Mittemetallilised elemendid (0)

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 )
Mittemetallide ühised füüsikalised omadused

• Kõik on väga erinevate värvustega
  
• Ei juhi elektrit
  
• Lihtainetes on kovalentsed sidemed
  
• Esineb allotroopiat
  

Allotroopia – Nähtus, kus üks ja sama keemiline element saab esineda mitme erineva lihtainena.

• Erinev aatomite arv(nt hapnik)
  
• Erinev molekulide paigutus (nt väävel)
  
• Erinev aatomite paigutus kristallvõres(nt teemant ja grafiit)
  

Vesinik
VIIA rühmas sellepärast ka, et tal on halogeenidega sarnaseid omadusi. Hapniku ja räni järel üks levinumaid elemente. Lihtainena on teda suhteliselt vähe. Esineb looduses isotoopidena. Tavaline vesinik ehk prootium , raske vesinik ehk deuteerium (1 prooton, 1 neutron ), üliraske vesinik ehk triitium ( 1 prooton, 2 neutronit). Isotoop on radioaktiivne.
Lihtainena:

• Lõhnatu, maitsetu, värvusetu gaas
  
• Kõige kergem
  
• Vees väga vähe lahustuv
  
• Keemistemperatuur -253 C, molekulivahelised jõud nõrgad, sellepärast on madal
  

Keemilised omadused:

• Suhteliselt väheaktiivne
  
• Enamasti käitub redutseerijana, o.-a. I
  
• Reageerimisel aktiivsete metallidega käitub oksüdeerijana, tekivad hüdriidid. O.-a. –I.
  

Saamine:

• Tsingi reageerimisel väävel- või soolhappe lahusega.(tekib ZnCl₂ ja vesinik)
  
• Vee elektrolüüsil (vesinik ja hapnik)
  
• Metaani või süsiniku reageerimisel veeauruga( tekib CO ja vesinik)
  

Kasutatakse raketikütusena, metallurgias, keemiatööstuses ammoniaagi ja orgaaniliste ainete tootmisel, energeetikas, elektrienergiana.
Halogeenid
VIIA rühm, Flour , Kloor , Broom , Jood .Kõige aktiivsemad mittemetallid. Suure aktiivsuse tõttu on nad sooladena, mitte lihtainena. Suhteliselt madala keemistemperatuuriga. Tahke jood võib sublimeeruda. Kõik halogeenid on mürgised.
Kloor lahustub vees vähe, lahustumisel reageerib osaliselt veega ning tekib kloorvesi. See on väga tugev oksüdeerija. Broom ja jood veel vähem lahustuvad, moodustavad samuti broomi - ja joodivee. Joodi saab kindlaks teha tärklise kaudu(muutub siniseks ).
Halogeenid on tugevad oksüdeerijad, ülevalt alla perioodilisustabelis aatomiraadiused kasvavad, järelikult oksüdeeruvad omadused nõrgenevad. Fluor reageerib kõigega. Kloor ei reageeri hapnikuga otseselt. Broom ja jood on suhteliselt nõrgad oksüdeerijad.
Saamine:

• Aktiivsem halogeen tõrjub vähemaktiivsema ühendist välja
  
• Kloori saab kontsentreeritud soolhappe reageerimisel tahke kaaliumpermanganaadiga
  

2KMnO₄ +16HCl(konts) → 5Cl₂ + 2MnCl₂ +2KCl + 8H₂O

• Tööstuses saadakse sulatud naatriumkloriidid või NaCl vesilahuse elektrolüüsil.
  

Halogeniidid on halogeenide ühedid o.-a. –I. Vesinikhalogeniidid on terava lõhnaga ning mürgised. Gaaslise vesinikkloriidi saamiseks kasutatakse keedusoola ja kontsentreeritud väävelhappe vahelist reaktsiooni.
Vesinikhalogeniidid lahustuvad vees andes vasinikhalogeniidhapped, tuntuim HCl.
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Vesinikfluoriidhape on nõrk hape , sest molekulid seostuvad omavahel tugevate vesiniksidemetega.
Aktiivsete metallide halogeniidides esineb iooniline side. Need on kõrge sulamistemp. Enamik neist lahustub vees hästi. Halogeniidide redutseerivad omadused tugevnevad reas ülevalt-alla, seega vastupidises suunas lihtainete oksüdeerivate omasduste tugevnemisele.
Halogeenide aatomid saavad elektrone mitte ainult liita vaid ka loovutada.
Kloorvesi: Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO HClO → HCl + O
Kloorivee oksüdeeruvad omadused on eelkõige tingitud atomaarse hapniku tekkest. Üks tuntuim hapnikku sisaldav klooriühend on kaaliumkloraat ehk KClO₃.
Hapnik ja väävel
Moodustavad ühendeid o.-a. –II kuni VI. Negatiivses oksüdatsiooniastmes on nad metalliliste ja endast vähemaktiivsemate mittemetalliliste elementidega. Väävli aatomi raadius on suurem kui hapnikul , seetõttu loovutab ta elektrone kergemini.
Väävliühenditest on looduses kõige rohkem sulfiide ja sulfaate . Eraldub vulkaanipurskel, kivisüsi, põlevkivi põlemisel.
Hapnik:

• Lõhnata, maitseta, värvuseta
  
• Vees vähe lahustuv
  
• Keemistemperatuur -183 C
  

Molekulaarne hapnik on suhteliselt väheaktiivne, sest aatomitevaheline side molekulis on 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 (KmnO₄, KNO₃, KClO₃)
  
• Vesinikperoksiidi lagunemisel MnO₂ 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.
Väävli kristallis hoiavad S8 molekule koos suhteliselt nõrgad molekulidevahelised jõud. Seetõttu on ta kergesti peenestatav ja madala sulamistemperatuuriga. Vees ei lahustu, sest ta on mittepolaarne aine. Hästi lahustub vähepolaarsetes orgaanilistes lahustites. Püsivaim allotroop on rombiline väävel. Kõrgemal temperatuuril on püsiv monokliinne väävel. Keeva väävlimassi jahutamisel saadakse plastiline väävale. Oksüdeerijana käitub metallide ja endast vähemaktiivsete mittemetallide suhtes. Saadusena tekivad sulfiidid. Redutseerija on ta aktiivsemate mittemetallidega. Põleb õhus, moodustab SO2.
S + 2HNO3 (konts) → H2SO4 + 2NO
Divesiniksulfiidi saadakse tahkele sulfiifile või sulfiifi lahusele tugeva happe lisamisel. H2S vette juhtimisel moodustub divesiniksulfiidhape. Sulfiidide hüdrolüüsil tekib aluseline keskkond. Sulfiidid on üsna tugevad redutseerijad.
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O , kui hapnikku on vähem, siis tekib väävel
SO2:

• Terava lõhnaga
  
• Värvusetu
  
• Mürgine
  
• Lahustub hästi vees(tekib H2SO3 mis laguneb kergesti vääveldioksiidiks ja veeks)
  
• Leelisega moodustab kas vesiniksulfiti või sulfiti
  
• Laboris saadakse vääveldioksiidi sulfitite reageerimisel tugeva happega
  

Vääveltrioksiid on kergesti lenduv vedelik, tugev oksüdeerija, orgaanilised ained süttivad temaga kokkupuutel, regeerib tormiliselt veega moodustades väävelhappe.
Väävelhape on värvuseta, lõhnata, veest 2x raskem. Seguneb veega igas vahekorras, eraldades soojust. Hapet tuleb valada vette, mitte vastupidi. Lahjendatud väävalehape reageerib aluste, aluseliste oksiididega ja pingereas vesinikust vasakul asuvate metallidega. Tõrjub nõrgemaid ja lenduvamaid happeid nende sooladest välja. Kontsentreeritud väävelhape on hüdroskoopne. Eksikaator on hermeetiliselt suletav anum , mille põhja pannakse vett neelav aine, anuma keskele aga kausike kuivatava ainega. Gaase saab kuivatada nende juhtimisel läbi väävelhappe. Sulfaadid lahustuvad hästi vees. Leelismuldmetallide sulfaadid mitte, k.a plii. Sulfaatioonide kindlakstegemiseks lahuses kasutatakse BaCl2. Tekib valge sade. Tuntud on vaskvitriol , raudvitriol. Naatriumtiosulfaat(Na2S2O3 )
Lämmastik ja fosfor
VA rühma elemendid. O.-a. –III kuni V. Saavad elektrone nii liita kui loovutada.
Lihtainena looduses fosforit ei leidu. Ta esineb peamiselt Ca3(PO4)2 sisaldavate mineraalide koostises.
Lämmastikul on aatomite vahel kolmikside. Lihtainena väheaktiivne. Kõrgel temp. sidemed nõrgenevad ning ta muutub aktiivsemaks. Füüsikalised om. : maitsetu, lõhnatu, värvitu gaas, vees vähelahustuv, õhust kergem, keemistemp. madalam kui hapnikul. Lämmastikku saadakse laboratoorselt NH4NO2 kuumutamisel → N2 + 2H2O. Kõrgel temp. reageerib lämmastik hapnikuga, tekib lämmastikoksiid. Kõrgel temp. reageerib mitmete metallidega ning eritingimustel ka vesinikuga.
NH3:

• Värvuseta, terava lõhnaga, õhust 2x kergem gaas, mürgine, nuuskpiiritus
  
• Lahustub väga hästi vees, tekib ammoniaakhüdraat NH3 + H2O ↔ NH3*H2O
  
• Dissotseerub andes lahusesse ammoonium- ja hüdroksiidioone
  
• Reageerimisel hapetega tekivad ammooniumsoolad , need soolad lahustuvad vees hästi. Nad on väga ebapüsivad ning kuumutamisel lagunevad kergesti. NH4Cl → NH3 + HCl(g)
  

NH4Cl + NaOH →( kuumutamine ) NH3 + H2O + NaCl ; NH4Cl + NaOH→NH3*H2O + NaCl
Ammoniaak ja tema soolad on redutseerivate omadustega. Ammoniaak põleb õhus moodustades lämmastiku ja veeauru.
NO: värvuseta, mürgine, vees ei lahustu, ei reageeri veega, saadakse NH3 oksüdeerimisel. Oksüdeerub õhuhapniku mõjul lämmastikdioksiidiks.
NO2: punakaspruuni värvusega, terava lõhnaga, mürgine, o.-a. IV. Reageerimisel veega mood. HNO3 ja HNO2. Tugev oksüdeerija. Laboris saadakse vase reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega.
N2O: netraalne oksiid , nõrga meeldiva lõhnaga, värvuseta, naerugaas, suuremas hulgas tekitab narkoosi.
Nitraadid lahustuvad hästi vees. Kuumutamisel lagunevad, leelismetallide nitraadi korral tekib vastav nitrit ja O2 Vähem aktiivsemate metallide korral vastav oksiid , O2 ja NO2.
Lämmastikhappe tootmine:
N2 + + 3H2 ↔ NH3
4NH3 + 5O2 →(katalüsaator) 4NO + 6H2O
2NO + O2 → 2NO2
4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3
Fosforil on tuntud valge fosfor ja punane fosfor. Valge fosfor on küllalt aktiivne, mürgine, süttimisohtlik, hoitakse purgis veekihi all, helendab pimedas(aeglane oksüdeerumine).
Punane fosfor on kihilise ehitusega, tahke, ei lahustu vees ega orgaanilistes ainetes, süttib kuumutamisel, ei helenda, ei ole mürgine. Kuumutamise reageerib metallidega, käitudes oksüdeerijana. Aktiivsemate mittemetallide suhtes käitub redutseerijana.
Fosfaan - PH3
Kõige püsivama oksiidi moodustab o.-a. V. Põlemisel tekib P4O10. See on valge tahke aine, mis seob õhuniiskust, võib siduda vett ka teistest ainetest. Ortrofosforhape. Tekib oksiidi reageerimisel veega. Fosforhape lahustub hästi vees. Keskmise tugevusega hape.
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4(konts) → 2H3PO4 + 3CaSO4
Divesiniksulfaadid lahustavad vees hästi, vesinikfosfaadid ja fosfaadid mitte. Tavaliselt kasutatakse fosforit väetisena.
Süsinik ja räni
IVA rühm, o.-a. vahemikus –IV kuni IV. Süsinik on vähemaktiivne, aatomitel neli vähepolaarset kovalentset sidet. Väliskihi orbitaalide ja elektronide arvud võrdsed, ei liida ega loovuta seetõttu elektrone.
Ränikristallil on metalne läige, võib olla pooljuht, kovalentsed sidemed ei ole püsivad. Süsinik on looduses vähelevinud. Süsiniku allotroobid on teemant ja grafiit. Teemantis on süsiniku aatom seotud kovalentse sideme abil nelja naaberaatomiga, korrapärane ja ühtlane ehitus. See muudab ta kõrge sulamistemp. Ja kõva. Grafiit on tumehall, kerge läikega, koosneb nõrgalt seotud süsiniku aatomite kihtidest, üsna pehme, juhib elektrit. Kasutatakse ka õhupuhastusfiltrites.
Keemilised omadused:

• Keemiliselt väheaktiivne, kuumutamisel muutub aktiivsemaks
  
• Hapniku ja aktiivsemate metallides suhtes käitub redutseerijana
  
• Kuumutamisel käitub ka teiste ühendite suhtes redutseerijana, metallurgias, metallide saamisel oksiididest. ZnO + C →Zn + CO
  
• Kõrgel temp. redutseerib CO2’e CO’ks.
  

CO: vees vähelahustuv, värvuseta, lõhnata, mürgine, mürgine, neutraalne oksiid
CO2: värvuseta, õhust raskem, molekulid on mittepolaarse , suurtes kogustes põhjustab lämbumist, rõhu all veeldub , veega reageerides mood. ebapüsiva süsihappe, lahustub vees suurema rõhu all paremini. Laboratoorselt saadakse teda karbonaatide reageerimisel tugevate hapetega. Kindlakstegemiseks kasutatakse kaltsiumhüdroksiidi.
Räni on lihtainena hallika värvusega, metalse läikega, kõva ja habras kristalne aine. Struktuurilt sarnane teemandiga. Tavatingimustes väheaktiivne. Kõrgel temp. võib reageerida nii aktiivsemate mittemetallidega kui ka metallidega. Hapnikuga reageerimisel tekib ränidioksiid.
SiO2: mittemolekulaarne aine, kristallvõres on räni ja hapniku aatomid vaheldumisi , keemiliselt püsiv, hapniku ja räni vahel kovalentsed sidemed, veega ei reageeri kuigi on happeline oksiid, reageerib kuuma kontsentreeritud leelisega, tekib silikaat ja vesi.
Ränihapet saadakse kaudselt , leelismetallide silikaatide reageerimisel tugeva happega. Silikaadid lahustuvad vees vähe, ainult leelismetallide omad hästi.
Looduses on ränidioksiidi kvartsina. Suured kvartsikristallid on mäekristallid, värvilised on nt ametüst. Kristalne kvarts on kõrge sulamistemp. Ränidioksiidi on veel looduses ränikivina. Paljud looduslikud silikaadid sisaldavad peale räni ka alumiiniumi, sellest tuleb nimetus alumosilikaadid. Põldpagu, kaoliniit , asbest, vilgukivi , talk . Klaas on hästi töödeldav, läbipaistev, keemiliselt vastupidav. Saadakse Na2CO3, CaCO3, SiO2 kokkukuumutamisel. Tsement, keraamikatooted.