerijad, oksüdeerimisvõime kasvab
    happesuse suurenemisega
    Metallid (aatomi väliskihil elektrone suht. vähe) käituvad keemilistes reaktsioonides alati redutseerijana. Hapnik ja halogeenid (väliskihil elektrone suhteliselt palju) käituvad eelkõige oksüdeerijatena.
  • Selgitage diagonaalset seost perioodilisussüsteemis näidete abil.
    Igal rühmal on oma iseloomulik valentskihi elektronide jaotus, mis määrab paljuski
    elemendi omadused
    – iga rühma esimene element erineb järgnevatest rohkem kui need omavahel
    – diagonaalsed seosed
    Perioodilisussüsteemis lahutab metalle mittemetallidest diagonaal, mis kulgeb boorist (B) polooniumini (Po). Joone peale jäävad elemendid on poolmetallid ehk metalloidid; üles paremale jäävad mittemetallid . Mõnikord esineb diagonaali - suunaline sarnasus,
    näit. paarid Li - Mg, Be - Al, B - Si
    Põhjused: sarnasused sisemiste orbitaalide täitumisel
  • Selgitage perioodilisi seoseid näidete abil hüdriidide omadustes. Kirjeldage soolataolisi, metallilisi ja molekulaarseid hüdriide ning kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    Kõik pea-alarühmade elemendid (v.a.väärisgaasid) moodustavad vesinikuga binaarseid ühendeid
    – hüdriidi valem on seotud pea-alarühma numbriga
    • Tugevalt elektropositiivsed ( leelis - ja leelismuld ) metallid moodustavad soolataolisi
    hüdriide, kus vesinik on hüdriidioonina, H-.
    Ioonilised on leelis- ja leelisemuldmetallide hüdriidid, nt KH ja CaH2. Ioonilised hüdriidid on kõrge sulamistemp tahked kritallilised ained ehk soolad . Esimese rühma s-elementide hüdriidid on nagu enamik nende elementide halogeniide NaCl struktuuriga. Keemilises mõttes käituvad ioonilised hüdriidid aluseliste ühenditena. KH+HOH=KOH +H2
    Metallilised hüdriidid on elektrijuhid, metalse läikega ja evivad ka teisi metallilistele ainetele iseloomulikke omadusi. Vastavad metallilised ühendid tekivad siis, kui valentstsoonis saavutatakse teatav elektronide konts. Ti2H, TiH, TiH2. 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 . Kovalentsete ühendite hulka kuuluvad hüdriidi vesinikust vähem elektroneg-te mittemetalliliste elementidega, nagu SiH4, BH3. Keemilistelt omadustelt on mittemetallide h-id happelised ühendid. SiH4+4HOH= H4SiO4 +4H2
    6. Selgitage perioodilisi seoseid näidete abil oksiidide omadustes. Kirjeldage aluselisi, amfoteerseid ja happelisi hüdriide 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 happelisteslahustes. – d-elementide oksiidide happelised omadused varieeruvad sõltuvalt metalli oksüdatsiooniastmest.• Paljude mittemetallide oksiidid on gaasilised .
    Enamik neist on Lewis 'i happed jamoodustavad happelisi vesilahuseid, neid
    nimetatakse happeanhüdriidideks.
    Aluselistest h-dest mood leelised, happelistest happed. Aluseliste h-de erinevus happelistest avaldub nende omavahelisel reageerimisel: LiH+BH3=Li[BH4]. See reakts võib toimuda ainult mittevesilahustes (nt eetris). Liitiumhüdriid annab kompleksi koostisesse H-, on el-paari doonoriks, BH3 aga liidab selle ja on seega aktseptor . Aluseliste h-de reageerimisel veega mood alused CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2 ja happeliste h-de reag veega tekivad happed B2H6 + 6H2O 2H3BO3 + 6H2 OKSIIDIDE puhul SO2 + H2O H2SO3 ja CaO + H2O Ca(OH)2.
    Amfoteerse ühendina võib vaadata nt AlH3, mis reaktsiooni teistest partneritest olenevalt on kas el-paari doonoriks (aluseline ühend) või aktseptor (happeline ühend):
  • AlH3+3BH2=Al[BH4]3aluseline ja 2. KH+AlH3=K[AlH4]happeline
    Amfoteersed ühendid võivad reageerida nii happeliste kui aluseliste ühenditega
    ZnO + HCl ZnCl2 + H2O
    alus
    2NaOH + ZnO + H2O  Na2[Zn(OH)4] hape
    Seega esineb amfoteerne ühend alusena kui tema koostises olev elektropositiivsem element moodustab soola katioonina Xn+; happena kui elektropositiivsem element on kompleksimoodustajaks.
    7. Vesinik: leidumine, lihtaine saamine, omadused ja kasutamine.
    Lihtsaim võimalikum aatom. Universumis levinuim element (~89%). Sageli ei paigutata teda perioodilisustabelis kindlasse rühma (võiks olla 1. või 17./VIIA rühm).
    Maal on teda suhteliselt vähe: vesi, fossiilsed kütused. Suur vesiniku sisaldus päikeses ja psüsteemis. Planeetidest on kõige H-rikkam atmosfäär Jupiteril. Saamine laboratoorselt: metallid enne vesinikku reageerivad hapetega (Zn ja Fe)(HF, H2SO4)
    Zn(s) + 2H(aq)+ → Zn2(aq) + H2(g) tööstuses vt slaidilt
    Vesinik on värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas .•Vesinik on väga väikese tihedusega –0,089 g/l • Kondenseerub alles 20 K juures. Vesiniku molekulil kõige väiksem aatom- ja molekulmass ning sellest tingitult ka kõige suurem liikumiskiirus (difusioonkiirus).
    Tavatingimustes ja madalal temp on väheaktiivne, toatemp reageerib vaid flouriga.
    Kasutusalad: õhupalli täitegaasina, aastas toodetakse 3·108 kg.
    – Pool sellest kulub ammoniaagi sünteesiks.(ka vesinikkloriidi, süsivesinike, alkoholide sünteesis lähteaine).
    – Kolmandik metallide hüdrometallurgiliseks
    ekstraktsiooniks: Cu2(aq) + H2(g) → Cu(s) + 2H(aq) (redutseerijana metallimaakidest metallide tootmine)
    – Margariini tootmine (taimsed ja loomsed rasvad (õlid) muudetakse tahketeks, mis on aluseks)
    Orgaanilises sünteesis rakendatakse seda hüdrogeenimisreaktsioonidel. Vesiniku-.hapniku põleti leegis toodetakse ja töödeldakse kvartsklaasi ja sulat metalle. Vedelat H2 kasut raketikütusena ja kosmonautikas.
    8. Vesiniku olulisemad ühendid (hüdriidid ja oksiidid): kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    Olulisemad ühendid on vesi ja vesinikperoksiid H2O2saamine: BaO2+H2SO4=BaSO4 (nool alla)+H2O2. Valguse käes või katalüsaatorite toimel laguneb: 2H2O22H2O+O2. Tugev oksüdeerija nii happelises kui aluselises kk-s 2KI+H2O2I2+2KOH võib esineda ka redutseerijana.
    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.Keemilise aktiivsuse (kõige reakts võimelisemad) tõttu esinevad looduses ainult ühenditena. Lito - ja hüdrosfääris on levinumad Na- ja K-ühendid, teiste leelismetallide ühendid on palju haruldasemad. Tähtsamaks esinemiskujuks looduses on halogeniidid ( kloriid , sulfaat , silikaat, fosfaat ). L-metalle saadakse vastavate soolade või leeliste elektrolüüsil (tugevad redutseerijad ) 2NaCl  2Na+Cl2 või 4KOH4K+2H2+2O2. Kaaliumi saamine vt slaidilt.
    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.(vt slaid). 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. Kasutusalad vt slaididelt
    10. Kirjeldage leelismetallide reageerimist veega. Kirjutage tasakaalustatud reaktsioonivõrrand.
    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) või 2Na+2H202NaOH+H2 Veest eraldub leelismetallide toimel vesinik; alates kaaliumist, leelismetallid ja vesinik süttivad. Moodustuvadi hüdroksiide (MOH) nim leelisteks, mis on tugevaimad alused.
    11. Kirjeldage leelismetallide reageerimist mittemetallidega (sh hapnikuga). Kirjutage tasakaalustatud reaktsioonivõrrandid. Kuidas saadakse naatriumoksiidi Na2O ja kaaliumoksiidi K2O?
    Reageerivad väga energiliselt paljude mittemetallidega. Perioodilisussüsteemi esimese rühma tüüpvalemi ja o-a I järgi peaksid leelismetallid moodustama oksiidi M20. Tegelikult moodustab metalli otsesel reageerimisel hapnikuga niisuguse oksiidi ainult liitium. 4Li+O22Li2O. Teised leelismetallid moodustavad peroksiidi või hüperoksiidi. 2Na+O2Na2O2 või K+O2KO2. Peroksiidid ja superperoksiidid on ioonilised ühendid, mille struktuuris esinevad vastavalt peroksiidioonid [O2]2- ja superoksiidioonid [O2]-. Reageerimisel lämmastikuga moodustuvad nitriidid (6Li+N22Li3N), süsinikuga karbiidid (2Li+2CLi2C2) ja halogeenidega vastavad halogeniidid (2Na+Cl22NaCl või 2K+Br22KBr). Na oa-le I vastavat oksiidi Na2O saadakse hapniku vajakul või Na sulatamisel naatriumperoksiidiga või naatriumhüdroksiidiga: 4Na+O22Na2O või Na2O2+Na2Na2O või 2NaOH+2Na2Na2O +H2. ????kaaliumoksiid
    12. Leelismetallide olulisemad ühendid (NaCl, NaOH , NaHCO3, Na2CO3·10H2O, Na2CO3, KCl, KNO3, KO2): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    NaCl naatriumkloriid ehk keedusool - inimkond kasutanud toidulisaainena ja konservimisainena aastatuhandeid. Liha, kala, kapsaid ja seeni säilitati soolatult. Kasut ka suures mahus kloori ja naatriumhüdroksiidi tootmiseks. 2Na+Cl22NaCl
    NaOH naatriumhüdroksiid ehk seebikivi , sööbenaatrium- kasut kui odavat lähteainet naatriumsoolade tootmiseks, vedelkütuste töötlemisel, seebi keetmisel . Saadaks NaCl vesilahuse elektrolüüsil. 2Na+H2O2NaOH+H2 või 2NaCl+2H2o2NaOH+H2+Cl2
    NaHCO3 naatriumvesinikkarbonaat aka söögisooda- kasutatakse küpsetuspulbrite koostises taigna kergitusainena.( NH4HCO3 +NaClNaHCO3+ NH4Cl ) NaCO3+H2O=NaHCO3+NaOH
    Na2CO3·10H2O naatriumkarbonaati ehk pesusoodat (kristallhüdraat, -sooda) on kasutatud pesupulbrite koostises vee pehmendajana, veevaba karbonaat NaCO3 leiab suures mahus kasutamist klaasitööstuses. Tähtis pesemisaine ja klaasitooraine. 2NaHCO3Na2CO3+CO2+H2O
    KCl kaaliumkloriid aka sülviin on tähtis kaaliumväetis ja lähteaine teiste kaaliumühendite saamiseks. 2K+Cl22KCl
    KNO3kaaliumnitraat, arginimetusega kaaliumsalpeeter leiab rakendamist liitväetisena, musta püssirohu ning pürotehniliste segude valmistamisel, klaasitööstuses ja toiduainete konservimisel. Saadakse lämmastikhappe või nitroosgaaside reageerimisel kaaliumühenditega (K2CO3, KCl) ????
    KO2 kaaliumsuperoksiid ehk kaaliumhüperoksiid tekib kaaliumi põlemisel õhus või hapnikus K+O2KO2. Kaaliumsuperoksiidi ja naatriumperoksiidi sugu kasut õhu regenereerimisseadmeis väljahingatud õhust CO2 sidumiseks ja asendamiseks hapnikuga, näiteks allveelaevas, lennukikabiinis jm.
    13. IIA rühma metallid (Be, Mg, Ca, Ba): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
    Berüllium (Be)- elemendina vähelevinud, olles litosfääris 47. kohal, maagid looduses haruldased , kuulub haruldaste metallide hulka. Saadakse BeCl2 elektrolüütilisel redutseerimisel. Või nt BeF2 +2K2KF+Be. Be saamisel metallotermiliselt on lähteaineks berülliumhalogeniidide ja metalliflouriidide (NaF) segu, mida reduts -takse magneesiumiga: BeF2+2NaF+2MgBe+2Na+2MgF2. Hallika helgiga hõbevalge metall. Eripäraks väike tihedus, alumiiniumist 1,5 ja rauast 4 korda kergem. Väikese tiheduse kõrval on sel suur kõvadus ja tugevus. Ühendid v mürgised, annab sageli kovalentseid sidemeid . Amfoteerne. Väikese tiheduse tõttu kasut satelliitide ja rakettide valmistamiseks, selle õhuke leht on röntgenkiirtele läbipaistev ja kasutat röntgenikiiretorude akendena. Be lisandid muudavad vase jäigemaks ja sulam leiab kasutust tööriistade valmistamisel.
    Magneesium (Mg)- litosfääris levinud keemiline element (7.kohal), leidub samaplaju kui naatriumi. Keemilise aktiivsuse tõttu ei esine vabalt lihtainena, vaid ainult elemendina arvukate ühendite ja mineraalide koostises. Bioelemendina kuuluvad mg ühendid ka elusloodusse (Mg kuulub roheliste taimede klorofülli koostisesse), ka merevees v levinud metall. Metallilist magneesiumit toodetakse tema ühendite keemilise või elektrolüütilise
    redutseerimise teel. MgCl2Mg+Cl2
    – Keemilise redutseerimise korral saadakse dolomiidi lagundamisel MgO, mis pannakse
    1200 ºC juures reageerima raua ja räni sulamiga. MgO +CMg+CO
    – 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 . Kuna Mg sulamid on kerged ja heade mehaanilis- tehnoloogiliste omadustega, siis rakendatakse neid eriti lennunduses, transpordivahendite ja tehiskaaslaste ning rakettide konstruktsioonis. Sulameid kasut aparaadiehituses, elektroonikaseadmete, konteinerite, karkassmööbli, olmeseadmete valmistamisel. Redutseerijana metallide tootmiseks.
    Kaltsium (Ca)- maakoores v levinud (5.kohal), kui aktiivne leelismuldmetall esineb see looduses ainult ühenditena, peamiselt esineb karbonaatide, sulfaatide , fosfaatide koostises või fluoriidina. Toodetakse CaCl2 ja KCl sulandi elektrolüüsil kõrgel temperatuuril: CaCl2Ca+Cl2. Hõbevalge värvusega keskmise kõvadusega kergmetall, mis on teise rühma metallidest kõige väiksema tihedusega, õhus kuumutamisel süttib põlema, toatemp reageerib veega, tõrjudes välja vesiniku, kuuma veega toimub reakts v energiliselt, kiiresti reageerib ka halogeenidega, tugev redutseerija , mida rakendatakse teiste metallide tootmisel. Reageerib aktiivselt hapetega. Metallilist Ca-d kasutatakse tööstuslikult redutseerijana metallide (Cs, Rb, Ti, Cr) lautanoidide jt tootmisel. Lisandmetallina kuulub sulamitesse (Be, Al, Mg, Pb). Viimane sulam leiab kasutust laagrimaterjalina.
    Baarium (Ba)- keemiliste elementide levimuselt maakoores 14. Kohal, mineraalide koostises (BaSO4, BaCO3). Tööstuslikult toodetakse seda aluminotermiliselt vaakumis , temp-il 1200-1250C: 3BaO+2Al3Ba+Al2O3. Elektrolüütiliselt tood Ba kas sulatatud BaCl2 või binaarsete sulatatud segude BaCl2-NaCl2 või BaCl2-BaF2 elektrolüüsimisel. Ba on hõbevalge kaltsiumit meenutav metall, looduses esineb 7 püsivat mitteradioaktiivset isotoopi. Keemiliselt aktiivsem kui Ca või Sr. Õhus metalli pind temeneb ja kattub oksiidi- ja nitriidikihiga, mis ei kaitse metalli edasi oksüdeerumast. Ba kasutati varem antimoni asendusena, mis andis pliisulamile kõvadust. Kuulub antifriktsiooniliste sulamite koostisesse, võimaldab määrata Maa magnetosfäärilist seisundit . BaSO4 ja selle baasil valmistatud tsement ja betoon leiavad kasutust radioatsioonikaitse ekraanides, meditsiinis aga kontrastainena mao ja soolte röntgenoloogilisel uurimisel .
    14. Kirjeldage IIA rühma metallide reageerimist vee ja hapnikuga. Kirjutage tasakaalustatud reaktsioonivõrrandid.
    Kõrgeml temp, reageerimisel õhuhapnikuga, süttivad metallid heleda leegiga põlema ja moodustavad vastava oksiidi. 2Mg+O22MgO. Oksiidid on aluselise iseloomuga , va BeO, mis on amfoteerne. Reageerimine veega: esimesed kaks metalli Be ja Mg veega toatemp praktiliselt ei reageeri; Mg reageerib aeglaselt kuuma veega. Ülejäänud metallid tõrjuvad veest välja vesinikku, kuid reaktsioon kulgeb tunduvalt aeglasemalt kui leelismetallide puhul. Veega reageerimisel eraldub vesinik ja moodustuvad vastavad hüdroksiidid: Sr+2H2OH2+Sr(OH)2 (strontsiumhüdroksiid). Hüdroksiidid üldvalemiga M(OH)2 on aluselised, va Be(OH)2, mis on amfoteerne, see on vees lahustuv tugev alus(1,7%,20C).
    15. Kirjeldage keemiliste reaktsioonide abil berülliumi amfoteersust.
    Reageerib nii hapete kui alustega. Reageerimisel leeliste lahustega moodustuvad hüdroksoberüllaadid:Be+2NaOH+2H2OH2+Na2[Be(OH)4] naatriumtetrahüdrokoberüllaat. Sulatamisel tahkete leelistega saadakse berüllaadid: Be+2NaOHH2+Na2Be=2- naatriumberüllaat. Be reageerib kergesti hapetega (HCl,H2SO4), soojendamisel ka lämmastikhappega: Be+H2SO4BeSO4+H2. Seejuures moodustuvad soolad BeSO4 (berülliumsulfaat), BeCl2 (berülliumkloriid) ja Be(NO3)2 (berülliumnitraat) on vees hästi lahustuvad.
    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. Näited: BeO (berülliumoksiid)- värvuseta kristalne aine, amfoteerne oksiid , vees praktiliselt ei lahustu, kasut kuumakindla ainena, tuumareaktorites neuronite aeglusti ja peegeldina jne. BeCl2 (berülliumkloriid)- värvusetute kristallidena esinev, lahustub vees väga hästi. Be(OH)2 (berülliumhüdroksiid)-amfoteerne ühend.
    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 . See tekib siis Mg põlemisel või Mg-ühendite lagundamisel kuumutamisega: MgCO3MgO+CO2 või Mg(OH)2MgO+H2O või Mg+H2OMgO+H2 (veeaurust tõrjub välja vesiniku). Kasutatakse tulekindlate materjalide valmistamisel ja soojusisolaatorina. Magneesiumhüdroksiid on valge pulbriline ja vees vähelahustuv aine, nõrgalt aluseliste omadustega. Soojendamisel Mg+2H2OMg(OH)2+H2.
    18. Iseloomustage üldiselt kaltsiumiühendeid. Ca olulisemad ühendid (CaO, Ca(OH)2, CaCO3, CaC2): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    Ioon Ca2+ on värvuseta, seepärast on Ca-ühendid värvusetud või valged. Paljud ühendid on hüdraatunud ja lahustuvad vees hästi. Vähelahustuvad või praktiliselt lahustumatud on sulfaat, oksiid, hüdroksiid, karbonaat, fluoride, oksalaat ja fosfaat. Ca on mõnevõrra metallilisem element kui Mg, samas on nende ühendid üsna sarnased .Ca2+ ioonid interakteeruvad oma naabritega reeglina väga tugevasti, mistõttu on kaltsiumiühenditele
    iseloomulik suur jäikus. .Kaltsiumoksiid CaO on põletatud ehk kustutamata lubi . See saadakse lubjakivi põletamisel erilistes lubjaahjudes, kus koksi põlemisel vabaneva soojusenergia arvel saadakse ahjus kõrge temp, mille arvel lubjakivi laguneb: CaCO3CaO+CO2. CaO tekkimine lihtainetest on eksotermiline: 2Ca+O2CaO. Oksiidi reageerimine veega on eksotermiline ja seejuures tekkiv vesi eraldub veeauruna. Seda protsessi nim lubja kustutamiseks ja reaktsioonisaadust (Ca(OH)2) kustutatud lubjaks . CaO on tähtis sideaine ehituses. Kustutamata lubi leiab laialdast kasutamist:
    – rauasulatuses: CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(l)
    Kaltsiumhüdroksiid- tehnikas nim kustutatud lubjaks. Vees vähelahustuv. CaO+H2OCa(OH)2 või toatemp tõrjub välja H2-he: Ca+2H2OCa(OH)2+H2. 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). 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)
    Kaltsiumkarbonaat esineb mitmes kristallkujus. Saamine: Ca(OH)2+CO2CaCO3+H2O.
    Kaltsiumkarbiid on värvuseta tahkis , mida toodetakse CaO ja söe segust elektriahjus väga kõrgel temperatuuril: CaO+3CCaC2+CO. See on lähteaine atsetüleeni ja atseetamiidi saamiseks: CaC2+H2OCa(OH)2+C2H2 (etüün,atsetüleen).
    19. Millest on põhjustatud vee karedus ? Mis on katlakivi ? Selgitage, kuidas saab vee karedust vähendada.
    Mg- ja Ca-lahustuvad ühendid põhjustavad loodusliku vee karedust. Kareda vee kasutamisel sadestub aurukatelde, radiaatorite ja animate sisepinnale katlakivikiht. Karedas vees vahutab seep halvasti, sest seebi koostisesse kuuluvate rasvhappesoolade reageerimisel karedas vees esinevate Ca- ja Mg-ioonidega tekivad rasklahustuvad ühendid, mistõttu suureneb seebikulu. Vees esinevate karedust põhjustavate Ca ja Mg ioonide sisalduse vähendamist vees nim vee pehmendamiseks. Termilisel pehmendamisel (vee keetmisel) sadestuvad vähelahustuvad Ca ja Mg ühendid, mis sadestuvad ning on eraldatavad filtrimisel. Nüüdisajal kasut ulatuslikult ioniite (Na või H kationiiti), mis vahetavad ioone (Na+, H+) lahuses olevate Ca ja Mg ioonidega. Fosfaatpehmendusmenetlusel reageerivad fosfaatioonid Ca ja Mg ioonidega, andes rasklahustuvaid ühendeid.
    20. IIIA rühma elemendid (B, Al): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
    Boor - kuulub vähelevinud elementide hulka, mis looduses lihtainena ei esin . Tähtsamaiks ühendiks looduses on booraks ja boorhape H3BO3 , mis on ainus mineraalhape, mis esineb looduses puhta ainena. Maakoores levimuselt 37. Kohal, merevees üle kahe korra vähem. Boorhapet leidub mõnede mineraalveeallikate vees. 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. H2BO3+3KB+3KOH. Amorfne B saadakse oksiidist redutseerimisel (Mg, Na,Ca,Zn,K): B2O3+3Mg2B+3MgO. Kristalset B saadakse boorhalogeniidide (BCl3,BF3) redutseerimisel või halogeniidide termilisel dissotsiatsioonil kõrgel temp. Ülipuhast B saadakse BBr3 lagundamisel Ta- või W- traadil või tsoonsulatusel. 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, misbaseerub ikosaeedrilisel
    (kakskümmendtahukalisel) 12 boori aatomi klastril. B-10 isotoobi omadust neelata neutron kasut aatomireaktori avariivarrastes, radiatsioonikaitses ja neutroniloendurites. Boori sulamid on suure kõvaduse, tugevuse ja kuumakindlusega, mis leiavad rakendust tuumareaktorite kiirguskaitsel. Booriühendeid kasut eriklaaside ja emailide valmistamisel.
    Alumiinium - on maakoores levinuim metall ja elementidest kolmas (hapniku ja räni järel). Keemilise aktiivsuse tõttu leidub ainult ühenditena. Mineraalidest on tähtsaimad alumiiniumoksiid ja selle hüdraatunud vormid. Alumiiniumi toodetakse elektrolüütiliselt- tähtsaim maaks boksiit. Selle protsessi summaarne võrrand: Al2O3=2Al+3O2-
    Katoodil : 2Al3+ + 6e2Al ja anoodil: 3O2- -6e3/2O2. Üldkujul: 2Al2O3 4Al+3O2. Al redutseerub katoodil, eralduv hapnik reageerib grafiitanoodiga, andes CO ja CO2. Metallilist alumiiniumi toodetakse saadud sulalahuse elektrolüüsil. Kõige enam kasutatav alumiiniumiallikas on boksiit Al2O3·nH2O (n = 1...3), mis reeglina sisaldab lisanditena rauda ja titaani (oksiididena). Alumiinium on madala tihedusega ja väga
    hea elektrijuhtivusega metall. Alumiinium on tugev redutseerija, kuid vastupidav korrosioonile, kuna tema pinnale tekib õhu käes tihe ja vastupidav oksiidikiht . Alumiinium on juba metalli omadustega, kuigi tal on ka mittemetalli omadusi. Ta on amfoteerne, s.t reageerib hapetega, andes alumiiniumkatiooni, ja kuumade leelistega, andes aluminaatanioone. Alumiinium leiab kasutamist: – lennuki- ja autotööstuses (kõvaduse lisamiseks
    kasutatakse tema sulameid vase ja räniga); – elektrijuhtmetes; – kütuseelementides.
    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. B+3HNO3H3BO3+3NO2 või äkki HBO2 +H2OH3BO3
    Booroksiidi kasutatakse räbustina ( lahustab metallioksiide) spetsiaalse klaasi valmistamisel. 2H3BO3B2O3+3H2O saadakse boorhappe kuumutamisel.
    Karbiid- Kõrgel temperatuuril reageerib boor süsinikuga, andes boorkarbiidi B12C3, mis on kõrge sulamistemperatuuriga väga kõva tahke aine, koosnedes C aatomitega seotud B12
    rühmadest. Lihtsustatult B4C. Teemandi kõvadusega, keemiliselt väga püsiv ja kuumakindel .
    Nitriid- Boori kuumutamisel ammoniaagis saadakse boornitriid BN, mis on valge, mahukas grafiidisarnase struktuuriga pulber , kuid erinevalt grafiidist ei juhi elektrit. Võimalik on ka boornitriidi teemandisarnane struktuur. Spetsiaalsete võtete abil saab sünteesida ka boornitriidi nanotorusid, mis on pooljuhid .
    Halogeniidid- Boori halogeniide saadakse kas elementide otsesel reaktsioonil või lähtudes B2O3-st. Tähtsaim boori halogeniid on BF3, mida saadakse B2O3 reaktsioonil kaltsiumfluoriidi ja väävelhappega: B2O3(s)+3CaF2(s) +3H2SO4(l) → 2BF3(g)+3CaSO4(s)+3H2O(l)
    Boortrikloriidi BCl3 saadakse kloori reaktsioonil süsiniku ja B2O3-ga:
    B2O3(s)+ 3C(s)+ 3Cl2(g) → 2BCl3(g)+ 3CO(g)
    BF3 ja BCl3 kasutatakse laialdaselt katalüsaatoritena.
    Boraanid- Boor moodustab vesinikuga rea hüdriide, mida tuntakse boraanidena.
    Anioonsetest boori hüdriididest on tuntuim BH4, mis esineb näiteks naatriumboorhüdriidis
    NaBH4. NaBH4 on valge kristalne aine, mida saadakse naatriumhüdriidi reaktsioonil BCl3-ga mittevesilahuses: 4NaH + BCl3 → NaBH4 + 3NaCl. Naatriumboorhüdriid NaBH4 on laialt kasutatav redutseerija: – orgaanilises sünteesis;– keemilisel nikeldamisel.
    Naatriumboorhüdriidi reaktsioon boortrifluoriidga on lähtepunktiks boraanide saamisel:
    4BF3 + 3BH4- → 3BF4- + 2B2H6
    22. Selgitage näite abil elektrondefitsiitseid ühendeid.
    B2H6 ?????
    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: 2Al(OH)3 gamma -Al2O3+3H2O. 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) ja Al2O3(s) + 6H3O+(aq) + 3H2O(l) → 2Al(H2O)63+(aq). Tänu väikesele raadiusele ja suurele laengule on Al3+
    ioon tugeva polariseeriva toimega ja seetõttu on Al(H2O)63+ happeliste omadustega:
    Al(H2O)63+(aq) + H2O(l) = H3O+(aq) + Al(OH)(H2O)52+(aq)
    Tähtsaim alumiiniumoksiidist toodetav sool on alumiiniumsulfaat , mida kasutatakse paberitööstuses ja koos naatriumaluminaadiga veepuhastuses:
    Alumiiniumkloriid - 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)
    Alumiiniumsulfaat- esineb kristallhüdraadina alumiiniumsulfaat-vesi ja alumiiniumkaaliummaarja koostises. Sulfaadi ja maarja lahusega immutatakse tekstiilkangaid enne värvimist, sulfaati kasut koagulandina veepuhastusjaamades. Maarja lahust kasut välispidiselt põletuslike protsesside ravil, varem tõkestati väiksemaid verejookse.
    24. Miks erineb süsinik oma omadustelt märgatavalt teistest IVA rühma elementidest?
    Süsinik annab nii palju erinevaid ühendeid, et nendega tegeleb keemia eraldi haru.
    • Süsinik on tüüpiline mittemetall, mis annab mittemetallidega kovalentseid ja metallidega
    ioonilisi ühendeid. 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. Süsinik moodustab 14. rühmas ainsana ühest elemendist koosnevaid anioone ja annab karbiide.
    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.
    Grafiit - Koosneb plenaarsetest sp2 süsinikukihtidest. • Musta värvi, elektrit juhtiv, läikiv tahke aine.
    • Kasutatakse: – elektroodidena; – määrdeainena; – pliiatsisüdamikena. Grafiit on kihilise heksagonaalse struktuuriga. Kihid eralduvad üksteisest kergesti, sellel põhineb grafiidi kasutamine määrdeainetes ja joonistusvahendina. See on pehme, rasvasena tunduv tumehall kristalne läikiv aine.
    Teemant- Süsiniku erim, kus aatomid on sp3 hübriidses olekus. • Jäik, läbipaistev, elektrit mittejuhtiv tahkis. • Kõige kõvem tuntud aine ja parim soojusjuht. Sidemed on tetraeedrilise orientatsiooniga, moodustades tahktsentreeritud kuubilise kristallvõrega vorme. Iga süsinikuaatom on ümbritsetud neljast võrdsel kaugusel asuvast naaberaatomist. Kuubilise võre elemendid on omavahel ühendatud piki diagonaali.
    Fullereenid- Pallikujulised molekulid sp2 süsinikest. • Süsinike arv varieerub 32-st mõnesajani. • Tekib näiteks tahmavas leegis. • Lahustuvad näiteks benseenis. Nanotorud kujutavad endast ühte või ka mitut grafiidikihti, mis on toruks keerdunud. • Vastavalt kihi keeramise suunale saab erinevaid torusid . • Toru otsad suletakse erinevate fullereeni fragmentidega.
    26. IVA rühma elemendid (Si, Ge, Sn, Pb): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
    Räni- Räni on maakoores levikult teine element
    hapniku järel. – Silikaadid : soolad SiO32 - 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 . Kristalliline kompaktne metalliläikega tume-hõbehall kõva ja habras aine. Lihtainena üks peamisi pooljuhtmaterjale elektroonikas. Kasut dioodides, transistorites, päikesepatareides, infrapunaläätsedes jne.
    Germaanium - saadakse tsingimaagi töötlemise jääkidest ja kasutatakse pooljuhtide valmistamiseks. Looduses hajutatud element, väheste ja haruldaste mineraalide koostisesse kuuluv. GeO2 +2H2Ge+2H2O. See on hõbedane metalliläikeline poolmetall ja-juht, rabe ning laseb läbi infrapunast kiirgust. Oa IV. Metallina kasut pooljuhttehnikas, oluline pooljuhtmaterjal elektroonikas; rakendatakse dioodides, trioodides, fotoelementides jm.
    Tina- saab kassiteriidi SnO2 redutseerimisel: SnO2(s) + C(s) → Sn(l) + CO2(g). Looduses vähelevinud, looduslik Sn on 10 isotoobi segu, tuntud 16 tinamineraali. Hõbevalge, kergesti töödeldav, pehme, madala sulamistemp-ga raskmetall. Enamik tinatoodangust kasut sulamitena: +Zr kasut tuumareaktorites, +Ti turbiinide materjal, +Nb ülijuhid, +Pb joodised, tina+vask=pronks jne. Vastupidav korrosioonile, mistõttu kasut palju tinatatud plekki.
    Plii- leidub galeniidina PbS ja saadakse: 2PbS(s) + 3O2(g) → 2PbO(s) + 2SO2(g)
    PbO(s) + C(s) → Pb(s) + CO(g). Sisaldus maakoores suhteliselt väike, looduslikus vees v madal. Tuntud ca 80 mineraali, millest tööstuslikult tähtsaim on galeniit PbS. Pliiga koos esinevad maakides Cu, Zn, Cd, Te, väärismetallid jt. Lihtainena hõbevalge, sinaka läikega raskmetall, tuhmub kiiresti õhus ja on v pehme, jätab paberile halli jälje. Suhteliselt halb soojus - ja elektrijuht. Pliis neelduvad radioaktiivne ja röntgenkiirgus hästi. Keemiliselt suht inertne (kaitsekihina pinnale moodustuva oksiidi, sulfaadi, kloriidi tõttu).Vastupidav vee, hapniku ja hapete suhtes. Kasutamine: pliiakude ja kaablikatete tootmine; keemiatööstuses (torud ja aparatuur ), haavlid, kaitsekraanid kiirguse eest, konteinerid, klaasi- ja emailitööstuses.
    27. Süsiniku olulisemad ühendid (CO, CO2, karbiidid, CCl4, HCN, hüdriidid, CS2): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    Süsinikmonooksiid (vingugaas) CO tekibsüsinikku sisaldavate ainete põlemisel
    hapnikuvaeses keskkonnas. CO on redutseerija, mida kasutatakse rea
    metallide saamisel, moodustab karbonüülühendeid. CO2+C2CO
    Süsinikdioksiid CO2 tekib orgaanilise aine põlemisel piisava hapnikukoguse juuresolekul. Kasutatakse jahutamiseks , kasutatakse vahtkustutites ja vedela CO2-ga täidetud kustutites, kasut ka keemiatööstuse toormena, nt uurea sünteesil. CO2 tekib täielikul põlemisel, hingamisel, käärimisel jt oksüdats.protsessides, on õlle, veini ja karastusjookide lahustunud komponent .
    Karbiidid on süsiniku ühendid metallide ja mõnede mittemetallidega, mille elektroneg on väiksem kui süsinikul. Neid saadakse lihtainete kuumutamisel söega. , mõningaid neist saadakse (atsetüliide) tüüni C2H2 juhtimisel läbi vastavate metallisoolade lahuste: 2AgNO3+C2H2AgC2+2HNO3. Soolataolised karbiidid on aktiivsete metallide (leelis- ja leeslismuldmetallide) ning Cu, Ag, Th jmt elementide ühendid süsinikuga. Nad reageerivad veega või hapetega, eraldades erinevaid süsivesinikke või H2: Al4C3+12H2O4Al(OH)3+3CH4. Kovalentse sidemega on mittemetallide B- ja Si-karbiidid, suure kõvadusega ained ning pooljuhid. Saamine: SiO2 ja koksi segu kuumutamisel: SiO2+3CSiC+2CO. Seda kasut abrasiivina (lihvkettad, luisud), tulekindla materjalina, pooljuht- ja fotodioodides. Metallilised karbiidid on 4-6 rühma siirdemetallide ning Fe, Co, Ni ühendid süsinikuga. Rasksulavad , suure kõvadusega, metallilise juhtivusega sisetusühendid (TiC, NbC, Cr3C2 , Fe3C, W2C jne.) Volframkarbiidid leiavad kasutust kõvasulammaterjalides. Praktikas on eritiolulised CaC2 etüüni saamiseks, tsementiit Fe3C malmi komponent.
    Süsiniktetrakloriid CCl4 on kantserogeen : CH4(g) + 4Cl2(g) → CCl4(g/l) + 4HCl(g)
    ja leiab kasutamist klorofluorosüsinike valmistamiseks.
    Vesiniktsüaniid ehk sinihape - Metaani, ammoniaagi ja õhu segu kuumutamisel
    plaatinakatalüsaatori juuresolekul tekib vesiniktsüaniidhape:
    2CH4(g) + 2NH3(g) + 3O2(g) → 2HCN(g) + 6H2O(g). Vesiniktsüaniidhape on nõrk hape, seega tsüaniidioon on tugev (nii Brønstedi kui Lewis'i) alus. Enamik toodetavast HCN-ist kasut nailoni ja akrüülplastikute lähteainena.
    Hüdriidid- Süsinik moodustab püsivaid sidemeid iseendaga , seetõttu on palju erinevaid
    süsivesinikke. Saadakse vesinikuga reageerimisel: C+H2CH4 või 2C+H2C2H2. Tuntud süsivesinike arv on v suur , kuid tavaliselt ei saada neid lihtainete ühinemisel.
    Süsinikdisulfiid- Süsinikdisulfiid CS2 on süsinikdioksiidi väävelanaloog. Tegemist on kergesti lenduva mürgise vedelikuga. Saadakse metaani reaktsioonil väävliga:
    CH4(g) + 4S(g) → CS2(g) + 2H2S(g). Leiab kasutamist mittepolaarse lahustina . Kasutatakse keemiatööstuses ( viskoosi - ja kautšukitööstuses jm.)
    .28. Eristage peamiste räniühendite struktuure ja kirjeldage nende omadusi.
    Ränidioksiid- kõva, värvitu kristallaine
    Ränihapped- vees vähelahustuvad ühendid, 3 tuntumat, Si aatomid seotud O-aatomite ja OH-rühmdega.
    Silikaadid- kristallstruktuuris esinevad SiO4 tetraeedrid, mis võivad moodustada mitmesuguse kujuga ahelaid; metasilikaadid mood n väärtustest olenevalt erineva suurusega tsükleid. Erinevad omadused tulenevad tetraeedrite erinevast seotusest üksteisega ja erinevatest laengutest.
    Räniorgaanilised ühendid- esineb stabiilne siloksaanside –Si-O-Si-, mis võib mood v pikki ja püsivaid ahelaid. Räniorgaanilistel polümeeridel on rida eeliseid analoogsete orgaaniliste ühendite ees, mis räni ei sisalda- keemiliselt püsivamad, valguskindlamad, vastupidavamad kõrgele ja madalale temperatuurile.
    29. Räni olulisemad ühendid ((SiO2)n, (H2SiO3)n, H4SiO4, silikaadid, karbiidid, SiCl4, silaanid): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    Ränidiokasiid – tardumisel tekib amorfne mass ehk kvartsklaas . Kvartsi ja kvartsklaasi kasut paljudes UV-seadmetes, ultraheliseadmetes, kvartskellades, laborinõudena, halogeenlampides jm. Saadakse reageerimisel hapnikuga.
    Metaränihape- on polümeer, n>2, nõrk hape. Ortoränihape on samuti nõrk, väga lahjades lahustes stabiilne, kõrgematel konts.del toimuvad kondensatsiooniprotsessid (molekulmass hakkab suurenema). Ränihapped on vees vähelahustuvad ühendid ja neid võib saada amorfse SiO2 hüdratatsioonil ( segamisel veega), leelismetallide silikaadidest happe toimel (sadestuvad), räniühendite (klorosilaan) hüdrolüüsil.
    Silikaadid- ränihapete soolad üldkujul aniooniga SixOyn-. Maakoores v levinud ühendid. Naatriumsilikaadi Na4SiO4 saadakse kvartsliiva kuumutamisel NaOH lahuses kõrge rõhu all autoklaavis. Naatrium- ja kaaliumsilikaati kasut tehnikas- eritsementide saamisel ja veekindlaks muutmisel, metallimaakide flotatsioonirikastamisel, pinnase tihendamisel, liimina. Tuntumad alumosilikaadid on põldpagu, vilgukivi ja graniit (kvartsi, põldpao ja vilgukivi tihe segu), samuti nende lagunemisel tekkiv savi. Kaoliniit Al2(OH)4Si2O5 on portselani tooraine .
    Krbiidid- saadakse reageerimisel süsinikuga SiC
    Silaantetrakloriid- Räni reageerimisel otse klooriga saadakse
    ränitetrakloriidi SiCl4. – SiCl4 reageerib erinevalt CCl4-st veega: SiCl4(l) + 2H2O(l) → SiO2(s) + 4HCl(aq). – SiCl4 kasutatakse puhta räni saamiseks: SiCl4(l) + 2H2(g) → Si(s) + 4HCl(g).
    Silaanid- SinH2n+2 ehk ränivesinikud on küllastunud süsivesinike analoogid. Nt oktasilaan Si8H18, monosilaan SiH4, disilaan Si2H6, mis plahvatab õhuga kokkupuutudes. . Puhtas vees silaan ei lagune, kuid leelise toimel hüdrolüüsub: SiH4(g) + 2H2O(l) → SiO2(s) + 4H2(g) Kõrgemad silaanid, nt H3Si-SiH2-SiH3 on vähem stabiilsed ja lagunevad seistes. Saamine: silitsiidide (Mg2Si) lagundamisel hapete või leelistega tekib peamiselt SiH4-ebapuhas. SiHaln lagundamisel teatud Li-ühenditega, eriti liitiumalumiiniumhüdriidiga: SiCl4+LiAlH4SiG4+LiCl+AlCl3. SiHaln redutseerimisel vesinikuga. Kasutatakse peamiselt monsilaani lähteainena pooljuhträni saamiseks.
    30. Selgitage süsiniku- ja räniühendite reaktiivsuste erinevusi.
    Süsinik moodustab püsivaid sidemeid iseendaga, seetõttu on palju erinevaid
    süsivesinikke. Räni korral on hüdriidide (silaanide) arv palju väiksem.
    31. Kirjeldage klaaside ja keraamiliste materjalide olemust ning nende omadusi.
    Klaas on silikaatide segu, amorfne, anisotroopne tahke lahus, mis sisaldab korrapäratu asetusega SiO4 tetraeedreid. Tavalist klaasi saadakse liiva, soda ja lubjakivi segu kuumutamisel 1400C juures. Keemiliselt vastupidav, eriti hapetele, vähem leelistele. 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. 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 .
    32. Kirjeldage, kuidas toodetakse õhust lämmastikku ning kuidas see muudetakse teisteks lämmastiku ühenditeks.
    Lämmastiku sidumine õhust l.ühenditesse toimub kahel viisil: looduslikult ja tehislikult. Looduslikult fikseeritakse õhulämmastik siduvate mokroobide (mügarbakterite,sinikute) vahendusel.Energiakulukas- sidumiseks kulutatakse 1 kg glükoosi lagunemisel vabanev energia. Tänapäeval kasut lämmastikuühendite sünteesiks õhulämmastiku baasil suurtööstuslikku Haberi - Boschi protsessi, mis põhineb lämmastiku katalüütilisel reaktsioonil vesinikuga: N2+3H23NH3. Reaktsioon toimub kõrgtemperatuuril ja –rõhul. Peamine osa vajalikust vesinikust saadakse kõrge metaanisisaldusega looduslikust gaasist, Lämmastik eraldatakse õhust põlemisreaktsioonil. Tekkivast veeaurust regenereeritakse vesinik üleeelmisel reaktsioonil. Vesinik puhastatakse astmeliselt- vajalik sünteesikatalüsaatori mürgistumise vältimiseks. Gaasisegus olev CO2 eemaldatakse. Sünteesgaas, mis on NH3 saamise vahetu lähtesegu surutakse kokku teatud rõhul ja temperatuuril, mille juures toimub reaktsioon raudkatalüsaatori toimel. Reaktsiooni tulemusena sisaldab gaasisegu 15% NH3, mis kondenseeritakse jahutamisega. Reageerimata gaas segatakse uue koguse sünteesgaasiga ja protsessi korratakse. Vt lk 416
    33. Võrrelge lämmastiku ja fosfori keemilisi omadusi. Millest on need erinevused põhjustatud?
    N2 on värvusetu, lõhnatu, vees vähelahustuv, keemiliselt passiivne gaas. Püsivus on tingitud aatomitevahelisest kovalentsest kolmiksidemest. Toatemp reageerib ainult mõnede metallidega, moodustades nitride (Li3N, Ra3N2). Hapnikuga toimub ühinemisreaktsioon v kõrgel temperatuuril, halogeenide ja väävliga reageerib kaudselt . 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.
    Fosfor kondenseerub fosfori tekkereaktsioonis siin valge fosforina, mis on P4 tetraeedritest koosnev pehme, mürgine tahke aine, mis süttib õhuga kokkupuutel. Kuubiline vorm, fosfori kõige tavalisem allotroop. Fosforiaurude kondenseerumisel mood alati valge fosfor, puhtal kujul värvusetu, suure murdumisnäitajaga, kritallaine, praktikas valge või kollakas vahataoline mass. Kuiv valge fosfor on roheka varjundiga (helenduse tõttu) ja nõrgalt suitsev, iseloomuliku lõhnaga, v mürgine, tuleohtlik aine. Võib süttida spontaanselt või hõõrdumisel, madal sütimistemp. Vees praktiliselt lahustumatu , lahustub hästi süsinikdisulfiidis. Keemiliselt kõige aktiivsem ja termodünaamiliselt kõige ebastabiilsem.
    Inertses keskkonnas kuumutamisel muundub punaseks fosforiks (P4)n, mis on vähem
    reaktiivne . Tekib fosfori pikaajalisel kuumutamisel õhu juurdepääsuta. Praktikas esineb tumepunase pulbrina või tükikeste kujul, mis on polümeere struktuuriga. Puhas amorfne aine pole väga tuleohtlik (süttimistemp üle 210C), kuid lisandid ja hõõrdumine võivad süttimist soodustada. Puhas aine pole ka mürgine. Punane fosfor lendub kuumutamisel õhu juurdepääsuta.
    35. Lämmastiku olulisemad ühendid (NH3, ammooniumisoolad , NH2NH2, halogeniidid, nitriidid, asiididid): nende kasutamine ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid.
    Ammoniaak - põhikasutus seisneb teiste lämmastikühendite eriti HNO3 , uurea, NH4+-soolade ja HCN tootmises ning rakendamisel väetisena ja külmagendina. Saamine: ammoniumsoolad dissotseeruvad vesilahustes ioonideks, kuumutamisel toimub termiline dissotsioatsioon: 1) NH4ClNH4+ + Cl- ja 2) NH4ClNH3+HCl. Ammooniumsoolade reageerimisel leelistega eraldub ammoniaak: (NH4) 2SO4 +2KOHK2SO4+2NH3+2H20.
    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)
    Ammooniumsoolad - sisaldavad ammooniumiooni NH4+. Reeglina värvusetud, vees hästi lahustuvad kristallained, mis kuumutamisel lagunevad. NH4Cl on metallpinna puhastusvahend tinatamisel, meditsiinis rögalahtisti. NH4NO3 on väetis ja lõhkesegude komponent. (NH4)2HPO4 ammooniumvesinikfosfaat on väetis. 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). Kõik laguproduktid on kõrgtemp-il gaasilised.
    Halogeniidid- 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. Lämmastik vahetult halogeenidega ei reageeri, kuid kaudselt võib saada paljusid eri tüüpi N-Hal sidemetega ühendeid.
    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 mood vähemalt 8 molekulaarset oksiidid, mis kõik on termodünaamiliselt ebastabiilsed, kuid praktikas enamasti püsivad. Kõik lämmastiku oksiidid on happelised.
    • Lämmastiku oksiidid on olulisel kohal atmosfäärikeemias, kus neid koos tähistatakse NOx.
    Lämmastik esineb oksiidides oksüdatsiooniastmetes
    I...V. – Lämmastik(V)oksiid N2O5 on lämmastikhappeanhüdriid. – Lämmastikdioksiid NO2 esineb tasakaalus dimeeriga: 2NO2 = N2O4 – Lämmastik(III)oksiid N2O3 on lämmastikushappeanhüdriid. – Lämmastik(II)oksiid NO. – Dilämmastikoksiid N2O on hüpolämmastikushappe H2N2O2 anhüdriid. N20 dilämmastikoksiid on värvusetu,lõhnatu, narkootilise toimega, külmas vees lahustuv gass, mida saadakse ammooniumnitraadi kuumutamisel: NH4NO3N2O+2H2O. NO lämmastikmonooksiid saadakse ammoniaagi katalüütilisel oksüdeerimisel: NH4+5O24NO+6H2O; N2+O22NO. Värvusetu, mürgine gaas. Osaleb osoonikihi hävitamisel, laboratoorselt saadakse nitrite pehmel redutseerimisel, oksüdeerub õhus NO2-ks. Lämmastikoksiid NO2 reageerib veega ja leelislahustega, mürgine ja lämmatav pruunika värvusega gaas, tugev oksüdeerija. Tahkes faasis esineb ainult dimeerina (N2O4). Väävel, fosfor, süsi ja paljud orgaanilised ühendid põlevad NO2-ks. Lämmastik (III)oksiid N2O3 – 4NON2O+N2O3.
    Vt struktuurid lk 424
    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.
    Lämmastikushape HNO2 on nõrk hape, mis on tuntud vaid vesilahustes, laguneb aeglaselt ka toatemperatuuril. 2NO2+H2OHNO3+HNO2. Lämmastikushappe puhast vormi ei tunta, kuid teda kasutatakse laialt vesilahusena.
    • Lämmastikushappe sooli (nitriteid) saadakse nitraatide redutseerimisel kuuma metalliga:
    KNO3 +PbKNO2+PbO
    • Nitritid on enamasti vees lahustuvad ja kergelt mürgised. Kasutatakse lihasaaduste konserveerimisel ja värvi säilitamiseks.
    Lämmastikhape HNO3 on üks kolmest peamisest tänapäeva keemiatööstuses kasutatavast happest. Veevaba HNO3 on ebapüsiv ( radikaal NO3- on ebastabiilne), teravalõhnaline värvusetu vedelik, keeb 83C juures. Valguse ja soojuse mõjul laguneb, värvudes kollakaks või pruunikaks. HNO3 on tugev hape ja tugev oksüdeerija. Saadakse Ostwaldi protsessil ammoniaagi oksüdeerimise ja NO2 disproportsioneerumise tulemusena: NO2 + H2O = HNO3 + HNO2, laboratooriumis: KNO3 + H2SO4 = KHSO4 + HNO3. Haber-Boschi meetodil saadud NH3 oksüdeeritakse katalüsaatoril. Saadud gaasisegu jahtumisel oksüdeerub NO õhuhapniku toimel, tekkinud NO2 reageerimisel veega moodustub lämmastikhape: 2NO+O22NO2 ja siis 3NO2+H2OHNO3+NO. Kogutoodangust kasut suurem osa NH4NO3 tootmiseks, mida kasut vätisena. Happe baasil toodetakse ka teisi nitraate ja väetisi, aromaatseid nitroühendeid, sh lõhkeaineid, värvaineid, raketikütuseid jpm.
    • Nitraadid on vees hästilahustuvad. Lämmastikhape reageerib alustega. Reaktsiooni saadusteks on nitraat (sool) ja vesi. Näiteks kaaliumhüdroksiidiga (KOH) toimub reaktsioon
    HNO3 + KOH KNO3 + H2O Tekib kaaliumnitraat ehk salpeeter (KNO3).
    Nitraadid tekivad ka metallioksiidide ja sooladega reageerimisel. Näiteks reaktsioon kaltsiumoksiidiga annab kaltsiumnitraadi: 2HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2O
    Reaktsioon kaaliumkarbonaadiga annab kaaliumnitraadi: 2HNO3 + K2CO3 2KNO3 + H2O + CO2. Lämmastikhappe soolad (sisaldavad nitraatiooni) on nitraadid. Valdav enamik neist lahustub väga hästi vees.
    38. Fosfori ühend PH3: selle kasutamine ja kirjutage tasakaalustatud tekkereaktsioon.
    Fosfaan PH3 värvusetu, roiskunud kala lõhnaga, v mürgine gaas. Redutseerivad metallisooladest vaba metalli- 8Ag+PH3+4H2O8Ag+H3PO4+HNO3. Saadakse fosfiidide (Ca3P2) reageerimisel veega või happega , valge fosfori reageerimisel leelise lahustega või PH4I reageerimisel KOH-iga. 4P+3KOH+3H2OPH3+3KH2PO2
    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. Ebameeldiva lõhnaga valge kristlane aine, mis tekib fosfori põlemisel hapniku vajakul. Vahataoline mürgine aine, oksüdeerub aeglaselt õhus ja annab P4O10 .
    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). Tekib valge suitsuna fosfori põlemisel hapniku või õhu liia käes; amorfne, kristalne, klaasjas, esineb peamiselt heksagonaalse kristallvormiga tahkisena.
    Anhüdriidid??
    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. Hapete ja nende soolade kasutamine.
    Fosfori oa hapetes võib olla I kuni V. Fosforil on rohkem anorgaanilisi oksohappeid kui ühelgi teisel elemendil. Ühes happes võib fosfor esineda mitmes oa-s.
    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, tugev redutseerija. Fosforishape on keskmise tugevusega (K1 = 10-2). Fosforishappe soolad on fosfitid, mida kasut redutseerijatena anorgaanilises sünteesis ja polüvinüülkloriidi stabilisaatorina. [PO3H]2– soolad, fosfitid
    8NaOH + P4O6 ® 4Na2[PO3H] + 2H2O
    Fosforhape on värvusetu keskmise tugevusegs tahkis, mis sulab 42 °C juures. Kasutatakse enamasti vesilahusena. P4O6 + 6H2O 3H3PO4 + PH3 (kuum vesi+fosfor(III)oksiid).
    – 85% lahus on siirupitaoline vedelik tänu tugevatele vesiniksidemetele. Kolmeprotoonne hape, mille tõttu moodustab see kolm rida sooli ehk fosfaate, millest on üldiselt lahustuvad leelismetallide ja ammooniumsoolad. Hapet ja sooli kasut laialdaselt.
    • 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.
    soolad ortofosfaadid PO43– koosnevad kahest ioonist-metalli katioonist ja fosfaatioonist
    Lahustuvad tugevates hapetes ja kasut vee kareduse vähendamiseks
    41. Iseloomustage VA rühma teisi elemente (As, Sb ja Bi). Nende kasutamine.
    42. Hapnik ja väävel: leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
    Hapnik O2- litosfääris kõige levinum keemiline element, atmosfääris 23,10 massi-%, hüdrosfääris elementidest esikohal. Maa kui terviku massist on O teasel kohal. Kuulub rohkem kui 1400 mineraali koostisesse, on elusaine põhielement ja inimorganismis on seda 61,4%. Hapnikku toodetakse nagu lämmastikkugi veeldatud õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Puhast O2 saadakse vee elektrolüüsil. Vee elktrijuhtivust suurend elektrolüütide (happed, alused, soolad) lisamisega. 2H2O2H20O2. Laboris kasut hapniku saamiseks hapnikurikaste ainete lagundamist kuumutamisel: 2KMnO4K2MnO4+ MnO2 +O2 (kaaliumpermanganaadist) või 2H2O22H2O+O2 (vesinikperoksiidist toatemperatuuril).
    Esineb kolme stabiilse isotoobina, väga elektroneg element, värvusetu, lõhnatu, vees vähelahustuv gaas, tugev oksüdeerija, mis reageerib otseselt peaaegu kõikide metallide ja mittemetallidega.
    Hapnikku kasutatakse terasetööstuses, keevitamisel, meditsiinis. Kõrgahjuprotsessis malmi tootmisel. Tööstuses on suurenenud hapniku osakaal terase, värvilismetallide ja klassi tootmisel.
    Väävel S- esineb looduses ja paljude ühendite koostises. Väävel esineb peamiselt mitmesuguste sulfiidsete metallimaakidena ja on näiteks vase tootmise kõrvalproduktiks, kuid esineb ka lihtainena ning divesiniksulfiidina (H2S) naftas ja maagaasis. 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.
    Saamine: Fraschi meetod tugineb väävli kergsulavusele ja väikesele tihedusele . Maa sügavuses asuvasse S-lademesse jhitakse toru kaudu rõhu all ülekuumenenud vett, mille soojuse arvel S sulab. Sulaväävlisse juhitakse teise toru kaudu aururõhku, mis surub vedela väävli kolmanda toru kaudu maapinnale. Utmiskambri meetod- lisandeid sisaldavat S- maaki kuumutatakse erilises ahjus ja eralduvatel väävliaurudel lastakse jahtuda kogumiskambris. S sadeneb peente kübemetena (väävliõis). Kasutamine: Väävlit kasutatakse väävelhappe tootmise lähteainena ja kautšuki vulkaniseerimisel kummiks, mineraalväetiste tootmiseks, tuletikkude, lõhkeainete, mürkkemikaalide, värvide jpt ainete saamisel.
    43. Iseloomustage hapnikule vastavat allotroopi.
    Hapniku allotroop osoon O3 on sinakas teravalõhnaline diamagnetiline gaas, mis
    kondenseerub -112 °C juures. Ebapüsiv, diamagnetiline gaas. Lahustub vähesel määral ka vees, kuid paremini lahustub süsivesinikes ja halogenosüsivesinikes.
    – Osoon tekib stratosfääris kiirguse toimel. Mittekatalüütiline fotokeemiline reakts: 3/2O2O3. O3 tekib kõrvalsaadusena ka jaheda väävelhappe elektrolüüsil peroksodiväävelhappe saamisel.
    – Laboris saadakse elektrilahendusel hapniku keskkonnas.: O2+O+MO3+M’
    44. Iseloomustage VIA rühma teisi elemente (Se, Te ja Po). Nende kasutamine.
    45. Kirjeldage vee ja vesinikperoksiidi happelis-aluselist iseloomu ning redoksomadusi.
    Vesi on oksüdeerija, kuid tema oksüdeerivad omadused ilmnevad kõrgetel temperatuuridel :
    CH4+H2OCO+3H2. Vesi on ka redutseerija, kuid ainult fluor ja veel mõned üksikud ained on piisavalt tugevad tema oksüdeerimiseks. Võib ka osaled reaktsioonides, kus elementide o-a jääb muutumatuks.
    • 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, oksüdeerudes vabaks hapnikuks (kaaliumdikromaadi,-permanganaadi korral). See on ioniseeriv lahusti, mis on veest umbes miljon korda happelisem: H2O2=H+ + HO2-
    Tugev oksüdeerija nii happelises kui aluselises keskkonnas: 2KI+H2O2I2+2KOH 2I(-I)2I(0) ja 2O(-I)2O(-II). Vesinikperoksiid võib esineda ka redutseerija funktsioonis, nt reageerimisel hõbeoksiidiga. Hõbeoksiid on antud juhul oksüdeerija, mis ise redutseerub vabaks metalliks: Ag2O+H2O22Ag+O2+H2O --- 2Ag(I)2Ag(0)/ 2O(-I)2O(0)
    46. Kirjeldage väävli oksiidide (SO2 ja SO3) omadusi, lähtudes väävli oksüdatsiooniastmetest. Kas need oksiidid on hapete anhüdriidid? Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid.
    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. 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). On pigem redutseerija. Terava lõhnaga mürgine gaas, desinfitseerivate omadustega.
    Vääveltrioksiid SO3 on normaaltingimustel kergesti lenduv vedelik (kt° = 45 °C), mis koosneb kolmnurksetest tasapinnalistest SO3 molekulidest. Moodustub SO2 katalüütilisel oksüdatsioonil: 2SO2+O22SO3
    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). Dissotsiatsioon toimub esimeses astmes : H2SO3 H+ + HSO3-. Väävlishappe soolad on sulfitid . Väävlishapet kasut pleegitamiseks ja desinfitseerimiseks. Kuumutamisel sulfitid diproportsioneeruvad. SO2 ja sulfitid oksüdeeruvad kergesti: SO2+Cl2SO2Cl2/ 2NaSO3+O22Na2SO4.
    Väävelhapet toodetakse kontaktmenetlusel, kus väävel põletatakse hapnikus ja tekkiv SO2
    oksüdeeritakse edasi SO3-ks, kasutades katalüsaatorina V2O5 . S+O2SO2 ja siis 2SO2+O22SO3. 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; tugev oksüdeerija- reageerimisel aktiivsemate metallidega (Na,K,Mg) redutseerub hape kuni H2S-ni, keskmise ja väiksema aktiivsusega metallide puhul redutseerub SO2-ks: Cu+2H2SO4 CuSO4 +SO2+2H2O. Väävelhape on v hea elektrijuhtivuse ja kõrge dielektrilise läbitavusega, mis on tingitud protolüüsist: 2H2SO4=H3SO4+ +HSO4-. Kuulub tugevate kaheprootonihapete hulka. Väävelhappe soolad on sulfaadid: Na2SO4*10H2O (glaubrisool, kasutatakse sooda ja klaasi tootmisel), CaSO4 *2H2O (kips, ehitustegevus ), BaSO4 (röntgenoskoopias kontrastaine) rasklahustuv sool, mille teket kasut sulfaatiooni tuvastamiseks: Ba2+ + SO42 -BaSO4. Reaktiividena ja tehnikas kasut vaskvitrioli (CuSO4*5H2O), raudvitrioli (FeSO4*7H2O) jne.
    48. Kirjeldage tautomeeriat väävlishappe näitel. ????
    Väävlishape eksisteerib tasakaalulise seguna kahest molekulist. Sellist nähtust, kus kaks
    või enam isomeeri lähevad pöörduvalt üle üksteiseks, nimetatakse tautomeeriaks.
    49. Mis on ooleum ja milleks seda kasutatakse?
    See on õlitaoline SO3 lahus väävelhappes, mis saadakse katalüütiliselt toodetud SO3me absorbeerimisel väävelhappesse. Seda kasut väävelhappe saamiseks???
    50. Divesiniksulfiid : saamine ja omadused.
    H2S divesiniksulfiid e monosulfaan on värvuseta, mädamunalõhnaga väga mürgine gaas, mis põhjustab sissehingamisel silmapilkset surma; tekib lihtainetest, laboris FeS reageerimisel HCl-ga. Lahustumisel vees mood nõrga happe-divesiniksulfiidhappe. Saamine: 2H+ + S2-H2S. Divesiniksulfiidi sooli nim sulfiidideks, mis on iseloomuliku värvusega ja rasklahustuvad.
    51. Väävli halogeniidid: saamine ja omadused.
    52. VIIA rühma elemendid (F, Cl, Br, I): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine.
    Üldiselt: halogeene iseloomustab eriti suur elektronafiinsus ja kõrge elektronegatiivsus (F kõige suurem).
    Flour- on maakoores levinuim (mõni sajandik protsenti maakoore massist) halogeen , tema tähtsamad mineraalid on fluoriit CaF2, krüoliit. Kõrge aktiivsuse tõttu leidub halogeene looduses ainult ühenditena. Saamine: saadakse lihtainena, praktikas elektrolüüsiga- una fluor on elemendina kõige tugevam oksüdeerija, toodetakse seda sula KF ja HF
    segu elektrolüüsil 75 °C juures süsinikanoodil.
    Na3AlF6 ja fluorapatiit Ca5F(PO4)3. Kahvatu-kollane gaas, madal sulamis- ja keemistemp (-219 ja -188C), väike tihedus. Kõige aktiivsem mittemetall üldse, moodustades ühendeid kõigi elementidega va He ja Ne. Vesinikuga reageerimisel tekivad vesinikhalogeniidid , seejuures ühinevad H2 ja F2 juba väga madalal temp plahvatusega. Lahustub vees väg hästi. Mürgine gaas. Suurem osa toodetavast fluorist kasutatakse kergesti lenduva UF6 tootmiseks.
    Kloor - maakoores levikult 20. kohal, mõnisajandik protsenti maakoore massist, maailmamere soolsusest üle poole mood kloriidioonid. On üks enimtoodetud kemikaale. Tööstuslikult toodetakse peaaegu kogu Cl2 NaCl lause elektrolüüsil: 2NaCl+2H2OCl2+2NaOH+H2. Laboris tänapäeval ei saada eriti. 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). Terav lõhn, mürgine gaas, 2,4 korda tihedam kui õhk, kergesti vedelduv, lahustub paremini vähepolaarsetes vedelikes, halvemini vees. Üks kõige aktiivsemaid keemilisi elemente, reageerib vahetult kõigi metallidega ja enamiku mittemetallidega. 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). Olmeväljundina: paljud plastid, lahustid , taimekaitsevahendid, ravimid . Paberi ja tekstiili töötlemisel.
    Broom - vähelevinud, looduses esineb hajutatult koos klooriga, sisaldub merevees ja soolajärvedes, ookeanides sisalduvad summaarsed broomivarud on v suured. Saamine: tänapäeval kasut broomi tootmise toorainena peamiselt mere- ja soolajärvede vett, maaaluseid soolveekogumeid ja kaaliumväetiste tootmisel tekkivad soolalahuseid. Neid bromiide sisaldavaid lahuseid kontsentreeritakse, vaba broom saadakse kloori juhtimisel lahusesse: 2Br- + Cl2Br2+2Cl- ja eraldatakse lahusest veearu destillatsioonil või õhu läbipuhumise teel. Broom on korrosiivne, punakaspruun suitsev vedelik. Ainus toatemp vedel mittemetall, raske, väga sööbiv, mürgine, terava lõhnaga gaas. Lahustub märgatavalt vees. Kasutatakse orgaanilises sünteesis. Orgaanilisi bromiide kasutatakse tulesummutitena ja pestitsiididena.
    Hõbebromiidi kasutatakse fotograafias. Oluline osa Br2 läheb C2H4Br2 tootmiseks, mida kasut mootorikütuste lisandina, taimekaitsevahendina.
    Iood - looduses vähelevinud, hajutatud element, sisaldus merevees v madal. 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). Joodi leidub soolvees jodiidioonina ja lisandina Tšiili salpeetris NaNO3. 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 aga lahustuvus kasvab oluliselt. Vähemaktiivne kui teised halogeenid. Teiste halogeenidega mood interhalogeniide. Kasutatakse antiseptikuna, on oluline
    mikroelement. Orgaaniliste või anorgaaniliste joodiühendite saamine, katalüsaatorid orgaanilises sünteesis, looma- ja linnutoidu lisandites, meditsiinis, värvainete ja pigmentide koostises (peamine kasutamine toimub ühendite kaudu).
    53. Miks erineb fluor oma omadustelt märgatavalt teistest VIIA rühma elementidest?
    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.
    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)
    Iood mood flouriga ebastabiilse joodmonoflouriidi, joodtriflouriid IF3, I7F. Klooriga ICl, I2Cl6. Broomiga IBr. 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. Vesinikhalogeniidhapete kasutamine.
    Vesinikhalogeniide saab elementide otsesel reaktsioonil: H2(g) + X2(g) → 2HX(g). Laboris saadakse vesinikhalogeniide tavaliselt mittelenduva happe reaktsioonil sooladega. Vesinikhalogeniidid on värvusetud, terava lõhnaga gaasid.
    Flour- H2+F22HF/ 2F2+2H2O4HF+O2/F2+H2OHOF+HF/CaF2+H2SO4CaSO4+2HF. Suhteliselt nõrk hape, teised vesinikhalogeniidid on vesilahustes peaaegu täielikult dissotseerunud (ühed kõige tugevamad happed üldse). HF mood ka vesiniksooli. Fluor reageerib vesinikuga iseeneslikult plahvatusega. HF on alla 20 °C vedelik tänu vesiniksidemetele. Vesinikfluoriid söövitab klaasi ja lahustab silikaate.Vesinikfluoriidi kasutatakse fluoreeritud süsivesinike tootmisel. Lahustub vees piiramatult.
    Kloor- Värvusetu, terava lõhnaga, ärritava ja sööbiva toimega gaas, stabiilne ühend, gaasilises ja vedelas olekus on suhteliselt passiivne. H2+Cl22HCl. Kloor reageerib valguse toimel samuti plahvatusega, kuid võimalik on ka rahulik põlemine. NaCl+H2SO4NaHSO4+HCl/ NaCl+NaSO4Na2SO4+HCl/ 4NaCl+2SO2+O2+2H2O2Na2SO4+4HCl. PCl5+4H2OH3PO4+5HCl.
    Broom- vesinikbromiid on värvusetu, terava lõhnaga, õhus suitsev gaas. 2P+3Br2+6H2O2H3PO3+6HBr/ H2S+Br22HBr+S/ C10H8+Br2C10H7Br+HBr/ KI(s) + H3PO4(aq) → HI(g) + KH2PO4(aq).
    Jood- värvitu, terava lõhnaga, niiskes õhus „suitsev“ gaas, lahustub vees ülihästi, sööbiv vedelik ja tugev hape, laguneb valguse ja õhu toimel ning on tugev redutseerija. PI3+3H2OH3PO3+3HI/ PI5+4H2OH3PO4+5HI
    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.
    Flour- metallflouriididest kasut kõige enam uraan ja alumiiniumflouriidi, kasutusalad kitsad . UF4+F2UF6 (isotoopide lahustamine tuumaenergeetikas). NaF lahustub vees, mürgine, väga stabiilne kristallaine.
    Kloor- metallid reageerivad klooriga üldiselt madalamal temp-il kui nende oksiidid. Naatriumkloriid ja vask(II)kloriid on ioonilised ning kõrge sulamistemperatuuriga tahkised .
    – Titaan (IV)kloriid ja raud(III)kloriid on molekulaarsed ning sublimeeruvad suhteliselt
    kergesti. MnO2+4HClMnCl2+2H2+Cl2/ Ca(OCl)2+4HClCaCl2+2Cl2+H2O
    Broom- paljud metallid reageerivad energiliselt Br2, sageli tekib metalli pinnale soola kaitsekiht, mis takistab edaist reaktsiooni, reaktsioonikulgu soodustab vee juuresolek , täiesti püsivad Br2 toimele on Pt ja Ta. 3NaOBrNaBrO3+2NaBr/ 4Cu(BrO3)22CuBr2+2Br2+2CuO+11O2
    Iood- metallidega reageerib kõrgemal temp, aktiivsematega (Mg, Al, Zn, leelis- ja leelismuldmetallid ) juba toatemp, vee juuresolekul paremini.
    57. Võrrelge halogeenide oksohapete omadusi, lähtudes halogeeni oksüdatsiooniastmetest. Kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid ja Lewisi struktuurid. Iseloomustage neile vastavaid soolasid ja kirjutage nende tasakaalustatud tekkereaktsioonid. Oksohapete ja nende soolade kasutamine.
    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. Halogeeni reaktsioonil külma leeliselahusega saadakse vastavaid hüpokloriteid, hüpobromiteid ja hüpojoditeid.
    Flour- praktikas kõige olulisem FClO3, mida saame reaktsioonil KClO4+2HF+SbF5FClO3+KSbF6+H2O. See on mürgine gaas, termiliselt püsiv. FClO (oa III)nõrk. FClO2 ja F3ClO (oa V)keskmise tugevusega. FClO3 ja F3ClO2 (oa VII)tugevad happed.
    Kloor- Cl2(g) + H2O(l) = HClO(aq) + HCl(aq). See on nõrk hape, tuntud vaid vesilahustes ja gaasina. Selle soolad on ebapüsivad ühendid, mis esinevad enamasti vesilahustes või kristallhüdraatidena. Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l). HOCl ioonsete hüpokloritite kiirus ning suund vesilahuses sõltub pH-st, temp-ist, valgustatusest, kontsentratsioonist ja lisanditest. Hüpokloritid oksüdeerivad orgaanilisi aineid, kuna nad lagunevad aeglaselt. Kloorishape HClO2 ja broomishape HBrO2 on ebastabiilsed ja disproportsioneeruvad. Mõnevõrra stabiilsemad on nende soolad –kloritid ja bromitid. Kloraadid lagunevad kuumutamisel. Reaktsiooni tulemus sõltub katalüsaatori juuresolekust. 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.
    Broom- HOBr hüpobroomishape- nõrk hape, tugev oksüdeerija. Tuntud vaid lahjades vesilahustes. Br2+H2OHOBr+HBr. HBrO2-broomishape (soolad bromiid eraldatud kristallhüdraatidena- NaBrO2*3H2O). HBrO3 broomhape (soolad bromaadid )- esineb vesilahuses, seismisel või kuumutamisel laguneb, 4HBrO32H2O+2Br2+5O2. On tugev oksüdeerija ja tugev hape. Bromaadid on toatemp-il püsivad, leelismetallide bromaadid lagunevad kuumutamisel. Perbroomhape HBrO4 (soolad perbromaadid)- tugev hape. Soolad kristalsed , tavatingimustes püsivad ühendid.
    Iood- hüpojoodishape HOI tekib vähesel määral I2 lahustumisel vees- I2+H2OHOI+H+ + I-. Soolad on hüpojoditid- tuntud vaid lahjades vesilahustes, dissotseerub nii happe kui alusena: HOIH+ + IO- ja IOH+H2OIH2O+ + OH-. HIO3 joodhape- soolad on jodaadid. HIO4*2H2O perjoodhape- soolad on perjodaadid. Mõlemad happed on värvitud, püsivad kristalsed ained, moodustavad püsivaid sooli, mis on tugevad oksüdeerijad.
    58. Selgitage väärisgaaside madalat reaktiivsust ja põhjendage selle kasvu liikudes rühmas ülevalt alla.
    Valentskihil paikneva okteti tõttu on nende reaktsioonivõime piiratud. Välise energiataseme orbitaalid on täielikult täitunud ja st elektronkihtide stabiilsus on maskimaalne, keemiline aktiivsus äärmiselt väike.
    Väärisgaaside ionisatsioonienergiad on väga kõrged, kuid vähenevad rühmas ülalt alla.
    59. Iseloomustage ksenooni tähtsamaid ühendeid (fluoriidid, oksiidid ja neile vastavad happed). 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. Ksenoonfluoriididest lähtudes on valmistatud ksenoonoksiide ja oksohappeid.
    Ksenoonoksiidid on väga tugevad oksüdeerijad. XeO3 on suure plahvatusenergiaga ebastabiilne ühend. Värvitu kristallaine, lagundab paljusid orgaanilisi aineid (eraldub CO2).
    60. Milliste ühenditena d-metallid enamasti looduses esinevad? Miks neid ei leidu ehedalt? Millist d-elementi leidub looduses peamiselt puhtal kujul? Miks?
    Enamasti esinevad d-metallid looduses: lantanoidid ja aktinoidid, Skandium , Titaan, Vanaadium , Kroom , Mangaan , Raud, Koobalt , Nikkel , Vask, Hõbe, Kuld , Tsink , Kaadmium , Elavhõbe.
    (Kõik d-elemendid on metallid. d-elemendid on 3.(IIIB) kuni 12.(IIB) rühma elemendid. Neil lisandub elektron eelviimase elektronkihi d-orbitaalile. d-elemente nim. Siirdemetallideks, nende kaudu toimub üleminek tüüpmetallidelt (1. ja 2. Rühma metallidelt) mittemetallidele.
    Tavaliselt d-elemendid loovutavad ühendite moodustamisel oma s-elektronid ja sageli ka mingi arvu d-elektrone. Vaid 12. rühma elemendid (tsink, kaadmium, elavhõbe) ei kasuta d-elektrone sidemete moodustamiseks. Erinevate oksüdatsiooniastmete olemasolu on nende elementide paljude omaduste põhjuseks.
    Mitmeid vähemreaktiivseid d-elemente leidub looduses ehedal kujul.
    Kuld on niivõrd vähereaktiivne, et esineb looduses peamiselt puhtal kujul. Sest Kuld ei reageeri isegi tugevate oksüdeerijatega, nagu lämmastikhape.
    61. Selgitage d-elementide aatomiraadiuste perioodilist muutumist, sh lantanoidset kontraktsiooni ja sellest tulenevaid omadusi, lähtudes aatomite elektronstruktuurist.
    Perioodis vasakult paremale d-elementide tuumalaeng ja d-elektronide arv kasvab.
    Samas näiteks reas Sc → Cr toimub aatomiraadiuste vähenemine, edasi hakkavad
    aatomiraadiused kasvama. (Need muutused on aga suhteliselt väikesed ja sama perioodi erinevad elemendid asendavad üksteist kergesti metallide kristallivõres.) 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.)
    d-elementide omadused tulenevad osalt nende d-orbitaalide kujust ja omadustest.
    – Erinevad d-orbitaalid paiknevad ruumiliselt suhteliselt eraldatult ja seetõttu on neil
    paiknevate elektronide omavaheline tõukumine nõrk.
    – Elektrontihedus d-orbitaalidel paikneb enamasti aatomituumast kaugel – nad on suhteliselt nõrga varjestava toimega.
    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?
    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.
    Võimalike oksüdatsiooniastmete arv on suurim delementide rea keskel (Mn, Ru, Os).
    Rühmas allpool paiknevate elementide korral on kõrgemate oksüdatsiooniastmete saavutamine tõenäolisem. Kõrges oksüdatsiooniastmes d-elementi sisaldavad ained on sageli head oksüdeerijad (MnO4-), madalas oksüdatsiooniastmes d-elementi sisaldavad ained on sageli head redutseerijad (Cr2+).
    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).
    Reeglina on d-bloki parempoolses osas paiknevaid metalle kergem saada kui vasakus
    osas paiknevaid metalle.
    Nt: Vanaadium V on pehme, hõbehall metall, mida saadakse vastava oksiidi või kloriidi redutseerimisel:
    V2O5(s) + 5Ca(l) → 2V(s) + 5CaO(s)
    Kroom Cr on hele, läikiv, korrosioonikindel metall, mida saadakse mineraali kromiidi
    FeCr2O4 redutseerimisel söega elektriahjus
    FeCr2O4(s) + 4C(s) → Fe(l) + 2Cr(l) + 4CO(g)
    või aluminotermiliselt
    Cr2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Cr(l)
    Mangaani toodetakse aluminotermiliselt pürolusiidist MnO2:
    3MnO2(s) + 4Al(s) → 3Mn(l) + 2Al2O3(s)
    Nt: 1) Skandiumoksiid Sc2O3 saadakse hüdroksiidi, nitraadi, oksalaadi jt ühendite termilisel lagundamisel
    2) TiO2 , FeTiO3, (FeTiO3 + Fe3O4), (CaTiO3)
    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.
    65. Nimetage tuntud ferromagnetilisi d-metalle.
    66. Kirjeldage 4. perioodi kuuluvate d-metallide, 11. ja 12. rühmade elementide saamist ning kirjutage vastavad tasakaalustatud reaktsioonivõrrandid.
    Skandium- Skandium Sc on reaktiivne metall. Reageerib energiliselt veega.
    Sc3+ ioon on vees tugevalt hüdrateeritud ja tekkiv [Sc(H2O)6]3+ kompleks käitub
    happena (tugevuselt etaanhappe sarnane).
    Titaan- • Titaan on suhteliselt reageerimisvõimeline, kuid korrosioonikindel, kuna õhu käes kattub passiveeriva oksiidikihiga. Saadakse ilmeniidist FeTiO3 ja rutiilist TiO2. Titaani saadakse maagi töötlemisel klooriga, mis annab lenduva TiCl4, mida edasi redutseeritakse sulamagneesiumiga: TiCl4(g) + 2Mg(l) → Ti(s) + 2MgCl2(s)
    Vanaadium- Vanaadium V on pehme, hõbehall metall, mida saadakse vastava oksiidi või kloriidi redutseerimisel: V2O5(s) + 5Ca(l) → 2V(s) + 5CaO(s)
    Kroom- Kroom Cr on hele, läikiv, korrosioonikindel metall, mida saadakse mineraali kromiidi FeCr2O4 redutseerimisel söega elektriahjus
    FeCr2O4(s) + 4C(s) → Fe(l) + 2Cr(l) + 4CO(g)
    või aluminotermiliselt Cr2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Cr(l)
    Mangaan- Mangaani toodetakse aluminotermiliselt pürolusiidist MnO2:
    3MnO2(s) + 4Al(s) → 3Mn(l) + 2Al2O3(s)
    Raud- Raua põhilised kasutatavad mineraalid on hematiit Fe2O3 ja magnetiit Fe3O4.
    Leidub ka palju püriiti FeS2, kuid seda on tülikam kasutada. Raud on suhteliselt reaktiivne ja korrodeerub niiskes õhus. Puhast, lisanditena Fe saadakse raudpentakarbonüüli termilisel lagundamisel: Fe(CO)5Fe + 5CO
    Koobalt- lihtaine saadakse oksiidi redut . Süsinikuga: Co3O4 + 4C3Co+4CO/ Co3O4+4CO3Co+4CO2
    Nikkel- Saadakse peamiselt sulfiidsetest maakidest, mis kõigepealt säratakse nikkel(II)oksiidiks ja seejärel redutseeritakse. Nikli puhastamiseks pannakse ta reageerima süsinikoksiidiga, mille tulemusena moodustub nikkeltetrakarbonüül Ni(CO)4, mis keeb 43 °C juures: Ni(s) + 4CO(g) → Ni(CO)4(g)
    Vask- Enamasti saadakse sulfiididest, nt kalkopüriidist CuFeS2.
    2CuFeS2(s) + 3O2(g) → 2CuS(s) + 2FeO(s) + 2SO2(g)
    Hõbe- Hõbe reageerib väävliga, andes hõbesulfiidi. AgCl+2NaCNNa((Ag(CN)2))+NaCl
    Kuld- 2Na((Ag(CN)2))+Zn2Au+Na((Zn(CN)4)) (Kuld ei reageeri isegi tugevate oksüdeerijatega, nagu lämmastikhape)
    Tsink- Tsinki saadakse maagi särdamisel ja oksiidi redutseerimisel söega:
    2ZnS(s) + 3O2(g) → 2ZnO(s) + 2SO2(g)
    ZnO(s) + C(s) → Zn(l) + CO(g)
    Kaadmium- saadakse samamoodi nagu tsinki
    Elavhõbe- Elavhõbe esineb looduses kinaverina HgS ja saadakse vastavast maagist pürometallurgiliselt särdamisel 700- 800 ºC juures:
    HgS(s) + O2(g) → Hg(g) + SO2(g)
    (Elavhõbe on normaaltingimustel ainuke vedelas olekus metall.)
    11. ja 12. rühma metallid - Neil metallidel on d-alanivood täitunud. Nad on suhteliselt passiivsed tänu dorbitaalide madalale tuuma varjestavale mõjule.
    Lantanoidne kontraktsioon 6. perioodis suurendab seda efekti veelgi.
    • .DOC Laadi alla originaalfail 29 lk · .doc · 42 allalaadimist
    Vasakule Paremale
    Keemia aluste KT3 #1 Keemia aluste KT3 #2 Keemia aluste KT3 #3 Keemia aluste KT3 #4 Keemia aluste KT3 #5 Keemia aluste KT3 #6 Keemia aluste KT3 #7 Keemia aluste KT3 #8 Keemia aluste KT3 #9 Keemia aluste KT3 #10 Keemia aluste KT3 #11 Keemia aluste KT3 #12 Keemia aluste KT3 #13 Keemia aluste KT3 #14 Keemia aluste KT3 #15 Keemia aluste KT3 #16 Keemia aluste KT3 #17 Keemia aluste KT3 #18 Keemia aluste KT3 #19 Keemia aluste KT3 #20 Keemia aluste KT3 #21 Keemia aluste KT3 #22 Keemia aluste KT3 #23 Keemia aluste KT3 #24 Keemia aluste KT3 #25 Keemia aluste KT3 #26 Keemia aluste KT3 #27 Keemia aluste KT3 #28 Keemia aluste KT3 #29
    Punktid 50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.
    Leheküljed ~ 29 lehte Lehekülgede arv dokumendis
    Aeg2013-11-26 Kuupäev, millal dokument üles laeti
    Allalaadimisi 42 laadimist Kokku alla laetud
    Kommentaarid 0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
    Autor rokk Õppematerjali autor
    Kontrollitud
    PDF TXT
    Keemia aluste 3. KT kordamisküsimuste vastused
    keemia alused metall oksiid reakts reaktsioon vesinik lämmastik hape fosfor reduts hüdriid boor süsinik elektron kasutat

    Sarnased õppematerjalid

    Keemia alused KT3
    14
    doc

    Keemia alused KT3

    · Alumiiniumoksiid esineb reas erinevates modifikatsioonides: ­ -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; ­ -alumiiniumoksiid on väiksema tihedusega, absorbeerib vett ja kasutatakse kromatograafias. · -alumiiniumoksiidi saadakse alumiiniumhüdroksiidi kuumutamisel. · Ta on amfoteerne, aluste toimel annab aluminaatiooni ja hapete toimel Al 3+ 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)

    Keemia
    ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED
    304
    doc

    ELEMENTIDE RÜHMITAMISE PÕHIMÕTTED

    1. 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

    Keemia
    MITTEMETALLID
    16
    doc

    MITTEMETALLID

    MITTEMETALLID Mittemetallide üldiseloomustus. Mittemetalle on 22. Lihtainetena esinevad nad gaaside (H2, O2, N2, F2, Cl2, väärisgaasid), vedeliku (Br2) või tahketena (B, Si, C, P, S, I2 jt.). Perioodilisuse süsteemis paiknevad mittemetallid perioodide lõpus. Mittemetallide aatomite väliselektronkihil on enamikul juhtudesl üle kolme elektroni. Mittemetalli aatomitele on iseloomulik liita keemiliste reaktsioonide käigus elektrone. Seejuures aktiivsemad mittemetallid moodustavad negatiivselt laetud ioone (halogeniidioonid). Neil juhtudel esinevad mittemetallid oksüdeerijatena. Elementide aatomite omadus liita elektrone suureneb perioodis väärisgaasi suunas; rühmas suureneb alt ülespoole (aatomiraadiuse vähenemise suunas). Kõige aktiivsem mittemetall on fluor. Mittemetallide elektronnegatiivsus ning keemiline aktiivsus väheneb reas: F, O, Cl, N, Br, I, S, C, H, P, Si, Xe Tüüpiliste mittemetallide reageerimisel metallidega m

    Keemia
    Keemia põhi- ja keskoolile
    15
    docx

    Keemia põhi- ja keskoolile

    vesi 1.)Lihtainete põlemisel Aluseline oksiid+HAPPELINE OKSIID =sool 2.)Liitainete põlemisel Aluseline oksiid+vesi =LEELIS 3.)Hapnikku sisaldavate liitainete lagundamisel: a) hapnikhapete lagunemisel II Happeline oksiid+ALUS =sool+ vesi b) lahustumatute aluste lagundamisel Happeline oksiid+ALUSELINE OKSIID=sool c) soolade(karbonaatide, nitraatide) Happeline oksiid+vesi = HAPE lagunemisel (va. SiO2-liiv ei reag. veega) (nitraatide lagun. sõltub metalli aktiivsusest: 2

    Keemia
    Anorgaaaniline keemia kokkuvõte
    20
    doc

    Anorgaaaniline keemia kokkuvõte

    Ühendid – 1) Oksiidid – peroksiidid Lm2O2 või hüperoksiidid LmO2. , vaid Li2o on lihtoksiid. 2) Hüdroksiidid – LmOH – värvitud, väga hüdroskoopsed, lah hasti vees, tugevad alused, saadakse kloriidide vasilahuste elektrolüüsil (anoodil, katoodil), elektrolüüser peab sis diafragmat - poorset vaheseina, mis takistab kloori kokkupuudet tekkiva NaOH-ga. 3) Halogeniidid – LmHal – värvitud, vees hästi lah kristalsed kuubilise võrega ühendid. Kõige rohkem NaCl, Kcl, keemia ja toiduainetööstuses NaCl, põllumaj KCl. 4) Nitraadid – LmNO3 – värvitud, kristalsed, kergesti vees lah. NaNO 3 – tsiili salpeeter, KNO3 – väetis, musta püssirohu komponent, NaNO3 – kasut väetisena. 5) Karbonaadid – Lm2CO3 ja LmHCO3. Kuumutamisel vesinikkarbonaadid lagunevad 2LmHCO3 -> Lm2CO3+ H2O + CO2. 6) Sulfaadid – Lm2SO4, LmHSO4 hästi lah, kristalsed ühendid. Na2SO4 – kaasitööstuses, K2SO4 – väetis. Biotoime: Kõik LM (peale Fr) on eraldatud 19. sajandil.

    Keemia
    Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest
    5
    docx

    Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest

    Mittemetall - lihtaine, millel puuduvad metallidele iseloomulikud omadused Mittemetallide omadused - keemilisi elemendi võime siduda elektrone oma väliskihti Aatomiehituse erinevused metallidega võrreldes - väiksemad mõõtmed ja väliskihil palju elektrone (4-7), seetõttu on lihtainena oksüdeerijad (metallidega reageerides või nii) Oksüdeerumine - elektronide loovutamine, redutseerija. Redutseerumine - elektronide liitmine, oksüdeerija. Allotroopia - keemilise elemendi esinemine mitme lihtainena a) aatomite erineva arvu poolest molekulis (O2ja O3) b) Molekulide erinev paigutus kristallivõres ( S8 rombikujuline või pikad nõeljad kristallid) c) Aatomite erinev paigutus kristallivõres (teemant [tetraeeder] ja grafiit [kuusnurk]) Dissotsieerumine - mingi välisteguri mõjul molekulide lagunemist väiksematest molekulideks või teisteks väiksemateks osadeks. Hüdrolüüs - keemiline reaktsioon, kus keemiline ühend veega reageerides laguneb. Vesini

    Keemia
    Metallilised elemendid lihtainetena
    7
    doc

    Metallilised elemendid lihtainetena

    .................... võrrand.................................................................. Pingereas paikneb ................................ ja reageerides veega annab ta......................................... võrrand........................................................ Strontsiumhüdroksiid on .........................alus, mis lahustub vees .....................mini, kui kaltsiumhüdroksiid ja on viimasest, ka .............................m 2. võrrelda metallide aktiivsust ja/või aluste tugevust Kumb on aktiivsem metall aktiivsem põhjendus on Na ja K . . . Al ja Tl . . Mg ja Na . . Be ja Li . .

    Keemia
    Keemia konspekt eksami jaoks
    14
    doc

    Keemia konspekt eksami jaoks

    Allotroopia ­ Üks element moodustab mitu erinevat lihtainet. Keemilistes reaktsioonides metallidega käituvad mittemetallid alati oksüdeerijatena. 2Ca + O2 ---> 2CaO Mittemetallide omavahelistes reaktsioonides on oksüdeerija suurema elektronegatiivsusega mittemeetall, redutseerija on väiksema elektronegatiivsusega mittemetall. H2 +S ---> H2S Oksüdeerija- S, redutseerija ­ H2 O2 + S ---> SO2 Oksüdeerija ­ O2 ja redutseerija ­ S Orgaaniline keemia ­ süsinikuühendite keemia. Süsiniku valents on 4, N valents on 3 O -2 H­1 Summaarne valem, el molekulivalem C2H6O Struktuurivalem Tasaapinnaline e. klassikaline joonise oodi. Lihtsustatud CH3 ­ CH2 -OH Graafiline ­ Kriipsudega. Orgaaniliste ainete liigitamine jne. 1. Süsivesinikud ­ Sisaldavad ainult C-d ja H-d a) Küllastunud süsivesinikud e. alkaanid CnH2n+2 b) küllastumata süsivesinikud: 1) Alkeenid ­ kaksiksidet sisaldavad CnH2n

    Keemia


    Rohkem sarnaseid



    Meedia

    Kommentaarid (0)

    Kommentaarid sellele materjalile puuduvad. Ole esimene ja kommenteeri



    Kõik kommentaarid



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