Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Väävel". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
väävel, hape, oksiid, na2s, väävelhappe, väävelhape, happevihmad, na2so3, väävlishape, vääveldioksiidi, reaktsioon, tuntumate, na2so4, oksüdeerija, redutseerija, allotroopia, kristalne, mittemetallide, kapsas, gaas, vääveltrioksiid, ebapüsiv, h2s2o3, paiknemine, temperatuuridel, fes2, püriit, kinaver, sulfaate, caso4, kivisöe, põlevkivijpg , http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c7/Cinnabar.jpg/200px- Cinnabar.jpg , http://www.ut.ee/BGGM/miner/kips9.jpg ) Väävel kuulub elemendina ka kivisöe, põlevkivi, nafta ja teiste fosiilsete kütuste koostisse. Väävel on tähtis element ka eluslooduses. Ta on mitme aminohappe ja valkude koostises. Keskmisest enam on väävlit juustes, karvades, küüntes, sarvedes ja sulgedes. Väävlit tunti juba ürgajal. Väävel arvati olevat põlevuse ja muutuvuse kandja ja elavhõbe metallilisuse kandja. Peamisteks keemilisteks nähtusteks olid põlemine ja sulamine. Nende kahe elemendi ühinemisel saadi kõik teised metallid, kõik vaid olenes sellest, millises vahekorras nad ühinesid. Seega kui võtta neid alkeemilisi algeid õiges vahekorras, siis tekibki kuld. Lisaks arvati, et mida rohkem on metallis väävlit, seda kollasem ta on. Niisiis pidid kõige väävlirikkamad olema kuld ja väävel ise. Seepärast
SO3 ON VÄGA TUGEV OKSÜDEERIJA, MILLES TEMAGA KOKKUPUUTEL VÕIVAD PALJUD ORGAANILISED AINED SÜTTIDA • DIVESINIKSULFIID H2S – EBAMEELDIVA LÕHNAGA MÜRGINE GAAS, MIS VÕIB PÕHJUSTADA JUBA VÄIKESTE KOGUSTE SISSEHINGAMISEL SURMA. ESINEB MINERAALVETES JA TEKIB VALKUDE LAGUNEMISEL. SAADAKSE KAS VESINIKU JA VÄÄVLI REAKTSIOONIL VÕI LABORIS NA 2S LAHUSE VÕI FES REAGEERIMISEL TUGEVAMA HAPPEGA • VÄÄVLISHAPE H2SO3 - KESKMISE TUGEVUSEGA HAPE, MIS TEKIB VÄÄVELDIOKSIIDI REAGEERIMISEL VEEGA. VÄÄVLISHAPET KASUTATAKSE PLEEGITAMISEKS JA DESINFITSEERIMISEKS. VÄÄVLISHAPPE SOOLASID KASUTATAKSE REDUTSEERIJATENA NÄITEKS FOTOGRAAFIAS (ILMUTITE KOOSSEISUS) • VÄÄVELHAPE H2SO4 - VÄRVUSETA, LÕHNATA, VEEST LIGI KAKS KORDA RASKEM ÕLITAOLINE, VEES VÄGA HÄSTI LAHUSTUV TUGEV HAPE. KASUTATAKSE FOSFORVÄETISTE TOOTMISEKS, NAFTAPRODUKTIDE RAFINEERIMISEKS, KEMIKAALIDE JA MAAKIDE TÖÖTLEMISEKS,
Väävel Aatomi ehitus Elektronskeem: S:+16|2)8)6) Elektronvalem: 1s22s22p63s23p4 Väliskihi ruutskeem: Leidumine looduses Väävlit leidub looduses nii ehedalt kui ka ühendite koostises ( FeS2 , PbS) Õhku saastavaid gaasilisi väävliühendeid (H2S, SO2) võib eralduda vulkaanipurskel Väävel on oluline bioelement, ta kuulub valkude koostisesse Väävli füüsikalised omadused Väävel on kollase värvusega rabe kristallaine Vees praktiliselt ei lahustu Väävli allotroopsed teisendid Rombiline väävel (püsivaim) (a) Monokliinne väävel (b) Plastiline väävel (c, d) Väävli keemilised omadused Enamiku metallidega reageerib väävel alles kuumutamisel Käitub nii redutseerija kui ka oksüdeerijana Väävli reageerimisel metallidega tekivad sulfiidid : Al+S= ......... Zn+S= .......... Väävli keemilised omadused
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.
3) metalliga reageerimisel saadakse sool (2Na + Cl2 2NaCl, 2Fe + 3Cl2 2FeCl3). 4) vähemaktiivse halogeeni soolast tõrjutakse halogeen välja (Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2). 3. Halogeniidid · On halogeenide kõige iseloomulikumad ühendid (halogeeni o.a. on nendes -1). · Vesinikhalogeniidid (Halogeen + H2). N: Vesinikhalogeniidhapped - HF, HCl (soolhape), HI, HBr. · Vesinikkolriidhape (HCl). Tugev hape. Saadakse: laboris - H2SO4 + 2NaCl (to)2HCl + Na2SO4, tööstuses H2 + Cl2 2HCl. Tekkiv HCl on algul gaasiline. HCl keemilised omadused: 1) reageerimisel metalliga tekib sool ja eralduv H2 (Fe + 2HCl FeCl2 + H2). 2) reageerimisel happelise oksiidiga tekib sool ja vesi (2HCl + CaO CaCl2 + H2O). 3) reageerimisel alusega tekib sool ja vesi (HCl + NaOH NaCl + H2O). · Vesinikfluoriidhape tugev hape, väga agressiivne, sööbiv ning mürgine.
Dissotsieerumine - mingi välisteguri mõjul molekulide lagunemist väiksematest molekulideks või teisteks väiksemateks osadeks. Hüdrolüüs - keemiline reaktsioon, kus keemiline ühend veega reageerides laguneb. Vesinik H:Viimasel kihil ainult 1 elektron, H:+1/1). Esineb ainult ühenditena (orgaanilised ained, elusloodus) Maal, kuna kergem kui õhk. Saamine elektrolüüs (vesi tavaliselt), laboris Metall + hape (va. konts. lämmastik- ja väävelhape) ja süsinikuga. O-a (siin ja edaspidi oksüdatsiooni aste) I..-I. Molekulaarne aine(H2), hästi väikese tihedusega, seetõttu ka kerge, lõhnatu, värvitu gaas, vähe lahustub vees, hästi madal keemistemperatuur. Molekulidevahelised jõud nõrgad. Peaaegu alati redutseerija (o-a I), aktiivsete metallide reageerides tekib aga hüdriid (o-a -I) 2Li + H2= 2LiH. Hüdriid on väga tugevad redutseerijad. Kasutatakse raketikütuse segudes,
· Ioonid on üliväikesed · Käitub enamjaolt redutseerijana, · o-a -I · molekulaarselt väheaktiivne · atomaarselt (vahesaadus reaktsioonides) aga üsna aktiivne Moodustab isotoope: 1. Prootium ehk tavaline vesinik: tuumas 1 prootium 2. Deuteerium ehk raske vesinik: tuumas 1prootium ja 1 neutron 3. Triitium ehk üliraske vesinik: tuumas 1 prootium ja 2 neutronit Saamine 1. Laboris enamjaolt tsingi reageerimisel väävel või soolhappe lahusega. Sellel eraldub tihti ka mõningaid lisandeid, andes teravavõitu maitse. 2. Puhtama vesiniku saamiseks kasutatakse vee elektrolüüsi, kuhu lisatakse tugevaid elektrolüüte kuna vesi on väga nõrk elektrolüüt. 3. Tööstuses saadakse ka keemilistes reaktsioonides odavate toorainetega, nt metaani või süsiniku reageerimisel veeauruga kõrgel temperatuuril. Kasutatamine Raketikütusena
2KMnO +16HCl(konts) 5Cl + 2MnCl +2KCl + 8HO · 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 + HO HO + 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: Cl + HO HCl + HClO HClO HCl + O
Kõigi väliskihi elektronide kasutamisel tekivad ühendid oksüdatsiooniastmes VI (nt H2SO4 ja sulfaadid). · Leidumine: ei ole küll väga levinud, kuid on suhteliselt lihtne leida. Looduses leidub ühenditena kõige enam sulfiide (püriit FeS2, PbS jt) ja sulfaate (kips CaSO4 . 2H2O jt). Õhku saastavaid gaasilisi väävliühendeid (H2S, SO2) võib eralduda vulkaanipursetel, väävlit sisaldavate kütuste (kivisüsi, põlevkivi) põletamisel vm protsessidel. Väävel on oluline bioelement, ta kuulub valkude koostisesse. · Füüsikalised omadused: kollane kristalne aine, kergesti peenestatav, vees praktiliselt lahustumatu · Keemilised omadused: kuna on suhteliselt aktiivne mittemetall, siis võib reageerida paljude metallide ja mittemetallidega; oksüdeerijana käitub metallide ja endast vähemaktiivsete mittemetallide suhtes, saadustena tekivad sulfiidid;
Väävel Väävel on VI A rühma element ja asub kolmandas perioodis Ühendeis on väävli oksüdatsiooniaste peamiselt – II, IV või VI Looduses leidub väävlit nii ehedalt kui ka paljude ühendite koostises. Kõige enam leidub sulfiide(galeniit PbS, püriit FeS 2 ja sulfaate (kips CaSO4 * 2 H 2 O ). Väävel kuulub valkude koostisesse ja teda leidub ka kütustes (kivisüsi, põlevkivi) Oleneb tingimustest võib väävel esineda mitmete allotroopide kujul. Looduslik väävel koosneb rombilistest kristallidest. Kui väävel sulatada ja valada teise nõusse, tekivad nõu seinale nõelataolised kristallid seda väävli teisendit nimetatakse monokliinseks väävliks. Väävli kolmandaks allotroobiks on plastiline väävel. Kui valada sula väävel külma vette tekib veniv pruunikas mass Kõige püsivam allotroopne väävli teisend on rombiline väävel ka monokliinne ja plastiline väävel muutuvad ajapillu seismisel rombiliseks väävliks Keemilised omadused
· CO on formaalselt sipelghappe HCOOH anhüdriid ja seda saab laboris HCOOH dehüdratatsioonil kuuma väävelhappega. · CO on värvitu, lõhnatu, vees vähelahustuv mürgine gaas. · CO on suhteliselt vähese reageerimisvõimega, kuna side molekulis on tugevaim teadaolevatest sidemetest. · CO on Lewis'i alus tänu vabale elektronipaarile süsiniku aatomil ning annab sideme d-elementide aatomite ja ioonidega. · CO on Lewis'i hape tänu vabale (lõhustavale) MO-le. · Sellise kahepalgelise loomuse tõttu eksisteerib palju CO-komplekse, nt d-metallide karbonüüle. · Nikliga annab näiteks nikkelkarbonüüli: Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(l) · CO mürgisus tuleneb kompleksi moodustamisest hemoglobiini rauaga. · CO on redutseerija, mida kasutatakse rea metallide saamisel. 28. Eristage peamiste räniühendite struktuure ja kirjeldage nende omadusi. · Räni on maakoores levikult teine element hapniku järel.
CaO + H2O Ca(OH)2. Amfoteerse ühendina võib vaadata nt AlH3, mis reaktsiooni teistest partneritest olenevalt on kas el-paari doonoriks (aluseline ühend) või aktseptor (happeline ühend): 1. AlH3+3BH2=Al[BH4]3aluseline ja 2. KH+AlH3=K[AlH4]happeline Amfoteersed ühendid võivad reageerida nii happeliste kui aluseliste ühenditega ZnO + HCl ZnCl2 + H2O alus 2NaOH + ZnO + H2O Na2[Zn(OH)4] hape Seega esineb amfoteerne ühend alusena kui tema koostises olev elektropositiivsem element moodustab soola katioonina Xn+; happena kui elektropositiivsem element on kompleksimoodustajaks. 7. Vesinik: leidumine, lihtaine saamine, omadused ja kasutamine. Lihtsaim võimalikum aatom. Universumis levinuim element (~89%). Sageli ei paigutata teda perioodilisustabelis kindlasse rühma (võiks olla 1. või 17./VIIA rühm). Maal on teda suhteliselt vähe: vesi, fossiilsed kütused
alusteks ja sooladeks. Oksiidid Oksiidid on sellised liitained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik. Oksiidid tekivad: 1) lihtaine ühinemisel hapnikuga (C+O2 -> CO2; S+O2 -> SO2; 4Al+3O2 -> 2Al2+O3) 2) lagunemisreaktsiooni käigus (CaCO3 -> CaO + CO2) Oksiidid jagunevad aluselisteks, amfoteerseteks ja happelisteks oksiidideks. Aluselised oksiidid on metallioksiidid, happelised aga mittemetallioksiidid. Happelise oksiidi reageerimisel veega tekib hape (CO2+H2O -> H2CO3), aluselise oksiidi reageerimisel veega tekib alus (MgO+H2O -> Mg(OH)2). Amfoteersed oksiidid reagreerivad nii aluste kui hapetega. Tuua näiteid õhus, vees ja maakoores leiduvatest oksiididest. Õhus: Süsinikdioksiid e. Süsihappegaas (CO2), 0,03% Vees: Vesi (H2O), 75% Maa pinnast Maakoores: Liiva põhiline koostisosa ränidioksiid (SiO2), rauaoksiidid (Fe2O3; Fe3O4), alumiiniumoksiid (Al2O3) ja vasemaak kupriit vaskoksiid (Cu2O).
5.2 Valemite koostamine ja nimetuste andmine (nomenklatuur). Hapete nimetused ja valemid peavad olema peas. Happe valem Happe nimetus Happeaniooni valem Happeaniooni nimetus HCl vesinikkloriidhape e. soolhape Cl- kloriid- HF vesinikfluoriidhape F- fluoriid- HBr vesinikbromiidhape Br- bromiid- HI vesinikjodiidhape I- jodiid- H2S divesiniksulfiidhape S-2 sulfiid- H2SO3 väävlishape SO3-2 sulfit- H2SO4 väävelhape SO4-2 sulfaat- H2CO3 süsihape CO3-2 karbonaat- H2SiO3 ränihape SiO3-2 silikaat- H3PO4 fosforhape PO4-3 fosfaat- HNO3 lämmastikhape NO3- nitraat- HNO2 lämmastikushape NO2- nitrit- Mittemetallioksiidide nimetustes näidatakse elementide aatomite arvud eesliidetega: 2 di- 5 penta- 8 okta- 3 tri- 6 heksa- 9 nona- 4 tetra- 7 hepta- 10 deka- Näited: N2O5 dilämmastikpentaoksiid Cl2O - diklooroksiid
2.3.4.1. Oksiidid Tähtsaim CaO (kaltsiumoksiid, tehnikas: kustutamata lubi) Saadakse CaCO3 kuumutamisel (1100-1300C juures), laboris Ca(NO3)2 lagundamisel (→ eriti puhas CaO). Õhu CO2 toimel CaO → CaCO3 Kasutatakse kustutatud lubja, kloorlubja, sooda saamiseks, ehitusmaterjalina, räbustina metallurgias, suhkrutööstuses, muldade lupjamiseks, kaltsiumväetiste tootmiseks jm. BeO ja MgO kasut. tulekindla, rasksulava materjalina BeO – amfoteerne, MgO – aluseline oksiid Ülejäänud oksiide kasutatakse suhtel. vähesel määral (SrO – televiisorite kineskoobiklaasis, neelab röntgenikiirgust) 2.3.4.2. Hüdroksiidid Väga laialdaselt kasutatakse Ca(OH)2 - kõige odavam tugev alus (leelis). Kasutusalad osal. kattuvad CaO-ga, sest vesikeskkonnas CaO + H2O → Ca(OH)2 (nii ka saadakse). Lahustub vees üsna raskesti (0,11%) Õhus Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O (nii tahkes olekus kui vesilahustes)
Väga suur tähtsus ehitusmaterjalina (puistematerjal, plaadid jm.), kipsvormid skulptuuridele, bareljeefid jm. Karbonaadid - looduses levinud Ca karbonaadid: CaCO3 ja Ca(HCO3)2. CaCO3 - lubjakivi (paekivi), kriit, marmor, kasutatakse tohututes kogustes ehitusmaterjalina. Ca ja Mg soolad põhjustavad vee kareduse: vähendab vee lahustamisvõimet, tekitab katlakivi, vähendab seebi pesemisvõimet, toidu - joogi kvaliteeti jne. 13. rühm: B Al Ga In Tl Boor (B) - Boorhape on ainus anorgaanil. hape, mida leidub looduses üsna puhtal kujul. Lihtaine kujul eraldati esmakordselt 1808 Gay-Lussac, Thenard Leidumine looduses: tähtsamad mineraalid: kolemaniit Ca[B3O4(OH)3]·H2O: uleksiitCaNa[B5O6(OH)6]·5H2O Boor lihtainena: on pooljuht, toatemperatuuril praktil. elektrit ei juhi, t° tõusul el.- juhtivus suureneb, üle 1000°C – hea elektrijuht. Toatemp.-l reageerib ainult F2-ga, → BF3. Kõrgemal t°-l O2-ga (→ B2O3, diboortrioksiid). Hal-dega(→ BCl3, BBr3). S-ga (→
ttemetallioksiidid Aluselised oksiidid Amfoteersed oksiidid Happelised oksiidid Neutraalsed oksiidid K2O, CaO, MgO, Al2O3, ZnO, Cr2O3 SO2, SO3, CO2, P4O10, NO2, NO, N2O, CO Na2O, FeO, BaO N2O5, N2O3, SiO2,(CrO3, Mn2O7) Keemilised omadused: Saamin e: I Aluseline oksiid+ HAPE = sool+ vesi 1.)Lihtainete põlemisel Aluseline oksiid+HAPPELINE OKSIID =sool 2.)Liitainete põlemisel Aluseline oksiid+vesi =LEELIS 3.)Hapnikku sisaldavate liitainete lagundamisel: a) hapnikhapete lagunemisel II Happeline oksiid+ALUS =sool+
3. tugevad happed kõik happe molekulid jagunevad lahuses ioonideks (nt H 2SO4 , HNO3 , HCl , H3PO4) ja nõrgad happed ainult osa happe molekule jaguneb lahuses ioonideks (nt H2S , H2CO3 , CH3COOH) Ohutusnõuded: Vältida hapete sattumist nahale, riietele, lauale. Vajadusel kasuta kaitsevahendeid, nt kummikindad, kittel. Kui hapet satub nahale, siis pesta külma veega ja loputada söögisooda lahusega. Hapete lahjendamisel valame hapet veele. [metall + hape sool + vesinik ] alati on redutseerijaks metall ja oksüdeerijaks vesinik. HCl vesinikkloriidhape ehk soolhape. Tugev hape. Saadakse gaasilise vesinikkloriidi juhtimisel vette. Terava lõhnaga, kahjustab hingamisteid. Maomahl on 0,5% HCl lahus. H2S divesiniksulfiidhape. Saadakse gaasilise divesiniksulfiidi juhtimisel vette. Mädamuna lõhnaga. H2SO4 väävelhape. Tugev hape, mis on oksüdeerijaks. Saadakse vääveltrioksiidi reageerimisel veega SO 3+H2O->H2SO4
Juhendas: Helgi Muoni Klass: 10a Tartu 2003 I AINE PÕHIKLASSID LIHTAINED LIITAINED Koosnevad ühe elemendi aatomitest Koosnevad mitme elemendi (~ 400) aatomitest Metallid Poolmet. Mittemet. Oksiid Hape Alus Sool ~90 5 19 CO2 HCl KOH KCl Cu, Ag Ge, As, S, P, O2 K2O H2SO4 Cu(OH)2 NaHCO3 Sb CO Cu(OH)2 Al2O3 KA(SO4)2 Lihtainete arvukust tõstab allotroopia Nähtus.
KARBOKSÜÜLHAPPED Karboksüülhapped on orgaanilised aineid, mis sisaldavad üht või mitut karboksüülrühma (-COOH). Üldvalem R-COOH või HOOC-R Karboksüülhapete nimetused tuletatakse süsivesinike nimetustest ja lisatakse nimele lõppu lõppliide - hape. N: CH3CH3 (etaan) CH3COOH (etaanhape) Sõltuvalt karboksüülrühmade arvust eristatakse monohappeid (metaanhape) ja dihappeid (oblik- ehk etaandihape). Lisaks on olemas ka aromaatseid karboksüülhappeid (bensoehape), küllastumata karboksüühappeid (süsivesinikahelas on mitmekordsed sidemed, näiteks propeenhape ehk akrüülhape) ja hüdroksühappeid (sisaldavad karboksüülrühmade kõrval hüdroksüülrühmi, näiteks 2-hüdroksüpropaanhape ehk piimhape).
Osooni tekkimine N+O2-NO+O summeerides need võrrandid saame N2+O2-2NO Lämmastikoksiidi oksüdatsioonil sudus tekib lämmastikdioksiid. UV mõjul NO ja NO2 ergastuvad ja moodustub monohapnik ja edasi juba osoon. NO+hv+O2->NO2+O NO2+hv-NO+O NO2+hv+O2-NO+O3 O2+O->O3 Lämmastikoksiid, osoon ja monohapnik võib reageerida õhus leiduva veeauruga ja orgaaniliste ühenditega, tekivad toksilised ained. Happevihmad Tekib fosiilsete kütuste põlemise tagajärjel. SO2 oksüdeerub väävelhappeks, kus väävelhape astub reaktsioon kaltsimkarbonaadiga, mille tõttu ka marmorimst ja paekivi hoonetel tekivad suured kahjustused. H2SO4+CaCO3+H2O->CO2+CaSO4*H2O lubjakivi kips Väävel Väävlil on 4 stabiilset isotoopi, massiarvudega 32, 33, 34 ja 36. Väävel on mittemetall. Tal on rohkelt allotroopseid vorme. Tavatingimustes on stabiilne rombiline väävel
reageerimisel klooriga tekivad kloriidid (2Fe + 3Cl2 2FeCl3). Reageerimisel lahjendatud hapetega reageerivad ainult pingereas vesinikust vasakul olevad metallid, oksüdeerijaks on H2 ioon, leelistega reageerimisel on oksüdeerijaks OH (NaOH) ning tuleb vaadata aluste ja soolade lahustuvust vees(NaCl). Veega reageerivad aktiivsed metallid (K - Mg) tekivad hüdroksiid ja H2 - 2Na + 2H2O 2NaOH + H2; keskmised metallid (Al - Fe) reageerivad veeauruga (kõrgel to) - tekivad oksiid ja H2, Zn + H2O ZnO +H2; väheaktiivsed metallid (Ni-Au) ei reageeri veega. Hapnikuga reageerimisel tekivad oksiidid: 4Al+3O2=2Al2O3. Enamik metalle reageerib ka väävliga: Fe + S = FeS. Kloor on halogeen ( 7 A rühm) 2Na+Cl2=2NaCl. Lahjendatud hapetega reageerimine vastavalt elektrokeemilisele pingereale. Enne H2 tõrjub H2 välja ja peale vesinikku ei tõrju välja. Na + OH NaOH ???. Sooladega: Fe + CuSO4=FeSO4 + Cu. Veega 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 6
Väärisgaasidega ( 8 VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) metallid ei reageeri Muude mittemetallidega reageerivad kõrgel temperatuuril Al + P = AlP alumiiniumfosfiid [ Al - 3e = Al3+ ja P +3e = P3- ] 6Na + N2 = 2Na3N naatriumnitriid [ Na - 1e = Na+ ja N +3e = N3- ] 4Al + 3C = Al4C3 alumiiniumkarbiid [ Al - 3e = Al3+ ja C +4e = C4- ] ja nii edasi Vesilahustes kulgevate asendusreaktsioonide suuna määramiseks kasutatakse pingerida. Metall + Hape Hapetega reageerimisel tõrjub metall happest vesiniku välja. oksüdeerijaks on tegelikult vesinikioon 2Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2 antud reaktsioonis on ja kõikide seda tüüpi reaktsioonide lühendatud ioonivõrrand on Me + ZH+ + = MeZ+ + Z/2 H2 (2Na + 2H+ = 2Na+ + H2) Väärismetallid hapetega ei reageeri Kui happe anioon on tugev oksüdeerija ( HNO3 ja kange H2SO4) siis pingerida ei saa kasutada, sest toimuv
Looduses levinuim metall. (kööginüud, pakkefoolium, elektrijuhtmed) Al2O3 alumiiniumoksiid, väga kõva, hinnatud vääriskivid nagu punane rubiin, sinine ja kollane safiir. CO2 süsihappegaas, karastusjoogid, gaasiline, ei põle, ei ole mürgine, lahustub vees, tekib põlemisel. SiO2 liiv, tahke, mittelahustuv, tehakse klaasi, valge kvarts. CaO kustutamata lubi, ehituses. HCl vesinikkloriidhape e. soolhape, rugev hape, neutraliseeridakse soolaga. NaOH subikivi, leelis, süüvitab, seep, tahke, valge, pH>7. Ca(OH)2 kustutatud lubi, leelis, ehitusmaterjalid, söövitav. NaCl keedusool, tahke lahustub vees, sälitusaine, kasutatakse toitude maitsestamiseks. CaCO3 lubjakivi, marmor, peakivi, kriit, valge. CH4 metaan, HCOOH metaanhape e. sipelghape. C2H5OH etanool e. piiritus, värvitu, põletava maitsega ja terava lõhnaga, lahustub vees, tekitab joovet, tehakse
tüüpilised metallid. Mn on keemiliselt üsna aktiivne. Täiesti puhas mangaan on võrdlemisi vastupidav õhu ja vee suhtes, kuid peene pulbrina on ta õhus isesüttiv. Vesi toimib mangaanisse madalal temperatuuril väga aeglaselt, kuumutamisel kiiremini. Ta on väliselt sarnane rauaga, ollest tast kõvem ja läikivam. (2, 4, 8) Mangaan reageerib kergesti sool- ja lahjendatud väävelhappega: Mn + 2HCl MnCl2 + H 2 Kontsentreeritud väävelhape lahustab teda ainult soojendamisel: Mn + 2H2SO4 MnSO4 + SO2 + 22 Mangaan lahustub lämmastikhappes, redutseerides viimast oksiidini või isegi dilämmastikoksiidini: 3Mn + 8HNO3 3Mn(NO3) 2 + 2NO + 4H2O 4Mn + 10HNO3 4Mn(NO3) 2 + N2O + 5H2O (4) Mn reageerib peenestatult hapnikuga, kuumutamisel ka lämmastikuga, väävliga ning süsinikuga: 3Mn(s) + 2O2(g) Mn3O4(s) 3Mn(s) + N2(g) Mn3N2(s) mangaan(II)nitriid
Lakmus(paberi kujul) Metüüloranz punane alla 3 pH kollane üle 4,5 pH Fenoolftaleiin värvusetu alla 8,5 roosa üle 9.5 pH Broomtümoolsinine kollane alla 6.5 sinine üle 7.5 59. lahuse pH mõiste. Seos vesiniku ioonide kontsentratsiooni ja lahuse pH väärtuse vahel. pH tähendab vesinikeksponenti mis iseloomustab vesinikioonide kontsentratsiooni lahuses. pH skaala 1 2 tugev hape 3 4 5 nõrk hape 6 7 neutraalne 8 9 nõrgalt leeliseline 10 11 12 tugevalt leeliseline 13 60. lahuse pH määramisviisid.
1. mangaani tähtsamad oksiidid, valem, värvus, lahustuvus vees, leelistes, hapetes jt omadused. Tuntakse järgnevaid stabiilseid mangaanoksiide: MnO (hallikas-roheline), Mn2O3 (pruunikas-must), MnO2 (pruunikas-must), Mn3O4 (pruunikas-must), Mn2O7 (rohekas või pruunikas vedelik). Leiduvad looduses mineraalidena v.a viimane neist. MnO2 ehk mangaandioksiid on praktikas tähtsaim mangaani oksiid ja levinuim Mn ühend looduses. MnO2 on tugev oksüdeerija, mis juba nõrgal kuumutamisel vesiniku atmosfääris redutseerub: MnO2 + H2 MnO + H2O. MnO2 oksüdeerib ka ammoniaaki: 6MnO2 + 2NH3 3Mn2O3 + N2 + 3H2O. MnO2 on amfoteerne oksiid. Sulatamisel leelistega õhuhapniku juuresolekul moodustuvad manganaadid(VI): 2MnO2 + 4KOH + O2 2K2MnO4 + H2O
lahustes – vahetusreaktsio onid (sarnased 10. alus + sool alus 2 NaOH + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH)2↓ laengud nö + sool vahetavad 3 Ca(OH)2 + Fe2(SO4)3 2 Fe(OH)3↓ + kohad!) 3 CaSO4 Reaktsioonid tüübist 9. ja 10. toimuvad siis, kui mõlemad lähteained lahustuvad vees ja vähemalt üks saadustest sadeneb. (lisaks alus+hape 11. hape + sool 2 HCl + Na2S 2 NaCl + H₂S↑ reaktsioonile) sool + hape FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S↑ CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2↑ Na2SO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + SO2↑ Need on 4 levinuimat tüüpi – HCl, H2S, H2CO3 (CO2) ja H2SO3 (SO2) teke!
tinatamisel, elektrolüüt süsinik-tsinkelemendis, meditsiinis rögalahtisti . NH4NO3 (ammooniumnitraat) väetis ja lõhkeaine komponent (NH4)2CO3 (ammooniumkarbonaat ehk põrdasarvesool) kasutatakse kondiitritööstuses kergitusainena taignas. Kuumutamisel ta laguneb, eraldades gaasilisi aineid, mis kergitavad küpsevat tainast // (NH4)2CO3 2NH3 + CO2 + H2O N2O - dilämmastikoksiid ehk lämmastik(I)oksiid ehk naerugaas Ta on värvuseta, neutraalne oksiid, nõrga meeldiva lõhnaga, vees lahustuv narkootilise toimega gaas. Väiksemates kogustes sissehingamisel põhjustab ta elevust ja lõbusat meeleolu. Suuremates kogustes kutsub ta esile valutunde kaotamise ja narkootilise une. Sel põhjusel on teda kasutatud ka lühiajalistel operatsioonidel ja sünnitustel valuvaigistamisel. Dilämmastikoksiidi saadakse NH4NO3 nõrgal kuumutamisel, kuid tekkiv N2O ei ole püsiv, sest ta laguneb kergesti lämmastikuks ja hapnikuks.
Magneesium fosfaat Mg3(PO4)2 Soolasid jaotatakse: Lihtsoolad, Vesinik soolad (valemis on sees ka happe vesinik) Magneesium vesinik fosfaat MGHPO4 Page 1 Naatrium di vesinik fosfaat NAHPO4 Soolasid jaotatakse lahustuvuse järgi. Lahustumatud: FeSO3, KORDAMINE KONTROLL TÖÖKS 1)Arvuta aine massi % väärtus. Aine massi % arvutamine. 2)Sõnastada mõisted ja tuua näiteid. Oksiid Aluseline oksiid Happeline oksiid Amfoteerne oksiid Hape(d) Alus Hüdroksiid Leelis Sool(ad) 2)Jaotused Aluse jaotus Vees lahustuvad vees mitte lahusuvad NaOH, KOH MgOH, CuOH 3)Hapete jaotus hapniku sisalduse järgi Osisaldavad Omittesisaldavad H2SO4 HCl Page 2 5)Hapete jaotus tugevuse järgi
safiir), tehiskorundi kristalle kasutatakse mitmesuguste aparaadidetailide valmistamiseks, laserites jm. Alumiiniumoksiid on äärmiselt inertne aine, mis praktiliselt ei reageeri veega ega ka hapete või leeliste lahustega. Alumiiniumhüdroksiid (Al(OH)3) on valge tahke aine, mis vees praktiliselt ei lahustu. Selle saamiseks lisatakse alumiiniumsoola lahusele leelist, mis sadestab väga vähe lahustuva hüdroksiidi. Lahustub nii hapetes kui ka leelise liias. Kuumutamisel laguneb, tekivad oksiid ja vesi. Veega tavatingimustes ei reageeri, peale oksiidikihi eemaldamist toimub lühiajaline reaktsioon. Alumiiniumsoolad on enamasti valged tahked ained. Soolade vesilahused on tugevalt happelise reaktsiooniga. Alumiiniumsulfaat (Al2(SO4)3) esineb tahkel kujul enamasti kristallhüdraadina, kasutatakse joogivee puhastamisel. Raud (1s²2s²2p 3s²3p 3d 4s²) on tähtsaim siirdemetall ehk d-element, maakoores levikult neljas element, tuumas põhielemendiks. Rauatriaadi (4.
Omadused: Fluor on helekollane, õhust raskem, terava lõhnaga, mürgine gaas. Kui õhus on miljondik osa fluori, siis põhjustab sellise õhu sissehindamine inimesele surma. Keemiliselt on ta kõige aktiivsem mittemetall ja reageerib kõikide metallide ja mittemetallidega ( v.a. lämmastik, heelium ja argoon). Fluoris süttivad peale metallide ja mittemetallide veel põlema puit, paber, grafiit, väävel ning isegi ka sellised tulekindlad matrjalid nagu asbest ja tellis. Fluori hoitakse vasest või niklist anumates, kuna nende pinnale moodustuvad vastavate fluoriidide õhukesed kelmed, mis takistavad metallide edasist reaktsiooni. Isegi vesi süttib fluoris põlema, kusjuures selle käigus eraldub hapnik. See reaktsioon on ebatavaline, sest harilikult ained põlevad hapnikus, kuid siin tekib hapnik põlemisprotsessi tulemusena: 2F2 + 2H2O à 4HF + O2
Halogeenide oksüdeerivate omaduste nõrgenemine rühmas ülevalt alla avaldub sellest, et iga aktiivsem halogeen võib vähem aktiivsema halogeeni ühendist välja tõrjuda. Vähem aktiivseid halogeenseid on seega võimalik saada vastava halogeniidi reageerimisel aktiivsema halogeeniga. 2 NaBr + Cl2 -> 2Na Cl + Br2 Cl2 + 2 KI = I2 + 2 KCl Laboris saadakse konts. soolhappe reageerimisel MnO2 või KMnO4-ga MnO2+ 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O VIA rühm 7 Üldiseloomustus Hapnik ja väävel kuuluvad perioodilisustabeli VIA rühma elementide ehk kalkogeenide hulka. Enamik VIA rühma elemente on üsna tugevate mittemet. omadustega. Rühmas ülevalt alla mittemet omadused nõrgenevad. Negatiivses oksüd astmes ühendeid moodustavad nad metalliliste ja endast vähemaktiivsete mittemetalliliste elementidega. Hapnik lihtainena Tavalise molekulaarse hapniku ehk dihapniku iseloomulikud füüsikalised omadused: lõhnata, maitseta, värvuseta gaa
annaabi.ee 
