Mittemetallide omadused, saamisviisid, kasutusalad

Viilukas, Kätlin

Mittemetallide omadused, saamisviisid, kasutusalad (5)

Keskkool - Keemia - Keemia

4 HEA

Mittemetallid

Omadused

Mittemetallilised omadused tugenevad vasakult paremale ja alt üles
Perioodilisustabelis paiknevad paremal ja üleval
Väliskihil on palju elektrone
Enamasti liidavad elektrone
Maksimaalne o-a on väliskihi elektronide arv ehk rühma number
Minimaalne o-a saadakse arvutamisel: väliskihi el arv – 8

Erandid hapnik –II ja flour –I

Mittemetalli aatomid hoiavad elektrone tugevaltkinni seega on neil suur elektronegatiivsus ja raadius väike
Võivad esineda igas olekus
Ei juhi elektrit ega ka soojust
Erinevat värvi
Erinevad sulamistemperatuurid

ALLOROOPIA – nähtus kus üks element moodustab, mitu lihtainet

Keemilistes reaktsioonides metallidega käituvad mittemetallid alati oksüdeerijatena

2Mg +O2 2MgO

Mittemetallide omavahelistes reaktsioonides on oksüdeerija (liidab elektrone) suurema elektronegatiivsusega mittemetall, see kelle väliskihil on enam elektrone

H2 + S H2S
Vesinik

Omadused

Kerge
Maitsetu
Värvitu
Vees väga vähe lahustuv
Keemistemperatuur – 253oC
Ioonid on üliväikesed
Käitub enamjaolt redutseerijana,
o-a -I
molekulaarselt väheaktiivne
atomaarselt (vahesaadus reaktsioonides) aga üsna aktiivne

Moodustab isotoope:

Prootium ehk tavaline vesinik : tuumas 1 prootium
Deuteerium ehk raske vesinik: tuumas 1prootium ja 1 neutron
Triitium ehk üliraske vesinik: tuumas 1 prootium ja 2 neutronit

Saamine

Laboris enamjaolt tsingi reageerimisel väävel või soolhappe lahusega. Sellel eraldub tihti ka mõningaid lisandeid, andes teravavõitu maitse.

Puhtama vesiniku saamiseks kasutatakse vee elektrolüüsi, kuhu lisatakse tugevaid elektrolüüte kuna vesi on väga nõrk elektrolüüt.

Tööstuses saadakse ka keemilistes reaktsioonides odavate toorainetega, nt metaani või süsiniku reageerimisel veeauruga kõrgel temperatuuril.

Kasutatamine

Raketikütusena
Metallurgias metallide redutseerimisel oksiididest, keemiatööstuses ammoniaagi ja paljude orgaaniliste ainete tootmisel, energeetikas – oksüdeerumisel eraldub palju energiat ja ei saasta loodust ning on Maal palju. Vabanev energia muudetakse kütuselemendis elektrenergiaks, ühel elektroodil oksüdeerub vesinik, teisel elektroodil redutseerib hapnik, saadusena tekib vesi.
Halogeenid

Omadused

On VII A rühma elemendid
Flour, kloor , broom, jood kuuluvad kõige aktiivsemate mittemetallide hulka,
Nende iseloomulikumad ühendid on halogeniidid .
Suure reaktsioonivõime tõttu ei leidu looduses lihtainena vaid mitmete ühenditena.
Lihtainena koosnevad kaheaatomilistest molekulidest – Hal2 kus o-a on -I
Lihtained madala keemistemperatuuriga
Tugevalt mürgised.
Tahke jood sublimeerub kuumutamisel( aurustuda ilma et tekiks vedelat olekut)
Tugevad oksüdeerijad. Oksüdeerivad omadused tugevnevad alt üles.
Redutseerivad omadused nõrgenevad alt üles
Alt üles aatomiraadius väheneb ning elektronegatiivsus kasvab.
Aatomite väliskihis on 7 elektroni. Liidavad kergesti 1 elektroni, mis neil puudub.

Saamine

Aktiivsem halogeen saab vähemaktiivsema halogeeni tema ühendist välja tõrjuda, seega vähemaktiivseid halogeene on võimalik saada aktiivsema halogeeni reageerimisel vähemaktiivsema halogeeni ühendiga: Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2
*vastupidist reaktsiooni ei toimu.

Kloori saadakse laboris tavaliselt kontsentreeritud soolhappe reageerimisel tahke kaaliumpermanganaadi vm tugeva oksüdeerijaga:
2 KMnO4 + 16 HCl  5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O

Tööstuses saadakse kloori peamiselt sulatatud naatriumkloriidi või NaCl vesilahuse elektrolüüsil.
Halogeniidid

Omadused

Moodustavad vesikikhalogeniite H Hal
Terava lõhnaga
Mürgised gaasid, kõige mürgisem on HF
2 NaCl + H2SO4(konts)  2 HCl + Na2SO4
Eralduv gaasiline HCl on õhust raskem gaas , mida kogutakse solindrisse või kolbi.
Vesinikhalogeniidid lahustuvad hästi vees, andes vesinikhalogeniidhapped
Soolhape sisaldab vesinikkloriidi maksimaalselt 40%
Kontsentreeritud soolhape susiseb( suitseb ) õhu käes.
Soolhape on tugev hape , polaarsed molekulid on lahuses täielikult dissotseerinud ioonideks. HCl + H2O  H3O - + Cl -
Vesinik bromiik ja vesinik jodiidhaped on tugevad happed
Vesinik flouriidhapped on aga nõrk hape
Vesikikloriidhapete soolak on kõrge sulamistemperatuuriga , kristallsed ained
Neid kasutatakse argielus, NaCl ehk keedusool on üks tähtsamaid keemiatööstuse tooraineid, lahustub vees hästi ja ei esine märgatavat soojusefekti.
Lahustuvus vees on väga väike
Halogeniidioonide kindlakstegemiseks lahuses kasutatakse hõbehalogeniidide sademe teked reaktsioonis.

Kloorivesi

Kloori vette juhtimisel reageerib kloor osaliselt veega moodustades kloorivee:
Cl2 + H2O  HCl + HClO hüpokloorishape on tugev oklüdeerija, nõrk hape, väga ebapüsiv, milles Cl o-a on I
Lagunemisel tekib vesinikkloriid ja atomaarne hapnik: HClO  HCl + O
Sool: hüpoklorit  tuntuim kaaliumkloraat ehk Berthollet ´ sool KClO3
Hapnik

Omadused

On levinuim keemiline element maakoores
Üks tähtsamaid bioelemente
Leidub looduses erinevate ühenditena ja ka lihtainena
Lõhnatu
Maitseta
Värvuseta
Vees suht vähe lahustuv
Keemistemperatuur -183 oC
Keemilistes reaktsioonides kläitub oksüdeerijana moodustades ühendeid astmes –II

Molekulaarsena on tavatingimustes väheaktiivne, aatomivaheline side molikulis on väga tugaev O2

Atomaarne hapnik (O) ehk monohapnik on palju tugevam oksüdeerija kui molekulaarne hapnik (O2)
Trihapnik ehk osoon on terava lõhnaga ebapüsiv mürgine gaas, mis laguneb kergesti, väga tugev oksüdeerija.

Saamine

Hapnikurikaste ainete kuumutamisel, eriti lihtne on saada vesinikperoksiidi lagunemisel katalüsaatori mõjul: 2H2O2 2H2O + O2
kasutatakse ka vee katalüüsi
odavaim meetod on vedela õhu fraktsioneeriv destillatsioon, mille tulemusel saadakse gaasiline lämmastik ja vedel hapnik.

Kasutusalad

Terasesulatuses
Keevitustöödel
Põlemisprotsessidel
Keemiatööstuses
Tuukrite ja kosmonautide hapnikuga varustamisel
Meditsiinis

Hapniku ühendid

Vesi H2O

Keemiliselt püsiv ühend
Väge nõrk elektrolüüt
Reageerib nii aluseliste kui ka happeliste oksiididega
Aktiivsemate metallide suhtes käitub oksüdeerijana

Vesinikperoksiid H2O2

Ebapüsiv ühend
Tugev oksüdeerija
Kergelt ja kiiresti lagunev ühend

Hapnik looduses

Atmosfääri on hapnik tekkinud peamiselt fotosünteesi tulemusena. Maapinna lähedastes atmosfäärikihtides on osoonisisaldus tavaliselt tühine. Vähese osoonisisaldusega õhk on tervislik sest see hävitab baktereid. Osooniaukude tekkimist seostatakse mitmesuguste kerglendluvate saateainete toimega. Osoonikihi hõrenemise tõttu jõuab maapinnani oluliselt suuremal määral ultraviolettkiirgust, mis võib põhjustada nahavähki, kahjustada nägemist ja tekitada teisi ohtlikke muutusi elusorganismides.
Väävel

Omadused

Väävlil on 4 stabiilset isotoopi, massiarvudega 32, 33, 34 ja 36. Väävel on mittemetall. Tal on rohkelt allotroopseid vorme. See on kollane, rabe, elektrit ja soojust mittejuhtiv kristallne aine. Vees kristallne väävel ei lahustu, vähesel määral lahustub orgaanilistes lahustites nagu benseen ja etanool. Keemiliselt on väävel aktiivne element. Reageerib normaaltingimustel leelismetallide, leelismuldmetallide, elavhõbeda, vase ja hõbedaga. Soojendamisel kulgevad reaktsioonid ka alumiiniumi raua, tsingi ja pliiga . Veidi suurem on aktivatsioonienergia väävli reageerimiseks mittemetallidega, mistõttu toimuvad sellised reaktsioonid kõrgematel temperatuuridel . Väävel ei reageeri kulla, plaatina , joodi, lämmastiku ja väärisgaasidega.
Väävli stabiilsemad oksüdatsiooniastmed on -2, 0, 4 ja 6. Oksüdeerivas keskkonnas valdab oksüdatsiooniaste 6; redutseerivas keskkonnas on oksüdatsiooniastmed -2, 0 ja 4 võrreldava stabiilsusega ja lähevad kergesti üksteiseks üle. Väävli oksiidid on happelised . Väävli vesinikühendeist tähtsaim on divesiniksulfiid,

Allotroobid

Kõige levinumaks allotroobiks on helekollaste kristallidena esinev rombiline väävel. See koosneb kaheksa-aatomilistest molekulidest. S8 molekule hoiavad koos suhteliselt nõrgad molekulidevahelised jõud. Seetõttu on väävel kergesti peenestatav ja esinebki ka peenekristallse pulbrina, mida kutsutakse väävliõieks.
Väävlikristalli või rombilise väävli kuumutamisel ja seejärel aeglasel jahtumisel moodustuvad nõeljad kristallid , - nn monokliinse väävli kristallid. Need võivad olla ka tumekollased.
Kui aga kuum väävel valada külma vette, tekib pehme pruunikas veniv mass - plastiline väävel. Plastiline väävel koosneb niitjatest väävli aatomite ahelatest, milles väävli aatomite arv võib ulatuda tuhandetesse.

Sulfiidid

Sulfiid on keemiline aine, mis koosneb kahest elemendist, millest üks on väävel ning mille molekulis väävli aatomite vahel puudub keemiline side.
Juhul kui see element on metall , siis on tegu metallisulfiidiga, kus keemiliseks sidemeks on iooniline side. Kui aga teine element on mittemetall, on tegu mittemetallisulfiidiga, kus keemiliseks sidemeks on kovalentne side.

Sulfiidid tekivad redoksreaktsioonis, kus väävel osaleb oksüdeerijana või vesiniksulfiidhappe reageerimisel metalliga.

Lähtehape

Divesiniksulfiid on väga mürgine juba väikeste koguste sissehingamisel võib põhjustada suure mürgituse. Kõik katsed, milles võib tekkida H2S tuleb teha tõmbekapi all.
H2S ehk divesiniksulfiidhape – tekib divesiniksulfiidi juhtimisel vette, kergesti lenduv ja nõrk hape ning redutseerivate omadustega.
Nad on mõlemad tugevad redutseerijad .

Näited

FeS2 ehk püriit

Sulfaadid

Sulfaadid on väävelhappe soolad . Sulfaadid koosnevad kahest ioonist – metalli katioonist ja sulfaatioonist( SO42 -).

Lähtehape

H2SO4 ehk väävelhape (hape) – tugev ja söövitav hape, laialdaselt kasutuses. Akudes , lõngaõlina.
Hape on tekkinud SO3 reageerimisel veega. Või väävlishappe oksüdeerumisel
Kasutamisel tuleb kinni pidada ohutusnõuetest ja olla ettevaatlik, näiteks konsentreeritud väävelhappe lahjendamisel tuleb valada hapet peene joana vette( mitte vastupidi)

Näited

CaSO4 · 2H2O ehk kips – kasutatakse luude fikseerimisel

Leidumine

Väävlit leidub nii ehedalt kui ka ühendite koostises. Õhku saastavaid gaasilisi väävliühendeid võib eraldude vulkaanipursetel. Leidub peamiselt maa all/sees ning seda kaevandatakse, palju vulkaanilistes piirkondades, kus maa sisesoojusenergia jõab ka maapinnale, nt Tenerifel, Islandil. Väävel on oluline bioelement , ta kuulub valkude koostisesse. Väävli ühendeid: SO2, H2SO3, H2SO4, H2S

Väävli kasutusalad

Väävlit kasutatakse põhiliselt väävelhappe tootmiseks, mida omakorda kasutatakse põhiliselt akudes. Väävelhappe tootmiseks kulub üle poole kogu maailma väävlitoodangust, USA-s isegi 88%. Peale väävelhappe on väävel ka mineraalväetiste tooraineks . Väävlit kasutatakse ka kautšuki vulkaniseerimisel, lõhkeainete, värvide ja muude kemikaalide tootmisel. Kasutatakse ka paljude ainete kuivatamisel. Väävel põleb sinise leegiga.

Väävel looduses

Väävel on organismide elutegevuseks vajalik element. Taimed omastavad vees lahustunud väävliühendeid, peamiselt sulfaate juurtega mullast. Organismides toimuva valgusünteeso käigus sulfaadid redutseeruvad. Valkude lagunemisel soolebakterite tegevuse tulemusena tekivad uuesti sulfaadid. Elusorganismide jäänuste kõdunemisel tekib valkude lagunemisel H2S mis väävlibakterite toimel oksüdeerubväävelhappeks ja sulfaatideks. Väävli põlemis/plahvatusreaktsioon.

Happevihmad

Inimtegevuse tagajärjel on looduslik tasakaal natuke rikutud. Mitmete kütuste põletamisel paiskub õhku suurtes kogustes SO2 , SO3 , NOx . 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 CO2 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

Saamine

Laboratoorselt võib lämmastikku saada mitmete ainete eelkõige ammooniumnitriti kuumutamisel
NH4NO2  N2 + H2O

Väga kõrgel temperatuuril(üle 3000oC) reageerib lämmastik hapnikuga moodustades lämmastikoksiidi:
N2 + O2  2NO

Seda tekib õhus äikese ajal ja ka näiteks kaarleegis, vähesel määral ka automootoris.

Kõrgel temperatuuril võib reageerida mitmete metallide ja ka vesinikuga moodustades ammoniaagi NH3.

Kasutamine

Põhiosa tööstuslikult toodetavast lämmastikust kulubki ammoniaagi tootmiseks.
Lihtainena kasutatakse elektripirnides, vältimaks hõõgniidi läbipõlemist.
Vadelana kastutatakse aineta jahutamisel väga madala temperatuurini.
Oluline tooraine nitraatide ja teiste ainete saamisel,
Väetiste koostises

Lämmastiku hapnikühendid

Lämmastikoksiid

Värvuseta
Mürgine gaas
Vees praktiliselt lahusumatu
Ei reageeri veega
Neutraalne oksiid

Võib tekkida vastavate lihtainete omavahelisel reageerimisel väga kõrgel temperatuuril

N2 + O2  2NO

Tööstuses saadakse NH3 katalüütilisel oksüdeerimisel

4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O
Lämmastikdioksiid

Punakaspruuni värvi
Terava lõhnaga
Väga mürgine gaas
Veega reageerides moodustab kaks hapet: 2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2
Tugev oksüdeerija
Paljud ained võivad kokkupuutel atmosfääris põleda( fosfor , väävel)
Tekib NO oksüdeerimisel õhuhapnikuga:

2NO + O2  2NO2

Laboris vase reageerimisel lämmaslikhappega Cu + HNO3  CuNO3 + H2

Dilämmastikoksiid N2O

Neutraalne oksiid
Nõrga meeldiva lõhnaga
Väiksemate koguste sissehingamisel tekitab elevust (naerugaas)
Suuremates kogustes võib tekitada narkoosi

Lämmastikhape HNO3

Tugev hape
Tugev oksüdeerija
Värvuseta
Terava lõhnaga
“suitsev” vedelik
Metallidega reageerides vesinikku ei eraldu
Suujendamisel või valguse toimel ta laguneb, seejuures eralduv NO2 lahustub happes andes sellele kollaka värvuse.

Lämmastikhappe soolad: nitraadid

Lahustuvad vees hästi
Kuumutamisel muutuvad ebapüsivaks ja lagunevad
Tugevad oksüdeerijad
Leelismetallide nitraatide kuumutamisel tekib vastav nitrit ja hapnik

2KNO3  2KNO2 + O2

Vähemaktiivsete nitraatide kuumutamisel tekib enamasti vastava metalli oksiid NO2 ja O2

Lämmastikhappe tootmise põhimõtted

Lämmastiku ja vesikiku vahelises reaktsioonis saadakse ammoniaak

Ammoniaak oksüdeeritakse hapniku toimel lämmasikoksiidiks ja veeks

Lämmastikoksiid oksüdeeritakse lämmastikdioksiidiks

Lämmastikdioksiid reageeritakse vee ja hapnikuga
Lämmastikushape HNO2

Nõrk hape
Ebapüsiv
Esineb ainult veailahustes
Tema soolad on valged kristallsed ained, mis lahustuvad hästi vees
Nitrid on mürgised
Võivad organismis muutuda vähkitekitavaks ühendiks

Ammoniaak NH3

Omadused

Üks tähtsamaid lämmastikuühendeid
Värvuseta
Terava lõhnaga
Õhust peaaegu 2x kergem gaas
Mürgine
Kahjustab silmi
Tekitab hingamislihaste krampe
Tugevalt polaased molekulid
Lahustub hästi vees
Redutseerivate omadustega
Kolmnurkse püramiidi kujulised molekulid

Saamine

Ammooniumhüdraadi lagunemisel eraldub ammoniaak ja vesi, reaktsioon on pöörduv.
NH3*H2O NH3 + H2O

See on nõrk alus ja dissotseerub vähesel määral ja andes lahuselle ammoonium ja hüdreksiidioone: NH3*H2O  HN4+ + OH–

ammoniaakhüdraadi reageerimisel hapetega tekivad ammooniumsoolad :
NH3*H2O + 2 H2SO4  (NH4) 2SO4 + 2 H2O

kuumutamisel lagunevad kergesti ammoniaagiks ja happeks (ammooniumkloriid)
NH4Cl  NH3 + HCl

leelised tõrjuvad ammooniumsooladest välja ammooniumhüdraadi, abiks ammooniumioonide tõestamisel lahuses:
NH4Cl + NaOH  NH3 *H2O + NaCl

see laguneb soojendamisel kergesti:
NH4Cl + NaOH  NH3 + H2O + NaCl

Samal reaktsioonil põhineb ka ammoniaagi laborataarne saamine

Kasutamine

Nuurkpiirituse koostises – vähestes kogustes mõjub ergastavalt

(minestuse korral kasutatakse 10% lahust)

Ammooniumvesinikkarvonaati või ammooniumkarbonaati ( põdrasarvesoola ) kasu-tatakse kergitusainena taignas: (NH4)2CO3  2NH3 + CO2 + H2O

Ammooniumsoolad on vees hästilahustuvad, ammooniumhüdraadi kui aluse reageerimisel hapetega tellovad vastavad soolad. Vesilahustes dissotseeruvad nad ammooniumioonideks HN4+ ja vastava happe anioonideks.
Ammoniaak põleb kõrgel temperatuuril: 4 NH3 + 3O2 2N2 + 6 H2O
Plaatinakatalüsaatori kasutamisel tekib NO, mis on suure tähtsusega tööstuse jaoks (vahaetapiks lämmastikhappe tootmisel ammoniaagist nn Ostwaldi protsess).
Fosfor

Allotroobid

Valge fosfor: P4

Valge
Vahataoline
Tahke aine
Vees ei lahustu
Lahustub hästi mõnes orgaanilises lahustis
Keemiliselt küllaltki aktiivne
Võib toatemperatuuril iseenesest süttida
Väga mürgine

Punane fosfor: Pn

Tumepunane
Tahke aine
Ei lahustu vees ega orgaanilises lahustes
Keemiliselt väheaktiivne
Süttib kuumutamisel ( üle 250 oC)
Ei helenda

Fosforühendid

Vesinikühendid PH3 saadakse kaudselt see on väga ebapüsiv ühend mis süttib õhus iseenesest.
Fosfor(V)oksiid P2O5

Püsivain oksiid
Maksimaalne o-a
Põlemisel tekib tihe valge suits mis koosneb P4O10 molekulidest
Tahke
Hügroskoopne aine mis seob tugevasti õhuniiskust
Kasutatakse paljude ainete kuivatamiseks
Happeline oksiid
Reageerimine veega kulgeb astmeliselt

Ostrofosforhape H3PO4

Kui vett on piisavalt tekib saadusena H3PO4

valge kristallne aine
lahustub hästi vees
keskmise tugevusega hape
tööstuses saadakse põhiliselt kaltsiumfosfaadi töötlemisel kontsentreeritud väävelhappega
dissotseerub kolmes astmes
moodustab fosfaate:
- divesinikfosfaadid – vees hästi lahustuvad
- vesinikfosfaadid – vees vähelahustuvad
- fosfaadid – vees vähelahustuvad

leelismetallide lahused on hüdrolüüsi tõttu aluselised
kasutatakse mitmete pesemisvahendite koostises, vee pehmenamisel, toiduaineretööstuses jne
mürgised fosforgaanilised ühendid kuuluvad mitmesuguste taimekaitsevahendite koostisesse
kasutatakse palju väetistena
superfosfaat – fosforiidi või apatiidi töötlemisel vastava koguse väävel happega , sisaldab ka kaltsiumdivesinikfosfaati ja kaltsiumsulfaati mis tekib kõrvalsaadusena.
topeltsuperfosfaat – sisaldab ainult kaltsiumdivesinikfosfaati
pretsipitaat – vees vähelahustuv kaltsiumvesinikfosfaat, mille toime taimedele avaldub alles pikkamööda, vastavalt lahustumisele
- üleväetamisel kanduvad fosfaadid pinnaveega veekogudesse ja põhjavette, põhjustades vee saastumist ning veekogude kinnikasvamist.

.DOC Laadi alla originaalfail 14 lk · .doc · 134 allalaadimist

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #1

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #2

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #3

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #4

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #5

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #6

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #7

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #8

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #9

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #10

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #11

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #12

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #13

Mittemetallide omadused-saamisviisid-kasutusalad #14

50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.

~ 14 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2009-05-16 Kuupäev, millal dokument üles laeti

134 laadimist Kokku alla laetud

5 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

Kätlin Viilukas Õppematerjali autor

kokkuvõte, omadused, saamisviisid, kasutusalad jne

vesinik mittemetallid väävel lämmastik fosfor hapnik ammoniaak halogeenid halogeniidid omadused saamisviisid kasutusalad

Sarnased õppematerjalid

docx

Mittemetallilised elemendid

Mittemetalliliste elementide aatomiehituse iseärasused Mõõtmed on suhteliselt väiksemad, kui metallilistel elementidel ning neil on väliskihil rohkem elektrone, kui metallilistel elementidel. Elementidemittemetallilised omadused on seotud aatomite võimega liita elektrone. Fluor saab elektrone ainult liita. Metallid käituvad oksüdeerijana reageerimisel metallidega ja endast vähem aktiivsete mittemetallidega. Mittemetallid käituvad redutseerijana reageerimisel endast aktiivsemate mittemetallidega. Max. o.-a on vastavuses rühma numbriga. Min. o.-a. on vastavuses n-8. Vahepealne o.-a. on püsivast o.-a. 2 võrra väiksem. Püsivad o.-a. H(I); B(III); C, Si(IV); N(-III); P,As(V); O, S(-II); Se, Te(VI); F, Cl, Br, I(-I). Poolmetallid on metalliliste ja mittemetalliliste omadustega elemendid. Neil on läige, haprad, raskesti töödeldavad, elektrijuhtivuselt vahepealsed(pooljuhid)

Keemia

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)

Keemia

doc

MITTEMETALLID

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)

Keemia

doc

Kordamis küsimused Mittemetall

Keemia kordamisküsimused 1. Mittemetallide üldised omadused? Enamik elusorganisme sisaldavad neid. Paiknevad perioodilisuses tabelis paremal ja üleval. Maakoores on rohkem. Õhu peamised koostisosad. Väliskihil palju elektrone (4-7).Aatomiraadius suhteliselt väike, suur elektronegatiivsus. Saavad liita kui ka loovutada elektrone. Tugenevad metallidele vastupidi. Füüsikalised omadused on üksteise suhtes väga erinevad(värvus, sulamistemp.),ei juhi elektrit ega soojust, rabedad. 2. Allotroopia - nähtus, kus üks ja sama element saab esineda mitme erineva lihtainena. Isotoopia - keemilise elemendi aatomi tüüp, mis erineb massiarvu poolest. Halogeenid - VIIA rühma elemendid fluor, kloor, broom, jood, astaat. Osoon ehk trihapnik(O3) - sinakas, mürgine, terava lõhnaga gaas, laguneb. Kasut. joogivee desinfitseerimiseks.

Keemia

pptx

LÄMMASTIK JA FOSFOR

Valge fosfor koosneb üksteisega nõrgalt seotud kolmnurkse püramiidi kujulistest molekulidet. Valge fosfor on keemiliselt küllaltki aktiivne, mürgine ja väga süttimisohtlik. Sellepärast tuleb teda hoida suletud purgis veekihi all . Punane fosfor on kihilise ehitusega , koosneb väga paljudest omavahel liitunud P4 püramiididest. Reaktsioonivõrrandites märgitakse punast fosforit enamasti lihtsalt sümboliga P . PUNANE FOSFOR VALEM : Pn( polümeer ) FÜÜSIKALISED OMADUSED : tumepunane tahke aine,ei lahustu vees ega orgaanilistes lahustites. KEEMILISED OMADUSED : keemiliselt väheaktiivne,süttib kuumitamisel ( üle 25o C ), ei helenda. FÜSIOLOOGILINE TOIME : ei ole mürgine VALGE FOSFOR VALEM : P4 FÜÜSILISED OMADUSED : valge vahataoline tahke aine,vees ei lahustu,lahustub hästi mõnedes orgaanilistes lahustites KEEMILISED OMADUSED : keemiliselt küllaltki aktiivne,võib toatemperatuuril iseenesest süttida,helendab pimedas.

rekursiooni- ja keerukusteooria

doc

MITTEMETALLID (Halogeenig ja väävel)

HALOGEENID 1. Üldiseloomustus · Halogeenid on kõik VIIA rühma elemendid: fluor (F), kloor (Cl), broom (Br), jood (I) ja radioaktiivne astaat (At). · Lihtainena koosnevad 2 aatomilistest molekulidest (F2, Cl2, Br2, I2), kus on mittepolaarne kovalentne side. · Kõige aktiivsemad mittemetallid. · Nad kõik on omavahel sarnaste omadustega. · Kuna nad on väga aktiivsed, siis looduses neid lihtainena (puhtal kujul) ei leidu. Neid leidub mitmesuguste sooladena (NaCl). (halogeenid - soolatekitajad). · Välisel elektronkihil on 7 elektroni. Selleks et saavutada püsiv väliselektronkiht, võetakse 1 elektron juurde ja tekivad halogeniidioonid laenguga -I (Cl-, Br-). · Kõrge elektronegatiivsusega elemendid (eriti F)=>halogeenides on iooniline side.

Keemia

doc

Keemia aluste KT3

Elektronafiinsus on energia, mis eraldub või neeldub, kui elektron lisandub aatomile. Suureneb tabelis ülesse paremale floori suunas. Aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale rühmas vähenevad ülevalt alla. Aatomite polariseeritavus vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aaomid tänu oma suuremale raadiusele. Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioonidel. 2. Selgitage inertpaari efekti mõne näite abil. Inertpaari efekt on omadus moodustada ioone, mille laeng on kahe võrra väiksem valentselektronide arvust. Õhus kuumutamisel moodustab tina tina(IV)oksiidi, aga plii aatom moodustab kõigest plii(II)oksiidi, kui ta asub IVA rühmas. In 4d 10 5s2 5p1 seda ühte on lihtsam loovutada ja jääbki siis kas In+ või In3+ samamoodi on Ga'ga. In: 4d105s25p1 In+, In3+

Keemia alused

doc

Lämmastik

LÄMMASTIK N (ld.k. nitrogenium- salpeetri tekitaja) Leidumine Lämmastik esineb looduses nii lihtainena kui ühendites. Lihtainena leidub lämmastikku kõige rohkem atmosfääris, kus õhu koostises on teda 78,1 %. Ühendite koostises leidub lämmastikku erinevates mineraalides, eelkõige nitraatides ehk salpeetrites (NaNO3 tsiili, KNO3 india). Lämmastikku leidub ka valkudes ja nukleiinhapetes, olles seega kogu eluslooduse väga tähtis koostiselement. Lisaks esineb lämmastikku veel neutraalsete ja ioniseeritud aatomitena ning ühenditena Päikese ja teiste planeetide atmosfäärides, komeetide gaasipilvedes, udukogudes. Saamine Kuna lämmastiku keemistemperatuur on veidi madalam kui hapnikul, siis sellel erinevusel põhineb ka 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

Keemia

Rohkem sarnaseid