Leeline+sool=alus+sool Alus+happelineoks.=sool+vesi Oksiid+vesi=alus Aluselag.- sool+hape=sama eral.vesi ja jääkioon SO3 H2S väävelhape SO sulfa O4 4 2- at N2 HN lämmastikha NO nitra O5 O3 pe 3- at HCl Vesinikklorii Cl - klori dhape id e. soolhape HBr vesinikbromi Br - brom id iid HI vesinikjodiid I- jodii d H2S divesiniksulf S 2- sulfii iidhape d SO2 H2S väävlishape So3 sulfit O3 2- CO H2C süsihape CO karb 2 O3 3 2- onaa t P4O H3P fosforhape PO Fosf 10 O4 4 3- aat N2 HN lämmastikus NO nitrit O3 O2 hape 2-
NaClO3taimekaitsemürk, PVC-kunstnaha ja kunstkarunaha saamiseks ei tohi põletada, Teflon- pottide ja pannide sisekate, Sõjagaasid- keemiline relv, CF2Cl2- külmikuvedelik ja aerosoolides.Halogeniidioonide tähtsus organismis- Cl- maomahlas valkude seedimiseks, J-kilpnäärmetöös, F- hammastes, luudes, Br-suguhormoonis vajalik.Vesinikhalogeniidid: HF- vesinikfluoriid-mürgine gaas, HCl-vesinikkloriid-mürgine gaas, HBr- vesinikbromiid-terava lõhnaga, mürgine, HJ-vesinikjodiid-mürgine, terava lõhnaga. Vesinikhalogeniidhapped: HF-vesinikfluoriidhape-keskmine, HCl-vesinikkloriidhape-tugev, HBr-vesinikbromiidhape, HJ- vesinikjodiidhape.kõige tugevam. Halogeenid: valem, nimi, oleks, värvus, mürgisus: F2, fluor, toa t, gaasiline- helekollane-väga mürgine; Cl2-kloor- toa t gaasiline- rohekas kollane-mürgine; Br2-broom-vedel- pruun-mürgine; I2-jood-tahke-must, violetne, läikega-mürgine
.. Soolade nimetused I,II,IIIA metallide soolade nimetustes ei märgita metalli laengut; Teiste metallide soolade nimetustes märgime rooma nr-ga metalli laengu Näiteks: FeCl3 – raud(III)kloriid ja FeCl2 – raud(II)kloriid; NH4+ on ammooniumioon, moodustab nõrga alusena kergestilagunevaid ammooniumsoolasid, näiteks NH4+ Cl- ammooniumkloriid. Cl- kloriid PO4-3 fosfaat Br- bromiid CO3-2 karbonaat I- vesinikjodiid SiO2-2 silikaat S-2 sulfiid NO3- nitraat SO3-2 sulfit NO2- nitrit SO4-2 sulfaat Soolade nimetused lõppevad happeaniooni nimetusega, mis on tuletatud elementide ladinakeelsetest nimetustest. Pööra tähelepanu lõppliidetele –iid, -it, -aat. http://web.zone.ee/gagriigieksam/KeemiaRE_Aineklassidteooria.doc;
ainevahetuse kiirust, kasvamist ja arengut ning valkude sünteesi. Lisaks osaleb jood inimese ainevahetuse normaalse tempo ja püsiva kehasoojuse tagamisel, sidekoe, juuste, küünte ja naha normaalsel arengul. Joodi ülemäärane tarbimine põhjustab suuhaavandeid., palavikku, metallimaitset suus, süljenäärme paisumist. kõhulahtisust, tugev kipitustunne kätes ja jalgades, iiveldusokendamist, peavalu ja hingamisraskusi. tuntumate ühendite omadused, kasutusalad:Vesinikjodiid on värvitu, terava lõhnaga, nuuskes õhus suitsev gaas, mis lahustub ülihästi vees. Vesinikjodiidi vees lahustamisel tekib vesinikjodiidhape, mis on värvitu, terava lõhnaga sööbiv ja niiskes õhus tugev hape. Hõbejodiidi kiristallid sarnanevad jääkristallidega. Kui lennukilt pihustada pilvesse hõbejodiidi kristallikesi, siis muutuvad need kondensatsiooonikeskmeteks ja nende ümber hakkavad kasvama piisad
Joodi lahust etanoolis nimetatakse jooditinktuuriks. See on pruunika värvusega lahus. Jood on nõrk oksüdeerija. Paljude metallide ja mittemetallidega ta vahetult toatemperatuuril ei reageeri. Reageerimiseks on vajalikud kõrgem temperatuur ja katalüsaatorite juuresolek. Reageerides lihtainetega moodustab ta jodiide. Vesinikuga reageerib jood vaid soojendamisel, moodustades värvitu, terava lõhnaga niiskes õhus suitseva gaasi vesinikjodiidi: H2 + I2 _ 2HI Vesinikjodiid on värvitu, terava lõhnaga, nuuskes õhus suitsev gaas, mis lahustub ülihästi vees. Vesinikjodiidi vees lahustamisel tekib vesinikjodiidhape, mis on värvitu, terava lõhnaga sööbiv ja niiskes õhus tugev hape. Hi laguneb samas valguse ja õhu toimel, mille tagajärjel hape tumeneb sinna sisse tekkiva puhta joodi tõttu. Kergesti reageerib jood kaaliumjodiid vesilahusega, andes kaaliumtrijodiidi: KI + I2 _ KI3 Tõestamine
mille hulgas on rohkesti sooli. Astaat on radioaktiivne element. Kõik halogeenid on keemiliselt väga aktiivsed mittemetallid. Seejuures nõrgenevad mittemetallilised omadused reas F Cl Br I joodi suunas. Samas suunas suureneb nende elementide aatomiraadius. Seega on halogeenidest fluor kõige mittemetallilisem, joodil võib täheldada aga metallilisi omadusi. Halogeenide ühinemisel vesinikuga tekivad vesinikhalogeniidid vesinikflouriid HF, vesinikkloriid HCl, vesinikbromiid HBr ja vesinikjodiid HI. Need on kõik keemiliselt aktiivsed gaasid. Vesinikkloriidi saadakse tööstuses kloori ja vesiniku ühinemisel: H2 + Cl2 = 2HCl. Vesinik põleb klooris. Hcl on õhust veidi raskem, värvuseta, suitsev ja lämmatav gaas, mis lahustub hästi vees. Toatemperatuuril lahustub ühes mahuosas vees umber 500 mahuosa vesinikkloriidi. Vees vesinikkloriidhappe dissotsieerub: HCl = H+ + Cl-. Laboris saadakse HCl tahke naatriumkloriidi NaCl ja kontsentreeritud väävelhappe H2SO4
Kartulites sisalduva tärklise tõestamine jooditinktuuriga, mille tulemusel kokkupuutepind värvub tumesiniseks. Jood on nõrk oksüdeerija. Paljude metallide ja mittemetallidega ta vahetult toatemperatuuril ei reageeri. Reageerimiseks on vajalikud kõrgem temperatuur ja katalüsaatorite juuresolek. Reageerides lihtainetega moodustab ta jodiide. Vesinikuga reageerib jood vaid soojendamisel, moodustades värvitu, terava lõhnaga niiskes õhus suitseva gaasi vesinikjodiidi. Vesinikjodiid on värvitu, terava lõhnaga, nuuskes õhus suitsev gaas, mis lahustub ülihästi vees. Vesinikjodiidi vees lahustamisel tekib vesinikjodiidhape, mis on värvitu, terava lõhnaga sööbiv ja niiskes õhus tugev hape. Hi laguneb samas valguse ja õhu toimel, mille tagajärjel hape tumeneb sinna sisse tekkiva puhta joodi tõttu. Kasutusalad Väikestes kogustes kasutatakse joodi erinevatel aladel nagu näiteks orgaaniliste ja
violetsed aurud, terava iseloomuliku lõhnaga. Lahustub hästi paljudes orgaanilistes lahustites.Keemiliselt aktiivsuselt jääb alla teistele halogeniididele (peale At). O-a ühendites: -I, I, III, V, VII. Paljude mittemetallidega (C, N2, O2, S, Se) vahetult ei reageeri. H2, Si ja paljude metallidega reag ainult kõrg temp. Reag teiste hal-dega → interhalogeniidid, leeliseliste lahustega reag → jodiidid, jodaadid. Vesinikuga → HI vesinikjodiid. Hapnikhapped: HIO – hüpojoodishape on tuntud vaid lahjades vesilahustes, HIO3 – joodhape. Hapnikuühenditest on tuntud veel oksüfluoriidid. Tootmine: Eraldatakse peamiselt looduslikest vetest, mis hapustatakse pH-ni 2,5-3,5, töödeldakse Cl2-ga või lisatakse NaNO2 lahust. Kasut: mitmesuguste anorgaaniliste või orgaaniliste joodiühendite saamiseks, katalüsaatorina orgaanilises sünteesis, metallide
Jood: Avastas2st jm.) rektifikatsiooniga jt. meetoditega. Pariisi kee mik ja salp e etrivabrikant Bernard Courtois 1811 , Mustjash all kristallaine, rombiline kristallvõre, kerg e sti tekivad violets e d aurud, terava iseloo m uliku lõhnag a ; Lahustub hästi paljud e s orgaaniliste s lahustites . Paljud m etallid reag e e rivad I2 ga en er gilis elt vaid niiskus e juures ol ekul (takistab kaitsekihi moo d u stu mi st), Vesinikuga HI vesinikjodiid ; kuumuta mis el lagun e b kerg e sti (erinevalt HFst, HCl st) , värvitu, terava lõhnag a gaa s , lahustub ülihästi vee s . Joodi kasutataks e mitm e s u g u st e : anorg a aniliste või , orgaaniliste joodiüh e n dite saa mi s e k s , katalüsa atorina orgaanilise s sünte e si s , m etallide (Ti, Zr, Hf) jodiidrafine eri mis e k s , analüütilise kee mia m etoo dikate s , m e ditsiinis antise ptikuna ja
jodaadid: 3I2 + 6NaOH → NaIO3 + 5NaI + 3H2O 3I2 + 3Na2CO3 → NaIO3 + 5NaI + 3CO2 I2 eraldub lihtainena sooladest (oksüdeeruvad: I- → I2) juba nõrkade oksüdeerijate (Fe3+, Cu2+, HNO2) toimel Tugevate oksüdeerijate (Cl2, ClO-) toimel I → HIO3 I2 redutseerub (→ I-) H2S, Na2S2O3, N2H4 jt. redutseerijate toimel I2 + NH3 (vesilahus) → NI3 (lämmastiktrijodiid) kuivalt väga kergesti plahvatav ühend Vesinikuga → HI vesinikjodiid kuumutamisel laguneb kergesti (erinevalt HF-st, HCl-st) värvitu, terava lõhnaga gaas lahustub ülihästi vees: 234 g HI/100g H2O (10ºC) gaasilise HI lahustumisel → vesinikjodiidhape HI värvitu, terava lõhnaga vedelik laboris: taval. punakas … tumepunane (oksüdeerunud, HI → I2) HI sisaldus ca 50%, d = 1,5 kg/dm3 tugev hape, sööbiv
annaabi.ee 
