5. Mittemetallid

Mittemetallid moodustavad umbes 1/3 kõigist elementidest. Selles peatükis vaatlemegi mittemetallide füüsikalisi ja keemilisi omadusi.

5.1. Keemiline side

Ainetes on üksikud aatomid enamasti ebapüsivad, mistõttu ühinevad nad molekulideks või kristallideks.

Ainult vähesed keemilised elemendid esinevad looduses vabade aatomitena. Ainetes on üksikud aatomid enamasti ebapüsivad, mistõttu ühinevad nad suuremateks osakesteks – molekulideks või kristallideks. Seega enamike ainete korral on keemilise elemendi aatomid vastastiktoimes sama elemendi või mõne teise elemendi aatomitega. Aatomitevahelist toimet nimetatakse keemiliseks sidemeks. Sideme konkreetseks tekkepõhjuseks on aatomeid siduvate ühiste elektronpaaride moodustumine või aatomitest tekkinud vastaslaenguga ioonide tõmbumine.

Keemilise sideme moodustumine

Keemilise sideme tekkimisel vabaneb alati energiat.

Keemilise sideme tekkimisel vabaneb alati energiat (vaata joonist 1). Molekulide tekkimine aatomitest ja molekulide lagunemine aatomiteks on kaks vastassuunalist protsessi. Molekuli lagundamiseks tuleb lõhkuda keemilisi sidemeid, milleks kulub energiat.

pilt

Joonis 1. Energiamuutused keemilise sideme tekkel (1) ja lagunemisel (2)
Molekulil on alati madalam energia kui tema koosseisus olevatel üksikutel aatomitel.

Molekul on väikseim iseseisev osake ja koosneb kovalentse(te) sideme(te)ga seotud aatomitest. Molekulil on alati madalam energia kui tema koosseisus olevatel üksikutel aatomitel.

Keemiline side on aatomitevaheline vastastiktoime, mis on seotud elektronpilvede (orbitaalide) osalise kattumisega, mis vähendab süsteemi energiat. Keemilise sideme liigid on kovalentne side, iooniline side, metalliline side ja vesinikside.

Kovalentne side

Kovalentne side on aatomitevaheline side, mis tekib ühiste elektronipaaride moodustumisel. Selleks on kaks võimalust. Kõige sagedamini moodustub ühine elektronipaar viisil, kus mõlemad aatomid annavad selleks ühe elektroni. Näiteks vesinikumolekul tekib, kui mõlemad vesinikuaatomid annavad oma elektroni sideme moodustamiseks (joonis 2).

pilt

Joonis 2. Vesinikumolekuli teke. Vasakul on kujutatud H2 moelkuli teket ruutskeemina, paremal on toodud sfääriliste 1s orbitaalide kattumine ja ühise elektronpaari moodustumine. Allikas: https://en.wikipedia.org/wiki/Covalent_bond

Lämmastikuaatomil on väliskihis 5 elektroni, 3 neist on paardumata. Lämmastikuaatomi paardumata elektronid ühinevad vesinikuaatomite elektronidega – tekivad ühised elektronpaarid ehk moodustub kolm keemilist sidet (joonis 3).

pilt

Joonis 3. NH3 teke

Osakese väliskihi elektrone ja keemilist sidet kujutatakse ka täppskeemina:

· üksik täpp tähistab ühte elektroni välisel elektronkihil,

: kaks täppi tähistab elektronpaari,

‑ tähistab üksiksidet,

= tähistab kaksiksidet,

tähistab kolmiksidet.

pilt

Joonis 4. NH3 molekuli tekkimine täppskeemiga

Teine võimalus keemilise sideme tekkeks on, kui üks osake annab elektronpaari ja teine tühja orbitaali. Näiteks NH3 molekul seob prootoni H+, mille tulemusena tekib N-H side NH4ioon (joonis 5).

pilt

Joonis 5. NH4+ iooni moodustumine

Sideme polaarsus

Kovalentne side võib olla mittepolaarne (kui elektronpaar on jagatud võrdselt mõlema aatomi vahel) või polaarne (kui elektronpaar on tõmmatud rohkem ühe aatomi poole. Kovalentse sideme hindamiseks kasutatakse keemias suurust elektronegatiivsus (elektronegatiivsust tähistatakse sümboliga χ, elektronegatiivsuste väärtusi vaata jooniselt 6). Elektronegatiivsus näitab elemendi aatomite võimet tõmmata enda poole ühist elektronpaari. Elektronegatiivsus suureneb perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles. Kõige suurem elektronegatiivsus on fluoriaatomil ja kõige väiksem tseesiumiaatomil.

pilt

Joonis 6. Mõnede elementide elektronegatiivsuste väärtused. Allikas: https://ptable.com/?lang=et#Properties/Electronegativity

Lihtainete kaheaatomilistes molekulides (H2, O2, N2 jt) on ühine elektronpaar võrdselt mõlema aatomi valduses, sest aatomid seovad elektronpaari ühesuguse tugevusega (vt joonist 7). Väga tihti on aga kovalentne side moodustunud eri tüüpi aatomite vahel (H2O, HI, NaCl jt). Need aatomid mõjutavad ühist elektronpaari erinevalt, kuna on erineva suuruse ning tuumalaenguga. Ühine elektronpaar on alati tõmmatud mittemetallilisema elemendi ehk elektronegatiivsema elemendi aatomi poole.

pilt

Joonis 7. a) mittepolaarne kovalentne side, kus elektronpar on jagatud kahe aatomi vahel võdselt, b) polaarne kovalentne side, kus ühine elektronpaar on tõmmatud elektronegatiivsema elemendi poole, c) iooniline side, kus elektron on läinud elektronegatiivsemale aatomile.

Polaarse kovalentse sideme puhul on aatomeid siduv ühine elektronpaar tõmmatud elektronegatiivsema elemendi aatomi poole ja molekulide osadel on erinimelised osalaengud. Mida rohkem on ühine elektronpaar ehk elektronpilv tõmmatud elektronegatiivsema elemendi aatomi poole, seda polaarsem on side. Näiteks vesinikkloriidi molekulis on vesinik väiksema elektronegatiivusega kui kloori aatom ning ühine elektronpilv on tõmmatud kloori aatomi poole: δ+H :Clδ-. Vesiniku aatom on polariseeritud positiivselt ja kloori aatom negatiivselt.

Mittepolaarse kovalentse sideme korral on aatomeid siduv elektronpaar võrdselt mõlema aatomi valduses.

Iooniline side esineb vastasmärgiliste laengutega ioonide vahel  kristallivõres. Iooniline side kujutab endast polaarse kovalentse sideme üht äärmuslikku piirjuhtu (teine piirjuht on mittepolaarne side). Ioonilise sideme korral on aatomeid siduv ühine elektronpaar täielikult üle läinud elektronegatiivsema elemendi aatomile, mille tulemusena on tekkinud vastasmärgiliste laengutega ioonid. Vastasmärgilisi ioone hoiavad koos elektrostaatilised tõmbejõud (joonis 6 c).

Elektronegatiivsuste suhtelise erinevuse järgi saab määrata kovalentse sideme alaliike. Elektronegatiivsuste suhtelist erinevust tähistatakse sümboliga Δχ ning selle leidmiseks tuleb lahutada ühendis keemilist sidet moodustavate elementide elektronegatiivsuste väärtused. HCl korral Δχ = χkloor - χvesinik = 3,2 - 2,2 =1.

Kui Δχ < 0,5, siis on tegemist kovalentse mittepolaarse sidemega (H2, Cl2, aga ka molekulid, mille elektronegatiivsuste erinevus on väga väike).

Kui 0,5 < Δχ < 2,0 loetakse side kovalentseks polaarseks (HF, HCl, H2O).

Kui Δχ > 2,0, loetakse side valdavalt iooniliseks (NaCl).

Vesinikside

Vesinikside on väga laialt levinud ning mõjutab paljude protsesside kulgemist. Näiteks vesiniksidemete teke soodustab aine lahustumist. Ühe aatomiga tekib vesinikul tugev side – kovalentne polaarne side, teisega nõrgem – nn vesinikside (vaata joonist 8). HF molekulis on ühine elektronpaar tõmmatud fluori aatomi poole, kusjuures vesiniku aatom on jäänud peaaegu elektronpaarita. F aatomil on negatiivne osalaeng (δ-) ning vesiniku aatomil positiivne osalaeng (δ+). H-side tekib postiivse osalanguga vesinikuaatomi ja teise HF molekuli negatiivse osalaleguga fluoriaatomi vahel. H-sidet märgitakse skeemides punktiirjoonena.

pilt

Joonis 8. Vesinikside vesinikfluoriidis

Vesinikside on elektronegatiivse elemendiaatomi (F, O, N) ja polaarse sidemega seotud vesinikuaatomi vaheline täiendav side ja on nõrgem, kui kovalentne side (H-sideme näide veemolekulide vahel joonis 9). Enamasti esineb H-side molekulide vahel, kuid võib esineda ka suuremate molekulide erinevate osade vahel (näiteks DNAs ja RNAs).

pilt

Joonis 9. Vesinikside veemolekulide vahel (märgitud  1-ga). Allikas: https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_bond

5.10. Süsinik ja süsinikuühendid

Võrreldes süsinikku (lihtainena) 2. perioodi teiste mittemetalliliste elementide lihtainetega (F2, O2, N2, Ar) ilmneb selge erinevus. Hapniku, lämmastiku, fluori ja argooni korral on tegemist molekulaarsete ainetega, süsinik on mittemolekulaarne aine. Süsinik moodustab tahkes olekus aatomvõre. Süsiniku peamised allotroobid on teemant ja grafiit (joonis 1). Vaata videot süsiniku kui lihtaine kohta.

Allikas: https://youtu.be/jsMfqaUqGLk

pilt

Joonis1. Süsiniku allotroobid teemant ja grafiit. Allikas: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite2.jpg

Süsinikul on kaks elektronkihti ning väliskihil on kokku neli elektroni, mis saavad moodustada keemilisi sidemeid. Süsiniku elektronvalem on C Z=6|1s22s22p2. Keemilise sideme moodustamisel saab süsinik loovutada või liita neli elektroni. Enamikus reaktsioonides on süsinik tüüpiline redutseerija ehk loovutab viimase kihi elektrone. Enamiku ainetega reageerib süsinik kõrgemal temperatuuril. Joonisel 2 on toodud tähtsamad süsinikuühendid, mis tekivad teiste lihtainetega regeerimisel.

pilt

Joonis 2. Süsiniku keemilised omadused
videoVaata ka metallide saamise peatükki.

Süsinikku kasutatakse metallide tootmisprotsessis redutseerijana.

Fe3O4 + 2C $\xrightarrow[]{temp}$ 3Fe + 2CO2
2ZnO + C $\xrightarrow[]{temp}$ 2Zn + CO2
MnO2 + C $\xrightarrow[]{temp}$ Mn + CO2

Vaatame ka tähtsamaid süsinikuühendeid.

Metaan

Metaan on loodusliku gaasi põhikoostisaine. Metaan (CH4) põleb kõrgel temperatuuril.

CH4 + 2O2  $\xrightarrow[]{temp}$ CO2 + 2H2O     ΔH= -890 kJ/mol

See on eksotermiline reaktsioon ja vabaneb palju energiat. Tänu suurele soojusefektile kasutatakse metaani kütusena.

Süsinikoksiid

Allikas: https://youtu.be/qDae-Iay4Oo
CO on lõhnatu ja väga mürgine.

CO - süsinikoksiid (vingugaas) on värvusetu, õhust veidi raskem gaas. CO on lõhnatu ja väga mürgine. Vingugaas tekib mittetäielikul põlemisel

2C + O2 → 2CO

Sissehingamisel seob CO vere hemoglobiini püsivaks ühendiks, põhjustades seega kudede hapnikunälja. CO 0,1%-line sisaldus õhus on inimesele surmav sissehingamisel 20 minuti jooksul. Linnades on CO üks õhusaaste põhikomponente.

CO ei reageeri vee, aluste ega hapetega. CO kasutatakse metallide tootmisel tugeva redutseerijana (vaata ka metallide saamise peatükki 4.6).

Süsinikdioksiid

CO2 – süsinikdioksiid on gaasiline aine, värvusetu, kergelt happelise maitsega ning õhust 1,5 korda raskem. Toatemperatuuril ja kõrgel rõhul läheb süsinikdioksiid üle värvusetuks vedelikuks, mille järsul jahutamisel tekib tahke CO2, mida nimetatakse „kuivaks jääks“ (joonis 3). Keemiliselt ja termiliselt on CO2 väga stabiiline ning vastupidav, seetõttu saab seda kasutada tulekustutites.

pilt

Joonis 3. Tahke CO2 tüki lisamisel vette  CO2 aurustub ja ka lahustub vees. Allikas: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?title=File%3ASublimation_of_dry_ice_on_water.small.ogv
videoVaata happeliste oksiidide omadusi.

CO2 on happeline oksiid (vaata happeliste oksiidide omadusi peatükist 1.1), mis vees lahustub ning reageerib osaliselt veega, andes süsihappe:

CO2 + H2O H2CO3.

CO2 reageerib nii aluste kui ka aluseliste oksiididega:

СO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O  
CO2 + CaO CaCO3

CO2 kasutatakse toiduainete tööstuses säilitusainena ja jookide karboniseerimisel.

Süsinikdioksiidi saadakse karbonaatide lagundamisel või karbonaatidele happe lisamisel:

CaCO3(t) $\xrightarrow[]{temp}$ CaO(t) + CO2↑(g)
CaCO3(t) + HCl(l) CaCl2(l) + H2O(v) + CO2(g)↑.

CO2 tekib ka käärimise käigus: C6H12O6 2CO2 + 2C2H5OH.

Süsihape ja tema soolad

Süsihape on ebapüsiv hape, mis eksisteerib ainult lahustes. Vesilahuses osaliselt dissotsieerub (peamiselt I astmes).

H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-

Süsihape reageerib aluste ja aluseliste oksiididega (vaata hapete omadus 1.2). Reaktsioonis alustega toimub astmeline neutralisatsioon ja tekivad karbonaadid.

H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O
                             naatriumvesinikarbonaat ehk söögisooda

H2CO3 + 2NaOH Na2CO3 + 2H2O
                             naatriumkarbonaat ehk pesusooda

H2CO3 + Na2O Na2CO3 + H2O

Aktiivsete metallide karbonaadid lahustuvadvees ja reageerivad teiste sooladega, kui tekib sade.

СaCl2+ Na2CO3 CaCO3↓+ 2NaCl

Leelismetallide karbonaadid kuumutamisel sulavad ega lagune. Teised karbonaadid lagunevad oksiidiks ja süsinikdioksiidiks.

CaCO3 $\xrightarrow[]{temp}$ CaO + CO2

BaCO3 $\xrightarrow[]{temp}$ BaO + CO2

Ülesande 1 lahendused

1.6. Mitu mooli CO2 eraldub 120 g CaCO3 mittetäielikul lagunemisel? 35% CaCO3 ei lagune. Vastus anna kaks kohta peale koma.

Vastus: Eraldub 0,78 mol CO2

Lahendus: kirjutame CaCO3 lagunemise võrrandi:

CaCO3 → CaO + CO2

CaCO3 mass on 120 g, kuid sellest 35% ei lagune. Seega laguneb 65% ehk 0,65×120 g = 78 g. Arvestades, et M(CaCO3) = 100 g/mol, leiame selle moolide arvu:

\(n(CaCO_3) = {m \over M}= {78g \over 100g/mol}=0.78mol\)

5.11. Halogeenid

Lihtainena on halogeenid kaheaatomilised molekulid: F2, Cl2, Br2, I2. Halogeenid asuvad VIIA rühmas ning nende aatomite väliskihis on 7 elektroni (joonis 1), seega ühe elektroni liitmisel on viimane elektronkiht täidetud ning o.a ühendites on peamiselt -I.

pilt

Joonis 1. Halogeenide viimase elektronkihi täitumine

Mittemetallilised omadused ja aktiivsus oksüdeerijana nõrgeneb rühmas ülevalt alla, kuna aatomraadius suureneb ja viimase kihi elektronid asuvad tuumast järjest kaugemal (joonis 2). Seetõttu väheneb ka halogeenide keemiline aktiivsus rühmast ülevalt all.

pilt

Joonis 2. Halogeenide molekulid, struktuur ja mudelid

F2 on värvuselt õrnalt rohekaskollane gaas, Cl2 aga rohkem kollakasroheline gaas,  Br2 on punakaspruun raske vedelik (ainus vedel mittemetall), I2 on tahke must metalliläikeline aine. Halogeenid on kõige aktiivsemad mittemetallid – väga reaktsioonivõimelised. Kõige aktiivsem mittemetall on fluor - nii rühmas kui üldse. Mittemetallilisus väheneb reas F – At (astaat on poolmetall).

Halogeenide keemilised omadused

Halogeenid lahustuvad vees vähesel määral. Kloor (samuti broom ja jood) reageerib lahustumisel veega ja tekib nn kloorivesi. Kloorivesi on väga tugevate oksüdeerivate omadustega. Kuna vees lahustunud kloor hävitab baktereid, kasutatakse joogi- ja basseinivee desinfitseerimiseks sageli kloori.

Cl2 + H2O  HCl + HClO
HClO ⇆  HCl + O

Selle reaktsiooni tulemusena tekib atomaarne hapnik, mis on väga aktiivne osake ja reageerib edasi.

Halogeenid on mittepolaarsed molekulid ja lahustuvad paremini vähepolaarsetes lahustites. Näiteks jood lahustub paremini etanoolis kui vees. Joodi lahus etanoolis on tuntud jooditinktuurina.

Halogeenid käituvad reaktsioonides enamasti oksüdeerijatena.

Halogeenid kui aktiivsed mittemetallid käituvad reaktsioonides enamasti oksüdeerijatena. Rühmas ülevalt alla oksüdeerivad omadused vähenevad. Halogeen tõrjub vähemaktiivse halogeeni tema ühendist välja.

2KBr + Cl2 Br2 + 2KCl
2KI + Cl2 I2 + 2KCl
2KI + Br2 I2 + 2KBr

Halogeenid reageerivad enamike mittemetallidega kõrgemal temperatuuril. Fluor reageerib peaaegu kõigi keemiliste elementidega, isegi väärisgaasidega.

Kloori saamine

Lihtaineid saadakse halogeniidide oksüdeerimisel. Cl2 kui tugeva oksüdeerija saamiseks on vaja veel tugevamat oksüdeerijat. Laoboris saadakse kloori peamiselt tahke KMnO4 ja kontsentreeritud HCl lahuse reaktsioonil.

videoElektrolüüsi kohta loe lisaks siit.

Tänapäeval saadakse kloori peamiselt NaCl vesilahuse elektrolüüsil.

pilt Katoodil redutseeruvad veemolekulid ja eraldub vesinik:     

2 H2O + 2 e- H2↑+ 2 OH-     

pilt Anoodil oksüdeeruvad kloriidioonid ning eraldub Cl2

2Cl-  - 2e- Cl2

Vesinikhalogeniidid

Vesinikhalogeniidid on tavatingimustel gaasilised molekulaarsed ained. HF on nõrk hape, HCl, HBr, HI on tugevad happed, hapete tugevus kasvab reas HF < HCl < HBr < HI. Vesinikhalogeniidid lahustuvad hästi vees (eriti HF,  kuna moodustuvad tugevad H-sidemed, vt joonis 3). Vesilahused on happelised, kuna happed dissotsieeruvad ning vabaneb prooton:

HCl → H+ + Cl-
HBr → H+ + Br-
HI → H+ + I-

HF kui nõrk hape dissotsieerub osaliselt.

HF  H+ + F-

pilt

Joonis 3. Vesinikside vesinikfluoriidis

Vesinikhalogeniididest kõige olulisem on vesinikloriidhape. Tööstuses saadakse HCl peamiselt lihtainete reaktsioonil:

H2 + Cl2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2 HCl,

kuid laboris: NaCl (t) + H2SO4 (konts.) → HCl+ NaHSO4

Halogeniidid võivad keemilistes reaktsioonides käituda redutseerijatena, loovutades elektrone ja muutudes vabadeks halogeenideks.

Kloori tähtsamad hapnikhapped

Tähtsamad kloori hapnikhapped on toodud tabelis 1. Mida suurem on kloori oksüdatsiooniaste happes, seda tugevama happega on tegemist. Seega hapete tugevus kasvab reas HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4. Perkloorhape on anorgaanilistest hapetest kõige tugevam hape ning vesilahustes dissotsieerub täielikult:

HClO4 →  H+ + ClO4-

Tabel 1. Kloori hapnikhapped

Oksüdatsiooniaste

I

III

V

VII

Kloori hapnikhape

HClO

hüpokloorishape, soolad hüpoklortid

nõrk hape

 

HClO2

kloorishape,
soolad kloritid

keskmise tugevusega hape

HClO3

kloorhape,
soolad kloraadid

tugev hape

 

HClO4

perkloorhape, soolad perkloraadid

vesilahuses kõige tugevam hape

 

Hapete püsivus suureneb reas HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4. Vähem püsivad happed lagunevad kergesti ning mida nõrgem on hape, seda tugevam on selle oksüdeerivad omadused.

Analoogselt klooriga moodustavad hapnikhappeid ka broom ja jood. Hapnikhapete soolad on enamasti mõnevõrra püsivamad kui vastavad happed.

Halogeenide bioloogine roll

Kloor on oluline bioelement, mis sisaldub organismis peamiselt kloriidioonina. Maomahl koosneb põhilisest soolhappest, limast ja pepsinogeenist. Pepsinogeen muutub soolhappe toimel pepsiiniks, mis on valke lõhustuv ensüüm. Maomahl on ligikaudu 0,5%-line HCl lahus. Cl--ioonid aktiveerivad ensüüme, osalevad seedetegevusel, reguleerivad vere osmootset rõhku. Veri on isotooniline ligikaudu 0,9%-lise NaCl vesilahusega. Lisaks on kloriidioonidel oluline roll organismide veesisalduse reguleerimisel. Inimese ööpäevane vajadus on 5 g NaCl, enamus sellest saadakse toiduga ja tegelikult pole toidule vaja eraldi soola lisada.

Fluor moodustab liiga tugevaid sidemeid ja seetõttu ei sobi organismide ülesehituseks. Loomsetes organismides sisalduvad fluoriidid hambavaaba ja luude koostises. Fluoriidipuudus võib soodustada kaariest, liig aga põhjustab fluoroosi – hambavaaba lagunemist.

Broom on organismile vajalik üksnes väikestes kogustes, suuremates kogustes mõjub organismi kahjustavalt. Bromiide kasutatakse mõningate ravimite koostises.

Jood on organismile vajalik väikestes kogustes. Inimorganism sisaldab umbes 25-50 mg joodi. Sellest umbes 15 mg sisaldub kilpnäärmes. Kilpnäärme ensüümid reguleerivad organismi  kasvutempot jms. Inimese ööpäevane joodivajadus on 0,1 mg. Joodi pikaajalisel puudusel võib tekkida struuma. Joodi liiga reguleerib A-vitamiin.

Halogeenide ja halogeniidide kahjulik mõju organismile

Kõik halogeenid on lihtainetena mürgised. Samuti on mürgised kõik vesinikhalogeniidid, kahjustades hingamisteid. Eriti mürgine ja söövitav on HF. Lisaks on mürgised paljud kloororgaanilised ühendid.

Mis on MMS?

2015. aastal  pälvis meedias palju tähelepanu MMS kasutamine. MMS on 28% NaClO2 vesilahus (naatriumklorit). Selles vesilahuses sool hüdrolüüsub vähesel määral.

NaClO2 + H2O  NaOH + HClO2 (tekib aluseline keskkond)

Üldjuhul kasutati MMS lahust, kus MMS segati kokku happelahusega. Toimub soola ja happe vaheline reaktsioon, kus tugevam hape tõrjub nõrgema happe välja.

NaClO2 + HCl → NaCl + HClO2

Tekkinud HClO2 on kloorishape, mis on väga nõrk hape (tema soolad on kloritid). Kloorishappe lagunemine sõltub lahuse keskkonnast, eriti hästi toimub lagunemine maohappe pH juures (pH = 2).

4HClO2 → HClO3 + 2ClO2 + HCl +  H2O

Tekkinud kloordioksiid (ClO2) on väga tugev oksüdeerija, mis oksüdeerib orgaanilisi ühendeid ehk reageerib kõigi kokkupuutepindadel olevate ühenditega.

Ülesande 1 lahndused

1.1. 0,6 moolile magneesiumhüdroksiidile lisati 1,5 mooli vesnikkloriidhapet. Mitu mooli soola tekkis? Millist lähetainet ja mitu mooli jäi reageerimata?

Vastus: HCl lähtaine jäi reageerimata koguses 0,3 mol. Soola tekkis: 0,6 mol

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame magneesiumhüdroksiidi ja vesinikkloriidhappe reaktsiooni:

Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O

Reaktsioonivõrrandi järgi on Mg(OH)2 ja HCl moolsuhe 1:2. Kui lähtuda Mg(OH)2 moolide arvust 0,6 mol, tuleb sellega reageerimiseks võtta 0,6×2=1,2 mol HCl. Kui lähtuda HCl moolide arvust 1,5 mol, tuleks sellega reageerimiseks võtta 1,5/2=0,75 mol Mg(OH)2. Mg(OH)2 on aga ainult 0,6 mol, järelikult on HCl ülehulgas ja seda jääb järele 1,5–1,2=0,3 mol.

Mg(OH)2 ja tekkiva MgCl2 moolsuhe on 1:1, seega tekib 0,6 mol MgCl2.

 

1.2. Messing sisaldab 67,5% vaske ja ülejäänud on tsink. Mitu cm3 20%-list vesinkkloriidhappe lahust tihedusega 1,1 g/cm3 kulub reageerimiseks 80 g sellise messinguga? Vastus anna üks koht peale koma.

Vastus: 20%-list vesinkkloriidhappe lahust kulus 132,7 cm3

Lahendus: ülesande lahendamisel on oluline teada, et vesinikkloriidhape reageerib tsingiga, aga mitte vasega.

Cu + HCl

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

Messing sisaldab 67,5% vaske, seega ülejäänud ehk 32,5% on tsink. Tsingi mass on seega 0,325×80 = 26 g. Arvestades, et M(Zn) = 65 g/mol, leiame tsingi moolide arvu:

\(n(Zn) = {m \over M}= {26g \over 65g/mol}=0.4mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et Zn ja HCl moolsuhe on 1:2. Seega kulub reageerimiseks 0,4×2=0,8 mol HCl. Leiame sellele vastava HCl hulga massi, arvestades, et M(HCl) = 36,5 g/mol.

m(HCl) × 0,8 mol × 36,5 g/mol = 29,2 g

Reaktsioonis kasutatakse 20%-list HCl lahust ja puhta HCl mass on arvutatud 29,2 g. Seega on lahuse kogumass 29,2/0,2 = 146 g. Antud on lahuse tihedus 1,1 g/cm3, seega saame nende abil leida lahuse ruumala:

\(V(lahus) = {m \over ρ}= {146g \over 1.1g/cm^3}=132.727≈132.7cm^3\)

 

1.5. Cl2 tõestamiseks kasutatakse KI-lahust. Mitu grammi joodi tekib kloori reageerimisel 3g KI -ga? Mitu grammi Na reageerib saadud joodiga? Vastus anna kaks kohta peale koma.

Vastused: Joodi tekib: 2,30 g. Naatriumi reageerib joodiga: 0,42 g

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame kloori ja KI vahelise reaktsiooni võrrandi:

2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2

Kuna KI mass on antud, leiame esmalt selle moolide arvu, arvestades, et M(KI) = 166 g/mol:

\(n(KI) = {m \over M}= {3g \over 166g/mol}=0.0181mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et KI ja joodi moolsuhe on 2:1. Seega on joodi moolide arv 0,0181/2 = 0,00905 mol. Leiame joodi massi, arvestades, et M(I2) = 254 g/mol:

m(I2× 0,00905 mol × 254 g/mol = 2,2987 ≈ 2,30 g

Edasiselt reageerib jood naatriumiga, kirjutame ja tasakaalustame selle reaktsiooni võrrandi:

2 Na + I2 → 2 NaI

Naatriumi ja joodi moolsuhe on 2:1, seega on reageeriva naatriumi moolide arv kaks korda suurem joodi moolide arvust ehk 0,00905×2=0,0181 mol. Arvestades, et M(Na) = 23 g/mol, leiame nüüd naatriumi massi:

m(Na) × 0,0181 mol × 23 g/mol = 0,4163 ≈ 0,42 g

 

1.6. Mitu liitrit Cl2 peab reageerima rauaga, et saada 45g raud(III)kloriidi normaaltingimustel? Vastus anna kaks kohta peale koma.

Vastus: Rauaga peab reageerima 9,41 l Cl2

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame kloori ja raua vahelise reaktsiooni võrrandi:

2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3

Kuna raud(III)kloriidi mass on antud, leiame esmalt selle moolide arvu, arvestades, et M(FeCl3) = 162 g/mol:

\(n(FeCl_3) = {m \over M}= {45g \over 162g/mol}=0.277≈0.28mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et FeCl3 ja kloori moolsuhe on 2:3. Seega on kloori moolide arv 0,28 × 3 / = 0,42 mol. Nüüd saame leida selle ainehulga ruumala normaaltingimustel:

V(Cl2× Vm 0,42 mol × 22,4 dm3/mol = 9,408 ≈ 9,41 dm3 = 9,41 l

5.2. Struktuur ja ainete omadused

Ainete erinevad osakesed – aatomid, molekulid, ioonid – moodustavad vastastiktoimete tõttu erinevaid korrapäraseid ruumilisi struktuure –kristallivõresid. Kristallivõre on ruumiline struktuur, mis kirjeldab ioonide, aatomite ja molekulide korrapärast asetust kristallis. Eristatakse nelja erinevat tüüpi kristallivõresid: aatomvõre, metallivõre, ioonvõre ja molekulvõre.

Ioonvõre

Ioonilise sidemega ained moodustavad püsivaid ioonkristalle ehk ioonvõresid.

Ioonilise sidemega ained on tavatingimustes tahkes olekus ja moodustavad püsivaid ioonkristalle ehk ioonvõresid. Ioonvõres on kristallivõre sõlmpunktides ioonid (joonis 1). Tugevad elektrostaatilised jõud (iooniline side) takistavad ioonide väljumist tekkinud korrapärasest struktuurist. Mida tugevam on iooniline side, seda kõrgem on aine sulamis- ja keemistemperatuur. Ioonvõrega ained ei juhi elektrivoolu. Sulas olekus ja vesilahuses saavad ioonid vabamalt liikuda, mistõttu elektrijuhtivus kasvab (vaata ka tabelis 2 toodud väärtusi ja võrdlust teiste kristallvõretüüpidega). 

pilt

Joonis 1. NaCl ioonvõre. Allikas: https://www.elevise.co.uk/gac2c.html

Mida ioonilisemad on ained, seda paremini need lahustuvad vees, kuna tekib tugev vastastiktoime lahusesse tekkinud iooni ja vee molekulide vahel. Neid järeldusi kinnitavad tabelis 1 toodud andmed. Keemilise sideme ioonilisust saame hinnata keemilist sidet moodustavate osakeste elektronegatiivsuste erinevuse kaudu, mida suurem on osakeste elektronegatiivsuste erinevus seda ioonilisemaks muutub side. Tüüpilised ühendid (NaCl, CsCl, CsF), milles esineb iooniline side moodustuvad väga aktiivsete metallide (IA ja IIA rühma metallidega) ja halogeenidega. Iooniliste ainete lahustuvuse korral tuleb lisaks sideme elektronegatiivsuste erinevusele arvesse võtta ka ioonvõre energiat, mida suurem on ioonvõre energia, seda halvemini aine lahustub (aine lahustumisel lõhutakse ioonvõre).

Tabel 1. Ioonvõrega ainete füüsikalisi parameetreid

Ühendi valem

Molekulmass

Sulamistemperatuur (oC)

Lahustuvus grammides 100 g vees 20 oC juures

NaCl

58,5

801

36

CaCl2

111

772

74,5

NaF

42

993

40,4

CaF2

78

1418

0,0016

CaO

56

2613

reageerib veega, Ca(OH)2

Na2O

39

1132

reageerib veega, NaOH

NaOH

40

323

100

 

Iooniliste ühendite kristallid on mehaaniliselt kõvad, kuid haprad. Kui ioonide kihid kristallis välismõju tõttu nihkuvad, satuvad kohakuti sama laengumärgiga ioonid. Tekkiv ioonide tõukumine soodustab kristallvõre purunemist ja muudab kristalli hapraks.

Aatomvõre

Kovalentse sidemega ained võivad tahkes olekus moodustada aatomitest koosneva kristallvõre ehk aatomvõre.

Kovalentse sidemega ained võivad tahkes olekus moodustada aatomitest koosneva kristallvõre ehk aatomvõre. Aatomvõres on kristallvõre sõlmpunktides aatomid. Omavahel võib olla seotud palju aatomeid. Näiteks teemandis (vaata joonist 2) on iga süsinikuaatom kovalentselt seotud nelja naaberaatomiga, moodustades tetraeedri. Vabade elektronide puudumise tõttu ei juhi teemant elektrit. Selline struktuuri eripära tagab väga hea stabiilsuse, keemilise vastupidavuse ning erakordse tugevuse. Teemandi sulamistemperatuur on üle 4830 kraadi (vaata ka tabelis 2 toodud väärtusi ja võrdlust teiste kristallvõre tüüpidega).

pilt pilt pilt

Joonis 2. Aatomvõrega ained: teemant, fullereen C60 ja grafiit. Allikad: 
https://enginyeriafisica.etsetb.upc.edu/ca/recerca/la-nostra-recerca/nanotecnologia/fulere/image_view_fullscree;
https://et.wikipedia.org/wiki/S%C3%BCsinik#/media/Fail:Diamond_Cubic-F_lattice_animation.gif;
https://www.che.kyutech.ac.jp/chem24/hp/english/lecture/crystal%20structure/graphite/graphite.htm

Süsinikmaterjalidena kasutatakse tänapäeval laialdaselt fullereene (joonis 2). Fullereenides (pallikujulised osakesed) võib süsinikuaatomite arv ulatuda paarikümnest sadadeni. Iga süsinikuaatom on seotud kolme naaberaatomiga ühe kaksiksideme ja kahe üksiksideme kaudu. Keemiliselt on fullereenid suhteliselt stabiilsed. Korrapärase struktuuri lõhkumiseks on vaja kõrget temperatuuri – rohkem kui 1000 °C.

Grafiidikristallis on iga süsinikuaatom tasapinnaliselt seotud kolme naaberaatomiga ning nende vahel on tugev kovalentne side. Sidemetevaheline nurk on 120 °. Süsinikuaatomid grafiidis on sp2-hübridisatsioonolekus. Iga süsinikuaatomi neljast valentselektronist kolme kasutatakse sideme moodustamiseks. Süsinikuaatomid moodustavad korrapärase kuusnurga, kus C-C sideme pikkus on ~ 0.14 nm. Kuusnurgad omakorda moodustavad grafeenikihid, mis paiknevad paralleelselt üksteise kohal ning kahe kihi vaheline kaugus on 0.34 nm. Kihtide vahel eksisteerivad ainult nõrgad toimed, mille tõttu saavad kihid nihkuda. Iga süsinikuaatomi neljas väliskihielektron aitab moodustada delokaliseeritud π-sidet, mis on laiali määritud kõigi süsinike aatomite vahel. Seetõttu on grafiit hea elektrijuht.

Aatomvõre esineb ka näiteks sellistes ainetes nagu SiO2, Si, SiC, B jne.

Aatomitest koosnevates kristallides on kovalentseid sidemeid väga raske lõhkuda, sellepärast on sellistel ainetel väga kõrged sulamis- ja keemistemperatuurid. Kovalentsed ained on mehaaniliselt väga kõvad, kuid haprad ja võivad kergesti puruneda. Enamikul aatomvõrega ainetel puudub elektrijuhtivus (või see on halb) ja nad praktiliselt ei lahustu vees.

Molekulvõre

Molekulaarsetel ainetel on tahkes olekus kristallvõre sõlmpunktides molekulid ehk moodustub molekulvõre.

Molekulaarsetel ainetel on tahkes olekus kristallvõre sõlmpunktides molekulid ehk moodustub molekulvõre (joonis 3). Molekulidevahelised tõmbejõud on võrreldes molekulisiseste keemiliste sidemetega suhteliselt nõrgad, kuid neist piisab, et hoida molekule koos tahkes aines või vedelikus. Molekulaarseid võresid moodustavad toatemperatuuril gaasilised ained, enamik orgaanilisi aineid, kuid ka mõned toatemperatuuril tahked ained nagu väävel, valge fosfor jne. Molekulvõre laguneb temperatuuri tõstes väga kergesti (tabel 2). Nendel ainetel on väga madalad sulamistemperatuurid, nad aurustuvad kergesti, praktiliselt ei lahustu vees ja neil puudub elektrijuhtivus tahkes ja vedelas olekus.

pilt

Joonis 3. Molekulvõrega ained CO, CO2 ja H2O

Metallivõre

Kõik metallid moodustavad metallivõre, kus võre sõlmpunktides on metalliaatomid.

Kõik metallid moodustavad metallivõre, kus võre sõlmpunktides on metalliaatomid. Mõningad metallivõrede näited on toodud joonisel 4. Metallidel on väga erinevad füüsikalised omadused (tugevus, sulamistemperatuurid jne). Metallide omaduste kohta saad pikemalt lugeda metallide peatükist.

pilt

Joonis 4. Erinevate metallide kristallivõred. Allikas: https://courses.lumenlearning.com/cheminter/chapter/crystal-structures-of-metals/

Võretüübi seose füüsikaliste omadustega võtab kokku tabel 2.

Tabel 2. Võretüüp ja vastavad füüsikalised omadused

 

Ioonvõre

Aatomvõre

Molekulvõre

Metallivõre

Osakesed aines

ioonid

mittemetalliaatomid

molekulid

metalliaatomid

Osakeste
vahelised jõud

elektrostaatilised jõud - iooniline side

kovalentne side

mitmesugused nõrgad jõud (van der Waals)

metalliline side

Kõvadus

suur

suur

väike

NB! sõltub metallist

Soojusjuhtivus tahkes olekus

väike

tavaliselt väike

väike

suur

Elektrijuhtivus tahkes olekus

isolaator

isolaator

isolaator

juht

Elektrijuhtivus vedeles olekus

juht

isolaator

isolaator

juht

Elektrijuhtivus vesilahuses

juht

-

-

-

Sulamistemperatuur

suhteliselt kõrged

väga kõrged

madalad

NB! sõltub metallist

Agregaatolek toatemperatuuril

tahke

tahke

valdav enamus gaasilised

tahked (välja arvatud Hg)

Näiteid

soolad, aktiivsete metallidele vastavad
hüdroksiidid ja
metallioksiidid

 

teemant (C)
kvarts (SiO2

ränikarbiid (SiC)

valge fosfor( P4)
väävel (S8)
"kuiv jää"(CO2)
vesi (H2O)

He, Cl2, O2, I2, Br2, F2, CH3OH, CH3COOH, H2SO4 jt.

metallid, metallide sulamid

 

5.3. Mittemetallide üldiseloomustus

Mittemetallilised elemendid moodustavad ligikaudu 1/3 perioodilisustabeli keemilistest elementidest, jäädes tabeli parempoolsesse ülemisse nurka (vaata joonist 1).

pilt

Joonis 1. Aatomite raadiused pikomeetrites. Punase piirjoonega on märgitud mittemetallilised elemendid

Mittemetallide struktuur ja füüsikalised omadused

Mittemetallides on aatomid omavahel seotud kovalentsete sidemetega (v.a väärisgaasid). Võrreldes metallidega on mittemetallide omadused märgatavalt varieeruvad. Nende seas on nii gaasilisi (H2, N2, O2, Cl2, F2) kui ka tahkeid aineid (B, Si, P4, S8, I2 jt). Ainult üks neist – broom (Br2) – on tavatingimustes pruun vedelik. Perioodilisuse tabelis rühmas ülevalt alla suurenevad aatomite mõõtmed, samuti suurenevad ainete molekulide mõõtmed. Seetõttu muutub agregaatolek perioodilisuse tabelis rühmas ülevalt alla gaasilisest tahkeks.

pilt

Joonis 2. VII A rühmas on halogeenid, kus kloor on gaasiline, rühmas allpool leiame tahke joodi. Allikad:   https://www.chemistryworld.com/podcasts/chlorine/3005734.article ja https://et.wikipedia.org/wiki/Jood#/media/Fail:Iod_kristall.jpg

Agregaatoleku muutusega perioodilisuse tabelis muutub ka mittemetallide sulamistemperatuur. Molekulaarsed mittemetallid moodustavad tahkes olekus molekulvõre (joonis 3). Molekulidevahelised jõud hoiavad molekulide kristallivõre koos. Kristallivõres on sidemed seda nõrgemad, mida väiksemad on molekulid. Sellised mittemetallid on tavatingimustes gaasilises olekus, näiteks H2, Cl2, O2. Suuremate molekulidega mittemetallid on tavatingimustest tahked, kuid kuna molekulidevahelised sidemed ei ole väga tugevad, siis on need ained haprad ja suhteliselt madala sulamistemperatuuriga (näiteks väävel ja fosfor).

Ained, millel on aatomvõre (joonis 3), on suhteliselt kõrge sulamistemperatuuriga (teemant Tsul= 3642 oC, grafeen) ning samas haprad (nt süsiniku allotroop teemant).
 

pilt   pilt

Joonis 3. Teemandil on aatomvõre ja ta on kõrge sulamistemperatuuriga. Paremal hapniku molekulvõre, kus on näha kristallvõre servades hapniku molekulid. Selline tahke hapnik saab eksisteerida väga madalal temperatuuril.

  

Tabel 1. Levinumate mittemetallide sulamis-ja keemistemperatuurid.

pilt

 

Allotroopia

Paljud mittemetallid moodustavad erineva ehituse ja omadusega lihtaineid. Sama elemendi erinevaid lihtaineid nimetatakse allotroopideks. Eristatakse kolme tüüpi allotrioopiat.

1. Molekulis on erinev arv sama elemendi aatomeid, näiteks hapnik ja osoon:

pilt

2. Molekulide erinev paigutus kristallis. Näiteks rombiline ja monokliinne väävel.

pilt

3. Mittemolekulaarsed allotroobid, milles on aatomite paigutus kristallvõres erinev, näiteks teemant ja grafiit:

pilt
Allikas: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite2.jpg

popup Loe lisaks: Ainete levinumad allotroobid.

Fosfori erinevaid vorme on 7, tuntumad neist on valge, punane ja must fosfor (joonis 4). Puhtal valgel fosforil on värvusetud läbipaistvad kristallid, mis murravad valgust. Valguse käes muutub valge fosfor õhuhapniku toimel kiiresti kollaseks vahataoliseks massiks, muutudes osaliselt punaseks fosforiks. Punane fosfor on fosfori aatomitest koosnev polümeerne aine – Pꝏ, valge fosfor koosneb nelja-aatomilistest molekulidest – P4. Valge fosfor on mürgine ja väga reaktsioonivõimeline, mistõttu teda hoitakse vee all pimedas, sest veega ta ei reageeri. Valge fosfor oksüdeerub õhu käes kiiresti, helendab ning tekitab nahale sattudes raskesti paranevaid haavandeid. Teised fosfori allotroobid nii ohtlikud ja keemiliselt aktiivsed ei ole.

Süsinik võib moodustada mitmeid erineva ehituse ja erisuguste omadustega allotroopseid teisendeid, millest tuntumad on grafiit, teemant, karbüün ja fullereenid.  Enamik süsiniku allotroope on hallika värvusega või mustad.

pilt

Joonis 4. Mõningate mittemetallide värvused

Grafiit on tumehall, metallile iseloomuliku läikega kristalne aine. Ta koosneb üksteisega nõrgalt seotud süsinikuaatomite kihtidest ja on seetõttu üsna pehme, lõhenedes kergesti kihtideks. Selle omaduse tõttu kasutatakse grafiiti pliiatsisüdamike ja määrdeainete valmistamisel. Grafiit juhib elektrit, sest väliskihi elektronid saavad kihi piires liikuda – side grafiidis meenutab veidi metallilist sidet. Grafiidi struktuur on toodud joonisel 5.

pilt

Joonis 5. Grafiidi struktuur. Mustad pallid struktuuris on süsinikuaatomid.

Laboritingimustes on võimalik grafiiti tekitada suhkrule (C11H22O11) kontsentreeritud väävelhappe lahuse lisamise teel, mille tulemusena tekib süsinik, vesi, süsinikdioksiid ja vääveldioksiid. Söestunud suhkru pilt on toodud joonisel 6.

pilt

Joonis 6. Söestunud suhkur

Paljud gaasilised mittemetallid on värvusetud (lämmastik, hapnik, väärisgaasid jt). Üksikutel esineb ka eriline värvus: kloor on rohekaskollane, broomiaurud on punakaspruunid. Jood (I2) on toatemperatuuril tahke aine (vaata joonist 4) ja meenutab välimuselt metalli, aga joodiaurud on ka lillakad (vaata joonist 7).

pilt

Joonis 7. Joodiaurud

Enamik mittemetalle ei juhi elektrit, kuid leidub erandeid – süsiniku allotroop grafiit juhib hästi elektrit.

  

 

5.4. Mittemetallide keemilised omadused

Mittemetallilised omadused on seotud aatomite võimega liita elektrone. Mittemetallide aatomid on võrreldes metalliaatomitega suhteliselt väikesed (vaata joonist 1).

pilt

Joonis 1. Peaalarühma aatomiraadiused pikomeetrites. Allikas: https://ptable.com/?lang=et#Properties/Radius/Calculated
Mittemetallide aatomid võivad elektrone nii liita kui ka loovutada.

Väliskihis on mittemetallidel elektrone palju rohkem (neli kuni kaheksa) kui metalliaatomitel. Allpool on toodud  mõnede mittemetallide ja metallide elektronvalmid. Punaselt on märgitud väliskihid ja ja neil paiknevad elektronid. Väliskihi elektronid saavad osaleda keemilise sideme moodustamises. Element soovib saavutada olukorda, kus väliskiht on täitunud maksimaalselt kaheksa elektroniga ehk saavutanud väärisgaasidega sarnase oleku (okteti reegel). Elektronvalemitest näeme, et süsinik võib liita maksimaalselt 4 elektroni, aga samas saab ka loovutada maksimaalselt 4 elektroni. Seega erinevalt metallidest võivad mittemetalliaatomid elektrone nii loovutada kui ka liita.

Elektronkihid

Aatomite väikeste mõõtmete tõttu on tuumalaengu mõju väliskihi elektronidele küllaltki suur ja seetõttu hoitakse väliskihi elektrone aatomis kõvasti kinni ning mittemetalliaatomitele pole eriti iseloomulik neid loovutada. Väga paljudes reaktsioonides mittemetalliaatomid pigem seovad elektrone. Mittemetall on tavaliselt seda aktiivsem, mida elektronegatiivsem on vastav element. Elektronegatiivsus on suurus, mis iseloomustab keemilise elemendi aatomi võimet keemilise sideme moodustamisel tõmmata enda poole ühist elektronpaari. Elektronegatiivsuse väärtus on seotud aatomiehitusega ning sooviga saavuta välisele elektronkihile maksimaalselt kaheksa elektroni. Enamik mittemetallidel on kaheksast välise elektronkihi elektronist puudu ainult mõni elektron, seega nad hea meelega liidavad elektrone. Aatomite elektronegatiivsuse väärtused on toodud joonisel 2.

pilt
Joonis 2. Aatomite elektronegatiivsuse väärtused
Mittemetallidest kõige aktiivsemad on halogeenid ja  kõige vähem aktiivsed on väärisgaasid.

Mittemetallidest kõige aktiivsemad on halogeenid (asuvad VIIA rühmas). Kõige suurema aktiivsusega neist on fluor (F2). Fluor reageerib praktiliselt kõikide teiste lihtainetega juba toatemperatuuril. Mittemetallilised omadused ja nende keemiline aktiivsus oksüdeerjana suurenevad rühmas alt üles ning perioodis vasakult paremale.

pilt

 

Joonis 3. Mittemetallide omaduste muutus perioodiliussüsteemis
Mittemetallilised omadused suurenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles.

Teiste mittemetallide (nt N2, H2) reageerimisel metallide ja teiste mittemetallidega vajavad reaktsioonid kuumutamist või katalüsaatoreid. Mittemetallilised omadused suurenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles.

Kõige vähem aktiivsed mittemetallid on VIIIA rühma elemendid – väärisgaasid.

Metallidega reageerimisel käituvad mittemetallid oksüdeerijatena, liites endaga metalli aatomite poolt loovutatavad elektronid. Näiteks väävli reaktsioonil naatriumiga väävel seob elektrone ja Na-aatomid loovutavad elektrone (joonis 4).

Metallidega reageerimisel käituvad mittemetallid oksüdeerijatena.

2Na + S Na2S

Na - 1e- Na+   redutseerija oksüdeerub

S + 2e- S2- oksüdeerija redutseerub

Sel viisil reageerides saavutavad mittemetallid ja metallid püsiva oleku – väliskiht on maksimaalselt täitunud kaheksa elektroniga (vt joonist 4).

pilt

Joonis 4. Na2S tekkimine aatomite tasandil. Naatriumiaatomid loovutavad elektrone ja tekivad Na+-katioonid. Väävliaatom seob elektrone,  tekivad S2--anioonid.

Väävli ja naatriumi reaktsioon toimub juba toatemepratuuril segu uhmerdamisel. Videost (joonis 5) on näha, et hõõrdumise tulemusena suurendatakse kokkupuutepinda ja segu süttib põlema.

pilt

Joonis 5. Naatriumi ja väävli reageerimine, saadusena tekib naatriumsulfiid (Na2S). Väävel käitub oksüdeerijana ja naatrium redutseerijana.

Samas võivad mittemetallid loovutada elektrone reageerimisel mõne endast aktiivsema mittemetalliga, st käituda redutseerijana. Näiteks regeerimisel hapnikuga on väävel redutseerija:

S (t) + O2(g) → SO2(g)

S0 - 4e- → SIV redutseerija oksüdeerub

O20 + 4e- → 2O-II oksüdeerija redutseerub

pilt

Joonis 6. Väävli ja hapniku reaktsioonil käitub väävel redutseerijana. Väävel põleb sinaka leegiga, saadusena tekib värvusetu ja mürgine gaas vääveldioksiid (SO2). Hapnikuga reageerimiseks on vaja kõrgemat temperatuuri ehk kuumutamist.

5.5. Vesinik ja vesinikuühendid

Vesinik, mis asub IA rühmas, kuulub mittemetallide hulka. Looduses esineb vesinik kolme isotoobina: prootium, deuteerium ja triitium, mis erinevad üksteisest neutronite arvu poolest (joonis 1).

pilt

Joonis 1. Vesiniku isotoobid

Vesiniku elektronvalem on 1s1, st väliskihis on üks elektron, mille ta reaktsioonides üldjuhul loovutab. Vesinik on väga tugev redutseerija ning vesiniku tüüpiline oküdatsiooniaste ühendites on +I. Ainult metallidega reageerimisel käitub kui oksüdeerija.

Vesinik on väga tugev redutseerija ning vesiniku tüüpiline oksüdatsiooniaste ühendites on +I.

Ainena on vesinik värvuseta, lõhnata, maitseta ning õhust 14,32 korda kergem gaas. Vesiniku kui ülikerge gaasiga täidetud õhupallid tõusevad väga kõrgele. Vesinik lahustub halvasti vees ning orgaanilistes lahustites. Vesinik lihtainena on kaheaatomiline molekul – H2. Molekulid on väga väikesed, kerged, liiguvad kiiresti ning on väga püsivad, lagunevad aatomiteks märgatavalt alles üle 2000 oC juures. Vesinik on kosmoses levinuim element ning moodustab põhiosa Päikese massist, ka Jupiter ja Saturn koosnevad peamiselt vesinikust. Võrreldes teiste mittemetallidega on vesinik keskmise aktiivsusega mittemetalliline element.

Vesinikumolekul on toatemperatuuril suhteliselt püsiv ning reaktsioonid kulgevad teiste ainetega üksnes kuumutamisel. Vesiniku keemilisi omadusi iseloomustab järgmine skeem.

pilt

Joonis 2. Lihtaine H2 keemilised omadused

popup  Loe lisaks: Vesiniku segu õhu või hapnikuga on ohtlik.

Vesiniku segu õhu või hapnikuga võib kergesti plahvatada. Eriti plahvatusohtlik on segu hapniku ja vesiniku mahu vahekorras 1:2. Vaata järgnevas reaktsioonivõrrandis moolsuhteid:

H2(g) + 2O2(g) → 2H2O(g)

Selline segu plahvatab, reaktsiooniga kaasneb lööklaine ning toimuva reaktsiooni tulemusena vabaneb palju energiat (241,82 kJ/mol).

Vesiniku segu õhuga süttib põlema ja on kuulda iseloomulikku heli. Pirruga süütamisel tekitab mittepuhas vesinik vinguva heli, puhas vesinik vaid "pahiseb".

 

Tuntuimad vesinikühendid ja nende happe-alus omadused on toodud tabelis 1. Tabelist näed, et vesiniku oksüdatsiooniaste on mittemetallide vesinikühendites +I. Ainukese erandina on tabelis SiH4, kus H on elektronegatiivsem kui Si ning seega on ühine elektronpaar tõmmatud vesiniku poole ning vesiniku o.a on -I.

Mittemetallide vesinikühendid on erinevate happe-alus omadustega. Perioodis vasakult paremale mittemetallide vesinikühendite sideme polaarsus suureneb ning prootonit on kergem loovutada. Seetõttu suurenevad ka happelised omadused.

HF H+ + F-

HF dissotsieerumisel tekib lahusesse prooton ja fluoriidioon. Prootonite hulga kasvades lahuses suureneb ka lahuse happelisus. Fluoriidhappe dissotsiatsioon on tasakaaluline, ülejäänud vesinikhalogeniidid dissotsieeruvad täielikult.

HI H+ + I-

Rühmas ülevalt alla polaarse kovalentse sideme pikkus suureneb ja seetõttu on prootonit lihtsam loovutada. Vesinikhalogeniidide korral suureneb ühendis kovalentse sideme pikkus ja happelisus järgmises reas HF <  HCl < HBr < HI. HI on vesinikhalogeniididest kõige tugevam hape.

Tabel 1. Tuntuimad mittemetallide vesinikühendid ja nende happe-alus omadused

pilt

 

Vesiniku saamine

Vesinikku on võimalik saada erinevate keemiliste reaktsioonide tulemusena. 

Tööstuslikult

Tööstuslikult toodetakse vesinikku looduslikust gaasist metaanist kõrgel temperatuuril katalüsaatorite juuresolekul:

CH4(g) + H2O(g) $\xrightarrow[]{temp,kata\hspace{0cm}lüsaator}$ CO(g)  + 3 H2(g)  ΔH= 206,2 kJ

Selliselt saadud vesinik pole eriti puhas.

Elektrolüüsi teel puhta vesiniku tootmine

Vaata elektrolüüsi videot.video

Puhast vesinikku toodetakse vee elektrolüüsil – katoodil eraldub vesinik ja anoodil hapnik (joonis 3).

Katood: 2 H2O + 2e- H2 ↑+ 2 OH- 

Anood: 2 H2O - 4e- O2 ↑+ 4 H+   

Summaarne vee elektrolüüsi võrrand:

2 H2O $\xrightarrow[]{e\hspace{0cm}lektrolüüs}$ 2 H2↑ + O2

pilt

Joonis 3. Vee elektrolüüs

Laboratoorselt

Laboris on vesinikku kõige odavam saada metalli reaktsioonil happega

metall + hape sool + vesinik
Zn(t) + 2 HCl(l) → ZnCl2(l) + H2(g)

Kuna metallid tavaliselt sisaldavad lisandeid, sisaldab eralduv H2 lisandina H2S, AsH3, SbH3 jt terava lõhnaga mürgised aineid.

aktiivne metall + vesi alus + vesinik
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
Ca + 2 H2O
Ca(OH)2 + H2

See meetod on ebapraktiline ja "ohtlik" vesiniku saamiseks laboris – eriti ei kasutata. Vaata metallide reageerimist veega ka metallide peatükist

popup Loe lisaks: Teisi laboratoorseid vesiniku saamise võimalusi.

amfoteerne metall + leelise lahus (kõrgema kontsentratsiooniga)

2 Al + 6 H2O + 6 NaOH 2 Na3[Al(OH)6] + 3H2
Zn + 2 H2O +  2 NaOH Na2[Zn(OH)4] + H2

aluseline hüdriid + vesi alus + vesinik

Hüdriidid on keemilised ühendid, kus vesinikul on oksüdatsiooniaste -I. Neis ainetes nähakse potetsiaali vesiniku talletajana. Praktikas kasutatakse hüdriide ka vee eemaldamiseks, sest need reageerivad veega ja eraldub vesinik:

CaH2(t) + H2O(v) Ca(OH)2 + H2
 

 

Vesiniku rakendused

 

Vesiniku üks tähtsamaid ühendeid hapnikuga on vesi (H2O). Ilma veeta poleks elu, sest elusorganismides on põhikoostisosaks vesi, nendes toimuvad keemilised reaktsioonid kulgevad reeglina vesilahustes.

H2O2 vesinikperoksiidi kasutatakse meditsiinis desinfitseeriva vahendina või juuksurisalongides juuste pleegitamiseks (blondeerimiseks).

Vesinikku kasutatakse tänapäeval laialdaselt raketikütusena, metallurgias metallide redutseerimisel oksiididest, keemiatööstuses paljude ainete saamisel (NH3, HNO3, NaOH jne).

Vesinik kui kütuseelementide kütus

Vesiniku oksüdeerumisel hapnikuga eraldub palju energiat ja seejuures tekib saadus vesi, mis ei saasta loodust. Vee tekkimise reaktsiooni vesinikust ja hapnikust kasutatakse ära keemilistes vooluallikates – nn kütuseelementides. Kütuseelement (fuel cell) on seade, mis toodab keemilisest energiast elektrienergiat, ilma et muundaks seda vahepeal mehaaniliseks. Kütuseelemendis ühel elektroodil (anood) oksüdeerub vesinik ja teisel elektroodil (katoodil) redutseerub hapnik. Järgnevalt ongi ära toodud kütuseelemendi lihtsustatud skeem ja elektroodidel toimuvad reaktsioonid (joonis 4).

Kütuseelemendis toimub järgmine keemiline reaktsioon:

Anood (-): H2 → 2H+ + 2e-
Katood (+): 2e- + 2H+ + ½ (O2) → H2O
Element: H2 + ½ O2 → H2O

pilt

Joonis 4. Kütuseelemendi skeem

Kütuseelemente on erinevaid. Sõltuvalt kasutatavatest materjalidest on nende töötemperatuurid erinevad – osad töötavad madalatel temperatuuridel ning osad kõrgetel. Samuti on erinev nende kasutegur, jäädes keskmiselt ligikaudu 60% kanti.

Vähem aktiivstete metallide saamine

Vesiniku kasutamisel redutseerijana saadakse väga puhtaid metalle. Kasutades redutseerijana süsinikku, jääb alati metalli sisse väikeses koguses lisandina süsinikku.

Fe2O3(t) + 3 H2(g) → 2 Fe(t) + 3 H2O(g)
CuO(t) + H2 (g) → Cu(t) + H2O(g)

Keemiatööstuses kasutatakse vesinikku ammoniaagi, vesinikkloriidi jt sünteesis.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Cl2(g) + H2(g)  2 HCl (g)

Orgaaniliste ühendite hüdrogeenimine.

CH2=CH2  + H2 → CH3-CH3

Keevitamisel (nn vesinik-hapnik keevitus) – rasksulavate metallide keevitamisel.

Kütusena küttegaasides (nt veegaas – segu CO2-st ja H2-st).

Ülesande 1 lahendused

1.3. Mitu liitrit vesinikku eraldub 8g tsingi reageerimisel väävelhappe lahusega normaaltingimustel?

Vastus anda kaks kohta peale koma.

Vastus: 2,76 l

Lahendus: Kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

Teades tsingi massi 8 g ja arvutades molaarmassi 65 g/mol, leiame selle moolide arvu:

\(n(Zn) = {m \over M}= {8g \over 65g/mol}=0.123mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et tsingi ja vesiniku moolsuhe on 1:1. Seega tekib 0,123 mol vesinikku, mille ruumala on:

V(H2) = n × Vm 0,123 mol × 22,4 dm3/mol = 2,757 ≈ 2,76 dm3

 

1.5. Mitu liitrit vesinikku kulub 30g raua saamiseks raud(III)oksiidist normaaltingimustel?

Vastus: 18 l

Lahendus: Kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi:

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

Leiame tekkiva raua moolide arvu, sest on teada raua mass 30 g ja saame arvutada selle molaarmassi (56 g/mol):

\(n(Fe) = {m \over M}= {30g \over 56g/mol}=0.54mol\)

Raua ja vesiniku moolsuhe on 2:3, seega tekib vesinikku 0,54 × 3 / = 0,81 mol. Leiame selle ruumala:

V(H2) = n × V=0,81 mol × 22,4 dm3/mol = 18,14 ≈ 18 dm3

 

1.6. Mitu mooli hapniku aatomeid on 3 moolis H2O?

Vastus: 3 mooli

Lahendus: Ühes moolis vees on üks mool hapnikku, seega 3 moolis on 3 mooli hapnikku.

 

1.7. Aktiivsete metallide hüdriide saadakse sulale metallile gaasilise vesiniku peale juhtimisel. Mitu grammi NaH saadakse kui sulale naatriumile juhitakse peale 67,2 L H2 ning 20% vesinikust ei osale reaktsioonis, vaid hajub laiali? Metalli on võetud ülehulgas. Arvutused teha normaaltingimustel.

Vastus: 115,2 g

Lahendus: Kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi: 2Na + H2 → 2NaH

Esmalt leiame vesiniku moolide arvu. Teame selle ruumala 67,2 l ja ka seda, et 20% sellest hajub. Seega osaleb reaktsioonis 80% vesiniku hulgast ehk 67,2×0,8=53,76 liitrit. Leiame nüüd vesiniku moolide arvu:

\(n(H_2) = {V \over V_m}= {53.76 l \over22.4dm^3/mol}=2.4mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et vesiniku ja NaH moolsuhe on 1:2. Seega tekib naatriumhüdriidi 2×2,4=4,8 mol. Leiame selle massi, arvestades, et M(NaH)=24 g/mol:

m(NaH) × 4,8 mol × 24 g/mol = 115,2 g

5.6. Hapnik ja hapnikuühendid

Nii maakoores kui elavates organismides leidub hapnikku kõigist elementidest kõige rohkem. Hapnikku esineb looduses mitme allotroopse teisendina. Lisaks tavalisele hapnikule ehk dihapnikule on olemas ka trihapnik ehk osoon. Hapnikku on atmosfääris 21 mahuprotsenti – tekkinud sellesse fotosünteesi tulemusena. Arvatakse, et praktiliselt kogu O2 on tekkinud eluslooduse tõttu. Hingamiseks on hapnik liiga tugev oksüdeerija, seetõttu mürgine. Kogu organismide elutegevuseks vajalik energia saadakse toitainete oksüdeerimisreaktsioonidest, et protsess hapniku redutseerumisel kulgeks kiiresti ega tekiks mürgiseid vaheprodukte. Puhkeolekus on inimese hapnikutarvidus 264 cm3/min.

videoVaata videot hapniku ja gaaside kogumise kohta siit.

Hapnikku leidub ka osoonina O3 atmosfääri ülemises kihis (stratosfääris u 20 km paksuses kihis, maksimaalne tihedus 20–30 km kõrgusel). Osooni kaitsekiht kaitseb ultraviolettkiirguse eest. Osoon on iseloomuliku terava lõhnaga sinaka värvusega mürgine gaas. Väikese osoonisisaldusega õhk on kasulik, sest tapab baktereid. Osoon on ebapüsiv ja laguneb kergesti, eraldades atomaarset hapnikku. Seetõttu on osoon väga tugev oksüdeerija – tugevam kui dihapnik.

Hapniku elektronvalemi on O Z=8| 1s22s22p4. Allpool on toodud ka hapniku aatomi ruutskeem.

pilt

Hapniku viimasel elektronkihil on kokku 6 elektroni, seetõttu on hapniku kõige sagedam o.a -II. Joonisel 1 on toodud hapniku keemilised omadused.

Hapniku keemilised omadused

Joonis 1. Hapniku keemilised omadused

Edasi vaatame hapniku tähtsamaid ühendeid.

Oksiidid

videoOksiididest loe täpsemalt siit.

Hapniku tähtsamad ühendid on oksiidid. Need on binaarsed ühendid, mis sisaldavad kahe keemilise elemendi aatomeid, kusjuures üks neist on hapnik. Tavalistes oksiidides on hapniku oksüdatsiooniaste -II ning oksiidid tekivad lihtainete reageerimisel hapnikuga (O2).

Oksiidide saamine:

Metall + O2 → metallioksiid
2Mg + O2 → 2 MgO

Mittemetall + O2→mittemetallioksiid
S + O2 → SO2

Oksiidide üldised omadused ja nende omaduste muutumise peroodilisustabelis võtab kokku tabel 1, kust on näha, et metallioksiidid on ioonsed ained ja aluseliste omadustega. Mittemetallioksiididest on enamik molekulaarsed ained ja happeliste omadustega. Mittemetallioksiidide molekulides on kovalentsed polaarsed sidemed. Aluselised oksiidid on valdavalt ioonilise sidemega tahked kristallilised ained.

Perioodis vasakult paremale aluselised omadused vähenevad ja happelised omadused kasvavad. Üksikutel oksiididel esineb aatomvõre (nt SiO2 – liiva põhikomponent), kus on aatomite vahel tugevad kovalentsed sidemed, mistõttu on need väga püsivad ning kõrge sulamis- ja keemistemperatuuriga. Ioonvõrega metallioksiidid on ka suhteliselt kõrgete sulamis- ja keemistempertuuridega.

Väga aluselised oksiidid reageerivad veega, moodustades vees lahustuva hüdroksiidi:

Na2O + H2O → 2 NaOH

Amfoteersed oksiidid ja neutraalsed oksiidid veega ei reageeri (NO, N2O, CO jt – need on madalama oksüdatsiooniastmega mittemetallide oksiidid).

Enamik happelisi oksiide reageerib veega, moodustades happe (v.a SiO2, mis ei reageeri veega):

SO3 + H2O → H2SO4

CO2 + H2O ↔ H2CO3

Tabel 1. Erinevad oksiidid ja nende omaduste muutus perioodis

III periood

Perioodis vasakult paremale aluselised omadused muutuvad happelisteks

Oksiid

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5
esineb dimeerina
P4O10

SO3

Cl2O7

Omadus

tugevalt aluseline

nõrgalt aluseline

amfoteerne

nõrgalt 
happeline

keskmiselt happeline

keskmiselt happeline

tugevalt happeline

Sidemetüüp

iooniline side

iooniline side

ioonilis-kovalentne

kovalentne polaarne

kovalentne polaarne

kovalentne polaarne

vähe kovalentne polaarne

Võretüüp

ioonvõre

ioonvõre

ioonvõre

aatomvõre

molekulvõre

molekulvõre

molekulvõre

 

Hapnikhapped

videoHapete ja hapnikhapete kohta loe täpsemalt siit.

Hapnikhape on seda tugevam, mida elektronegatiivsem on vastav element ja mida suurem on elemendi oksüdatsiooniaste.

Hapnikhape on hapnikku sisaldav mineraalhape. Tugevaid hapnikhappeid moodustavad suure elektronegatiivsusega elemendid nagu kloor, väävel, lämmastik. Hapnikhape on seda tugevam, mida elektronegatiivsem on vastav element ja mida suurem on elemendi oksüdatsiooniaste. Elemendi oksüdatsiooniastme suurenedes kasvab üldreeglina happe tugevus, näiteks H2SO4 on tugevam hape kui H2SO3.

pilt

Joonis 2. Tuntumad hapnikhapped

Hapniku saamine

videoElektrolüüsi kohta loe täpsemalt siit.

Laboratoorselt on võimalik O2 saada mitmel erineval viisil. Sagedamini kasutatakse vesinikperoksiidi katalüütilist lagundamist või kaaliumpermanganaadi lagundamist kuumutamisel.

Vesinikperoksiidi katalüütiline lagundamine: 2 H2O2 $\xrightarrow[]{MnO_{2}}$ 2 H2O + O2.

Suuremates kogustes saadakse O2 peamiselt õhu fraktsioneerival destillatsioonil, puhtamat hapnikku aga vee elektrolüüsil – tavaliselt 30%-lisest KOH lahusest. Anoodil eraldub hapnik.

Katoodil: 2 H2O + 2e- → H2 + 2 OH-
Anoodil: 4 H2O - 4e- → O2 + 4 H+

Looduses tekib hapnik fotosünteesil päikesevalguse toimel klorofülli osavõtul:

6 CO2 + 6 H2O = C6H12O6 +  6 O2.

Ülesande 1 lahendused

1.2. Mitu grammi CO2 seob endaga 450 g CaO-i? Mitu grammi soola tekib?

Vastus anna täisarvuna.

Vastus: 354 g; 804 g

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi:

CaO + CO2 → CaCO3

Kuna teame kaltsiumoksiidi massi, saame arvutada esmalt selle molaarmassi M(CaO) = 56 g/mol ja leida seejärel moolide arvu:

\(n(CaO) = {m \over M}= {450g \over 56 g/mol}=8.04mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et CaO ja CO2 moolsuhe on 1:1. Seega kulub süsihappegaasi samuti 8,04 mol. Leiame selle massi, arvestades, et M(CO2)=44 g/mol:

m(CO2) = n × M = 8,04 mol × 44 g/mol = 353,76 ≈ 354 g

Reaktsioonivõrrandist näeme, et CaO ja CaCO3 moolsuhe on 1:1. Seega tekib kaltsiumkarbonaati ka 8,04 mol. Leiame selle massi, arvestades, et M(CaCO3)=100 g/mol:

m(CaCO3) = n × M = 8,04 mol × 100 g/mol = 804 g

 

1.3. Mitu mooli on hapniku aatomeid 112 L (nt) NO2?

Vastus: 10 mol

Lahendus: esmalt leiame NO2 moolide arvu:

\(n(NO_2) = {V \over V_m}= {112dm^3 \over 22.4dm^3/mol}=5mol\)

Brutovalemist näeme, et ühes moolis NO2-s on kaks mooli hapniku aatomeid. 5 moolis NO2-s on seega 2×5=10 mol hapniku aatomeid.

 

1.4. Looduses tekib hapnik fotosünteesil päikeseenergia arvel klorofülli osavõtul: 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2. Kui inimene hingab välja 134,4 dm3 CO2(nt), mitu mooli suudavad taimed sellest toota hapnikku, kui protsessi kadu on 30%.

Vastus: 4,2 mol

Lahendus: Esmalt leiame süsihappegaasi moolide arvu, kuna teame selle ruumala 134,4 dm3:

\(n(CO_2) = {V \over V_m}= {134.4dm^3 \over 22.4dm^3/mol}=6mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et CO2 ja O2 moolsuhe on 6:6=1:1. Seega tekib hapnikku ka 6 mol. Kuna aga kadu on 30%, tekib seega 70% eeldatavast ainehulgast ehk 0,7×6=4,2 mol.

 

1.5. Hermeetiliselt suletavasse reaktsioonianumasse juhiti 2 mooli metaani ja 7 mooli hapnikku toatemperatuuril. Toimus reaktsioon CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Leia plahvatusjärgse segu koostis - st mitu mooli ja milliseid aineid reaktsiooni segu peale reaktsiooni sisaldab.

Vastus: CO2: 2 mol, H2O: 4 mol, O2: 3 mol

Lahendus: Teame metaani ja hapniku ainehulki. Leiame kõigepealt, kas kumbagi neist on ülehulgas. Reaktsioonivõrrandist näeme, et metaani ja hapniku moolsuhe on 1:2, seega reageerib 2 mooli metaaniga 4 mooli hapnikku. Seega on hapnik ülehulgas ja 7–4=3 mooli jääb segusse alles.

Metaani ja CO2 moolsuhe on 1:1, seega tekib CO2 2 mooli. Metaani ja H2O moolsuhe on 1:2, seega tekib vett 2×2=4 mooli.

5.7. Väävel ja väävliühendid

Väävlil esineb mitmeid erinevaid allotroopseid teisendeid.  Kõige püsivam tavatingimustel koosneb kaheksa-aatomilistest molekulidest, S8, milles väävliaatomid on seotud siksakiliseks rõngaks (joonis 1).  Seda nimetatakse ka rombiliseks väävliks. Toatemperatuuril on väävel kollane ja rabe kristalne aine.

pilt

Joonis 1. Vasakul on rombiline väävel ja paremal nõeljatest kristallidest moodustunud monokloiinne väävel

Enamasti esineb rombliline väävel peenekristallilise pulbrina, kuid eritingimustel on võimalik saada  suuri väävlikristalle. Kõrgemal temperatuuril on püsiv monokliinne väävel. Tahkis koosneb nõeljatest kollastest kristallidest (joonis 1).

Väävli keemilised omadused

Väävel käitub kuumutamisel oksüdeerijana metallide ja vähem aktiivsete mittemetallidega ning redutseerijana aktiivsemate mittemetallidega.

Väävel on suhteliselt aktiivne mittemetall, mis võib reageerida paljude metallide ja mittemetallidega. Oksüdeerijana käitub väävel kuumutamisel paljude lihtainetega (metallide ja vähemaktiivsete mittemetallidega) ja tekivad sulfiidid.

H+ S $\xrightarrow[]{temp}$ H2S
2Na + S → Na2S

Väävel käitub redutseerijana kuumutamisel aktiivsemate mittemetallidega (joonis 2).

Väävel põleb õhus sinaka leegiga, tekib kollane kergesti liikuv vedelik, mis reaktsioonisegu edasisel kuumutamisel muutub pruuniks venivaks massiks.

pilt

Väävel põleb sinaka leegiga S +O2 → SO2

Väävli keemilised omadused lihtainena võtab kokku joonis 2.

pilt

Joonis 2. Vääveli keemilised omadused

Järgnevalt vaatame üle väävli tähtsamad ühendid.

Organismis kuulub väävel põhiliselt valkude koostisse, kus S-H rühmitused tugevdavad valkude struktuuri. Raskmetallide mürgisus ongi põhiliselt seotud vesiniku eraldumisega valkude S-H rühmades (nende metallide side väävliga on tugev, vastavad sulfiidid on vähelahustuvad). Valkude sünteesil redutseeritakse vajalik väävel sulfaatidest. Valkude lagunemisel organismis tekivad tagasi sulfaadid. Organismi anaeroobsel kõdunemisel eraldub H2S. H2S-i oksüdeerumisel eralduvat energiat kasutavad oma elutegevuses väävlibakterid: 2H2S + O2 → 2H2O + 2S. Looduses esineb tasakaal sulfaatide ning sulfiidide vahel. Inimene rikub seda tasakaalu märgatavalt, tootes sulfiidsetest maakidest sulfaate.

Sulfiidid

Divesiniksulfiid H2S on väga mürgine. Ohtlikkust suurendab see, et tugevamal mürgistusel lõhnataju kaob. H2S on tugev redutseerija.

H2S + Br2 → 2 HBr + S
H2S + I2 → 2 HI + S

Divesiniksulfiidi saadakse sulfiidide reageerimisel tugeva happega:

Na2S + HCl → NaCl + H2S↑

Seda reaktsiooni kasutatakse sulfiidioonide (S2-) kindlakstegemiseks – tunda on mädamuna haisu.

Na2S naatrumsulfiid tekib NaOH reageerimisel H2S-ga.

NaOH + H2S Na2S + H2O

Naatriumsulfiid lahustub vees ja reageerib sellega, tekitades aluselise keskkonna.

SO2 ja H2SO3

Väävli tuntumad ühendid oksüdatsiooniastmes IV on vääveldioksiid SO2 ja väävlishape H2SO3.

Vääveldioksiidi saadakse väävli põletamisel

S + O2 → SO2

Tekkiv SO2 on mürgine ja väga terava lõhnaga värvusetu gaas, mille vees lahustumisel tekib väävlishape:

SO2 + H2O H2SO3

Sama reaktsioon toimub vääveldioksiidi sissehingamisel, tekkiv hape on söövitav. Väävlishapet kasutatakse desinfitseerimisvahendites.

Väävlishape laguneb ioonideks peamiselt I astmes ja on keskmise tugevusega hape.

H2SO3 H+ + HSO3-
HSO3 -
H+ + SO32-

Sulfitid saavad olla nii oksüdeerijad kui ka redutseerijad.

Väävlishappe soolasid nimetatakse sulfititeks. Sulfitid saavad olla nii oksüdeerijad kui ka redutseerijad. Sulfitid oksüdeeruvad õhuhapniku toimel:

2Na2SO3 + O→ 2Na2SO4

Tööstuslikult saadakse vääveldioksiidi püriidist (vaata ka metallide saamist püriidist).

4FeS2 + 11O2 → 8SO2 + Fe2O3

Laboratoorselt saadakse vääveldioksiidi sulfititele kontsentreeritud väävelhappe lisamise teel:

Na2SO3(t) +2H2SO4(konts) → 2NaHSO4(l)+ SO2↑ + H2O(v)

SO3, H2SO4

Hapet tuleb lahjendada valades hapet peene joana vette!

Väävli tuntumad ühendid oksüdatsiooniastmes VI  on vääveltrioksiid (SO3) ja väävelhape (H2SO4). Tööstuslikult saadakse vääveltrioksiidi SO2 katalüütilisel oksüdeerimisel kõrgel temperatuuril.

2SO2+ O2  $\xrightarrow[]{temp}$ 2SO3

SO3 reageerimisel veega tekib väävelhape.

SO3 + H2O H2SO4

Väävelhappe on värvuseta, lõhnata, veest ligikaudu kaks korda raskem õlitaoline väga viskoosne vedelik. Ta seguneb veega mistahes vahekorras, eraldades palju soojust. Hapet tuleb lahjendada, valades hapet peene joana vette.

pilt

Joonis 3. Kontsentreeritud H2SO4 lahjendamine, valades hapet peene joana vette

Kontsentreeritud väävelhape on väga hügroskoopne (vett siduv) ja tugev oksüdeerija. Kontsentreeritud väävelhape reageerib metallidega, aga ei eraldu vesinikku.

2K + 2H2SO4 (konts) K2SO+ SO+ 2 H2O
2Na + 2H2SO4 (konts) Na2SO+ SO+ 2 H2O
Zn + 2H2SO4 (konts) ZnSO4 + SO2↑ + 2 H2O

Lahjendatud väävelhappe reageerimisel metallidega on oksüdeerijaks H+-ioonid – eraldub H2.

Zn + H2SO4  → ZnSO4 + H2

Vesilahustes on H2SO4 tugev hape – tugevaim kaheprootoniline hape. Lahjades vesilahustes laguneb täielikult ioonideks.

H2SO4 → H+ + HSO4-
HSO4- → H+ + SO42-

Lahjendatud väävelhappe lahus reageerib veel aluseliste oksiidide, nõrga happe soolade ja alustega.

H2SO4(l) + Na2O(t) → Na2SO4(l) + H2O(v)
H2SO4(l) + Na2CO3(l) → Na2SO4(l) + H2O(v) + CO2(g)
3H2 SO4(l) + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3(l) + 6 H2O(v)

Ülesande 1 lahendused

 

1.1. Väävlivabaks nimetatakse kütust, mille väävlisisaldus on kõige rohkem 10 mg/kg. Autobensiini keskmine koostis vastab isooktaanile C8H12 (tihedus 0,75 kg/dm3). Arvuta vääveldioksiidi kogus kuup-detsimeetrites, mis paisatakse keskkonda sõiduauto ühe paagitäie (70 L) bensiini täielikul põlemisel (maksimaalse lubatud väävlisisalduse korral). Vastus anna kaks kohta peale koma.

Vastus: V(SO2) – 0,37 dm3

Lahendus: Esmalt tuleb leida maksimaalne väävli kogus paagitäies kütuses. Teame kütuse ruumala 70 l = 70 dm3 ja tihedust 0,75 kg/dm3, millest saame leida selle massi:

m(kütus)× ρ 70 dm3 × 0,75 kg/dm3 = 52,5 kg

Kuna väävli maksimaalne sisaldus kütuses on 10 mg ühe kg kohta, siis 52,5 kilogrammis on seda 10 mg/kg × 52,5 kg = 525 mg = 0,525 g. Leiame selle väävlikoguse moolide arvu, arvestades, et M(S) = 32 g/mol:

\(n(S) ={ m \over M}={0.525g\over 32 g/mol}=0.0164mol\)

Kirjutame välja väävli täieliku põlemise reaktsiooni:

S + O2 → SO2

Kuna väävli ja vääveldioksiidi moolsuhe on 1:1, tekib vääveldioksiidi 0,0164 mol. Saame selle ainehulga ruumala leida:

V(SO2) = n × Vm 0,0164 mol × 22,4 dm3/mol = 0,367 ≈ 0,37 dm3

 

1.2. 0,25 dm3 väävelhappe lahust sisaldas 0,5 mol H2SO4 (ρ = 1,12 g/cm3). Arvuta selle lahuse protsendiline koostis (massiprotsent). Vastus anna üks koht peale koma.

Vastus: Lahuse protsendiline koostis on: 17,5%

Lahendus: Massiprotsendi leidmiseks on vaja teada nii H2SO4 kui ka lahuse kogumassi. Leiame need.

H2SO4 mass: teame moolide hulka 0,5 mol ja saame arvutada molaarmassi M(H2SO4)=98 g/mol. Nende kaudu leiame massi:

m(H2SO4) × 0,5 mol × 98 g/mol = 49 g

Väävelhappe lahuse kogumass: teame ruumala 0,25 dm3=250 cm3 ja tihedust ρ = 1,12 g/cm3. Nende kaudu leiame massi:

m(lahus) × ρ250 cm3 × 1,12 g/cm3 = 280 g

Nüüd saame leida lahuse massiprotsendi:

\(P(H_2SO_4) = {m(H_2SO_4) \over m(lahus)}*100={49g \over 280g}*100=17.5\)%

 

1.3. Mitu grammi SO3 peab lahustuma vees, et saada 200g 25%-list väävelhappelahus? Vastus anna täisarvuna.

Vastus: Vees peab lahustama 41 g SO3

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame esmalt SO3 vees lahustumise võrrandi:

SO3 + H2O → H2SO4

Teame, et tuleb saada 25%-line väävelhappe lahus massiga 200 g. Kuna 25% sellest on väävelhape, on väävelhappe mass järelikult 0,25×200=50 g. Saame leida väävelhappe molaarmassi [M(H2SO4)=98 g/mol] ja seejärel moolide arvu:

\(n(H_2SO_4) ={ m \over M}={50g\over 98 g/mol}=0.51mol\)

Reaktsioonivõrrandi järgi on SO3 ja H2SO4 moolsuhe 1:1, seega peab ka SO3 hulk olema 0,51 mol. Saame arvutada molaarmassi M(SO3)=80 g/mol ja leida massi:

m(SO3) = n × M = 0,51 mol × 80 g/mol = 40,81 ≈ 41 g

 

1.5. 20 g väävlit reageeris rauaga, tekkis 20 g raud(II)sulfiid. Milline oli reaktsiooni saagis? Vastus anna üks koht peale koma.

Vastus: Reaktsioonisaagis on 36,4%

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi:

Fe + S → FeS

Teame, et reageeris 20 g väävlit, seega saame leida selle moolide arvu, arvestades, et M(S) = 32 g/mol:

\(n(S) ={ m \over M}={205g\over 32 g/mol}=0.625mol\)

Kuna väävli ja raud(II)sulfiidi moolsuhe on 1:1, pidanuks raud(II)sulfiidi teoreetiliselt tekkima samuti 0,625 mol. Leiame selle teoreetilise massi, arvestades, et M(FeS)= 88 g/mol:

m(FeS) × 0,625 mol × 88 g/mol = 55 g

Teame aga, et 55 g asemel tekkis 20 g, seega on reaktsiooni saagis:

\(P ={ 20g \over 55g}*100=36.36≈36.4\)%

 

1.6. Meditsiinis kasutatakse 10% väävlisalvi. Väävlisalv on vaseliini ja väävli segu. Mitu grammi väävlit peab lisama 250 g vaseliinile, et saada 10%-lise väävlisisaldusega salv? Vastus anna üks koht peale koma.

Vastus: 27,8 g väävlit on 250 g vaseliiniga segatud

Lahendus: Kuna vaseliinile lisatakse väävlit, mis moodustab väävlisalvi massist 10%, on vaseliini mass (250 g) seega 90% väävlisalvist. Seda teades saame leida väävlisalvi massi:

250 g –90%

x g –100%

\(m(salv) ={ 250g*100 \over 90}={ 250g\over 0.9}=277.78≈277.8g\)

Väävli massi saab nüüd leida, lahutades salvi massist vaseliini massi:

m(S)=277,8 - 250 = 27,8 g

 

1.7. 0,08 mooli gaasilist vesinikkloriidi juhiti naatriumsulfiidi lahusesse. Arvuta, mitu mooli ja mitu dm3 gaasilist divesiniksulfiidi eraldus normaaltingimustel (Vm=22,4 dm3/mol), kui reatsiooni saagis oli 75%. Vastus anna kaks kohta peale koma.

Vastus: 0,03 mooli; 0,67 dm3

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi:

Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S

Reaktsioonivõrrandist näeme, et HCl ja H2S moolsuhe on 2:1. HCl moolide arv on 0,08 mol, seega tekib H2S 0,08/2=0,04 mol. Kuna aga reaktsiooni saagis on 75%, on tegelik moolide arv 0,75×0,04=0,03 mol. Selle ruumala on:

V = n × Vm 0,03 mol × 22,4 dm3/mol = 0,672 ≈ 0,67 dm3

5.8. Lämmastik ja lämmastikuühendid

Lämmastik on tüüpiline mittemetalliline element elektronvalemiga 1s22s22p3. Mittemetalliliste omaduste poolest jääb lämmastik alla eelkõige fluorile ja hapnikule. Elektronvalemist on näha, et väliskihis on viis elektroni: kaks neist paardunud ja kolm üksikut. Ühendites moodustab tavaliselt kolm sidet, maksimaalselt saab lämmastik moodustada neli sidet (nt NH4+-ioonis). Kõige iseloomulikumad oksüdatsiooniastmed on III, 0 ning V. Lämmastik lihtainena on õhu põhikomponent  (≈ 78%). Looduslikest mineraalidest on olulisemad Tšiili salpeeter (NaNO3), India salpeeter (KNO3) ning Norra salpeeter (Ca(NO3)2. Leidub nitraatidena enamasti mäestike jalamitel, kus on vähe sademeid ning kuhu mägedest sademetega kandub nitraate. Lämmastik kuulub elusorganismide valkude koostisse.

Loodust ja elukvaliteeti mõjutab olulisel määral lämmastikuringe. Loodusesse satuvad lämmastikühendid kas looduslikult või tehislikult väetiste kasutamise tõttu. Looduslikult tekib lämmastikoksiid (NO) äikese ajal õhuhapnikuga (O2) reageerides. Lämmastikdioksiid (NO2) reageerib veega ning tekib lämmastikhape (HNO3), mis satub vihmadega mulda.

Taimed ei ole võimelised omastama lämmastikku N2 molekulidest. Seda suudavad teha mügarbakterid (asotobakterid), mis muudavad õhus oleva lämmastiku taimedele kättesaadavaks. Taimed omastavad lämmastikku põhiliselt NH4+- või NO3--ioonidena. Kuna looduses peab esinema tasakaal, siis denitrifitseerivate bakterite toimel tekib nitraatidest uuesti N2. Lämmastikväetiste liigtarbimise korral on tasakaal rikutud: tõuseb mulla ning looduslike veekogude nitraatide jt lämmastikühendite sisaldus, mis põhjustab veekogude eutrofeerumist ja mürgiste nitritite ning nitraatide liigset kuhjumist taimedes.

Lämmastiku keemilised omadused

Lämmastik (N2) on värvustetu ja lõhnatu gaas, mis lahustub halvasti vees ning orgaanilistes lahustites. Lämmastiku molekul (N2) on suhteliselt suure püsivusega. Põhiosa lämmastikust esinebki lihtainena atmosfääris. Toatemperatuuril lämmastik praktiliselt teiste ainetega ei reageeri. Madala keemilise aktiivsuse tõttu kasutatakse lämmastikku inertse keskkonnana, näiteks elektripirnides, et hõõgniit kiirelt läbi ei põleks. Pirnides võiks kasutada ka väärisgaase (mida ka tehakse), kuid lämmastik on võrreldes väärisgaasidega palju odavam. Paljud reaktsioonid lämmastikuga toimuvad väga kõrgel temperatuuril, sageli üle 3000 oC, sest kolmiksideme lõhkumiseks lämmastikumolekulis tuleb kulutada palju energiat.

pilt

Joonis 1. lämmastiku keemilised omadused

Lämmastik on keemiliselt tavatingimustel väga inertne – lämmastiku püsivaim olek on N2 molekul. Toatemperatuuril reageerib lämmastik vaid liitiumiga, tekib liitiumnitriid.

6 Li +N2 → 2 Li3N.

Õhus kattubki Li pind oksiidi ning nitriidi segakihiga.

Vesinikuga reageerib lämmastik kõrgel temepratuuril ja katalüsaatorite juuresolekul.

N2 +3H2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2NH3    ΔH = - 92 kJ/mol

Hapnikuga reageerimisel tekivad erinevad oksiidid:

N2 + O2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2NO  lämmastikmonooksiid - neutraalne oksiid

2O2 + N2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2NO2  lämmastikdioksiid - happeline oksiid

popup  Loe lisaks: Lämmastiku laboratoorne saamine

Laboratoorselt on võimalik lämmastikku toota (NH4)2Cr2O7 termilisel lagundamisel, saadustena tekivad N2, H2O ja rohekas Cr2O3.

pilt

Vulkaani katse. Ammooniumdikromaadi termilisel lagundamisel tekib värvustetu lämmastik, värvusetu veeaur ja roheks kroom(III)oksiid: (NH4)2Cr2O7 = N2 + 4H2O + Cr2O3.

Kasutada saab ka teiste soolade, nt NH4NOtermilist lagundamist.

 

Vaatame üle lämmastiku tähtsamad ühendid.

Ammoniaak

Ammoniaak on üks tähtsamaid lämmastikuühendeid. Tavatingimustes on ammoniaak (NH3) värvusetu terava hingematva lõhnaga gaas. Õhust on ta ligi kaks korda kergem gaas. Vesiniksidemete tõttu, mis tekivad ammoniaagi ja veemolekuli vahel, lahustub ammoniaak hästi vees. Suuremate kontsentratsioonide korral on ta mürgine, kahjustab silmi ja tekitab hingamislihaste krampe. Väikeste koguste sissehingamisel mõjub ergutavalt. 10%-list ammoniaagi vesilahust nimetatakse nuuskpiirituseks ja kasutatakse minestuse korral. Limaskestale sattudes lahustub ja tekitab aluselise keskkonna.

 pilt

Ammoniaagi molekul. Allikas: https://en.wikipedia.org/wiki/Ammonia

NH3(g) + H2O(v) ↔ NH3×H2O (l)
NH3×H2O(l) ↔ NH4+(l) + OH-(l)

Tööstuslikult saadakse NH3 vesiniku ning lämmastiku reageerimisel kindlates tingimustes.

N2 + 3H2  $\xrightarrow[]{temp}$ 2 NH3

Laboratoorselt saadakse ammoniaaki nitriidide reageerimisel veega või ammooniumsooladele leelise lisamisel ning segu kuumutamisel.

NH4Cl(t) + KOH(l) $\xrightarrow[]{temp}$ KCl(l)+ NH3(g)+ H2O(v)

Ammoniaaki kasutatakse väetiste tootmiseks (ammooniumsoolad), karbamiidi sünteesiks, lämmastikhappe tootmiseks. Ammoniaagi vesilahus reageerib hapetega, selle tulemusena tekivad ammooniumsoolad, näiteks ammooniumsulfaat:

Alus + hape → sool + vesi
2NH3×H2O(l) + H2SO4(l) → (NH4)2SO4(l) + 2H2O(v)

Ammoniaak ja ammooniumsoolad on redutseerivate omadustega, redoksreaktsioonis tekib tavaliselt molekulaarne lämmastik (N2).

4NH3(g) + 3 O2(g) → 2N2(g) + 6H2O(g)

Ammooniumsoolad

Üldiselt on ammooniumsoolad värvusetud kristallilised ained, mis vees hästi lahustuvad. Tuntuimad esindajad on ammooniumkloriid (NH4Cl) – salmiaak, kasutatakse jootepastas redutseerijana või metallipindade puhastamiseks oksiidikihist enne jootmist. Ammooniumvesinikkarbonaat (NH4HCO3) ja ammooniumkarbonaat (NH4)2CO3 ehk põdrasarvesool leiab kasutust kergitusvahendina kondiitritööstuses küpsetuspulbrites.  Küpsetuspulbri kasutamisel tekivad gaasilised ained, mis kergitavad tainast:

NH4HCO3 $\xrightarrow[]{temp}$ NH3 + H2O + CO2

Ammooniumsoolad nõrga aluse soolana vesilahuses mõnevõrra hüdrolüüsuvad, andes nõrgalt happelise keskkonna:

NH4+ + Cl- + H2O ⇄ NH3×H2O + H+ + Cl- (pН ligikaudu 4.5 – happeline keskkond)

Ammooniumsooladele leelise lisamisel ning kuumutamisel eraldub ammoniaak NH3.

NH4Cl + NaOH $\xrightarrow[]{temp}$ NaCl + NH3 ↑ + H2O

Seda reaktsiooni kasutatakse ka ammooniumioonide kindlakstegemiseks. Lenduv NH3 lahustub fenoolftaleiiniga immutatud paberis ja annab roosa värvuse.

Lämmastikoksiidid

Lämmastik moodustab hapnikuga mitmeid erinevaid oksiide. Tuntumad neist on lämmastikoksiid (NO) ja lämmastikdioksiid (NO2). NO on värvusetu ja lõhnatu mürgine gaas, mis vees praktiliselt ei lahustu ja veega ei reageeri, kuulub neutraalsete oksiidide hulka.

Ainsa lämmastikoksiidina võib tekkida vastavate lihtainete omavahelisel reaktsiooni kõrgel temperatuuril: 

N2 + O2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2NO

Lämmasikoksiidi tekib looduses äikese ajal, mõnevõrra ka automootoris jm. Looduses tekkival NO-l põhineb lämmastikuringe (NO → NO→ HNO3).

Lämmastikoksiid oksüdeerub kergesti, kuid võib olla ka oksüdeerija.

NO2 on punakaspruun mürgine gaas. NO2 on keemiliselt aktiivne ja reageerib külma veega, moodustades kaks hapet.

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 (lämmastikhape + lämmastikushape).

Happelise oksiidina reageerib NO2 nii aluste kui aluseliste ühenditega.

2KOH + 2NO2 → KNO3 + KNO2 + H2O

Lämmastikdioksiidi saadakse lämmastikoksiidi oksüdeerumisel:  2NO + O2 → 2NO2.

Lämmastikhape ja nitraadid

videoLämmastikhappe kohta loe lisaks siit.

HNO3 on värvusetu suitsev vedelik, väga tugev oksüdeerija ja tugev hape, mis reageerib paljude ainetega: metallid, aluselised oksiidid, alused jne.

Lämmastikhape on tugev hape, lahjas lahuses täielikult lagunenud ioonideks: HNO3 → H+ + NO3-.

Lämmastikhape reageerib aluste ja aluseliste oksiididega:

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
CaO + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O

Nitraadid on reeglina vees hästi lahustuvad soolad. Kuumutamisel käituvad aga tugevate oksüdeerijatena, seetõttu on plahvatusohtlikud ja kuuluvad paljude lõhkesegude koostisse. Näiteks NH4NO3 mõõdukal (200 oC) kuumutamisel tekivad N2O ning H2O. Kõrgemal temperatuuril võib laguneda plahvatusega (N2O on ebapüsiv).

popup  Loe lisaks: Nitraatide keemilised omadused

Kuumutamisel lagunevad erinevalt, olenevalt metalli aktiivsusest. Aktiivsemate metallide (leelismetallid, metallid metallide pingereas magneesiumist vasakul) nitraatide lagunemisel tekib nitrit, eraldub hapnik, vahesaadusena tekib atomaarne hapnik.

2 KNO3 $\xrightarrow[]{temp}$ 2 KNO2 + O2

Enamiku metallide (metallid metallide pingereas magneesiumist vaseni) nitraatide lagunemisel tekib metallioksiid, NO2, O2.

2Cu(NO3)2  $\xrightarrow[]{temp}$ 2CuO + 4NO2 + O2
2Zn(NO3)2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2ZnO + 4NO2 + O2
4Fe(NO3)2 $\xrightarrow[]{temp}$ 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

Mitteaktiivsete metallide (metallid metallide pingereas pärast vaske) nitraatide lagunemisel ei teki metallioksiidi, sest see on ebapüsiv, vaid tekib puhas metall.

2AgNO3  $\xrightarrow[]{temp}$ 2Ag + 2NO2 + O2
Hg(NO3)2 $\xrightarrow[]{temp}$  Hg + 2NO2 + O2

 

  

Ülesande 1 lahendused

1.1. Arvuta lämmastiku aatomite hulk (moolide arv) 5,6 dm3 lämmastikdioksiidis normaaltingimustel.

Vastus: Lämmastiku aatomeid on 0,25 mol.

Lahendus: Teades lämmastikdioksiidi ruumala normaaltingimustel, saame molaarruumala abil leida selle moolide arvu:

\(n(NO_2) = {V \over V_m}={5.6dm^3 \over 22.4dm^3/mol}=0.25mol\)

Lämmastikdioksiidi valemi NO2 põhjal teame, et ühes moolis NO2-s on üks mool lämmastiku aatomeid (PS! Mitte molekule, mille esituskuju on N2). Seega on 0,25 moolis lämmastikdioksiidis sama arv ehk 0,25 mooli lämmastikuaatomeid.

 

1.3. Nii ammooniumnitraati kui karbamiidi kasutatakse lämmastikväetisena. Arvuta mõlema aine lämmastikusisaldus massiprotsentides. Mitu korda erineb nende ainete lämmastikusisaldus?

Vastused: Lämmastikusisaldus protsentides ammooniumnitraadis on (vastus anda täisarvuna): 35%. Lämmastikusisaldus protsentides karbamiidis on (vastus anda täisarvuna): 47%. Karbamiidi lämmastikusisaldus erineb ammooniumnitraadis sisalduvast lämmastikusisaldusest (vastus anda kaks kohta peale koma): 1,34 korda.

Lahendus: lihtsuse mõttes teeme arvutused eeldusega, et meil on kumbagi ainet 1 mool.

Ammooniumnitraadi (NH4NO3) molaarmass on 80 g/mol, seega on ühe mooli aine mass 80 g. Lämmastiku aatomite massi leidmiseks tuleb lämmastiku molaarmass korrutada aatomite arvuga ühes molekulis. Valemi järgi näeme, et igas molekulis ammooniumnitraadis on kaks lämmastiku aatomit ja lämmastiku molaarmass on 14 g/mol. Seega on lämmastikuaatomite mass ühes moolis ammooniumnitraadis 2 × 14 g/mol × 1 mol = 28 g. Leiame nüüd massiprotsendi:

\(P(N) = {28g \over 80g}*100=35\)%

Karbamiidi (NH2CONH2) molaarmass on 60 g/mol, seega on ühe mooli aine mass 60 g. Analoogselt eelmise punkti arvutustega on ühes molekulis karbamiidis kaks lämmastiku aatomit, seega on lämmastikuaatomite mass ühes moolis karbamiidis 2 × 14 g/mol × 1 mol = 28 g. Leiame nüüd massiprotsendi:

\(P(N) = {28g \over 60g}*100=46.66...≈47 \)%

Karbamiidi lämmastikusisaldus erineb ammooniumnitraadis sisalduvast lämmastikusisaldusest 47% / 35% = 1,34 korda.

 

1.4. 5 mooli lämmastiku reageerimisel vesinikuga tekkis 2.5 mol ammoniaaki (NH3). Arvuta reaktasiooni saagise protsent.

Vastus: Reaktsiooni saagis on 25%

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame reaktsioonivõrrandi:

N2 + 3H2 → 2NH3

Reaktsioonivõrrandist näeme, et lämmastiku ja ammoniaagi moolsuhe on 1:2. Seega, kui reageeris 5 mooli lämmastiku, pidanuks tekkima 5×2=10 mooli ammoniaaki. Tekkis aga 2,5 mooli, seega on saagise protsent:

\(P = {2.5mol \over 10mol}*100=25\)%

 

1.5. Oled vanaisaga aiatarvete poes lämmastikväetist ostmas. Müügil on karbamiid (NH2CONH2) ühekilostes kottides, hinnaga 15 krooni kott ja ammooniumnitraat 2,5-kilostes kottides, hinnaga 25 krooni kott. Aita vanaisal otsustada, kumba väetist on kasulikum osta (näita arvutustega, kummas väetises sisalduv lämmastik tule odavam).

Lahendus: kasutame üle-eelmises ülesandes leitud lämmastikusisaldusi (karbamiid sisaldab 47% lämmastikku ja ammooniumnitraat 35%).

Ammooniumnitraati müüakse 2,5-kilostes kottides. Lämmastikusisaldus selles kotis on seega 0,35×2,5 kg = 0,875 kg = 875 g. Kui 875 g lämmastikku sisaldav ammooniumnitraat maksab 25 EEK, siis 1 g lämmastikku maksab:

\( {25EEK\over 875g}=0.0285​​≈0.029 EEK\)

Karbamiidi müüakse ühekilostes kottides. Lämmastikusisaldus selles kotis on seega 0,47×1 kg = 0,47 kg = 470 g. Kui 470 g lämmastikku sisaldav karbamiid maksab 15 EEK, siis 1 g lämmastikku maksab:

\( {15EEK\over470g}=0.0319​​≈0.032 EEK\)

Seega on lämmastiku grammihinna järgi odavam osta ammooniumnitraati.

 

1.6. 300g vees lahustati 40,3 L NH3 normaaltingimustel. Milline oli ammoniaagi massiprotsent lahuses? Vastus anna kaks kohta peale koma.

Vastus: Ammoniaagi massiprotsent lahuses on: 9,25%

Lahendus: Massiprotsendi leidmiseks on meil vaja leida ammoniaagi mass. Kuna ammoniaak juhitakse gaasina vette ja teame selle ruumala, saame molaarruumala kaudu leida selle moolide arvu:

\(n(NH_3) = {V \over V_m}={40.3l \over 22.4l/mol}=1.799mol\)

Nüüd saame lahuses sisalduva ammoniaagi massi leida, arvestades, et M(NH3) = 17 g/mol:

m(NH3) = n × M = 1,799 mol × 17 g/mol = 30,58 g

Lahuse kogumass on seega 300 + 30,58 = 330,58 g. Saame nüüd leida ammoniaagi massiprotsendi:

\(P(NH_3) = {30.58g \over330.58g}*100=9.25\)%

5.9. Fosfor ja fosforiühendid

Esmakordselt sai fosforit 1669. aastal saksa keemik Henning Brandt. Otsides võimalust saada elueliksiiri ja filosoofilist kivi, avastas ta helendava aine fosfori (ta lähtus uriinist, kuumutas selle aurustumisjääki koos söe ja liivaga). Pikemat aega püüti seda meetodit hoida saladuses, sest demonstreerides helendavat fosforit kõrgemale seltskonnale oli võimalik teenida raha. Selle, et fosfor on element, tõestas korrektselt Lavoisier. Fosfor on kreeka keeles "valgusekandja". Looduses kuulub fosfor küllalt levinud elementide hulka, kuid lihtainena looduses ei esine, esineb põhiliselt kaltsiumfosfaadina (Ca3(PO4)2). Fosfor on tähtis bioelement, sest kuulub valkude ja teiste elutegevuses oluliste ühendite koostisse. Luudes ja hammastes sisalduv kaltsiumfosfaat annab neile tugevuse. Hammastes on kõige rohkem mineraali Ca10(PO4)6(OH)2, mida võib lihtsustatult vaadata kui kahest ainest koosnevat mineraali – Ca3(PO4)2 + Ca(OH)2. Happeliste jookide joomisel toimuvad erinevad reaktsioonid, nt Ca(OH)2 + 2H+ → Ca2+ + 2H2O. Selle tulemusel hambavaap laguneb ja tekivad augud.

Pesemisvahendites kasutatakse leelismetallide fosfaate, polüfosfaate ning peroksofosfaate. Vee pehmendajad – polüfosfaadid – moodustavd Ca2+- ja Mg2+-ioonidega kelaatseid komplekse, takistades katlakivi teket. Põhiosa toodetavatest fosfaatidest leiab rakendust fosforväetistena. Üks enim kasutavaid ja odavamaid fosforiväetisi on superfosfaat.

Fosfori allotroobid

Fosforil on erinevaid allotroope (vaata jooniseid 1 ja 2), enamik neist on polümeersed, kus P-aatomid on ühinenud P2, P4 ning P2∞ molekulideks. Tuntumad neist on kolm: valge fosfor (P4), punane fosfor (P2∞) ning must fosfor.

pilt

Joonis 1. Valge, punase, violetse musta fosfori struktuurid. Allikas: https://www.semanticscholar.org/paper/Fundamental-Chemistry-Involving-Phosphorus(I)-and-Binder/b338e6574838832e09e2fa8bddd8901ca3c2fe15/figure/9

pilt

Joonis 2. Fosfori allotroobid valge, punane, violetne ja must fosfor. Allikas: https://en.wikipedia.org/wiki/Phosphorus#/media/File:PhosphComby.jpg

Valge fosfor on molekulaarne aine, mille võre sõlmpunktides on fosfori P4 molekulid. Võre meenutab teemandi struktuuri. Lihtaine helendab pimedas. Valge fosfor vees ei lahustu, kuid lahustub hästi mõnedes orgaanilistes lahustites. Valget fosforit hoitakse vee all (ei reageeri veega), sest õhu käes ta oksüdeerub ning võib süttida põlema (süttimistemperatuur 50 oC). Pikemal hoidmisel muutub valge fosfor punaseks fosforiks. Kuumutamisel on  üleminek kiire. Nahale sattumisel tekitab fosfor raskesti paranevaid haavandeid. Fosfor ei juhi elektrit. Puhtal valgel fosforil on värvusetud läbipaistvad kristallid, mis murravad valgust. Valguse käes õhuhapniku toimel muutub valge fosfor kiiresti kollaseks vahataoliseks massiks, osaliselt oksüdeerudes, osaliselt muutudes punaseks fosforiks. Nõrkade molekulidevaheliste jõudude tõttu on madala sulamistemperatuuriga - Tsul on 44,1 oC, lendub kergesti, on noaga lõigatav ning iseloomuliku lõhnaga.

Punane fosfor tekib valge fosfori kuumutamisel õhu juurdepääsuta 300 - 400 oC-ni ning rõhu all. Punane fosfor on stabiilsem kui valge fosfor. Puhas punane fosfor praktiliselt ei ole mürgine. Punane fosfor oksüdeerub palju halvemini kui valge fosfor – süttib alles temperatuuril 250 oC, ei helenda pimedas. Puhas amorfne punane fosfor pole väga tuleohtlik, kuid lisandid ning hõõrdumine võivad süttimist soodustada. Ei juhi elektrit. Sulamistemepratuur on varieeruv: 585 - 600 oC. Punase fosfori üleviimisel vedelasse olekusse on vajalik osade sidemete lõhkumine. Näiteks temperatuuril 423 oC sisaldab fosfori aur P2 molekule, mis moodustavad kohe P4 molekulid.

Punane fosfor on tikutoosi süütepinna põhiline koostisaine (P, KClO3, MnO2 jt). Tiku hõõrdumisel mööda süütepinda tekib veidi valget fosforit, mis süttides süütab põlema ka tiku. 

Must fosfor tekib valge fosfori kuumutamisel 200 oC juures väga kõrgel rõhul (~ 1200 MPa) või kuumutamisel 400 oC kraadi juures katalüsaatori juuresolekul. Struktuurilt on must fosfor lähedane grafiidile – kihiline, pooljuht, hea soojusjuht ja korrapärase struktuuriga. Siksakkihid on ühendatud van der Waalsi jõududega. Must fosfor on fosfori allotroopidest keemiliselt kõige passiivsem.

Fosfori keemilised omadused

Fosfor on lämmastiku elektronanaloog: 1s22s22p63s23p3, kus väliskihis on 5 elektroni, millest 3 on paardumata. Seega fosfor võib okteti saavutamiseks liita 3 elektroni või loovutada kolm kuni viis elektroni. Üldiselt moodustab ühendeid, kus on 3 või 5 polaarset kovalentset keemilist sidet.

Fosfor on palju aktiivsem kui lämmastik, sest sidemed P4 molekulis on nõrgemad kui kolmikside lämmastikumolekulis. Mittemetallidega reageerimisel (need, mis on mittemetallisemad fosforist) käitub kui redutseerija ning reageerimisel vesiniku ning metallidega kui oksüdeerija (vaata joonist 3).

Metallidega reageerimisel tekivad fosfiidid. Fosfiidid on ühendid, kus fosfori oksüdatsiooniaste on –III. Reaktsioonid toimuvad kõrgemal temperatuuril.

3Na + P → Na3P naatriumfosfiid
4P + 5O2 → P4O10 tetrafosfordekaoksiid
2P + 5Cl2 → 2PCl5 fosforpentakloriid

pilt

Joonis 3. Fosfori keemilised omadused

Vaatame nüüd fosfori tähtsamaid ühendeid.

Fosfori oksiid P4O10 (P2O5)

Fosfor reageerib hapnikuga ning selle tulemusena võivad tekkida erinevad oksiidid. Hapniku vaeguses tekib fosfor(III)oksiid. Tetrafosfordekaoksiid tekib fosfori põlemisel, kui hapnikku on piisavalt. Valge fosfor põleb ilma süütamata, põlemine jätkub isegi vee all – seetõttu kasutatakse seda sageli süütajana. Praktikas tekib tavaliselt P4O10 ning P4O6 oksiidide segu. Valge fosfori aeglasel oksüdatsioonil eraldub energia valgusena (aurude aeglane oksüdatsion õhus) – fosfor helendab. Aeglane oksüdatsioon võib kergesti üle minna aktiivseks põlemiseks.

4P + 3O2 2P2O3  esinevad dimeeridena 4P + 3O2 P4O6
4P + 5O2 2P2Oesinevad dimeeridena 4P + 5O2 P4O10  

Tetrafosfordekaoksiid koosneb enamasti P4O10 molekulidest, kuid ta võib moodustada ka suuremaid polümeerseid molekule. Praktikas märgitakse sageli aine valem  lihtsustatult P2O5, mis tähistab selle ühendi kvantitatiivset koostist, mitte molekuli ehitust.

P4O10 on valge tahke aine, mis seob tugevasti õhuniiskust ja vett, mistõttu kasutatakse seda näiteks ainete kuivatamisel.

Veega reageerimisel, kui vett on piisavalt, tekib tetrafosfordekaoksiidist fosforhape (H3PO4):

P4O10(t) + 6H2O(v) → 4H3PO4(l)

Happelise oksiidina regeerib aluste ja aluseliste oksiididega.

P4O10(t) + 12NaOH(l) → 4Na3PO4(l) + 6H2O(v)
P4O10(t) + 6Na2O(t) → 4Na3PO4(t)

Fosforhape H3PO4

Fosforhape reageerib aluste, aluseliste oksiidide ja metallidega.

Fosforhape on valge kristalne aine, mis lahustub vees hästi. Ta on keskmise tugevusega hape ja dissotsieerub vesilahuses tavatingimustes vaid osaliselt, loovutades vaid ühe prootoni (H+).

H3PO4 H+ + H2PO4-

Teist ja kolmandat prootonit (H+) annab ära raskesti.

Fosforhape reageerib aluste, aluseliste oksiidide ja metallidega.

H3PO4(l) + 3NaOH(l) → Na3PO4 + 3H2O(v)
2H3PO4(l) + 3Na2O(t) → 2Na3PO4(l) + 3H2O(v)
2H3PO4(l) + 3Na(t) → 2Na3PO4(l) + 3H2(g)

Reageerib ka mõnede sooladega.

Na2CO3(t) + H3PO4(l) Na2HPO4(l) + CO2(g) +H2O(v)

Ülesande 1 lahendused

1.1. P4O10 on happeline oksiid, mis seob väga tugevalt vett. Arvuta mitu grammi vett seob 25 g tetrafosfordekaoksiid? Vastus anna üks koht peale koma.

Vastus: 25 g tetrafosfordekaoksiidi seob 9,5 g vett.

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame P4O10 ja vee vahelise reaktsiooni:

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

Tuleb leida P4O10 moolide arv, selleks leiame esmalt molaarmassi.

M(P4O10) = 284 g/mol

\(n(P_4O_{10})= {m \over M}={25g \over 284 g/mol}=0.088mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et P4O10 ja vee moolsuhe on 1:6. Seega on seotava vee moolide arv 0,088×6=0,528 mol. Arvestades, et vee molaarmass on 18 g/mol, leiame selle veekoguse massi:

m(H2O) × 0,528 mol × 18 g/mol = 9,504 ≈ 9,5 g

 

1.2. Fosfor reageerib hapnikuga, mille tulemusena tekib P4O10. Mitu grammi tetrafosfordekaoksiidi tekib 62g fosfori reageerimisel 3 mooli hapnikuga? Vastus anna täisarvuna.

Vastus: Tetrafosfordekaoksiidi tekib 142 g

Lahendus: kirjutame ja tasakaalustame fosfori ja hapniku vahelise reaktsiooni:

4 P + 5 O2 → P4O10

Esmalt tuleb leida fosfori moolide arv, arvestades, et fosfori molaarmass on 31 g/mol:

\(n(P)= {m \over M}={62g \over 31g/mol}=2mol\)

Reaktsioonivõrrandist näeme, et fosfori ja hapniku moolsuhe on 4:5. Seega 2 mooli fosforiga reageerib 2 × 5 / = 2,5 mooli hapnikku ja teeme arvutused fosfori moolide arvu järgi, sest hapnikku on ülehulgas. Fosfori ja P4O10 moolsuhe on 4:1, seega tekib P4O10 2 × 1 / 4=0,5 mol. Arvestades, et M(P4O10) = 284 g/mol, leiame selle massi:

m(P4O10× 0,5 mol × 284 g/mol = 142 g

 

1.5. 200 g 20% H3PO4-lahusele lisati 400g vett. Milline on fosforhappe sisaldus lahuses peale vee lisamist (arvuta lahuse massiprotsent)? Vastus anna üks koht peale koma.

Vastus: Fosforhappe sisaldus lahuses on: 6,7%

Lahendus: esmalt leiame H3PO4 massi alglahuses. Lahust on 200 g ja 20% sellest H3PO4, mille mass on seega 0,2×200 g = 40 g.

Alglahusele lisatakse juurde 400 g vett, seega on lahuse lõppmass 200 + 400 = 600 g. Lõpplahuse massiprotsent on:

\(P(H_3PO_4)= {40g \over 600g}*100=6.66...≈6.7\)%