Üldinformatsioon: Lämmastiku ladinakeelne nimetus on nitrogenium, mille võttis teaduses kasutusele Chaptal ning see tähendab salpeetri tekitaja. Lämmastiku avastas Daniel Rutherford 1772. aastal Edinburgh'is. Kuna lämmastikuga täidetud anumas hukkusid kõik hiired ning kustusid põlevad küünlad ja fosfor, siis nimetasid teadlased algul lämmastikku surnud ehk riknenud õhuks. 1787.a andis prantsuse keemik Antoine Lavoisier uuele gaasile nimetuse ,,lämmastik". Lämmastik on suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega, sellest ka nimi. Kõrgema rõhu all mõjub lämmastik iseenesest narkootiliselt, seda ka piisava hulga hapniku juuresolekul. Lämmastik on õhu peamine koostisosa , õhus on lämmastikku ligikaudu 78%. Lämmastiku kasutamine: Lämmastikku kasutatakse ammoniaagi tootmiseks, inertse keskkonna loomiseks (nt. kergesti süttivate ainete , puhaste metallide ja sulamite töötlemisel).
Sisejuhatus Mis on Lämmastik?.................................................................................................. 2 Aatomi ja molekuli ehitus........................................................................................ 2 Lämmastiku kasutamine......................................................................................... 2 Lämmastik looduses................................................................................................ 3 Füüsikalised omadused ja lämmastiku saamine......................................................3 Keemilised omadused.............................................................................................. 4 Reageerib lämmastik.............................................................................................. 4 Tähtsamad lämmastiku ühendid...................
positiivne o.a Metalliliste elementidega (vesinikuga) on negatiivne o.a Lämmastik Nitrogenium N 2 stabiilset isotoopi massiarvudega 14 ja 15 O.a III kuni V N+7| 2) 5) 1s²2s²2p³ Mittemetall Lämmastik Aatommass on 14,0067 N2 Molekuli läbimõõt on 0,32 nanomeetrit Inimeses on lämmastikku 1800 g / 70 kg kohta Sulamistemp on 210ºC Keemistemp on 196ºC Füüsikalised omadused Lõhnata, maitseta, värvuseta gaas 78% Maa atmosfäärist Oluline bioelement Kuulub valkude ja nukleiinhapete koostisesse Ammooniumnitriti lagndamisel NH4NO2 = N2 + 2H2O Keemilised omadused Toatemp mõne metalliga( Li , U) Kuumutamisel reageerib paljude metallidega, oksüdeerides neid nitriidideks 6Li + N2 = 2Li3N 3Ca + N2 = Ca3 N2 Lämmastik looduses Äikese ajal, mügarbakterid, tööstuslikult Lämmastikväetised Valkude ja ühendite süntees Happevihmade põhjustajaks Lämmastiku kasutamine
asudes 2. perioodis. Lämmastiku aatomis on 7 prootonit, 7 elektroni ja 7 neutronit. Lämmastiku aatomi väliskihis on viis elektroni ning lämmastiku aatomid võivad elektrone nii liita kui ka loovutada. Seetõttu on lämmastiku oksüdatsiooniaste ühendites 3 kuni +5. Näiteks oksüdatsiooniaste -III : NH3, Ca2N2 - ühendites metallide ja vesinikuga, +I kuni+V : N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5, HNO3. Lämmastiku aatommass on 14,0067. Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistestest molekulidest N 2 .Lämmastiku aatomis on 3 paardumata elektroni ja molekulis on seetõttu kolmikside: NºN . Molekulide suure püsivuse tõttu on lämmastik keemiliselt väheaktiivne ja toatemperatuuril teiste ainetega praktiliselt ei reageeri. Kõrgel temperatuuril nõrgenevad lämmastiku aatomite vahelised sidemed ja lämmastik muutub keemiliselt mõnevõrra aktiivsemaks. Lämmastiku molekuli läbimõõt nanomeetrites on 0,32 Lämmastiku kasutamine:
1) elemendi sümbol on N. Järje ehk aatomnumber on 7, ta kuulub perioodilisustabeli VA rühma elementide hulka, asudes 2. perioodis. Lämmastiku aatomis on 7 prootonit, 7 elektroni ja 7 neutronit. Lämmastiku aatomi väliskihis on viis elektroni ning lämmastiku aatomid võivad elektrone nii liita kui ka loovutada. Seetõttu on lämmastiku oksüdatsiooniaste ühendites 3 kuni +5. Lämmastiku aatommass on 14,0067. Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistestest molekulidest N2 . Lämmastiku aatomis on 3 paardumata elektroni ja molekulis on seetõttu kolmikside: NºN . Molekulide suure püsivuse tõttu on lämmastik keemiliselt väheaktiivne ja toatemperatuuril teiste ainetega praktiliselt ei reageeri. Kõrgel temperatuuril nõrgenevad lämmastiku aatomite vahelised sidemed ja lämmastik muutub keemiliselt mõnevõrra aktiivsemaks. 2) Lämmastik on maitseta, lõhnata, värvuseta gaas. Ta on vees vähe lahustuv
Lämmastik ja tema ühendid Lämmastik Ladina keeles nitrogenium Tähis N Keemiline element järjenumbriga 7 Kaks stabiilset isotoopi Lämmastik on mittemetall Moodustab püsivaid kaheaatomilisi lihtaine molekule Ühendites on lämmastiku oksüdatsiooniaste 3 kuni +5 On õhu peamine koostisosa 78% Omadused Tavatingimustes on värvitu ja lõhnatu gaas kondenseerub temperatuuril 196° C värvituks vedelikuks moodustab 78 protsenti Maa atmosfäärist aeroobsed organismid ei saa lämmastikku hingamiseks kasutada suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega Kõrgema rõhu all mõjub narkootiliselt Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik : hapnikuga: N2 + O2 => 2NO vesinikuga: N2 + 3H2 => 2NH3 metallidega: N2 + 3Ca => Ca3N2 Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist. Kasutamine: Kasutatakse ammoniaagi tootmiseks Inertse keskkonna loomiseks Ammoniaak on lämmastikhappe, väetiste, ravimite, lõhke ja
lidumine looduses ja üldiseloomustus Iseloomustus: on mittemetall. Lämmastik (ladina keeles nitrogenium; tähis N) on keemiline element järjenumbriga 7.Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 14 ja 15.Ta moodustab kaheaatomilisi lihtaine molekule, mis on keemiliselt väga püsivad. Tavatingimustes on lämmastik värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas. Kondenseerub -196C värvituks vedelikusk Lämmastik on suurim üksik koostisosa Maa atmosfääri (~75%). See on loodud tuumasünteesi protsessiga tähtedes, Molekulaarne lämmastik ja lämmastiku ühendid on avastatud tähtedevaheline kosmose astronoomide kasutades Far Ultraviolet Spectroscopic Explorer. Molekulaarne lämmastik on oluline komponent Saturni tähe Titan paksu atmosfääri ning esineb väiksestes kogustes teiste planeetide atmosfääris Lämmastik esineb kõikides elusorganismides, valkudes ja nukleiinhapedes
SULAMIS- TEMPE- RATUUR Kloor Teravalõhnaline Mürgine Lahustub Väga aktiivne, Kloori rohekaskollane vees söövitav keemis- gaas moodustades temperatuur kloorivee on -34°C, sulamis- temperatuur on -102°C
a · on I. Peale fluori võib olla kõigil halogeenidel ka positiivne o.a. Looduses leidub kõige rohkem kloori mis tavaliselt esineb kloriididena(NaCl, KCl, MgCl jt) · Halogeenid lihtainena on madala keemis temperatuuriga. Tahke jood kuumutamisel sublimeerub(aurustub ilma vahepealse vedela olekuta). Kõik halogeenid lihtainena on mürgised. Nende aurud on terava lõhnaga ja kahjustavad hingamisteid. · · Fluor helekollane gaas · Kloor Kollakasrohkeline gaas · Broom punakaspruun kergesti lenduv vedelik · Jood Hallikasmust metalse läikega kristalne aine sublimeerub kergesti lillaks auruks · · Kloori lahustumisel vees reageerib ta veega ja tekkib kloorivesi. Kloorivett kasutatakse joogivee ja basseinivee deinfitseerimisel. Argielus on tuntud joodi lahus etanoolis jooditinktuur mida kasutatakse meditsiinis desinfitseerimisvahendina. · Halogeenid on tugevad oksüdeerijad
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
Hüdrolüüs - keemiline reaktsioon, kus keemiline ühend veega reageerides laguneb. Vesinik H:Viimasel kihil ainult 1 elektron, H:+1/1). Esineb ainult ühenditena (orgaanilised ained, elusloodus) Maal, kuna kergem kui õhk. Saamine elektrolüüs (vesi tavaliselt), laboris Metall + hape (va. konts. lämmastik- ja väävelhape) ja süsinikuga. O-a (siin ja edaspidi oksüdatsiooni aste) I..-I. Molekulaarne aine(H2), hästi väikese tihedusega, seetõttu ka kerge, lõhnatu, värvitu gaas, vähe lahustub vees, hästi madal keemistemperatuur. Molekulidevahelised jõud nõrgad. Peaaegu alati redutseerija (o-a I), aktiivsete metallide reageerides tekib aga hüdriid (o-a -I) 2Li + H2= 2LiH. Hüdriid on väga tugevad redutseerijad. Kasutatakse raketikütuse segudes, tootmistel ja oksiidide saamiseks, energeetikas. Halogeenid Hal2: p-orbitaali metallid, ns2np5 , viimasel kihil 7 elektroni. Molekulaarsed mittemetallid. Väga tugevad oksüdeerijad lihtainena. O-a -I...VII (va. F)
Lämmastik (N) Aatomi ehitus Lämmastik on keemiline element järjenumbriga 7. Lämmastik asub perioodilisussüsteemi V A rühmas ja 2. perioodis. Lihtaine omaduses Lämmastik on mittemetall, lõhnata, värvita, maitseta, õhust natuke kergem gaasiline aine, vees väga vähe lahustuv, aatommass on 14.01, ei ole mürgine, vedeldub temperatuuril -195. Kerge rõhu all avaldub lämmastikul narkootiline toime. Leidumine Lämmastikku esineb nii ehedalt kui ühendis. Ehedalt: 78% maa atmosfäärist on lämmastik. Ühenditena: valkudes, mineraalidena, tsiili salpeeter (NaNO3). Tähtsamad ühendid 1. Ammoniaak (NH3) on gaasilise lämmastiku ja vesiniku ühend. Ammoniaak on oluline mitmete bioloogiliste protsesside juures. 2. Lämmastikhape (HNO3) on söövitav vedelik ja mürgine hape, mis võib põhjustada tõsiseid põletushaavu. 3. Dilämmastikoksiid ehk naerugaas (N2O) on mittesüttiv gaas, millel on meeldiv, kergelt magu lõhn ja maitse
(asendusreaktsioonil) Kippi aparaadis: Zn+H2SO4=ZnSo4+H2 b) aktiivsete metallide (leelismetallide) ja vee reageerimisel: 2Na+2H2O=2NaOH+H2 c) vee elektrolüüsil: 2H2O=2H2+O2 Tööstuslikult toodetakse vesiniku 1) vee elektrolüüsil, 2) veegaasist C+H2O=CO+H2 d) loodusliku gaasi (metaani) konverteerimisel: 1400*C CH4+2H2O--------CO2+4H2 3. Füüsikalised omadused. Vesinik on värvuseta, lõhnata, maitseta gaas. Ta on kõige kergem gaas. Vees lahustub vesinik halvasti, hästi lahustub ta mõnedes metallides, näiteks pallaadiumis. Vesiniku suure soojusjuhituvuse tõttu jahtuvad kuumad kehad vesinikus 7 korda kiiremini kui õhus. 4. Keemilised omadused. a) Vesinik põleb õhus ja hapnikus veeauruks: 2H2+O2=2H2O Vesiniku ja hapniku segu plahvatab süütamisel. Gaasisegu, mis koosneb kahest mahuosast vesinikust ja ühest mahuosast hapnikust, nimetatakse paukgaasiks. b) Kõrgel tempeartuuril
lämmastiku ja ka hapniku tööstuslik saamine vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Laboratoorselt saadakse lämmastikku mitmete ainete, peamiselt ammooniumdikromaadi või ammooniumnitriti kuumutamisel: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O NH4NO2 N2 + 2H2O Omadused Lämmastik on värvusetu, maitsetu, lõhnatu, vees vähe lahustuv, õhust veidi kergemgaas. Tema sulamistemperatuur ja keemistemperatuur on vastavalt -210 °C ja -195,8 °C Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Lämmastik on kõikidest lihtaine molekulidest keemiliselt kõige püsivam, kuna tema molekulis esineb kahe lämmastiku aatomi vahel kolmikside. Sel põhjusel on ta lihtainena keemiliselt väga passiivne ehk väheaktiivne gaas (lähedane väärisgaasidele) ning paljude metallide ja mittemetallidega toatemperatuuril ei reageeri v.a. Li, Ra oksüdeerides neid nitriidideks (Li3N, Ra3N2): 6Li + N2 = 2Li3N 3Ra + N2 = Ra3 N2
Lämmastik ja fosfor Kristi Kurvits ja Marten Lillemäe Tartu Kommertsgümnaasium 10a Lämmastik Lämmastik (ladina keeles nitrogenium; tähis N) on keemiline element järjenumbriga 7. Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 14 ja 15. Lämmastik on mittemetall. Ta moodustab kaheaatomilisi lihtaine molekule, mis on keemiliselt väga püsivad. Tavatingimustes on lämmastik värvitu ja lõhnatu gaas, mis kondenseerub temperatuuril 196° Celsiust värvituks vedelikuks. Lämmastik moodustab mahu poolest 78 protsenti Maa atmosfäärist. Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Need on kõigist lihtaine molekulidest kõige püsivamad, sest lämmastiku molekulis on aatomite vahel kolmikside. Laboratoorselt võib lämmastikku saada mitmete ainete, eelkõige ammooniumnitriti kuumutamisel: NH4NO2 N2+ 2H2O
saamine vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Laboratoorselt saadakse lämmastikku mitmete ainete, peamiselt ammooniumdikromaadi või ammooniumnitriti kuumutamisel: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O NH4NO2 N2 + 2H2O Omadused Lämmastik on värvusetu, maitsetu, lõhnatu, vees vähe lahustuv, õhust veidi kergem gaas. Tema sulamistemperatuur ja keemistemperatuur on vastavalt -210 °C ja -195,8 °C Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Lämmastik on kõikidest lihtaine molekulidest keemiliselt kõige püsivam, kuna tema molekulis esineb kahe lämmastiku aatomi vahel kolmikside. Sel põhjusel on ta lihtainena keemiliselt väga passiivne ehk väheaktiivne gaas (lähedane väärisgaasidele) ning paljude metallide ja mittemetallidega toatemperatuuril ei reageeri. Toatemperatuuril reageerib lämmastk ainult mõnede metallidega (Li, Ra) oksüdeerides neid nitriidideks (Li3N, Ra3N2): 6Li + N2 = 2Li3N 3Ra + N2 = Ra3 N2
Tartu 2012 Sisukord 1. Sissejuhatus .......................................................................... 3 2. Hapnik .................................................................... 4 3. Propaan...............................................................4 4. Metaan ...............................................................4 5. Butaan ........................................................................ 5 6. Lämmastik ............................................................. 5 7. Vesinik ...................................................................... 5 8. Kasutatud kirjandus .............................................................. 7 Erinevad gaasid ja kasutus Igapäevaselt kasutatakse erinevaid gaase nii kodustes majapidamistes, põllumajanduses, energeetikas ja tööstuses ning ka mujal. Väga palju inimesed puutuvad
LÄMMASTIK (N) Anzelika Raagmets Aatomiehitus N+7I 2)5) VA rühm 2. periood Oksüdatsiooni aste -3 kuni 5 Aatommass 14,0067 Läbimõõt 0,32 Füüsikalised omadused Maitseta, lõhnata, värvita gaas Vees vähelahustuv Õhust veidi kergem Tihedus 1,251 kg /m 3 Sulamistemperatuur 210 C , keemistemperatuur 196 C Keemilised omadused Keemiliselt väga püsiv Aatomite vahel tugev kolmikside N N Keemiliselt vähe aktiivne Reageerib kõrgel temepratuuril Tähtsamad ühendid Lämmastikoksiidid : a) N20 dilämmastikoksiid (naerugaas) b) NO lämmastikoksiid Lämmastikhape ( NHO3 ) Ammoniaak (NH 3) Tähtsus looduses Mullale väetiseks
Reageerib metalliühenditega mod. mitte lahustuvaid sulfiide Happe loovutab prootone, alus liidab prootone Kasutatakse analüütilises keemias mõnede metallide määramisel Hape-loovutab H SO2 Alus-liidab H Füüsikalised omadused :Teravalõhnaline; Õhust raskem; Mürgine; Toa temp gaas NH3+HClNH4*Cl Keemilised omadused o Ammoniumisoolad on nõrga aluse soolad, mis reageerivad kergesti tugevate o Reageerib O2-ga katalüsaatori juuresolekul aluste ehk leelistega o 2S+3O22SO3 o 2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2H2O+2NH3|
kaaliumpermanganaadi vm tugeva oksüdeerijaga: 2 KMnO4 + 16 HCl 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O 3. Tööstuses saadakse kloori peamiselt sulatatud naatriumkloriidi või NaCl vesilahuse elektrolüüsil. Halogeniidid Omadused · Moodustavad vesikikhalogeniite H Hal · Terava lõhnaga · Mürgised gaasid, kõige mürgisem on HF · 2 NaCl + H2SO4(konts) 2 HCl + Na2SO4 · Eralduv gaasiline HCl on õhust raskem gaas, mida kogutakse solindrisse või kolbi. · Vesinikhalogeniidid lahustuvad hästi vees, andes vesinikhalogeniidhapped · Soolhape sisaldab vesinikkloriidi maksimaalselt 40% · Kontsentreeritud soolhape susiseb( suitseb ) õhu käes. · Soolhape on tugev hape, polaarsed molekulid on lahuses täielikult dissotseerinud ioonideks. HCl + H2O H3O - + Cl - · Vesinik bromiik ja vesinik jodiidhaped on tugevad happed · Vesinik flouriidhapped on aga nõrk hape
elusorganismid. Ta osaleb ka teistes looduslikes oksüdatsioonireaktsioonides: kõdunemis-, mädanemis- ja põlemisprotsessides, mille tulemusel eralduvad atmosfääri fotosünteesireaktsioonis kasutatav süsinikdioksiid ja veeaur. Hapnikku leidub väga paljudes ühendites (näiteks oksiidid, happed, alused, soolad, aga ka paljud orgaanilised ühendid). Lihtainena esineb hapnik kahe allotroopse teisendina: dihapnik ja trihapnik ehk osoon. Hapnik on värvitu, lõhnata, maitseta õhust raskem gaas.Hapniku tarvitatakse keemia-, metallurgia-, jm tööstusts, meditsiinis jm. Hapnikku leidub väga paljudes ühendites (näiteks oksiidid, happed, alused, soolad, aga ka paljud orgaanilised ühendid). Lihtainena esineb hapnik kahe allotroopse teisendina: dihapnik ja trihapnik ehk osoon. Hapniku üldiseloomustus Hapnik, O, Oxygenium- keemiliste elementide perioodilisusüsteemji 6 rühma element, mittemetall ; järjenumber 8, aatommass 15,9994. Hapniku oksüdatsiooniaste ühendis on II ja I
N: +7| 2) 5) Lämmastiku järje- ehk aatomnumber on 7, ta kuulub perioodilisustabeli VA rühma elementide hulka, asudes 2. perioodis. Lämmastiku aatomis on 7 prootonit, 7 elektroni ja 7 neutronit. Lämmastiku aatomi väliskihis on viis elektroni ning lämmastiku aatomid võivad elektrone nii liita kui ka loovutada. Seetõttu on lämmastiku oksüdatsiooniaste ühendites 3 kuni +5. 2)Lihtaine omadused 2.1)Füüsikalised omadused: · terava lõhnaga · värvuseta · gaas · õhust ~2 korda kergem · vees väga hästi lahustuv · veeldub 33oC juures NB! 25% line lahus võib põhjustada hingamislihaste krampi ja silma sattudes pimedaks jäämise. 2.2)Keemilised omadused: Lämmastik on väga püsiv, sest molekulis on tal aatomite vahel tugev kolmikside NºN , mistõttu ta onkeemiliselt väheaktiivne.Lämmastik reageerib kõrgel temperatuuril, mil side laguneb (~ 1500OC). 2.3)Allotroobid
Lämmastikuühen did: plussid ja miinused Lämmastik Keemiline element järjenumbriga 7. Värvitu, lõhnatu, maitsetu gaas Moodustab maa atmosfäärist 78,09% Veeldub -196 kraadi juures Elektronide arv kihis on 2,5 Lämmastiku kasutamine Ammoniaagi tootmine Inertse keskkonna loomiseks Madala temp. saavutamiseks Tööstusvaldkondades Ajalugu Gaasi kujul avastati 1772.aastal Daniel Rutherfordi poolt Esimesed lämmastiku õhust eraldajad olid Carl Wilhelm Scheele, Joseph Priestley ja Henry Cavendish Prantsuse keemik Antoine Laurent de Lavoisier pakkus uue gaasi nimeks azote Tänapäevase nime nitrogenium andis
Lämmastiku saamine : Laboris NH4NO3 = N2 +2H2O, Tööstuses õhu vedeldamisel. Keemilised omadused : molekulis on kolmikside, väheaktiivne ja inertne. Lämmastiku kasutamine : inertsuse pärast : metallurgias, keemiatööstuses, toidutööstuses Dilämmastik(Naerugaas) : Ebapüsiv, värvusetu, nõrgalt meeldiva lõhnaga, annab lõbsa meele olu, narkoos. Kasutatakse : meditsiinis narkoosina, autode tuunimine. Lämmastikoksiid : värvusetu, lõhnatu, mürgine gaas, kasutatakse lämmastik happe tootmiseks. Saadakse N2 + O2 = 2NO(Kõrge temp). Lämmastikdioksiid : Saamine 2NO +O2 =2NO2. Omadused : Pruuni värvusega, Terava lõhnaga, Mürgine, kasutatakse lämmasikhappe tootmiseks. Ammoniaak : Saamine laboris 2NH4CL + CA(OH)2 = CACL2 + 2NH3 +2H2O. Tööstuses N2 +3H2 = 2NH3. Füüsikalised omadused : Värvustu, mürgine gaas, terava lõhnaga, vees lahustub hästi, õhust kergem. Kasutamine Ammoniumkarbonaati kasutatakse küpsetuspulbris ja väetistes.
*Saamine: ELKTROLÜÜS VEE ELEKTROLÜÜS 2H2O 2H2 + O2 LABORIS Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4 VEEGAASIST C + H2O = CO + H2 Veegaas *Hapnik asub 2 perioodis ja VI A rühmas. On 8elektroni, molaarmass on 16. õhus on hapniku 21%. Lihtainena on ta O2, võib leiduda ka O3-na, see on osoonikihina. Normaalolek on gaasiline. O: +8| 2)6) oksüdatsiooni aste II Lihtainena O2 *Omadused: Maitseta, värvuseta ja lõhnatu gaas. Õhust veidi raskem Lahustub vees (0,01g/l)(kalad!) Välk, EL säde (3O2=2O3 osoon) Kõrgpingega saab hapnikus osooni tekitada. *Keemilised omadused Lihtained põlevad hapnikuks : CO2 SO4 P4O10 MgO Lihtained põlevad hapnikuks: CO2 ; H2O ( CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ) Fe2O3 ; SO2 ( 4HeS + 7O2 2Fe2O3 + 4SO2 ) Põlevad ära süsihappegaasiks ja veeauruks. *Saamine: 1. vee elektrolüüs 2H2O O2 + 2H2 2. vedela õhu lahutamine N2 + O2 3. fotosüntees taimedes
H2 · Universumis väga levinud (75% massist) · Maal esineb peaaegu ainult ühendites · Vähesel määral esineb lihtainena atmosfääri kõrgemates kihtides; mõnikord võib eralduda ka vulkaanipursetel või nafta puurimisel · Esineb kolme isotoobina: 1 H prootium, nn harilik vesinik (stabiiilne) 2 H deuteerium (D), nn raske vesinik (stabiilne) 3 H triitium (T), nn üliraske vesinik (radioakt.) Vesinik · Värvuseta · Maitseta · Lõhnata · Kergeim gaas (0,08988 g/dm3) · Vähelahustuv (20°C juures ~0,0016g/l) · Hea soojusjuht (ligikaudu 7,2x õhust parem) · Sulamistemp. 14,1K, keemistemp. 20,28K Vesinik · Tavatingimustes ja madalal temperatuuril väheaktiivne · Halogeenidega ühinedes moodustab vesinikhalogeniide, mille vees lahustamisel saab vastavaid happeid Cl2 + H2 = 2HCl · Põleb õhus ja hapnikus 2H2 + O2 = 2H2O · Reageerib redutseerijana metallioksiididega CuO + H2 = Cu + H2O Vesinik
HAPNIKU, LÄMMASTIKU, SÜSIHAPPEGAASI JA VESINIKU KASUTAMINE 1. Hapniku O2 kasutamine (gaasiline hapnik veeldub -183°C) · koos põleva gaasiga metallide lõikamisel (O2 ei põle, ta paneb põlema) · haiglates hapnikumaskides · kodukasutuseks astmahaigetel · hingamisgaas lennukites; tuukritel on sissehingatav gaas koos heeliumiga · kalakasvatuses kui lasta O2 vette, paljunevad ja kasvavad kalad kiiremini saak ja kasum suuremad; kasutatakse näiteks angerjate kasvatuses · paberitööstuses paberivalgendamiseks - O2 eemaldab koos soodaga Na2CO3 tselluloosist puitaine ehk ligniini · veepuhastusjaamades kanalisatsioonivee puhastamiseks mürgise mädamunahaisuga gaasi H2S ehk divesiniksulfiidi eemaldamiseks
Halogeenid on aga omavahel tunduvalt sarnasemad, kui teiste rühmade mittemetallid. Keemilistes reaktsioonides moodustavad nad teiste mittemetallidega tavaliselt kovalentse sideme, metallidega tavaliselt ioonilise sideme. Mittemetallide lihtainete omadused: · Ei juhi elektrit ning juhivad halvasti soojust · Neil puudub metalli iseloomulik läige · Esinevad nii gaasi (vesinik, fluor, hapnik, lämmastik, kloor, väärisgaasid), vedeliku (broom), kui ka tahkisena (seleen, väävel, boor, räni, jood, fosfor, süsinik) · Rabedad, ei ole sepistatavad · Valdavat värvi ei ole, nagu metallidel on hallikas. Vesinik Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 1 ja 2. Erinevalt muudest elementidest on keemilised ja füüsikalised erinevused vesiniku isotoopide vahel suhteliselt suured. Seetõttu on neil erinimetused ja mitteametlikud, ent laialdaselt kasutatavad erisümbolid
.............lk. 7 Kasutatud kirjandus.....................................................lk. 8 2 Hapniku üldtutvustus Hapniku sümbol on O. Ladinakeelne nimetus oxygenium. Keemiliste elementide perioodilisussüsteemi VI rühma element, mittemetall. Järjekorranumber 8 ja aatommass 15,9994. Hapnikul on kaks allotroopset esinemisvormi dihapnik O2 ehk tavaline hapnik ja trihapnik O3 ehk osoon. Dihapnik on normaaltingimustel lõhnata ja värvita gaas, lahustub vähesel määral vees ja ühineb peaaegu kõikide elementidega moodustades oksiide. Hapniku oksüdatsiooniastmed ühendeis on -II ja -I. Looduses on hapnikku elementidest kõige rohkem. Teda tarvitatakse keemia- ja metallurgiatööstustes, meditsiinis, vedelat hapnikku lõhkeainete valmistamisel. (ENE 3) Hapniku avastamine Hapniku avastamist takistasid tema iseloomulikud omadused : värvuseta, lõhnata ja maitseta gaas.
Kuumutamisel ühtlaselt inertses keskkonnas läheb see üle PUNASEKS FOSFORIKS. · Vees ei lahustu. · MÕLEMAD on väheaktiivsed ained. LÄMMASTIK VS FOSFOR KEEMILISED OMADUSED o Käitumine oksüdeerijana Mõlemad käituvad peamiselt metallide suhtes oksüdeerijana. Kuumutamisel reageerivad paljude metallidega (Lämmastik moodustab nitriide ja fosfor fosfiide, oksüdatsiooniaste on -III). Tavatingimustes lämmastik reageerib liitiumiga, moodustades liitiumnitriidi (Li 3N). Lämmastik reageerib vesinikuga ainukesena. (saab nt tööstuslikult ammoniaaki) o Käitumine redutseerijana Lämmastik enamasti ei ole redutseerija Halogeenidega ei reageeri ja hapnikuga reageerib alles väga suurel temperatuuril (üle 3000 kraadi) tekib lämmastikoksiid NO (endotermiline). Fosfor on lämmastikust vähem elektronegatiivne, loovutab kergemini elektrone.
inertses keskkonnas läheb see üle PUNASEKS FOSFORIKS. • Vees ei lahustu. • MÕLEMAD on väheaktiivsed ained. LÄMMASTIK VS FOSFOR KEEMILISED OMADUSED o Käitumine oksüdeerijana Mõlemad käituvad peamiselt metallide suhtes oksüdeerijana. Kuumutamisel reageerivad paljude metallidega (Lämmastik moodustab nitriide ja fosfor fosfiide, oksüdatsiooniaste on -III). Tavatingimustes lämmastik reageerib liitiumiga, moodustades liitiumnitriidi (Li 3N). Lämmastik reageerib vesinikuga ainukesena. (saab nt tööstuslikult ammoniaaki) o Käitumine redutseerijana Lämmastik enamasti ei ole redutseerija Halogeenidega ei reageeri ja hapnikuga reageerib alles Väga suurel temperatuuril (üle 3000 kraadi) – tekib lämmastikoksiid NO (endotermiline). Fosfor on lämmastikust vähem elekronegatiivne, loovutab kergemini elektrone.
Lämmastik Üldist • Tähis: N • Mittemetall (gaas) • Järjenumbriga 7 • Massiarv: 14,0067 Avastamine • Carl Wilhelm Scheele (Rootsi) • Joseph Priestley (Inglismaa) • Henry Cavendish (Inglismaa) • Avastamise au kuulub Daniel Rutherfordile (Šotimaa) Iseloomulikud tunnused • Tavatingimustes on: • Värvitu • Lõhnatu • Maitsetu Lämmastik ja loodus • Moodustab Maa atmosfäärist mahult 78% • Universumis esinemissageduselt 6. element • Maakoores esinemissageduselt 32. element • Esineb looduses keemiliselt väga püsivate kaheaatomiliste lihtaine molekulidena Lämmastik ja tema temperatuurid • Keemistemperatuur normaalrõhu korral -196 kraadi (Celsiust) • Sulamistemperatuur normaalrõhu korral -210 kraadi • Tahkeks muutub lämmastik, kui temperatuur on -210 kraadi või madalam, meenutades oma struktuurilt lund Keemilised omadused
LÄMMASTIK 1. Üldiseloomustus · Asub VA rühmas 2. perioodis. Elektronvalem on 1s22s22p3. Koosneb kaheaatomilistest molekulidest (N2). · Looduses: põhiosa atmosfääris (õhus N-78%, O2-21%, Ar-0,9%), väga oluline taimedele (valkude jt. ühendite süntees), lämmastiku ringe, happevihmad. · Lämmastik on väheaktiivne (inertne) => kasut elektripirnides. · N2 lõhnata, värvitu gaas. Vees vähe lahutuv. Ei võimalda põlemist (lämmatava toimega). · Väga kõrgel to (näiteks äike) tekib lämmastikoksiid (N2+O22NO). 2. Ühendid · Amoniaak (NH3) üks tähtsamaid lämmastiku ühendeid. On värvusetu, terava lõhnaga, õhust kergem gaas. Lahustub hästi vees, tekib ammoniaakhüdraat (NH3 H2O). Kasutatakse minestuse korral nuuskpiiritus. Ammoniaak on aluseliste omadustega. Tissotsieerub ioonideks (NH4+ - ammooniumioon ja
annaabi.ee 
Sisene Facebook'ga
Sisene Google'ga
Sisene LinkedIn'ga
