Lämmastik (0)

Sarnased õppematerjalid

5

doc

Lämmastik

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

Keemia

6

rtf

Lämmastik, lämmastikuühendid

Lämmastik, lämmastikuühendid Created by Janus +I N2O +II NO & N2O2 +IV NO2 & N2O4 +V (max) N2O5 -III (min) NH3 ammoniaak 0 N2 lämmastik dilämmastikoksiid lämmastikoksiid lämmastikdioksiid dilämmastikpentoksiid Naerugaas H Elektronide arv on … püsiv radikaal Dimeer N:+7 / 2 ) 5 )

Keemia

5

docx

Keemia põhjalik kirjeldus mittemetallidest

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. Vesini

Keemia

4

doc

Ammoniaak

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)+ hapeammooniumsool NH3 + NCl = NH4Cl 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 3NH3 + H3PO4 = (NH4)3PO4 Kasutamine: 1) 2) 25% - list väetisena10% - list nuuskpiiritusena 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: N

Keemia

7

doc

Lämmastik

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:

Keemia

14

doc

Mittemetallide omadused, saamisviisid, kasutusalad

Need ühendid oksüdeeruvad õhuhapniku, niiskuse ja vihmavee toimel moodustades mitmeid happeid jm aineid, mis põhjustavad happevihmade teket. Puhta vihmavee pH on tavaliselt 6 ­ 5,5 (nõrgalt happeline CO 2 sisalduse tõttu). Happevihmade pH võib olla isegi alla 4ja. Happevihmad kahjustavad taimestikku looduslikke veekogusid ja ka ehitisi. Väävlireostus on globaalprobleem, millele lahenduse leidmine on inimkonnale vajalik.  Lämmastik Omadused · Lämmastik koosneb lihtainena kaheaatomilistest molekulidest N2. · Aatomite vahel on kolmikside seega on püsivaim kõigist lihtainetest. · Lihtainena keemiliselt väheaktiivne, kuigi on üsna kõrge elektronegatiivsusega · Kõrgel temperatuuril kolmiksidemed nõrgenevad ning muutub keemiliselt aktiivsemaks · Maitsetu · Lõhnatu · Värvitu gaas · Vees vähe lahustuv · Õhust veidi kergem · Keemistemperatuur on ­ 196 oC

Keemia

16

doc

MITTEMETALLID

kaltsiumvesinikfosfaat, mida nimetatakse pretsipitaadiks. H3PO4+Ca(OH)2=CaHPO4+2H2O Pretsipitaat vees praktiliselt ei lahustu, kuid taimejuurte eritiste mõjul muutub ta lahustuvaks ja omastatavaks. 7. Penteelide rühm. Penteelid on V rühma peaalarühma elemendid N, P, As, Sb ja Bi. Need on kõik p-elemendid, mille aatomite väliselektronkihil on 5 elektroni, neist 2 elektroni s- orbitaalil ja 3 paardumata elektroni p-orbitaalidel (s2p3). Lämmastik ja fosfor on mittemetallid, arseen ja antimon on poolmetallid ning vismut on metall. Seega toimub penteelide rühmas üleminek: mittemetall--poolmetall--metall. Panteelide ja vesiniku ühendite üldvalem on EH3. Hapnikuga moodustavad penteelid oksiide E2O3 ja E2O5 (P puhul P4O10). Viimasele oksiidile vastab hape HEO3 või H3EO4. LÄMMASTIK--NITROGENIUM--N 1s22s22p3 Lämmastik paikneb Mendelejevi perioodilisuse süsteemi V rühmas. Tema väliselektronkihil on

Keemia

7

docx

Mittemetallilised elemendid

suhteliselt tugev. Kuumutamisel muutub aktiivsemaks. Atomaarne hapnik on tugevam oksüdeerija kui dihapnik, võib liituda ha dihapnikuga, muutudes osooniks. Osoon on terava lõhnaga, sinaka värvusega gaas, mis laguneb kergesti ja on väga tugev oksüdeerija. Saamine: · Hapnikurikaste ainete kuumutamisel (KmnO, KNO, KClO) · Vesinikperoksiidi lagunemisel MnO mõjul · Vee elektrolüüsil · Vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil, saadakse gaasiline lämmastik ja vedel hapnik Ühendid Veel on molekulid väga polaarsed ja nende vahel on vesiniksidemed. Vesiniksideme tõttu on ta vedelas olekus. Ta on väga nõrk elektrolüüt ning võib reageerida nii aluseliste kui ka happeliste oksiididega. Aktiivsemate metallide suhtes käitub vesi oksüdeerijana, eraldades vesinikku. Vesinikperoksiid on tugev oksüdeerija, saab kasutada pleegitamisel. Hapnik on põhiline oksüdeerija ümbritsevas keskkonnas. Osoon hävitab baktereid.

Keemia

Kommentaarid (0)