MITTEMETALLID (2)

MITTEMETALLID
Mittemetallide üldiseloomustus. Mittemetalle on 22. Lihtainetena esinevad nad gaaside (H2, O2, N2, F2, Cl2, väärisgaasid), vedeliku (Br2) või tahketena (B, Si, C, P, S, I2 jt.). Perioodilisuse süsteemis paiknevad mittemetallid perioodide lõpus. Mittemetallide aatomite väliselektronkihil on enamikul juhtudesl üle kolme elektroni.
Mittemetalli aatomitele on iseloomulik liita keemiliste reaktsioonide käigus elektrone. Seejuures aktiivsemad mittemetallid moodustavad negatiivselt laetud ioone (halogeniidioonid). Neil juhtudel esinevad mittemetallid oksüdeerijatena. Elementide aatomite omadus liita elektrone suureneb perioodis väärisgaasi suunas; rühmas suureneb alt ülespoole (aatomiraadiuse vähenemise suunas). Kõige aktiivsem mittemetall on fluor . Mittemetallide elektronnegatiivsus ning keemiline aktiivsus väheneb reas:
F, O, Cl, N, Br, I, S, C, H, P, Si, Xe
Tüüpiliste mittemetallide reageerimisel metallidega moodustavad ioonilise sidemega ühendid, mis toatemperatuuril ei esine molekulide, vaid ioonikristallidena(NaCl, CaF2, CaO, K2S).
Teatud tingimustel reageerivad mittemetallid omavahel, moodustades kovalentse sidemega ühendid (H2O, HCl, NH3, CO2, CH4, C6H6).
Mittemetallide ühendid vesinikuga on kas madala keemistemperatuuriga vedelikud (H2O, HF) või gaasid (H2S, NH3, CH4).
Mittemetallide ühendid hapnikuga on happelised või neutraalsed oksiidid (SO2, SO3, NO, NO2, CO, CO2, P4O10 ).
VESINIK —HYDROGENIUM—H. 1s
1.Leidumine. Vesinikku leidub looduses peamiselt ühendite koostises (vesi, orgaanilised ühendid). Vabana (H2) esineb ta vulkaaniliste gaaside ja naftagaaside koostises ning tühisel määral atmosfääris (atmosfääri ülemistes kihtides). Kosmoses on vesinik levinumaks elemendiks . Ta moodustab umbes 75% Päikese ja tähtede massist.
Looduses esineb kolm vesiniku isotoopi: prootium—H (harilik vesinik), deuteerium 21H ehk D (raskevesinik) ja triitium 31H ehk T (üliraske vesinik). T on radioaktiivne.
2.Saamine. Laboratoorselt saadakse vesinikku: a) tsingi reageerimisel hapetega (asendusreaktsioonil) Kippi aparaadis :
Zn+H2SO4=ZnSo4+H2
b) aktiivsete metallide (leelismetallide) ja vee reageerimisel:
2Na+2H2O=2NaOH+H2
c) vee elektrolüüsil:
2H2O=2H2+O2
Tööstuslikult toodetakse vesiniku 1) vee elektrolüüsil, 2) veegaasist C+H2O=CO+H2
d) loodusliku gaasi (metaani) konverteerimisel:
1400 *C
CH4+2H2O--------CO2+4H2
3. Füüsikalised omadused. Vesinik on värvuseta, lõhnata, maitseta gaas . Ta on kõige kergem gaas . Vees lahustub vesinik halvasti, hästi lahustub ta mõnedes metallides, näiteks pallaadiumis. Vesiniku suure soojusjuhituvuse tõttu jahtuvad kuumad kehad vesinikus 7 korda kiiremini kui õhus.
4. Keemilised omadused. a) Vesinik põleb õhus ja hapnikus veeauruks:
2H2+O2=2H2O
Vesiniku ja hapniku segu plahvatab süütamisel. Gaasisegu, mis koosneb kahest mahuosast vesinikust ja ühest mahuosast hapnikust, nimetatakse paukgaasiks. b) Kõrgel tempeartuuril redutseeruvad metallid nende oksiididest vesiniku toimel vabaks metalliks:
CuO+H2=Cu+H2O
c) Kõrgel temperatuuril ühineb vesinik mittemetallidega:
H2+S=H2S ( divesiniksulfiid )
H2+Cl2=2HCl (vesinikkloriid)
5. Monovesinik (atomaarne vesinik)—H. Kõrgel temperatuuril lagunevad vesiniku molekulid aatomiteks:
H2=2H (ΔH=+432kJ)
Monovesinik tekib ka keemilistel reaktsioonidel (vesinik tekkemomendil), kuid ühineb kiiresti molekulideks. Monovesinik on keemiliselt väga aktiivne.
Monovesinik on toatemperatuuril tugev redutseerija .
FeCl3+H2=reaktsiooni ei toimu
FeCl3+H=FeCl2+HCl
6. Vesiniku kasutusalad. Vesiniku kerguse tõttu täidetakse temaga õhupalle ja stratostaate, millega uuritakse atmosfääri. Vesiniku põlemisel tekkitav kõrge temperatuuriga (3000*C) leeki rakendatakse metallide keevitamisel. Vesiniku toimel muudetakse vedelad taimsed ja loomsed rasvad (õlid) tahketeks (margariin). Vesinikku kasutatakse keemiatööstuses ammoniaagi ja soolhappe tootmisel ning orgaaniliste ainete töötlemisel.
VESI---H2O
1. Leidumine ja puhastamine. Vesi on kõige levinum vesiniku ühend. Ta on kõikide organismide ja ümbritseva keskkonna alaliseks koostisosaks. Elusorganismid sisaldavad 50-99% vett. Täiskasvanud inimese massist moodustab vesi umbes 2∕3.
Looduslik vesi ei ole täiesti puhas. Ta sisaldab lahustunult mitmesuguseid sooli ja gaase ning lahustumata lisandeid, mikroorganisme jne. Joogivee saamiseks kõrvaldatakse vees olevad lahustumaud ained liivfiltritega, mikroorganismid kõrvaldatakse veest kloorimise või osoneerimisega. Lahustunud lisanditest vabastamiseks vett destilleeritakse või rakendatakse ioonivahetajaid, ioniite. Destillatsiooniseadmes muudetakse vesi auruks ja aur kondenseeritakse jahutis destilleeritud veeks. Lisandid ( soolad ) jäävad destillatsiooniseadmesse. Destileeritud vett säilitatakse pikema aja vältel kvartsklaasist või tinast anumates. Tavalises klaasnõus säilitamisel lahustub vesi klaasi koostisse kuuluvad naatriumiühendid. Kui joome klaasi teed, joome ka ühe sajatuhandiku grammi klaasi koostisse kuuluvaid aineid.
2. Füüsikalised omadused. Puhas vesi on värvuseta, lõhnata ja maitseta vedelik. Vee füüsikalised konstandid on võetud mitmete füüsikaliste mõistete ja ühikute aluseks (tihedus, soojusmahtuvus , Celsiuse, Fahrenheiti ja Reaumuri temperatuuriskaalad, gramm ,liiter,kolor jt.). Vesi külmub (tahkub) 0*C ja keeb 100*C. Vesi aurub ka madalal temperatuuril, samuti auruvad jää ja lumi. Sellega on seletatav külmunud pesu kuivamine talvel. Temperatuuril 4*C on vee tihedus suurim (1cm3 vee mass temperatuuril 4*C on 1gramm) 1000kg/m3.
Enamik vee füüsikalis-keemilisi omadusi on teiste ainetega võrreldes erandlikud. Mendelejevi tabeli VI rühma elementide (O, S, Se, Te) vesinikuühendid (H2O, H2S, H2Se, H2Te) peaksid olema kõik gaasilised . Vesi on erand . Tavaliselt on aine tihedus tahkes olekus suurem tema tihedusest vedelas olekus, vee puhul on aga vastupidi (jää tihedus 920, veel +4*C juures aga 1000). Enamik aineid soojendamisel paisuvad , vee soojenemisel 0*C kuni +4*C ruumala aga kahaneb. Vee ruumala suurenemine jäätumisel põhjustab kivimite lõhenemist ja murenemist looduses. Vee suure soojusmahutuvuse tõttu muutub merede ja ookeanide temperatuur aeglaselt, mõjutades ümbruse temperatuuri.
Vee molekulis esinevad hapniku ja vesiniku aatomite vahel polaarsed kovalentsed sidemed. Vee molekul — dipool —on polaarse ehitusega. Suure dipoolmomendi tõttu on veel suur dielektriline läbitavus, mis põhjustab vee head lahustamisvõimet. Vedelas ja tahkes olekus valitseb vee molekulide vahel vesinikside, mistõttu vee molekulid moodustavad assotsiaate (H2O)n, milles n väärtus on 2 kuni 8. Vesinikside põhjustab vee kõrge keemispunkti (hapniku kui VI rühma elemendi vesinikühendil peaks keemispunkt teoreetiliselt olema -80*C, on aga +1000*C), sest vesiniksidemed takistavad molekulide üleminekut auruks. Veeaurus esinevad peamiselt molekulid H2O, toatemperatuuril on vees peamietks assotsiaadid (H2O)3, (H2O)2, (H2O)4 jt.
3. Keemilised omadused. Vesi on keemiliselt aktiivne ühend, reageerides paljude ainetega juba toatemperatuuril. a) Pingerea alguse metallid reageerivad veega aktiivselt:
2K+2H2O=2KOH+H2
Kõrgemal temperatuuril reageerivad veega ka keskmise aktiivsusega metallid:
3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2
b) Reageerimisel mõnede metallioksiididega moodustavad hüdroksiidid:
CaO+H2O=Ca(OH)2
c) Reageerimisel mittemetallioksiididega tekivad happed :
SO3+H2O=H2SO4
d) Elektrivoolu või kõrge temperatuuri (üle 1000*C) toimel laguneb vesi hapnikuks ja vesinikuks:
2H2O=2H2+O2
Vesi on vajalik paljude keemiliste reaktsioonide kulgemiseks. Näiteks täiesti kuiv CO ei põle kuivas õhus või hapnikus, kuiv H2 ei reageeri kuiva klooriga. Tühine veekogus on keemiliste reaktsioonide katalüsaatoriks.
Praktiliselt kindlaksmääramatu vee kogus mõjutab suurem määral ainete füüsikalisi omadusi. Näiteks eeter keeb +35*, elavhõbe +357* juures, absoluutselt veevaba eeter keeb +83*, elavhõbe +459*C juures. Seega keevad absoluutselt veevabad vedelikud mitmekümne kraadi võrra kõrgemal temperatuuril.
Raske vesi—D2O. Looduslikud veed sisaldavad keskmiselt 0,02% D2O. Kõige vähem on D2O lume- ja vihmavees, veidi enam jõe- ning järvevees, kõige rohkem aga merevees . Raske vee füüsikalised omadused erinevad tavalise vee omadustest: keemispunkt +101,4*, külmumispunkt +3,8*, soolade lahustuvus raskes vees on väiksem, võrreldes hariliku veega. D2O aeglustub ja pidurdab bioloogilisi protsesse. Deuteerium kuulub mikroelementide hulka. D2O laguneb elektrolüütiliselt raskemini kui harilik vesi, seepärast koguneb teda elektrolüüsiseadmete jääkvedelikku. D2O kasutatakse aatomienergiaks.
Hõbevesi. Hõbevee all mõistetakse vett, mida on hoitud teatud aeg hõbenõudes või kontaktis hõbedaga. Hõbedat lahutub vees tühises koguses (1∙10-8 g/liitris), kuid niisuguses vees hävivad haigusttekitavad mikroorganismid ja vesi muutub desinfitseerituks.
Magnetvesi. Vee juhtimisel läbi magnetvälja orienteeruvad vee polaarsed molekulid jõujoonte suunas. Magnetvee tihedus suureneb, soolade lahustuvus temas väheneb, võrreldes magnetiseerimata veega. Loodusliku vee juhtimisel läbi magnetvälja sadeneb katlakivi. Seda menetlust kasutatakse tööstuses katlatoitvee ettevalmistamiseks.
Vesinikperoksiid —H2O2 on ebapüsiv, tugevate okspdeeriate omadustega vedelik. Leiab rakendamist oksüdeerijana ja pleegitajana.
KLOOR —CHLORUM—Cl. 1s22s22p63s23p5
1.Leidumine. Suure keemilise katiivsuse tõttu ei leidu kloori looduses lihtainena. Ühenditena on ta aga väga levinud. NaCl ja KCl leidub merede ning ookeanide vees, samuti maakoors soolalademetena.
2.Saamine.. Kloori saadake a) sulatatud kloriidide või nende vesilahuste elektrolüüsil:
elektolüüs
2NaCl +H2O--------------2NaOH+H2+Cl2
b) laboratooriumis peamiselt vesinikkloriidhappest oksüdeerijate toimel:
4HCl+ MnO2 =MnCl2+Cl2+2H2O
3. Omadused. Kloor on kollakasrohelise värvusega iseloomuliku terava lõhnaga mürgine gaas, õhust on ta raskem. Kloor lahustub vees, moodustades kloorivee (Cl2-vesi).
Keemiliselt on kloor väga aktiivne, ta reageerib energiliselt paljude liht- ja liitainetega.
a) Kloori ja metallide ühinemisreaktsioonil moodustuvad kloriidid (NaCl, FeCl3, CuCl2, SbCl5):
2Na+Cl2=2NaCl
b) Fosfor süttib klooris:
2P+3Cl2=2PCl3
(fosfortrikloriid)
c) Reaktsioon vesinikuga toimub kas soojendamisel või valguse toimel (fotokeemiline reaktsioon):
H2+Cl2=2HCl
d) Kloori lahustumisel vees moodustub kloorivesi, mis kujutab Cl2 lahust vees; osaliselt toimub ka keemiline reaktsioon ning moodustuvad 2 hapet: HCl ( vesinikkloriidhape ) ja HClO (hüpokloorishape):
Cl2+H2O=HCl+HClO
Hüpokloorishape on ebapüsiv. Tema lahunemisel eralduv monohapnik
HClO=HCl+O
on tugeva oküdeeruv a toimega. Seepärast kasutatakse kloorivett riide ja paberi pleegitamiseks.
Ühendeis on kloori o.-a. –I kuni VII.
4. Kasutussalad. Tekstiili- ja paberitööstuses kasutatakse kloori pleegitajana, keemiatööstuses rakendatakse teda oorgaaniliste ühendite (värvained, ravimid , mürkkemikaalid jm), vesinikkloriiidhape (soolhappe) ja kloriidide tootmisel. Veepuhastusjaamades klooritakse joogivett, et hävitada pisikuid.
5. Vesinikkloriidhape ( soolhape ) HCl. Vesinikkloriidhapet saadakse vesinikkloriidi lahustamisel vees. Vesinikkloriidi saadakse a) vesiniku põletamisel klooris:
H2+Cl2=2HCl
b) vesinikkloriidi toodetakse ka naatriumkloriidi ja väävelhape vahelisel reaktsionil kõrge temperatuuril (700*C):
2NaCl+H2SO4=Na2SO4+2HCl
Kontsentreeritud vesinikkloriidhape sisaldab 37% HCl. See on värvuseta, terava lõhnaga, õhus suitsev, söövivate omadustega vedelik. Vesinikkloriidhappe sooli nimetatakse kloriidideks. Kloriidioonide reaktiviks on hõbeioon:
NaCl+ AgNO3 =AgCl+ NaNO3 Cl-+Ag+=AgCl
Hõbekloriid on hapetes praktiliselt lahustumatu , reageerib kergesti ammoniaagi vesilahusega.
Vesinikkloriidhape reageerib enamiku metallidega, ainult pingereas vesinikust paremal paiknevate metallidega (Cu, Ag, Hg, Pt, Au) ta reaktsiooni ei astu.
Vesinikkloriidhapet kasutatakse metallipinna puhastamiseks jootmis - ja tinatamistöödel, keemiatööstuses kloriidide saamiseks, orgaaniliste ühendite (värvainete, ravimite jne.) tootmisel jm. Inimese maomahl sisaldab 0,5% HCl, mis võtab osa toiduainete seedimisprotsessist.
6. Tähtsamate klooriühendite rakendusalad.
NaCl—naatriumkloriid— maitseaine ja toiduainete konserveerimise vahend, lähteaine Na, NaOH , Cl2, Na2CO3 tootmiseks;
KCl— kaaliumkloriid —kaaliumväetis;
ZnCl2—tsinkkloriid—puidu immutusvahend mädanemise vastu, metallide jootevedeliku koostisosa ;
FeCl3—raud(III) kloriid —reaktiivide valmistamiseks;
BaCl2—baariumkloriid—väävelhape ja sulfaatide kindlaksmääramise reaktiiv (tekib hapetes praktiliselt lahustumtu BaSO4).
CaCl2 — kaltsiumkloriid —õhu kuivatamiseks eksikaatoris;
AgCl—hõbekloriid-- valgustundlikkuse tõttu kasutatakse fotopaberite valmistamisel;
KClO3— kaaliumkloraat —kergesti plahvatav hõõrdumisel või löögist, kasutatakse laboratooriumis hapniku saamiseks, tuletikkude ja lõhkeainete valmistamisel;
Ca(ClO)2—kaltsiumhüpoklorit—kloorlubja tähtis koostisosa, rakendatakse pleegitus- ja desinfitseerimisvahendina.
FLUOR (F), BROOM (Br), JOOD (I)
Fluor (F:1s22s22p5) on helekollase värvusega, õhust veidi raskem, terava lõhnaga väga mürgine gaas. Ta on keemiliselt kõige aktiivsem mittemetall. Toatemperatuuril ühineb ta vesinikuga plahvatusega juba pimedas :
H2+F2=2HF
HF vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. Viimane on nõrk hape , kuid väga mürgine ja sööbiv. HF söövitab isegi klaasi.
HF sooli nimetatakse fluoriidideks. Vesiniksideme olemasolu tõttu võib ühealuseline vesinik vesinikfluoriidhape moodustada ka vesiniksoolasid ja esineb isegi gaasi faasis dimeerina: (HF)2 ehk H2F2.
Reageerimisel veega eraldub hapnik (ja trihapnik ):
F2+H2O=2HF+O
2O=O2; 3O=O3
Broom (Br: 1s22s22p63s23p63d104s24p5) on punakaspruuni värvusega väga mürgine vedelik. Tema vesilahust nimetatakse broomiveeks. Paremini kui vees lahustub broom orgaanilistes lahustites (benseenis, etanoolis , eetris). Vesinik põleb broomis vesinikbromiidiks:
H2+Br2=2HBr
HBr vesilahust nimetatakse vesinikbromiidhappeks. Vesinikbromiidhape on tugev haoe, tema sooli nimetatakse bromiidideks. Broomiühendeis on broomi o.-a. –I kuni V.
Jood (I:......4s24p64d105s25p5) on metalse läikega mustjasvioletse värvusega kristalne aine. Vees lahustub jood halvasti (joodivesi), hästi aga benseenis, piirituses, eetris jt. orgaanilistes vedelikes ; jood reageerib ka kaaliumjodiidi vesilahusega, andes kaaliumtrijodiidi:
KI+I2=KI3
Jood sublimeerub . Vesinikuga reageerib jood vaid soojendamisel, moodustades vesinikjodiidi:
H2+I2↔2HI
HI vesilahust nimetatakse vesinikjodiidhappeks ja tema soolasid jodiidideks. Vesinikjodiidhape on tugev hape .
Joodivett või joodi lahust alkoholis kasutatakse tärklise kindlaksmääramiseks, seejuures moodustub sinise värvusega ühend (klatraat).
Joodiühendeis on joodi o.-a. –I kuni VII.
4. Halogeenide rühm paikneb Mendelejevi perioodilisuse süsteemi VII rühmas. Halogeenide molekul koosneb kahest aatomist (F2, Cl2, Br2). Joodikristallide molekulivõre tippudes asuvad joodi molekulid (I2). Halogeenide aktiivsus (oksüdeeruv toime) suureneb järjenumbri vähenemisega. Kõige aktiivsem on fluor, kõige vähem aktiivne aga jood. Halogeenide reas (F, Cl, Br, I) tõrjub iga halogeen temast paremal asuva halogeeni halogeniididest välja:
2KBr+Cl2=2KCl+Br2
2KI+Cl2=2KCl+I2
2KCl+I2=reaktsiooni ei toimu
Kõik halogeenid moodustavad vesinikuga vesinikhalogeenide (HF, HCl, HBr, HI), mille vesilahused on happed.
Elementide järjenumbri suurenemisel fluorilt joodi suunas suureneb aatomite raadius. Vastavalt sellele toimub mittemetalliliste omaduste nõrgenemine. Jood võib olla ühendeis juba metallilise elemendina, näiteks jood(III)nitraadis I(NO3)3 ja –fosfaadis (IPO4).
Halogeenide aatomite väliselektronkihil on seitse elektroni ja elektronkihi ehitust iseloomustab järgmine struktuur: s2p5 . Halogeenide keemiline altiivsus on seotud aatomiraadiusega. Et fluori aatomite väliselektronkihis on teine kiht (2s22p5), siis liidab ta kergemini kui teised halogeenid oma väliselektronkihile ühe elektroni, moodustades 8 elektronist koosneva okteti. Fluor on mitte ainult kõige altiivsem halogeen, vaid üldse kõige aktiivsem mittemetall. Teistel halogeenidel on väliselektronkiht tuumast kaugemal. Seepärast on aatomituuma ja väliselektronikihi vaheline mõju väiksem kui fluori puhul. Aatomiraadiuse suurenemisel F→At väheneb halogeenide keemiline aktiivsus.
HAPNIK—OXYGENIUM—O. 1s22s22p4
1. Leidumine looduses. Hapnik on looduses kõige levinum element. Maa (õhkkonna, vesikonna ja maakoore) massist moodustab hapnik ligi 50%. Lihtainene leidub hapnikku õhus, kus teda sisladub mahu järgi 21% (1/5) ja massi järgi 23%. Seotult kuulub hapnik vee, kivimite, mineraalide ja loom- ning taimeorganisimide koostisse.
2. Saamine. Tööstuslikult toodetakse hapnikku õhust või vee elektrolüüdil, laboratoorselt saadakse teda kas:
a) vee elektrolüüsil:
2H2O=2H2+O2
b) kaaliumkloraadi-, nitraadi-, permangnaadi või elavhõbeoksiidi lagundamisel kuumutamisega:
katalüsaatoriks
2KClO3--------------------2KCl+3O2↑
MnO2
2KNO3=2KNO2+O2↑
2HgO=2Hg+O2↑
c) vesinikperokdiidi katalüütilisel lagunemisel:
katalüsaator
2H2O2 -----------------2H2O+O2↑
3.Omadused. Hapnik on värvuseta, lõhnata ja maitseta, õhust veidi raskem gaas, mis vees vähe lahustub. Hapnik on tugev oksüdeerija, oksüdeerides lihtained ja ühendik koostisse kuuluvaid elemente oksiidideks:
2Mg+O2=2MgO
4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2
4. Kasutusalad. Hapnikku ja hapnikuga rikastatud õhku kasutatakse nii keemiliste protsesside kui ka kütuste põlemisprotsesside intensiivistamiseks, näiteks väävel- ja lämmastikhappe tootmisel, kõrgahjuprotsessides jm.. Põlevate gaaside põletamisel hapnikuks saadakse kõrge temperatuuriga leek, mida rakendatakse metallide keevitamisel. Keevitamistöödeks vajalikku hapniku säilitatakse siniseks värvitud terasballoonides suure rõhu all (150 at). Tingimustes, kus ümbritsevas õhus puudub hingamiseks vajalik hapnik või on seda vähe, kasutatakse hapnikumaske (lendurid, mäeronijad, tuukrid, tuletõrjujad). Puhast hapnikku antakse sissehingamiseks ka mitmesuguste südame- ja kopsuhaoguste puhul ning gaasimürgituste raviks.
5. Trihapnik. Ehk osoon on hapniku allotroopne teisend. Tavalise hapniku (dihapniku) molekul koosneb kahest aatomist, trihapniku molekul aga kolmest. O3 on sinaka värvusega, iseloomuliku lõhnaga plahvatav gaas, mis lahustub vees tunduvalt paremini kui O2. Trihapnikku tekib õhku äikese ajal, männimetsas vaikude oksüdeerumisel, mere ääres vetikate oksüdeerumisel, mitmesuguste elektriseadmete töötamisel jne. Trihapnik on dihapnikust tugevam oksüdeerija, tema lagunemisel tekkiv monohapnik on väga aktiivne:
O3=O2+O
Trihapnikku kasutatakse vee puhastamiseks (kloori asemel) ja õhu värskedamiseks.
6. Tetrahapnik . O4 tekib hapnikust madala temperatuuril. Vedel ja tahke hapnik koosnevad umbes 50% ulatuses tetrahapniku molekulidest. See on muu hulgas ka üheks põhjuseks, miks hapnik vedelas ja tahkes olekus on sinaka värvusega.
VÄÄVEL— SULFUR —S. 1s22s22p63s23p4
Väävel paikneb perioodilisuse süsteemi VI rühmas. Tema elektronilisest valemist järeldub, et aatom võib loovutada 4 p-elektroni ja 2 s-elektroni või liita 2 elektroni 3p6 elektronkonfiguratsiooni moodustamiseks. Ühendeis on väävli oksüdatsiooni aste –II kuni VIII, peamiselt aga –II, IV ja VI
1. Leidumine. Väävlit leidub looduses nii ehedalt kui ka rohkearvulistes ühendites. Mõnes paigas on väävlilademed võrdlemisi maapinna lähedal. Tähtsamateks väävli looduslikeks ühenditeks on sulfiidid (väävli ühendid metallidega) ja sulfaadid , näiteks FeS2 (püriit), Cu2S (vaskläik), CaSO4∙2H2O (kips), BaSO4 (raskepagu).
2. Väävli teisendid . Olenevalt katsetingimustest võib saada mitmesuguse kujuga väävlikristalle. Kõige levinumaks on rombiline väävel. Rombilise väävli kristallvõre sõlmedes on väävlimolekulid, mis koosnevad kaheksast väävli aatomist: S8. Väävli aatomid on ühinenud tsüklitesse. Sulaväävli aeglasel jahtumisel moodustuvad tumekollased nõelataolised monokliinse väävli kristallid , mis harilikul temperatuuril muutuvad aeglaselt heledamaks—tekib rombiline väävel. Kuigi väliselt sarnanevad need kristallid veel nõeljate prismadega, koosnevad need üliväikestest rombilise väävli kristallidest. Nii rombilise kui ka monokliinse väävli kristallide tippudes asuvad molekulid S8.
Kui valada keeva väävllit külma vette, siis moodustub pehme pruunikas veniv mass—plastiline väävel. Plastiline väävel koosneb niitjatest väävli aatomite spiraalsetest ahelatst, milles S aatomite arv ahelas ulatub tuhandetesse, sellepärast märgitakse plastilise väävli molekulvalemiks S∞. Väävliaurudes leidub mitmesuguse struktuuriga molekule (S2, S4, S6, S8).
3. Füüsikalised omadused. Väävel on kollase värvusega kristalne aine. Ta on võrdlemisi rabe ning peenestub uhmris kergesti. Pulbrilist väävlit nimetatakse väävliõieks, tükkidena erinevalt väävlit aga kangeväävliks. Väävel on halb elektri- ja soojusjuht . Vees ta ei lahustu, hästi lahustub väävel süsiniksulfiidis (CS2) ja vähesel määral orgaanilistes lahustes.
4. Keemilised omadused.
a) Väävel võib esineda oksüdeerijana, reageerides vesiniku ja metallidega:
H2+S=H2S
(divesiniksulfiid)
2Na+S= Na2S (naatriumsulfiid)
2Al+3S=Al2S3
(alumiiniumsulfiid)
b) Väävel võib käituda redutseerijana reageerimisel mittemetallidega. Põlemisel õhus või hapnikus moodustub vääveldioksiid ja vähesel määral vääveltrioksiidi:
S+O2=SO2
2S+3O2=2SO3
5. Väävli kasutamine. Väävlit kasutatakse taimekaitsevahendina, kautšuki vulkaniseerimiseks, tuletikkude ning musta püssirohu valmistamisel. Peamine kogus väävlit kulutatakse väävelhappe ja tema soolade tootmiseks ning keemiatööstuses mitmesuguste väävliühendite saamiseks.
6. Divesiniksulfiid—H2S. H2S saadakse kas vesiniku otsesel reageerimisel väävliga kõrgel temperatuuril või sulfiidide reageerimisel hapetega (HCl, H2SO4):
FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑
H2S on värvuseta, õhust raskem, väga mürgine mädamuna-lõhnaga gaas. Tema lahustamisel vees moodustub nõrk hape—divesiniksulfiidhape (H2S), mille sooli nimetatakse sulfiidideks. Raskemetallide sulfiidid on praktiliselt lahustamatud.
CuCl2+H2S=2HCl+CuS↓ (vasksulfiid)
CdSO4+H2S=H2SO4+CdS↓ (kaadiumsulfiid)
Pb(NO3)2+H2S=2HNO3+PbS↓ ( pliisulfiid )
7. Vääveldioksiid—SO2. Laboratoorselt saadakse vääveldioksiidi a) väävli põletamisel, b) sulfitite reageerimisel väävelhappega:
Na2SO3 +H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
SO2 on värvuseta, terava lõhnaga mürgine gaas. Mürgisuse tõttu desinfitseeritakse temaga keldri- ja laoruume, vaate jne. SO2 lahustub vees, seejuures moodustab väävlishape:
SO2+H2O↔H2SO3
Väävlishape kui kahealuseline hape moodustab 2 rida soolasid: vesiniksulfiteid (NaHSO3, Ca(HSO3)2) ja sulfiteid (Na2SO3, CaSO3). Väävlishape on ebapüsiv hape, mis on antud ainult vesilahuses; soojendamisel või teiste hapete (H2SO4) toimel eraldub lahusest SO2 ja hape laguneb. Vääveldioksiid ja tema vesilahuse valastavad paljusid värvaineid, seepärast pleegitatakse temaga õlgi, siidi , paberit jm. Kaltsiumvesiniksulfitit tarvitatakse paberitööstuses tselluloosi eraldamiseks puidumassist. Peamine kogus vääveldioksiidi kasutatakse väävelhappe tootmiseks. -
8. Vääveltrioksiid—SO3. Vääveltrioksiidi saadakse vääveldioksiidi katalüütilisel oksüdatsioonil katalüsaatorite (V2O5, Pt, Gr2O3) manusel ning kõrgel temperatuuril (450-500*C):
Pt
2SO2+O2--------------2SO3
Vääveltrioksiidi esineb olenevalt katsetingimustest mitmes erikujus: tema kristallid võivad meenutada jääd või sarnaneda asbestikiududega, sõltuvalt omavahel seotud SO3 molekulide arvust n. Üldkujul võime vääveltrioksiidi on tugev oksüdeerija, mitmed ained ( fosfor ) võivad temas süttida. Vääveltrioksiidi reageerimisel veega moodustub väävelhape:
SO3+H2O=H2SO4
9. Väävelhappe tootmine. Väävelhappe tootmise kontaktmenetlus koosneb kolmest etapist: a) SO2 saamine, b) SO2 oksüdeerimine vääveltrioksiidiks, c) vääveltrioksiidi absorbeerimine ja väävelhappe saamine.
a) SO2 saadakse kas väävli või püriidi põletamisel:
S+O2=SO2 või 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2
Protsess viiakse läbi särdamisahjudes ning saadav gaas puhastatakse lisanditest elektrifiltrites.
b) SO2 katalüütiline oksüdeerimise toimub õhuhapniku arvel kontaktaparaadis, katalüsaatorina rakendatakse tööstuses vanaadium(V) oksiidi:
V2O5
O2+2SO2 2SO3 (ΔH