Keemia - "Mittemetallid" referaat (7lk) (0)

MITTEMETALLID
Nimi
Kool
Klass
2012
Tiitelleht
1. Mis on mittemetallid? Alarühmad.
2. Fakte mittemetallidest.
3. Mittemetallide füüsikalised omadused, konkreetsemad näited mittemetallidest.
4. Mittemetallide keemilised omadused, allotroobid .
5. Vesinik
6. Hapnik
7. Kasutatud allikad
Mis on mittemetallid
Mittemetallid on lihtained , millel ei ole metallidele iseloomulikke omadusi. Esinevad nii gaasi, vedeliku kui ka tahkisena. Nad on suure elektronegatiivsusega elemendid, mis keemilistes reaktsioonides peamiselt liidavad elektrone. Mittemetallid on kõik p-elemendid, mis pole metallid ega poolmetallid . Neid on kokku 22. Tavaliselt on välisel elektronkihil võrdlemisi palju elektrone, tavaliselt 4-8. Tahked mittemetallid on haprad ja ei ole sepistatavad, samuti puudub neil metalne läige (v.a jood ). Mittemetallideks on näiteks vesinik, hapnik, boor, süsinik , lämmastik , fluor , räni, fosfor , väävel , kloor , selen, broom ja jood. Neid iseloomustab peamiselt see, et perioodilisustabelis asuvad nad pea-alarühmades ülal paremal, k.a. vesinik, mis asub kõige esimese elemendina ülal vasakul. Traditsiooniliselt VIIIA rühma elemente ehk väärisgaase mittemetallideks ei loeta, kuivõrd neile pole iseloomulik keemilistesse
reaktsioonidesse astuda. Keemilistes reaktsioonides moodustavad nad teiste mittemetallidega tavaliselt kovalentse sideme, metallidega tavaliselt ioonilise sideme. Kõige aktiivsemad mittemetallid on VIIA rühmas (võtavad kergesti juurde ühe elektroni). Kõige vähemaktiivsemad on VIIIA rühma mittemetallid ( väärisgaasid ) kuna nende väliskihil on 8 elektroni - pole põhjust ei juurde võtta ega ära anda. Nende aatomiraadius on suhteliselt väike ja elektronegatiivsus kõrge.
Seetõttu käituvad nad sageli keemilistes reaktsioonides oksüdeerijatena - seda eriti metallide suhtes, kes lihtainena on vaid redutseerijad . Siiski võivad mittemetallid käituda reaktsioonides ka redutseerijatena. Seega on mittemetalliliste elementide oksüdatsiooniastmed ühendites nii positiivsed kui negatiivsed.
Mittemetallides (lihtainetes) esineb mittepolaarne kovalentne side
enamus on molekulaarsed ained (O2, H2, N2, Hal2, S8, P4) Mõned on atomaarsed ained (C, Si)
1
Faktid

• Mittemetallid – kuuluvad kõik p-elemendid, mis ei ole metallid ega poolmetallid. Kokku 22. Välisel elektronkihil tavaliselt 4-8 elektroni.
  
• Mittemetallid on väga mitmekesised . Nende omavahelised erinevused on palju suuremad kui metallidel.
  
• On nii gaasilisi (N2, O2, Ar), tahkeid (C, P, Si) kui ka üks tavatingimustes vedel aine (broom).
  
• On madala sulamistemperatuuriga pehmeid aineid, aga ka väga kõrge sulamis-temperatuuriga ülimalt tugevaid ja vastupidavaid aineid ( teemant ).
  
• Mittemetallide värvused võivad olla väga erinevad (S-kollane, C-must).
  
• Mittemetallid võivad looduses esineda mitmete allotroopidena.
  
• Allotroopia – keemilise elemendi esinemine mitme lihtainena. Näiteks: süsinik – teemant, grafiit . Allotroobid võivad üksteisest erineda: 1) aatomite arvu poolest (O, O2, O3), 2) molekulide paigutuse poolest kristallis (väävli erinevad allotroobid), 3) struktuuri poolest (süsiniku allotroobid grafiit ja teemant).
  
• Enamik mittemetalle on väga halvad elektri- ja soojusjuhid.
  
• Mittemetallide aatomid on metalli aatomitega võrreldes suhteliselt väikesed => aatom hoiab elektrone tugevalt kinni (suurem elektronegatiivsus võrreldes metallidega)=> elektrone on lihtsam juurde võtta kui loovutada.
  
• Lihtainetes on aatomite vahel kovalentsed sidemed (O2, H2, H2O).
  
• Metallidega reageerimisel käituvad mittemetallid oksüdeerijana .
  
• Kõige aktiivsemad mittemetallid on VIIA rühmas (võtavad kergesti juurde ühe elektroni). Kõige vähemaktiivsemad (keemiliselt inertsed ) on VIIIA rühma mittemetallid (väärisgaasid) kuna nende väliskihil on 8 elektroni => pole põhjust ei juurde võtta ega ära anda.
  

2
Metallidest on nad päris erinevad ja seda peamiselt ehituses, kus kõik aatomid on omavahel ühendatud (ei jää sellist vaba ruumi nagu metalli kristallis, kus elektronid saaksid vabalt liikuda). Lisaks on nende omavahelised erinevused on palju suuremad kui metallidel.
Näiteks on neil väga erinevad sulamistemperatuurid - on madala sulamistemperatuuriga pehmeid aineid, aga ka väga kõrge sulamis-temperatuuriga ülimalt tugevaid ja vastupidavaid aineid (teemant). Lisaks on neil ka väga erinevad värvused. Näiteks väävel on kollane, süsinik aga must. Erinevalt metallidest, on nad
ka väga halvad elektri- ja soojusjuhid. Sellest tulenevalt koosnevad elektri- ja soojusisolatsiooni materjalid mittemetallidest . Kui metallid olid enamasti tahked ained, siis mittemetallid on enamasti gaasid (hapnik, vesinik, lämmastik, fluor, heelium jne) või ka vedelikud (broom) ja tahked ained (väävel, süsinik, räni, jood jne).
Mõned konkreetsemad näited ja lühikirjeldused mittemetallide erinevuste kohta:
Fluor - peaaegu värvitu (nõrgalt kollane) agressiivne kaheaatomilistest molekulidest gaas; lihtainena seda looduses ei esine, süütab isegi vee.
Kloor - kollakasroheline agressiivne gaas, võrdlemisi tugev oksüdeerija .
Broom - punakaspruun kergesti lenduv vedelik.
Jood - mustjashall tahke kristalne aine, mis juba nõrgal kuumutamisel muutub lillaks auruks.
Jooditinktuur , mida saab apteegist, on joodi lahus etanoolis ;
Hapnik - gaasiline aine, mis soodustab põlemist (st vajalik ka hingamiseks);
Lämmastik - gaasiline ja tavatingimustel väga inertne aine – tugev kolmikside molekulis muudab
molekuli lõhkumise väga keeruliseks;
Vesinik - segus (õhu)hapnikuga plahvatusohtlik väga kerge gaas;
Väävel - kollane kristalne aine, rabe , ei juhi elektrit ega soojust;
Süsinik - teemandina kõige kõvem aine, teine esinemisvorm grafiit on seevastu väga pehme.


3
Keemilistest omadustest niipalju, et enamik mittemetalle käitub lihtainena nii redutseerija kui ka oksüdeerijana.
Oksüdeerijana käituvad mittemetallid: alati metallide suhtes.
Endast nõrgemate (madalama elektronegatiivsusega) mittemetallide suhtes, nt enamik mittemetalle vesiniku suhtes.
Reduseerijana käituvad mittemetallid:
endast tugevamate, st kõrgema elektronegatiivsusega mittemetallide suhtes.
Paljudel mittemetallidel on ka allotroopsed teisendid. Allotroopia on nähtmus, kui üks element moodustab mitu erinevat lihtainet. Selle põhjuseks on erinev arv aatomeid molekulis (näiteks O2 ja O3) või erinev kristalli struktuur (näiteks grafiit ja teemant).
Näiteks on tuntud ka raske vesinik (tuumas lisaks ühele prootonile ka üks neutron) ja üliraske vesinik (tuumas üks prooton ja kaks neutronit). Allotroobid erinevad tavaliselt  kristallivõre  ehituselt (näiteks süsiniku allotroobid grafiit ja teemant). Harvem on erinev molekuli ehitus, näiteks hapniku allotroopsetel erimitel O (monohapnik), O2 ( dihapnik ), O3 (trihapnik ehk  osoon ) ja O4 (tetrahapnik ehk punane hapnik).
4
Vesinik
1. Üldiseloomustus

• On perioodilisustabeli esimene element.
  
• Tema ainsas elektronkihis on üks elektron.
  
• Ta on aatomi ehituselt kõige lihtsam element.
  
• Teda paigutatakse nii IA kui ka VIIA rühma. Kõige õigem on ta paigutada mõlemasse rühma.
  
• Vesinik võib esineda mitme isotoobina ( isotoop – sama tuumalaeng , aga erinev massiarv ): 11H – tavaline vesinik ( prootium ), 21H – raske vesinik ( deuteerium ), 31H – üliraske vesinik ( triitium ).
  
• Maakoores on teda alla ühe massiprotsendi. Mahuprotsendi järgi on ta aga väga levinud.
  
• Vesinik on nii kerge, et Maa gravitatsioon ei suuda teda kinni hoida ja teda hajub pidevalt maailmaruumi.
  
• Maailmaruumis (universumis) vesinik kõige levinum element (tähed koos-nevad enamasti ainult vesinikust).
  

2. Füüsikalised ja keemilised omadused

• Lõhnata, maitseta, värvusetu gaas.
  
• Keemistemistemperatuur -253 oC.
  
• Väga tuleohtlik. Eriti vesiniku ja hapniku segu (2H2+O2) – paukgaas .
  
• Molekulaarne vesinik (H2) väheaktiivne, kuumutamisel käitub redutseerijana. Atomaarne vesinik (H) on ka tavatingimustes väga tugev redutseerija.
  
• Vees väga vähe lahustuv.
  
• Laboris saadakse metalli reageerimisel happega. Enamasti: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑. Saamiseks kasutatakse enamasti Kipp ’i aparaati. Väga puhast vesiniku saadakse vee elektrolüüsil.
  

3. Kasutamine

• Raketikütus, metallurgias (metallide redutseerimine), keemiatööstuses (paljude ainete saamiseks).
  

4. Ühendid

• Vesi – hapniku ja vesiniku tähtsam ühend. Vees on vesiniksidemed. Tavatingimustes vedel. Kõige raskem +4 oC juures => jää on veest kergem (väga oluline omadus).
  
• Hüdriidid (vesinik + metall). NaH (naatriumhüdriid).
  

Vesinikperoksiid (H2O2). Tugev oksüdeerija. Kasutatakse pleegitamisel.
5
1. Üldiseloomustus

• Asub 2. perioodi VIA rühmas. Selle rühma elemente nimetatakse üldnimetusega kalkogeenid.
  
• Väliskihil on 6 elektroni (vaja kaks juurde, et kaheksa täis saaks).
  
• Reaktsioonides käitub hapnik oksüdeerijana.
  
• Kõige levinum element maakoores (umb. 45% massist).
  
• Esineb oksiididena ja paljude lihtainetena.
  
• On tekkinud maale enamasti fotosünteesi tulemusena ja on meie keskkonnas väga tähtis oksüdeerija.
  
• Esineb looduses mitme allotroopse teisendina: O – atomaarne hapnik, O2 – dihapnik (kõige levinum), O3 – trihapnik (osoon).
  

2. Füüsikalised ja keemilised omadused

• O2 nõrk oksüdeerija. Kõrgemal to tugev oksüdeerija. Soodustab põlemist.
  
• O tugev oksüdeerija juba tavatingimustes.
  
• Osoon – O3 (O2 + O → O3). Iseloomuliku lõhnaga, sinaka värvusega mürgine gaas. Ebapüsiv. Kasutatakse joogivee puhastamiseks (hävitab baktereid), ei lase läbi lühilainelist UV kiirgust ( osoonikiht ).
  
• Saadakse: 1) mõningate hapniku sisaldavate ainete kuumutamisel (KMnO4), 2) vesinikperoksiidi lagunemisel katalüsaatori (MnO2) juuresolekul, 3) vee elektrolüüsil.
  

3. Ühendid ja hapniku kasutamine

• Kõige tähtsamad on oksiidid . Jagunevad happelised (SO2, NO2), aluselised (Na2O2, Li2O ) ja amfoteersed (Al2O3).
  
• Vesi vt. eespoolt .
  
• Puhast hapniku kasutatakse: keevitustöödel, keemiatööstuses, hingamissegudes, terasesulatuses jpt...
  
• Väga suur tähtsus on eluslooduses ( hingamine ).
  

6
Kasutatud allikad
• http://www.google.com/
• http://www.en.wikipedia.org/
• http://www.et.wikipedia.org/
• http://www.annaabi.com/
7