Lämmastik ja raud (0)

Haapsalu täiskasvanute gümnaasium
Lämmastik ja raud
[Type the document subtitle]
Gloria-Grete, Mihkel Saarmaa
[Type the abstract of the document here. The abstract is typically a short summary of the contents of the document. Type the abstract of the document here. The abstract is typically a short summary of the contents of the document.]
Lämmastik
1. Mittemet. Ja nende ühendite omaduste võrdlev iseloomustus.
2. mittemet. Ja nende ühendite kasutamise valdkonnad
3. Mittemet. Ja nende ühendid looduses sealhulgas elusorganismides
4. Süsiniku, hapniku, lämmastiku ja väävli ringkäik looduses.
LÄMMASTIK – N
(ld.k. nitrogenium- salpeetri tekitaja)
Leidumine
Lämmastik esineb looduses nii lihtainena kui ka ühendites. Lihtainena koosneb
lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Lihtainena leidub lämmastikku
kõige rohkem atmosfääris, kus õhu koostises on teda 78,1 mahuprotsenti. Ühendite
koostises leidub lämmastikku erinevates mineraalides, eelkõige nitraatides ehk
salpeetrites ( NaNO3 – tšiili salpeeter , KNO3 – india salpeeter).
Joonis 1NaNO3
Lämmastikku leidub ka valkudes ja nukleiinhapetes, olles seega kogu eluslooduse
väga tähtis koostiselement. Lisaks esineb lämmastikku veel neutraalsete ja
ioniseeritud aatomitena ning ühenditena Päikese ja teiste planeetide atmosfäärides,
komeetide gaasipilvedes, udukogudes.
Saamine
Kuna lämmastiku keemistemperatuur (-196 °C) on veidi madalam kui hapnikul
(-183 °C), siis sellel erinevusel põhineb ka 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 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
Lämmastiku aatomitevahelist kolmiksidet aitab nõrgestada ja seega teda
keemiliselt aktiivsemaks muuta ainult elektrilahendus ( kaarleek ) või väga kõrge
temperatuur (üle 2000 °C). Sel põhjusel tekibki näiteks äikese ajal õhku alati
lämmastikoksiidi, kuna kõrgel temperatuuril ühineb lämmastik hapnikuga
lämmastikoksiidiks:
N2 + O2 2NO
Vesinikuga reageerib lämmastik samuti ainult kõrgtemperatuuril ja rõhul
katalüsaatorite manulusel:
N2 + 3H2 2NH3
Kõrgemal temperatuuril reageerivad lämmastikuga ja moodustavad nitriide juba
paljud metallid ja ka mõned mittemetallid . Väheaktiivsete metallide nitriidides on
valitsev metalliline side, nad on kõvad ja keemiliselt inertsed. Aktiivste metallide
nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades
ammoniaaki:
Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3
Kasutusalad
Põhiline osa lämmastikku läheb ammoniaagi tootmiseks. Lihtainena kasutatakse
lämmastikku elektrilampides inertse keskkonna loomiseks (vältimaks hõõgniidi
kiiret läbipõlemist), põlevvedelike pumpamisel, säilitus- ja pakkegaasina
juurviljahoidlates, toiduainepakendites jm (kartulikrõpsupakkides aitab lämmastik
säilitada krõpsud värskemad). Vedelat lämmastikku kasutatakse erinevate materjalide sügavjahutamiseks, säilitamiseks ja jahvatamiseks ( pehmed ja kummitaolisd materjalid muutuvad vedela lämmastiku temperatuuril rabedaks).
Tuntumad ühendid
NH3- ammoniaak
Ammoniaak on värvuseta, terava lõhnaga, õhust ligi kaks korda kergem, vees
ülihästi lahustuv gaas. Suuremate kontsentratsioonide puhul on ammoniaak
mürgine gaas, mis kahjustab silmi ja tekitab hingamislihaste krampi . Väikestes
kogustes sissehingamisel mõjub ammoniaak ergutavalt.
N2O - dilämmastikoksiid ehk lämmastik(I) oksiid ehk naerugaas
Ta on värvuseta, neutraalne oksiid, nõrga meeldiva lõhnaga, vees lahustuv
narkootilise toimega gaas. Väiksemates kogustes sissehingamisel põhjustab ta
elevust ja lõbusat meeleolu. Dilämmastikoksiidi saadakse NH4NO3 nõrgal kuumutamisel, kuid tekkiv N2O ei ole püsiv, sest ta laguneb kergesti lämmastikuks ja hapnikuks.
NO - lämmastik(II)oksiid
Lämmastik(II)oksiid on värvuseta, õhust raskem, vees lahustumatu, veega
mittereageeriv neutraalne oksiid ja mürgine gaas.
Ainsa lämmastiku oksiidina võib ta tekkida lämmastiku ja hapniku reageerimisel
väga kõrgel temperatuuril näiteks sädelahendusel välgulöögil või kaarleegis
laboris: N2 + O2 2NO
Lisaks on veel lämmastikoksiidi laboris saada näiteks metallide reageerimisel
lahjendatud lämmastikhappega ja ammoniaagi katalüütilisel oksüdatsioonil.
3Cu + lahj. 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Reageerimisel erinevate ühenditega, võib ta käituda nii oksüdeerijana kui ka
redutseerijana. NO toetab nagu ka naerugaaski põlemist.
Õhus oksüdeerub lämmastik(II)oksiid pruunikaks lämmastik(IV)oksiidiks.
2NO + O2 2NO2
NO2 – lämmastikdioksiid ehk lämmastik(IV)oksiid
NO2 on punakaspruuni värvusega, terava, lämmatava lõhnaga, väga mürgine gaas.
Temperatuuril üle 140 °C (normaalrõhul) esineb NO2-na, kuid temperatuuril alla -
11°C esineb ta dimeerina N2O4. Vahepealsetel temperatuuridel on tegemist kahe
aine seguga. NO2 on pruun ja dimeer värvitu. Seega võib õelda, et gaasi värvus
sõltub temperatuurist ja rõhust ning olenevalt tingimustest moodustub tasakaalu
süsteem: 2NO2 N2O4
Teda saadakse lämmastik(II)oksiidi reageerimisel hapnikuga või vase
reageerimisel kontsentreeritud lämmastikhappega:
Cu + konts. 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
NO2 on tugev oksüdeerija, kus võivad põleda paljud ained. Veega reageerimisel
moodustab ta kaks hapet – lämmastikhappe ja lämmastikushappe
HNO3 – lämmastikhape
Lämmastikhape on õlijas, terava lõhnaga, õhus suitsev (happeaurude seostumisel
õhuniiskusega tekib happepiiskadest udu), veest raskem, vees hästi lahustuv väga
sööbiv vedelik. Soojendamisel või valguse toimel ta aeglaselt laguneb. Selle
tagajärjel eralduv NO2 lahustub lämmastikhappes ja annab talle kollaka värvuse.
4HNO3 NO2 + O2 + 2H2O
Lämmastikhape on väga tugev hape , kuna tema lahuses on kõik molekulid
dissotseerunud vesinik- ja nitraatioonideks.
Lämmastikhappe soolad on nitraadid , mida argielus kutsutakse ka salpeetriteks.
Need on tahked, lõhnata, kristalsed ained, mis väga hästi vees lahustuvad.
Kuumutamisel nad muutuvad ebapüsivaks ning lagunedes annavad ühe saadusena
alati hapnikku. Seetõttu on nitraadid tugevad oksüdeerijad. Aktiivsete metallide
nitraatide kuumutamisel tekivad ühe saadusena nitritid ja vähemaktiivsemate
metallide korral lämmastikdioksiid.
HNO2 – lämmastikushape
Lämmastikushape on nõrk ja ebapüsiv hape, mis esineb ainult vesilahustes.
Lämmastikushape laguneb ka toatemperatuuril:
3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O
Lämmastikushappe sooli nimetataks nitrititeks, mis sarnaselt nitraaditele, on
valged tahked kristalsed vees lahustuvad ained. Kuumutamisel muutuvad nitritid
ebastabiilseteks ja lagunevad (sulada võivad vaid leelismetallide nitritid).
Sõltuvalt keskkonnatingimustest võivad nad olla redutseerijad või oksüdeerijad.
Seos elusorganismiga ja lämmastikuringe
Lämmastik on eluks ülivajalik element. Lämmastik on asendamatult vajalik
kõikide valkude, aminohapete, nukleiinhapete, klorofülli, alkaloidide, fosfaatide,
vitamiinide, hormoonide jt. bioloogiliselt aktiivsete ühendite koostises. Inimeses on
lämmastikku 1800 g / 70 kg kohta. Lämmastik on fosfori ja kaaliumi kõrval üks
peamistest taimede toiteelemendist. Saagikoristamise ajal viiakse just lämmastikku
kõige rohkem pinnasest välja, mistõttu on lämmastikväetised üks suurima
tootmismahuga kemikaale üldse.
Vaatamata vaba lämmastiku tohututele varudele looduses on ta organismidele
raskesti kättesaadav ja seetõttu ei saa loomad ja taimed seda ka otseselt omastada.
Põhjuseks on lämmastiku keemiline stabiilsus gaasina, mis ei ühine kergesti teiste
keemiliste ainetega.
Õhulämmastikust tekivad looduses lämmastikuühendid põhiliselt kahel viisil.
Äikese ajal kõrge temperatuuri toimel ühineb lämmastik hapnikuga tekitades
lämmastik(II)oksiidi, mis kergesti oksüdeerub lämmastik(IV)oksiidiks. Niiskuse
toimel muutub viimane lämmastikhappeks ning vihmana mulda sattudes
moodustab ta seal nitraate .
Teiseks looduslikuks õhulämmastiku sidujaks on mõnede väheste organismide
(bakterite, vetikate ja seeneliikide) võime suuta siduda õhulämmastikku ja viia
seda taimedele kättesaadavale kujule. Näiteks lepad ja liblikõieliste perekonda
kuuluvad taimeliigid elavad sümbioosis lämmastikku siduvate bakteritega. Neid
nimetatakse mügarbakteriteks, sest nad elavad taimede juurestikus mügaratena.
Tuntumaks tööstuslikuks lämmastiku sidumimise protsessiks Haberi protsess, kus
lämmastik seotakse kõrgel temperatuuril ja rõhul vesinikuga ammoniaagiks.
Taimed saavad lämmastikku omastada nitraatselt kujul väetistes või ka
ammoniaagina. Nitrifitseerivate bakterite toimel muutuvad aja jooksul mulda
viidud ammooniumühendid taimedele omastatavateks nitraatideks. Taimed
kasutavad nitraate valkude ja teiste ühendite sünteesimiseks. Loomad saavad
vajaliku lämmastikku süües taimi või teisi loomi. Kui taimed ja loomad surevad,
siis nende valkude lagunemisel tekkiv ammoniaak muutub jälle taimedele
kättesaadavaks. Osa tekkivast ammoniaagist muudetakse denitrifitseerivate
bakterite toimel uuesti molekulaarseks lämmastikuks, mis eraldub atmosfääri.
Lämmastikuringet kujutavad lihtsustatult järgmine skeem ja joonised:
Looduslikku lämmastikuringet mõjutab osaliselt ka inimtegevus.
Lämmastikväetistega üleväetamisel satub palju nitraate veekogudesse , põhjustades
nende eutrofeerumist, vetkate vohamist ja veekogude kinnikasvamist. Pealegi
põhjustab liigse nitraadisisaldusega köögiviljade söömine vähki, kuna nitraadid
võivad organismis muutuda mürgisteks nitrititeks. Mitmetes tööstusprotsessides ja
ka autode heitgaaside koostises paisatakse suurtes kogustes atmosfääri
lämmastikoksiide. Kõrgendatud lämmastikdioksiidi sisaldusega õhk võib
kahjustada inimeste hingamisteid. Kui lämmastikoksiidid reageerivad õhus oleva
niiskusega niiskudega, siis moodustavad nad happeid ning vihmana alla sadades
põhjustavad loodust kahjustavaid happevihmu.