Mittemetallid ja nende saamine (1)

5. MITTEMETALLID
5.1 MITTEMETALLIDE MITMEKESISUS
*Mittemetallid asuvad perioodilisussüsteemis perioodide lõpus ja suuremates rühmades. Mittemetallidel on viimasel kihil 4-8 elektroni.
Lihtainena on nende seas 11 gaasilist: H2 , N2, O2, F2, Cl2 ; 6 väärisgaasi (He-Rn)
10 tahket: B, C, Si, P, As, S, Se, Te, I, At
1 vedel: Br2
*Mittemetallid on madala sulamistemperatuuriga , üsna pehmed ja kergesti peenestatavad.
Mõned on väga kõrge sulamistemperatuuriga, kõvad kuid seejuures haprad . Väga erineva värvusega. Mittemetallide ühiseks omaduseks on see, et nad praktiliselt ei juhi elektrit, kuid süsinik allotroop grafiit on hea elektrijuht . Mittemetallide aatomid on metallide aatomitega võrreldes suhteliselt väiksemad. Välises elektronkihis on neil enamasti elektrone märgatavalt rohkem kui metallide aatomites. Tuumalaengu mõju väliskihi elektronidele on küllalt suur ja neid hoitakse aatomis suhteliselt tugevalt kinni, seega loovutavad väliskihi elektrone palju raskemini kui metallid.
*Mittemetallid reageerivad metallidega.
MITTEMETALL+ METALL =IOONISIDEMEGA ÜHEND (sool või oksiid)
Cl2+2Na= 2NaCl (naatriumkloriid)
S+2Na= Na2S (naatriumsulfiid)
O2+2Zn=2ZnO ( tsinkoksiid )
MITTEMETALL+MITTEMETALL=KOVALENTSE SIDEMEGA ÜHEND
2H2+O2=2H2O
H2+S=H2S ( divesiniksulfiid )
Si+O2=SiO2 (ränidioksiid)
H2+Cl2=2HCl (vesinikkloriid)
S+O2=SO2 (vääveldioksiid)
Mittemetallid võivad olla nii oksüdeerujad kui ka redutseerijad , eelistatud oksüdeerijad.
5.2 VESINIK JA HAPNIK-TÄHTSAMAD MITTEMETALLE
5.2.1. Üldiseloomustus
*Vesinik on perioodilisustabelis esimene element. Asub esimeses perioodis ja alakihis on üks elektron . Loovutab ühe elektroni ja tekib H+ Lihtainena on vesinik gaasiline, esineb H2-na. On levinud eelkõige ühendites.
H: +1| 1) 1 element perioodilisussüsteemis, paikneb I ja/või VII rühmas
Molekuli valem H2; H:H H-H
*On 3 isotoopi:
H- prootium
D-deuteerium, raskevesinik
T-triitium, üliraske vesinik(radioaktiivne)
*Levimus: Kosmoses levinum element ( -75% päikese massist)
Maal H2O-na , orgaaniliste ainete koostiselement.
*Saamine: ELKTROLÜÜS
VEE ELEKTROLÜÜS  2H2O  2H2 + O2
LABORIS Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4
VEEGAASIST  C + H2O = CO + H2
Veegaas
*Hapnik asub 2 perioodis ja VI A rühmas. On 8elektroni, molaarmass on 16. õhus on hapniku 21%. Lihtainena on ta O2, võib leiduda ka O3-na, see on osoonikihina. Normaalolek on gaasiline.
O: +8| 2)6) oksüdatsiooni aste –II Lihtainena O2
*Omadused: Maitseta, värvuseta ja lõhnatu gaas .
Õhust veidi raskem
Lahustub vees (0,01g/l)( kalad !)
Välk, EL säde (3O2=2O3 osoon )
Kõrgpingega saab hapnikus osooni tekitada.
*Keemilised omadused
Lihtained põlevad hapnikuks :  CO2
 SO4
 P4O10
 MgO
Lihtained põlevad hapnikuks:  CO2 ; H2O ( CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O )
 Fe2O3 ; SO2 ( 4HeS + 7O2  2Fe2O3 + 4SO2 )
Põlevad ära süsihappegaasiks ja veeauruks.
*Saamine: 1. vee elektrolüüs
2H2O  O2 + 2H2
2. vedela õhu lahutamine
N2 + O2
3. fotosüntees taimedes
H2O , CO2 O2 + orgaanilised ained ja mineraalsoolad
4. laboris O- ühendite lagundamisel
2KClO3  2KCl + 3O2
2KNO3  2KNO2 + O2
*Kasutamine: Kõrge temperatuuriga leek.
Raketikütuse koostisosaga.
Keemiatööstuse oksüdeerija.
Meditsiin .
Väävel
Väävlit leidub looduses ehedana peamiselt orgaanilistes piirkondades. Suuremosa väävlist leidub looduses ühenditekoostises. H2S- sulfiidid , SO4- sulfaadid .
Oksüdatsiooni aste: -ΙΙ; ΙV; VΙ
Füüsikalised omadused:
*kollane rabe kristallaine
*kergesti pulbristub
*vees ei märgu
Keemilised omadused:
Võib olla nii oksüdeerija kui redutseerija .
O2  SO4 (vääveldioksiid)
Fe  FeS (raudsulfiid)
H2  H2S (divesiniksulfiid)
Cu  Cu2S [2Cu + S = Cu2S Vask (Ι) sulfiid ]
Hg  HgS (elavhõbesulfiid) [elavhõbeda kahjutukstegemine S pulbriga]
Väävli looduses ja kasutamine:
S looduses:  ehedalt maapõues
Ühenditena:  sulfiidid
 sulfaadid
 valkudes koostiselement elusorganismides
S kasutusalad : väävelhape  väetised, ravimid , lõhkeained
 taimekaitsevahendid
 tuletikud
 kummi vulkaniseerimine
 tselluloos ja paberi tootmine
Lämmastik
Saamine ja omadused
78% lihtainena õhus
N2: *lõhnata värvuseta, maitseta gaas
*õhust veidi kergem
*lahustub vees vähem kui O2
*ei põle ega soodusta põlemist
N2 : püsiv kolmikside
Toatemperatuuril passiivne, ei reageeri metallide ega mittemetallidega.
Looduses: Lämmastiku sidumine
Välgulöögil N2 + O2  2NO (õhus iseeneslikult)
2NO + O2  2NO2
Laboris: Ammoniaagi süntees
N2 + O2  2NO
Tööstuslik protsess:
N2 + 3H2  2NH3
Ammoniaak NH3
NH3  süntees tööstuses  N2 + 3H2  2NH3
saamine laboris 2NH4Cl + CaO  2NH3 + H2O + CaCl
teke looduses  valkude lagunemisel  ainevahetusprotsessidel
kõdunemisel, mädanemisel
Ammoniaagi vesi on aluseliste omadustega.
Lämmastiku õhendid hapnikuga
Tähtsamad oksiidid : NO ; NO3
Cu + lahj. HNO3  NO (3Cu + 8 HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O)
Cu + konts. HNO3  NO2 (Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O)
NO- värvuseta, mürgine gaas, õhus muutub pruuniks
2NO+O2  2NO3
NO2- pruunikas, terava lõhnaga, väga mürgine gaas
NO tekivad automootorites, kütuse põlemisel
NO2 leidub linnade ja tööstuskeskuste õhus
Lämmastikuoksiidid NO ja NO2 tähistatakse valemidagi NO2
NO2 on tugev oksüdeerija, temas põlevad C; P; S, orgaanilised ained jm.
2C + 2NO2  2CO2 + N2
Füüsikalised omadused:
*värvuseta vedelik
*valguse ja/või soojuse mõjul muutub hape kollakaks (tekib NO2; mis osaliselt lahustub)
*tugev hape
* soolad nitraadid
Keemilised omadused:
*HNO3 reageerib metallidega, eralduvad lämmastikoksiidid
Cu + lahj. HNO3  NO
Cu + konts. HNO3  NO2
*Kullaga HNO3 ei reageeri; kullaga reageerib kuningvesi (HNO3 : HCl = 1: 3)
*HNO3  Ca(NO3)2 2HNO3 + Ca  Ca(NO3)2 + H2O
 KNO3 HNO3 + KOH  KNO3 + H2O
 NaNO3 2HNO3 + Na2CO3  2NaNO3 + CO2 + H2O
 AgNO3 4HNO3 + 3Ag  3AgNO3 + NO + 2H2O
HNO3 soolad on nitraadid.
Nitraadid lahustuvad vees.
Lämmastiku ringlemine õhus.
Äikese ajal tekkiv NO oksüdeerub ja muutub õhuniiskuse toimel lämmastikhappeks. Tekkinud HNO3 satub koos vihmaga mulda, moodustades nitraate . Teiseks looduslikuks sidujaks on mõned taimede juurtel tegutsevad mügarbakterid. Lämmastikku seotakse ka tööstuslikult ning saadud lämmastikuühendeid viiakse mulda väetisena. Taimed omastavad lämmastiku nitraatidena ja kasutavad neid valkude jt õhendite sünteesil.
Nitrifitseerivate bakterite elutegevuse tulemusena muutuvad ammooniumiühendid või pinnases olev ammoniaak taimede poolt omastavaks nitraatideks.
Taimsete ja loomsete valkude lagunemisel tekkisid ammoniaak muudetakse denitrifitseerivate bakterite toimel atmosfääri eralduvaks molekulaarseks lämmastikuks.