Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest (0)

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.
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). Suhteliselt nõrgad molekulidevahelised jõud, madalad keemistemperatuurid, kõik on lihtainena mürgised.
Reegel: Iga aktiivsem halogeen tõrjub ühendist vähem aktiivsema välja.
Nende happeid saab elektrolüüsi abil või siis tugevama väävelhappe abil. Halogeenne saab ise ka toota elektrolüüsi abil. Lahustuvad hästi vees. Saab ka sulatatud soola elektrolüüsi teel NaCl –el.-> Na+Cl2
Kloor Cl: Kõige levinum halogeen, kollakasroheline gaas, Cl:+17/2)8)7), lahustub vees, aga vähe, tekitades kloorvee, mis on tugev oksüdeerija, kuna tekib atomaarne hapnik. NaCl  keedusoola elektrolüüsi abil saab seda ja sellena ta ka esineb Maal. Reageerib orgaaniliste ühenditega, kloorigaasis põlevad paljud metallid. Kloor on tähtis aine, kuna osaleb soolhappena seedeprotsessis, teda kasutatakse veel pleegitamisel. Hüpokloorishape HClO, väga tugev oksüdeerija, ka ta soolad on väga tugevad oksüderijad. Kaltsiumhüpoklorit Ca(ClO)2 - kuulub kloorlubja koostisesse. Kloorlupja saadakse kloori juhtimisel lubjavette (teiseks saaduseks on kaltsiumkloriid ). Kaaliumkloraat  KClO3
(o-a on V), väga plahvatusohtlik aine, lõhkeainetes või süütesegudes (mustas püssirohus). Koos väävliga tikupeade koostises. HCl- vesinikkloriidhape ja soolhape , tugev hape, lahuses on täielikult dissotsieerunud ioonideks. Tugev hape tõrjub nõrgema soolast välja.  CHCl3  – kloroform ( lahustina ), kasutatakse veel polümeermaterjalina, taimekaitsevahendina.
Fluor F: Tal on kõige väiksemad mõõtmed (va. H), mille tõttu on ta kõige elektronegatiivsem ja kõige tugevam oksüdeerija, ühendites o-a ainult -I. F:+9/2)7) Helekollane gaas, kõige aktiivsem mittemetall, reageerib enamiku liht- ja liitainetega. Vesinikflouriidhape (HF) on nõrk hape ja vedel, sisaldab palju vesiniksidemeid, aga väga agressiivne, söövitav (moodustab millegagi püsivama sideme, kui hapnikuga) ja mürgine. Ühendeid leidub luude koostises, seda pandake väikesel määral hambapastasse. Samuti kasutatakse fluoroplasti ehk teflonit, mis on keemiliselt väga vastupidav, keedupottide või pannide voodertistena, laboriseadmete valmistamiseks jms. Freoone kasutatakse jahutusvedelikuna külmutusseadmetes, aerosoolide tekitamiseks jms. 
Broom Br: Punakaspruun vedelik, iseloomulik lõhn, HBr on gaasiline, AgBr kasutatakse fotograafias. KBr mõjub rahustavalt, kasutusala meditsiin .
Jood I: Hallikasmust metalse läikega kristlane aine, sublimeerub (tahkest olekust otse gaasilisse olekusse) kergesti lillakaks auruks. Jodiid ise on küllaltki aktiivne redutseerija. Oksüdeerumisel tekkiv jood lahustub vähesel määral vees, andes lahusele kollaka värvuse.
Hapnik O: ns2np4, O.a -II...II .Saadakse vee elektrolüüsist, fotosüntees ja hapnikurikaste ainete(KMnO4, KNO3 jne) kuumutamisel, H2O2 lagunemine kat. MnO2 mõjul. O2 ja O3(mürgine) on õhust raskem, lõhnatu, maitsetu ja värvusetu gaas. Vees suhteliselt vähe lahustuv, madal keemistemperatuur. Reaktsioonides tavaliselt oksüdeerija (va. F puhul, kui on redutseerija ja II o-a). Hapnikku kasutame siis loomulikult hingamisel. Oksiidide saamiseks väga tähtis aine, põlemiseks, meditsiinis, keevitustöödel, terasesulatamiseks, keemiatööstuses paljude ainete valmistamisel. Leidub vees ja õhus. Vesi on väga nõrk elektrolüüt, mis tõttu saab ta käituda nii happe kui ka alusena . H2O2 on ebapüsiv aine, tugev oksüdeerija, kasutatakse pleegitamisel, söövitav. O3 - osoon , osoon hävitab baktereid, kuid samas kaitseb liigse UV-kiirguse eest, selle käigus eraldub soojus. Õhk viiakse üle vedelasse olekusse, temp. tõstmisel saadakse kätte O ja N ja ju siis eraldatakse N, kui tahetakse O-d.
Väävel S: algus on sama nagu hapnikul . Leidub looduses sulfiididena. Toodetakse teda nii, nagu allpool on näidatud. Veeauruga saadakse maa-alt kätte, vesi aurustub jättes järgi väävli. Ta on tahke, kollakas, lõhnatu, maitsetu, pehme, sulamistemp. on madal, elektrit ei juhi, soojust veidi juhib, vees ei lahustu. Väävli aktiivsus on keskmine.  Divesiniksulfiid (H2S) saab kätte, kui vesinik juhtide keemiseni kuumutatud vedelasse väävlisse või sool + hape (HCl nt.). H2S on väga mürgine gaas , värvusetu (põleb sinisena) ja õhust raskem. Tal on iseloomulik mädamuna hais . H2S vette juhtimisel tekib väga nõrk ja ebapüsiv hape H2S(vedel!). Dissotsieerub kahes astmes, HSmiinusega ja Skahemiinusega. Sulfiidide hüdrolüüsil tekib aluseline keskkond. Sulfiidid on tugevad redutseerijad. Väävli põlemisel tekib terava lõhnaga värvusetu mürgine gaas, vääveldioksiid SO2. Ta on kergem kui õhk ja seetõttu tekitab happesademeid oksüdeerudes SO3-ks ja edasi kokkupuutel veega H2SO4-ks. Seda kasutatakse keldrite, ladude jt. hoidlate desinfitseerimiseks (ta hävitab mikroorganisme. Happeline oksiid , lahustub hästi moodustades väävlishappe H2SO3. Väävlishape on keskmise tugevusega , ebapüsiv , laguneb kergesti veeks ja SO2. Astmeline Dissotsiatsioon. Saadakse sool+hape, samuti särdamisel, kasutatakse palju väävelhappe tootmiseks, samuti pleegitamisel (tekstiili-paberitööstuses) ja fotograafias. Väävelhape H2SO4 on värvuseta, lõhnata, veest ligi 2x raskem vedelik. Seguneb veega igas vahekorras, eraldades palju soojust. Hapet tuleb valada vette. Kontsentreeritud väävelhape on väga hüdrogeenne (seob tugevasti vett), seepärast õhu kätte seisma pandud konst . hape lahjeneb. Kasutatakse kuivatamiseks ja keemiatehastes üks kõige tähtsamaid happeid. Väga tugev oksüdeerija. Vääveltrioksiid SO3 tekib SO2 oksüdeerumisel õhuhapniku toimel, samuti nagu väävlishappe oksüdeerumisel tekib väävelhape. Kergesti lenduv vedelik, tugev oksüdeerija, paljud orgaanilised ained süttivad temaga kokkupuutel. Veega reageerides eraldub palju soojust. Sulfaadid on püsivad kristalsed ained, lahustuvad hästi vees (va. leelismuldmetallid ja veel mõned [Pb]). Vaskvitriol CuSO4*5H2O ja raudvitriol FeSO4*7H2O, neid kasutatakse taimekaitse . Na2S2O3 naatriumtiosulfaat kasutatakse fotograafias ja meditsiinis. Väävel on väga tähtis elusorganismidele, valgusünteesi jaoks. 
 
Lämmastik N: 5 elektroni viimasel kihil, kuna aatomiraadius väheneb, väheneb ka aktiivsus ja mittemetallilised omadused. O-a on -III...V, iseloomulik on - III, kus ta ka kõige püsivam . Leidub põhiosalt õhus, samas ka mineraalide koostises. Lämmastikul on püsiv Kovalentne kolmikside, mille tõttu on ta püsiv aine ja ei reageeri tavatingimustes paljude ainetega, peaaegu inertne, kõrgel temperatuuril aga muutuvad keemiliselt aktiivseks. Maitseta, lõhnata, värvuseta gaas, vähe lahustub vees, õhust kergem, keemistemperatuur on madalam kui hapnikul ehk hästi madal. Saadakse amooniumnitriti kuumutamisel. Väga kõrgel temperatuuril reageerib lämmastik õhuga, tekib lämmastikoksiid NO, NO on värvuseta mürgine gaas, ei lahustu vees, saadakse ka NH3 oksüdeerimisel. Oksüdeerub kergesti hapnikuga NO2-ks, lämmastikdioksiidiks. Punakaspruuni värvusega ja terava lõhnaga väga mürgine gaas. Reageerimisel veega tekib kaks hapet, lämmastikushape ja lämmastikhape. Dilämmastikoksiid N2O on nagu ka NO neutraalne oksiid, ta on meeldiva lõhnaga värvusetu gaas, mis põhjustab elevust ( naerugaas ), kasutatakse narkoosina .Lämmastikushape HNO2 on nõrk ja ebapüsiv hape, mis esineb ainult vesilahustes. Ta soolad on valged kristalsed ained, mis lahustuvad hästi vees. Nitritid on mürgised, võivad tekitada vähki. Lämmastikhape HNO3  on aga tugev hape ja tugev oksüdeerija, värvuseta terava lõhnaga vedelik. Soojendamisel või valguse käes laguneb. Nii lahjendatud kui ka kontsentreeritud happe reageerimisel metallidega on oksüdeerijaks happe anioonid ehk vesinikku ei eraldu. Nitraadid lahustuvad hästi vees, kuumutamisel ebapüsivad ja lagunevad, saadusena on hapnik ja nitrit (aktiivsetel leelismetallide kuumutamisel). Vähemaktiivsetel tekib NO2 ja O2. Kasutatakse väetistena ning ka lõhkeainete valmistamisel. Samuti on nt. AgNO3 kasutusel meditsiinis.
 
Ammoniaak NH3: Värvuseta, terava lõhnaga, õhust 2x kergem gaas. Mürgine, kahjustab silmi ja tekitab hingamislihastes krampe. Väikestes kogustes aga ergutav . Kolmnurkse püramiidi kujuliste molekulidega tugevalt polaarne aine, mis lahustub hästi vees moodustades ammoniaakhüdraati, milles on ammoniaak ja vesi vesiniksidemega seostunud . Hüdraat laguneb kergesti, sellepärast on vesilahustel äge lõhn. Hüdraat on nõrk alus, vähesel määral dissotsieerub. Ammooniumsoolad on ebapüsivad, kuumutamisel tekib tagasi ammoniaak. Ammoniaak ja ta soolad on redutseerivate omadustega, nende oksüdeerumisel tekib tavaliselt molekulaarne lämmastik. Ammoniaak põleb kõrgel temperatuuril, moodustades lämmastiku ja veeauru. Samuti katalüsaatori kasutamisel tekib ammoniaagi ja hapniku vahelise reaktsiooni tulemuseks NO. Ammooniumsoolad on väetistena kasutuses samuti (NH4)2CO3 on kasutuses taigna kergitamisel. Lahustub vees väga hästi.
 
Fosfor P:  Fosforil on o-a samuti -III...V aga ta kõige püsivam olek on V juures. Lihtainena looduses ei leidu, kuid on Ca3(PO4)2 fosforiitides ja apatiitides. Fosfor on bioelement, ta on meil hammastes ja luudes , andes neile tugevust ja on vajalik taimede arenguks ja viljumiseks. Fosforil on mitu allotroopset teisendit, tuntumad valge fosfor(P4[valge,tahke , vees ei lahustu, org. lahustis lahustub, suht aktiivne, toatemp . võib süttida, pimedas helendab, väga mürgine]) ja punane fosfor (Pn [tumepunane tahke, ei lahustu kuskil, väheaktiivne, ei ole mürgine, süttib üle 250kraadi alles]).  Kasutatakse punast fosforit tikutoosi süütepinnal, mille peal tikku hõõrudes tekib valge fosfor ja läheb põlema. Fosfori põlemisel tekib  tetrafosfordekaoksiid P4O10 , see on väga hüdrosgoopne aine, mis seob tugevasti õhuniiskust ja võib siduda ka vett teiste ainete koostisest. Kasutatakse kuivatamiseks. Happeline oksiid, mille reageerimine veega on astmeline ja kui vett on piisavalt tekib ortofosforhape H3PO4. See on valge kristlane aine, mis lahustub hästi vees, keskmise tugevusega hape, dissotsieerub astmeliselt, tavaliselt sisaldab fosforhappe lahus divesinikfosfaatioone ja vesinikioone ehk dissotsieerub 1 astme võrra. Leelisega reageerides tekib divesinikfosfaat, vesinikfosfaat või fosfaat, oleneb moolide arvust. Esimesed lahustuvad vees hästi, ülejäänud vähem või on lahustumatud . Leelismetallide fosfaadid (Na3PO4 nt.) on aluselised hüdrolüüsi tõttu ja neid kasutatakse pesuvahenditena, vee pehmendamiseks või toiduainetööstustes. Fosfororgaanilised ühendid kuuluvad taimekaitsevahendite koostisesse. Fosforit toodetakse väetiseks. Üleväetamisel reostavad need veekogusi tekitades nende kinnikasvamist.
Süsinik C: o-a -IV...IV, C moodustab 4 küllaltki püsivat kovalentset sidet, tahkes olekus. Tuntuimad süsiniku allotroobid on teemant ja grafiit. Teemant - kõrge sulamistemp., kõva, värvitu, suht maitsetu ma arvan, ei lahustu vees, lõhnatu. Grafiit- tumehall, üsna pehme, juhib elektrit. CO - vees vähelahustuv värvuseta ja lõhnata mürgine gaas. kõrgemal temp. oksüdeerub hapniku toimel. CO2 - värvuseta õhust raskem gaas, lahustub vees, vajalik taimedel fotosünteesiks. Karbonaadid CaCO3 katlakivi , paekivi, Ca( HCO3 )2 (lahustab kivimeid, koopaid), Na2CO3 – sooda, NaHCO3 – söögisooda).
 
Räni Si: Lihtainena on räni hallika värvusega metalse läikega kõva ja kristalne aine. Väga vähe aktiivne. SiO2 mittemolekulaarne aine, väga püsiv aine, veega praktiliselt ei reageeri.
Vesiniku saamine:
Zn(tahke) + 2HCl(lahus) -> ZnCl2(lahus) + H2(gaas)
C(t) + H2O(gaas) ->( temp.) CO(g) + H2(g)
2 H20(el)->2 H2 + O2
2 HCl + Fe -> FeCl2 + H2
2K + 2HF -> 2KF + H2
Jood redutseerijana:
2FeCl3(l) + 2KI(l) ->I2(t) + 2FeCl2(l) + 2KCl(l)
2KI + HNO3 -> 2H2O + O2
Kloori keemilised omadused: 
 Cl2 + H2 -> HCl
       + Na -> NaCl
       + Fe -> FeCl3
       + NaBr -> NaCl + Br2
       + H2O -> Kloorivesi ( Kloorivee teke: Cl2 + H2O HCl + HClO) HClO -> HCl + O
+ KI -> KCl + I2
Kloori saamine:
KMnO4(tahke) + HCl (konts) -> 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O
2NaCl ->(elektrolüüs) 2Na + Cl2
2 NaCl + 2 H2O -> (elektrolüüs) 2 NaOH + H2 + Cl2
2 NaCl(t) + H2SO4(konts.) -> (temp.) 2 HCl(l) + Na2SO4(l)
Vesinikkloriidhape ehk soolhape on tugev hape. Polaarsed HCl molekulid on lahuses täielikult dissotseerunud ioonideks.  HCl + H2O -> H3O + Cl
Soolhappe iseloomulikud reaktsioonid:
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
      + CaO -> CaCl2 + H2O
      + Fe -> FeCl2 + H2       
Väävli keemilised omadused:
S + O2 -> SO2
   + HNO3(konts) -> H2SO4
   + Fe -> FeS
   + H2 -> H2S
Sulfiidid:
FeS(t) + 2 HCl(l) -> H2S(g) + FeCl2(l)
Na2S(l) + H2SO4(l) -> H2S(g) + Na2SO4(l)
2 H2S(g) + 3 O2(g) -> 2 SO2(g) + 2 H2O(g)
2 H2S(l) + O2(g) -> 2S(t)(sadeneb) + 2 H2O(v)
Väävli hapnikuühend:
Na2SO3 + H2SO4 -> Na2SO4 + SO2 + H2O
Vääveltrioksiid ja väävelhape:
2 H2SO3 + O2 -> 2 H2SO4; SO3 + H2O-> H2SO4
Lahjendatud väävelhape:
H2SO4(lahj.) + Fe -> FeSO4 + H2
                   + Zn -> ZnSO4 + H2
                   + Na2CO3 -> Na2SO4 + CO2 + H2O
                   + CaO -> CaSO4 + H2O
                   + NaOH -> Na2SO4 + H2O
Sulfaadid: 
BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 (valge, sadeneb)
Ba + SO4 -> BaSO4
Väävelhappe tootmine:
 S + O2-> SO2 + O2 -> (kat) SO3 + H2O või (lahj.) H2SO4 -> H2SO4
Lämmastik lihtainena:
NH4NO2 ->(temp) N2 + 2 H2O
N2 + O2 -> 2 NO
Fosforiühendid:
P4O10 + 6 H2O -> 4 H3PO4
Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4(konts) -> 2 H3PO4 + 3 CaSO4
H3PO4 H + H2PO4
H3PO4 + 2KOH -> K2PO4 + H2O
H3PO4 + NH3xH2O -> (NH4)3PO4 + H2O
Fosfor looduses:
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 -> Ca(H2PO4)2 + CaSO4
Ammoniaak ja ammooniumühendid, samuti Ammooniumisoolad:
NH3 + H2O NH3 x H2O
NH3 X H2O NH4 + OH
2 NH3 x H2O + H2SO4 -> (NH4) 2SO4 + 2 H2O
NH4Cl -> (temp.) NH3 + HCl
NH4Cl + NaOH -> NH3 x H2O + NaCl
NH4Cl + NaOH -> (temp.) NH3 + H2O + NaCl
4 NH3 + 3O2 -> (temp.) 2 N2 + 6 H2O
4 NH3 + 5 O2 -> (temp) 4 NO + 6 H2O
(NH4)2CO3 -> (temp.) 2 NH3 + CO2 + H2O
Lämmastiku hapnikuühendeid:
 2 NO + O2 -> 2 NO2
 2 NO2 + H2O -> HNO3 + HNO2
 2 KNO3 -> (temp) 2 KNO2 + O2
 2 Pb(NO3)2 -> (temp.) 2 PbO + 4 NO2 + O2
Lämmastiku tootmise põhimõtted:
N + H2 -> (kat) NH3 + O2 -> (kat) NO + O2 -> NO2 + H2O, O2 -> HNO3
Lämmastikhape:
3Cu + (lahj.)8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 6H2O
Cu + (konts.) 4HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
KI + HNO3 -> (temp.) Zn + CO
C + CO2 -> (temp.) 2 CO
Süsiniku oksiidid :
2CO + O2 -> 2 CO
CO2 + CaO -> CaCO3
       + NaOH -> NaHCO3; Na2CO3
       + H2O -> H2CO3
Süsihape ja karbonaadid:
CO2 + H2O H2CO3 
Ränioksiid:
SiO2 + 2 NaOH -> (temp.) Na2SiO3 + H2O
Na2SiO3 + 2 HCl -> H2SiO3 + 2NaCl