Lämmastik (4)

Puurmani Gümnaasium
Lämmastik
Uurimustöö keemias
Koosjata: Marju Perova
Juhendaja : Aleksandr Kirpu
Puurmani/ Pikknurme 2009
Lämmastiku ladinakeelne nimetus on nitrogenium, mille võttis teaduses kasutusele Chaptal ning tähendab “ salpeetri tekitaja ” ja elemendi sümbol on N. Lämmastiku avastas Daniel Rutherford 1772 aastal Edinburgis. Põlemist mittesoodustava gaasina nimetati teda algul “mürgiseks õhuks”.
Aatomi ja molekuli ehitus:
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.
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 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.
Lämmastiku molekuli läbimõõt nanomeetrites on 0,32
Lämmastiku kasutamine:
Lämmastikku kasutatakse ammoniaagi tootmiseks, inertse keskkonna loomiseks (nt. kergesti süttivate ainete , puhaste metallide ja sulamite töötlemisel). Ammoniaak on omakorda lämmastikhappe, väetiste, ravimite, lõhke- ja värvainete tootmise lähteaine. Vedelat lämmastikku kasutatakse madala temperatuuri tekitamiseks, nt. külmutusseadmetes.
Lõhkeainete tootmiseks vajaliku lämmastikhappe efektiivse saamismeetodi leidmise vajadus andis Venemaal eriti teravalt tunda Esimeses maailmasõja ajal salpeetri raske saamise tõttu Tšiilist. Salpeeter oli lähtematerjaliks lämmastikhappe saamisel juba alkeemikute poolt väljatöötatud meetodil. Lämmastikhappe vajaduse suuruse üle võib otsustada järgmise fakti järgi. Kui sõja algul valmistati Venemaal tehastes ühe kuu jooksul 80 tonni lõhkeaineid, siis 1916. A. lõpuks oli kuulitoodang juba 6400 tonni.
Vaba lämmastiku kasutamine on piiratud. Teda kasutatakse elektrilampide täitmisel. Meditsiinis kasutatakse puhast lämmastikku kopsude rõhu alla panemiseks mõnede kopsutuberkuloosi vormide puhul. Ent tuukrite ja suurtes sügavustes töötavatel kessoonitööliste töökogemuste põhjal on teada, et suruõhu andmisel hingamiseks tekib omapärane seisund, mida tuntakse “lämmastikunarkoosi” nime all ning mis sarnaneb alkoholijoobega.
Lämmastik looduses:
Lämmastik on õhu peamine koostisosa , õhus on lämmastikku ligikaudu 78% ja 21 % hapnikku. Õhulämmastikust tekivad looduses lämmastikühendid põhiliselt kahel viisil. Äikese ajal tekkiv NO oksüdeerub ja muutub õhuniiskuse ja -hapniku toimel lämmastikhappeks. Tekkinud lämmastikhape satub koos vihmadega mulda, moodustades nitraate. Lämmastikühendid viiakse mulda väetistena, taimed omastavad lämmastikku nitraatidena ja kasutavad neid valkude jt. ühendite sünteesil. Kui pinnast ühekülgselt või liigselt lämmastikuühenditega väetatakse, ei jõua taimed neid omastada. Ühendid kuhjuvad sel juhul taimedesse, sealt sattuvad need toiduga loomade ja inimeste organismidesse ning võivad põhjustada ohtlikke tervisehäireid.Üleväetamisega võib kaasneda ka veekogude saastumine nitraatidega. Mitmetes tööstusprotsessides ja ka autode heitegaasi koostises paisatakse õhku suurtes kogustes lämmastikoksiide, suurendades happevihmade kahjulikku mõju. Lämmastikku esineb mineraalides, nagu mitmesugused salpeetrid (tšiili salpeeter (NaNO3) ja india salpeeter (KNO3)). Lämmastik on ka oluline bioelement , ta kuulub valkude, amino- ja nukleiinhapete koostisesse. Inimeses on lämmastikku 1800 g / 70 kg  kohta.
Vaatamata oma nimetusele on lämmastik siiski vajalik organismide eluks. On kindlaks tehtud, et lämmastik on iga molekuli, igasuguse organismi iga raku koostisosaks, sõltumata sellest, kas see on imepisike bakter või 150-tonnine sinivaal. Vaatamata vaba lämmastiku tohututele varudele looduses ei saa loomad ja taimed seda otseselt omastada. Erandi moodustavad bakterid, mis kasvavad liblikõieliste taimede juurtel.
Välgu põhilaengu eksisteerimise kestvus kõigub 0,05-0,1 sekundi vahel, voolu tugevus aga ulatub keskmiselt 20 000 amprini, kusjuures pinge ulatub 200 000 000 kW. Niisugune on ainult ühe laengu võimsus. Igal aastal esineb maakera atmosfääris umbes 16 miljonit äikest. Igas sekundis läbistavad õhku välgud, mis tõstavad oma liikumise teel temperatuuri, lämmastik ühineb hapnikuga oksiidiks, mis lahustub hästi vees, moodustades ühe kõige tähtsama lämmastikuühendi – lämmastikhappe. Kui arvestada, et äikesevihmad puhastavad põhjalikult atmosfääri, siis ei “kao asjatult ” mitte ükski lämmastikoksiidi molekul . Sattudes pinnasesse, reageerib lämmastikhape sealolevate naatriumi-, kaltsiumi- ja kaaliumiühenditega ning moodustab lämmastikhappe sooli , salpeetreid, mis on vajalikud taimedele. Nii lülitub elutu lämmastik äikese abil taimede, nende kaudu ka loomade ja inimeste eluprotsessi. Asjatult ei nimeta inimesed äikest “elukandjaks ja eluloojaks”.
Füüsikalised omadused ja lämmastiku saamine:
Lämmastik on maitseta, lõhnata, värvuseta gaas . Ta on vees vähe lahustuv (lahustub veidi vähem kui hapnik). Ta on õhust veidi kergem. Tema tihedus(kg/m3) on 1,251. Lämmastikku soojusjuhtivus (W/(m*K) on 0,0237. Lämmastiku sulamis temperatuur on – 210 oC ja keemistemperatuur on –196oC, mis on veidi madalam kui hapnikul (-183 oC). Seda erinevust kasutatakse lämmastiku  ja hapniku tööstuslikul saamisel vedelast õhust selle destilleerimisel.
Laboratoorselt saadakse eelkõige ammooniumnitriti NH4NO2 kuumutamisel:
NH4NO2  => N2­ +2H2O
Keemilised omadused:
Lämmastik on väga püsiv, sest molekulis on tal aatomite vahel tugev kolmikside NºN , mistõttu ta on
keemiliselt väheaktiivne.Lämmastik reageerib kõrgel temperatuuril, mil side laguneb (~ 1500OC).
Väga kõrgel  temperatuuril(üle 3000 OC) reageerib lämmastik :
a) hapnikuga: N2 + O2 => oksiid: N2 + O2 =>  2NO
b) vesinikuga: N2 + H2 => ammoniaak: N2 + 3H2 => 2NH3
c) metallidega: N2 + metall => nitriid: N2 + 3Ca =>  Ca3N2

Lämmastik ei põle ega soodusta põlemist.  

Tähtsamad lämmastiku ühendid:

Lämmastikuoksiid

N2O - dilämmastikoksiid (naerugaas)
NO – lämmastikoksiid
N2O3 - dilämmastiktrioksiid
NO2 – lämmastikdioksiid
N2O5  dilämmastikpentaoksiid
NO ja NO2 kasutatakse lämmastikhappe saamiseks
Ammoniaak –NH3
Füüsikalised omadused:
1)       terava lõhnaga
2)       värvuseta
3)       gaas
4)       õhust ~2 korda kergem
5)       vees väga hästi lahustuv
6)       veeldub - 33oC juures
NB! 25% - line lahus võib põhjustada hingamislihaste krampi ja silma sattudes pimedaks jäämise.
Keemilised omadused:
1) + O2, (st. põleb)
4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2   
4NH3 + 3O2 = 4NO + 6H2O
2) + vesi ammoniaakhüdraat (nõrk alus)
4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2
4NH3 + 3O2 = 4NO + 6H2O
3)+ hape ammooniumsool
NH3 + NCl = NH4Cl
2NH3 + H2SO4 = (NH4) 2SO4
3NH3 + H3PO4 = (NH4)3PO4
Kasutamine:
1)       10% - list nuuskpiiritusena
2)       25% - list väetisena
3)       vedelal kujul külmutusseadmetest, kuna aurustumisel neeldub soojust palju
4)       ammooniumsoolade ja lämmastikhappe saamiseks
Saamine:
1)       tööstuses: N2 + 3H2 => 2NH3 kõrgel rõhul ja temperatuuril katalüsaatoite juuresolekul
2)       laboratoorselt: 2NH4Cl + Ca(OH2) = CaCl2 + 2NH3­ + 2H2O
Ammoniumsoolad
On ammooniumiooni (NH4+) sisaldavad soolad:
NH+4Cl- — ammooniumkloriid
NH+4NO-3 — ammooniumnitraat
(NH+4)2SO2-4 — ammooniumsulfaat
(NH+4)3PO3-4 — ammoonimniufosfaat
Ammooniumsoolad on vees väga hästi lahustuvad valged kristalsed ained.
Kasutamine:
1)       peamiselt väetisena
2)       lõhkainete valmistamisel
3)       värvitööstuses (NH4Cl - salmiaak )
4)       sitsitrükkimisel
5)       metallide jootmisel ja tinutamisel
6)       kondiitritööstuses - ( NH4HCO3 )
Tõestamine:
Toimub leeliste abil:
NH4Cl + NaOH => NaCl + NH3­ + H2O
Eralduv NH3  tuvastatakse, kas lõhna järgi või märja lakmuspaberi abil, mis muutub siniseks, sest ammoniaak annab veega reageerides nõrga aluse.
Lämmastikhape – NHO3  on tähtsaim lämmastikuühend
Füüsikalised omadused:
1)       värvuseta
2)       terava lõhnaga
3)       vedelik
4)       “suitseb”
5)       tihedus on 1,53 g/cm3
6)       keemistemperatuur 86 oC
7)       68% - line tavaliselt
Keemilised omadused:
On tugev hape, sest dissotseerub täielikult, väga tugev oksudeerija. HNO3 ® H+ + NO3-
Reageerib:        1) metalloksiididega
                        2) alustega
                        3) sooladega (peale kloriidide ja sulfaatide )
Nenede reaktsioonide poolest on ta sarnane teiste hapetega.
NB! Erandlikult on reaktsioonid metallidega, mille puhul ei eraldu H2  ja reageerida võivad metallid sõltumata pingereast.
Cu + 4HNO3 (konts.) => Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 (lahj.) => 3Cu(NO3) + 2NO2 + 4H2O
Olenevalt metalli aktiivsusest ja happe kontsentratsioonist võivad H2 asemel tekkida järgmised gaasid: N2O, NO, NO2, N2 või NH3.
Kontsentreeritud lämmastikhappe (külm) ei reageeri: Ca, Al, Fe.
Ei reageeri üldse Au ja Pt.
Nende väärismetallide “lahustamiseks” kasutatakse nn. kuningvett:
         3 mahuosa konts. HCl
         1 mahuosa konts. HNO3
NB! Kontsentreeritud lämmastikhape võib reageerida ka mittemetallidega (C,S).
Kasutamine:
On väga oluline tooraine, temast lähtudes saab valmistada:
         väetisi
         mitmesuguseid keemiatööstuse saadusi (ravimid, lõhn- ja lõhkaineid, riidevärvid jt).
Soolad – on nitraadid . K-, Na-, Ca- ja NH4 – sooli nimetatakse ka salpeetriteks. On vees hästi lahustuvad.
Kasutatakse:
         väetisena
         lõhkainete koostisosas (püssirohi)
         liha ja kala konserveerimiseks.
         AgNo3  põrgukivina põletike ja soolatüügaste ravis , fotoasjanduses
 
Kasutatud kirjandus:
“ Eneke ”
“Üldine ja anorgaaniline keemia 10. Klassile”
“A ja O taskuteatmik”
“Üldine keemia”
“Vesinikust kuni…?”