jt...). · Kõige levinumad on naatrium ja kaalium. · Ühendid annavad leegis kuumutamisel iseloomuliku värvuse. 2. Leelismetallid lihtainena · Kerged, pehmed, plastilised, madala sulamistemperatuuriga. · Keemiliselt väga aktiivsed (hoitakse petrooleumi või õlikihi all). · Reageerimisel veega moodustavad leelis ja eraldub vesinik (Na + H2O NaOH + H2). · Kõik leelismetallid reageerivad hapnikuga. Liitiumiga tekib oksiid (Li2O), naatriumiga peroksiid (Na2O2) ning kaalium ja teised annavad hüperoksiidi (KO2). · Naatriumi keemilised omadused (NB! Joonisel olevad võrrandid ei ole tasakaalus): 3. Tähtsamaid ühendeid · Leelismetallide oksiidid tahked valged ained, tugevad aluselised omadused. Reageerimisel veega tekib leelis (Na2O + H2O 2NaOH). Naatriumperoksiidi reageerimisel veega tekib lisaks hüdroksiidile ka veel vesinikperoksiid (H2O2).
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.
• 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.
eV). Tavaolukorras on äärmiselt raske sellise energiaga osakesi saada. Esimestes kiirendites kasutati kahte tehnikat, mis on siiamaani kasutusel. - Esimene meetod Kiirendatud osakeste kimp on pidev ajas, kuid potenentsiaalide erinevus väga kõrge. 1932. aastal John Cockroft ja Ernst Walton (Rutherfordi õpilased Cambridgest) jõudsid selle tulemuseni kiirendades prootoneid pinge all 700 kV, selliselt õnnestus neil näha tuumareaktsiooni liitiumiga. Meetod mida nad kasutasid on välja töötatud Robert Van de Graafi poolt (Marie Curie õpilane, töötas Oxfordis) kes realiseeris inustriaalselt eletrostaatika masina, kus pinge võib küündida 20 mV-ni. - Teine meetod Osakesed pannakse kiirenema madalama pingega, ning see toimub ringikujulises kiirendis, mida kutsutake ,,tsüklotron". Selline kiirendi võibaldab juurdepääsu kõrgemate energiateni
niiskuse ja CO ga). Sel omadusel põhineb Li kasutamine vaakumseadmeist õhu jälgede kõrvaldamiseks. Li reageerib kergesti paljude lihtainetega; hapnikuga moodustab oksiidi Li O, süsinikuga karbiidi Li C , vesinikuga hüdriidi LiH, lämmasikuga nitriidi Li N, väävliga sulfiidi Li S, halogeenidega vastavalt fluoriidi LiF, kloriidi LiCl, bromiidi LiBr ja jodiidi LiI. Teatavasti on lämmastik suhteliselt väheaktiivne mittemetall, kuid reageerib liitiumiga aeglaselt juba toatemperatuuril, andes nitriidi Li N. Viimane reageerib kergesti veega. Li N + 3H O 3LiOH + NH Kuumutamisel nitriid laguneb 2Li N 6Li + N · Li reageerimine veega ei toimu nii aktiivselt kui teiste leelismetallide puhul, seejuures eraldub vesinik ja moodustub liitiumhüdroksiid: 2Li + 2H O 2LiOH + H
Teemandi erakordne kõvadus, lihvitud kristalli sädelev värvimäng, väga tühine levimus looduses ning kõrge hind on loonud teemantide ümber romantilise õhkkonna. Et nõudmine suurenes, loodusest leiti teemante aga harva, siis alustati juba möödunud sajandil katseid tehisteemantide saamiseks. 1880. a. täitis soti teadlane J. B Hennay 11 tinatatud raudtoru petrooleumi, parafiini, kondiõli ja liitiumiga ning kuumutas neid ahjus 14 tundi. Kaheksa toru lõhkes, kuid ülejäänutes avastas ta teemanditaolisi kristalle. Teemandi sünteesil tugineti järgmistel eeldustel: 1) teemant, süsi ja grafiit koosnevad kõik vaid süsiniku aatomitest 2) teemant on madalal temperatuuril püsiv 3) teemant muutub kuumutamisel grafiidiks, järelikult peab olema võimalik ka vastupidine protsess 4) meteoriitides on avastatud teemante, mis moodustuda meteoriidi kiirel jahtumisel
2. Saamine. Tööstuslikult toodetakse lämmastikku õhust (kas vedela õhu destilleerimisel õi õhuhapniku sidumisel keemiliselt), laboratooriumides saadakse teda ammooniumnitrite lahuse keetmisel. NH4NO2=2H2O+N2 3. Omadused. Lämmastik on värvuseta, lõhnata ja maitseta, õhust veidi kergem ja vees vähe lahustuv gaas. Tavalistel ingimustel on lämmastik väga inertne ega astu keemilistesse reaktsioonidesse. Toatemperatuuril reageerib ta ainult ühe metalliga, liitiumiga (seejuures tekib liitiumhüdriid Li3N). Lämmastik ei põle ega toeta põlemist. Tema molekulis N2 esineb aatomite vahel kolm kovalentset sidet NN. Väga kõrgel temperatuuril nõrgeneb kolmikside ja toimub termiline dissotsiatsioon aatomiteks, tekkiv monolämmastik on reaktsioonivõimeline: N2=2N Kõrgel temperatuuril reageerib lämmastik hapnikuga: N2+O2=2NO (lämmastikoksiid) Vesinikuga reageerib lämmastik kõrgel rõhul, temperatuuri ja katalusaatorite manusel,moodustades ammoniaagi:
Teades dipoolmomenti, saab teha järeldusi molekuli kuju kohta. Elektronegatiivsus Elektronegatiivsus näitab aatomi võimet tõmmata enda poole elektrone polaarses kovalentses sidemes. Sõltub peamiselt aatomi ionisatsioonienergiast ja elektronafiinsusest. Kasutusel on mitmeid skaalasid, millest enamlevinud on L. Paulingi suhteline skaala. Paulingi suhtelisel skaalal loetakse liitiumi elektronegatiivsus võrdseks ühega ja teiste elementide elektronegatiivsusi võrreldakse liitiumiga. Metallide elektronegatiivsused on enamasti alla 2, mittemetallidel üle 2. Mida suurem on elektronegatiivsuse arvväärtus, seda tugevamini tõmbab antud aatom sidemes enda poole elektrone. Mida suurem on vastavate elementide elektronegatiivsuste erinevus, seda polaarsem on side ja seda lähedasem on ta ioonilisele. Valdavalt ioonilise sidemega ühendid tekivad, kui elektronegatiivsuste erinevus on 1,9 ja enam. Sideme pikkus ja sidemeenergia
Ühel hetkel ollakse sügavas depressioonis, teisel asjakohatus eufoorias (tihti nimetatakse seda maaniaks või hüpomaaniaks). Selliseid meeleolu kõikumisi võib seostada bioloogilise depressiooni alaliigiga, mida viimasel ajal on hakatud nimetama bipolaarseks häireks (varasem depressiiv-maniakaalne psühhoos). Õigesti diagnoositud patsientide puhul ravitakse bipolaarsust edukalt konkreetse medikamendi liitiumiga (vt peatükk 7). Paanikahood: Need on ootamatud ja ägedad füüsilise ja psühholoogilise piina hood, mida iseloomustavad mõned alljärgnevatest märkidest ja sümptomitest või kõik korraga: südamepekslemine, õhupuudus, nõrkus, peapööritus, sõrmede ja varvaste kirvendamine, vahel ka valud rinnus, ohu- või läheneva huku tunne (ehkki ei olda kindel, mida täpselt kardetakse), paanika või meeletu hirm, et hakatakse hulluks
annaabi.ee 
