{"id":48,"date":"2024-04-04T07:30:19","date_gmt":"2024-04-04T04:30:19","guid":{"rendered":"https:\/\/sisu.ut.ee\/huvitavkeemia\/58-lammastik-ja-lammastikuhendid\/"},"modified":"2025-04-22T12:49:23","modified_gmt":"2025-04-22T09:49:23","slug":"58-lammastik-ja-lammastikuhendid","status":"publish","type":"page","link":"https:\/\/sisu.ut.ee\/huvitavkeemia\/58-lammastik-ja-lammastikuhendid\/","title":{"rendered":"5.8. L\u00e4mmastik ja l\u00e4mmastiku\u00fchendid"},"content":{"rendered":"

L\u00e4mmastik<\/span><\/span> <\/b>on t\u00fc\u00fcpiline mittemetalliline element\u00a0elektronvalemiga 1s2<\/sup><\/strong>2s2<\/sup>2p3<\/sup><\/span><\/b>. Mittemetalliliste omaduste poolest j\u00e4\u00e4b l\u00e4mmastik alla eelk\u00f5ige fluorile ja hapnikule. Elektronvalemist on n\u00e4ha, et v\u00e4liskihis on viis elektroni:\u00a0kaks neist paardunud ja kolm \u00fcksikut.\u00a0\u00dchendites moodustab tavaliselt kolm sidet, maksimaalselt saab l\u00e4mmastik moodustada neli\u00a0sidet (nt NH4<\/sub>+<\/sup>-ioonis). K\u00f5ige iseloomulikumad oks\u00fcdatsiooniastmed on -III, III, 0 ning V. L\u00e4mmastik lihtainena on \u00f5hu p\u00f5hikomponent\u00a0 (\u2248 78%). Looduslikest mineraalidest on olulisemad T\u0161iili salpeeter (NaNO3<\/sub>), India salpeeter (KNO3<\/sub>) ning Norra salpeeter (Ca(NO3<\/sub>)2<\/sub>. Leidub nitraatidena enamasti m\u00e4estike jalamitel, kus on v\u00e4he sademeid ning kuhu m\u00e4gedest sademetega kandub nitraate. L\u00e4mmastik kuulub elusorganismide valkude koostisse. <\/span><\/p>\n

Loodust ja elukvaliteeti m\u00f5jutab olulisel m\u00e4\u00e4ral l\u00e4mmastikuringe. Loodusesse satuvad l\u00e4mmastik\u00fchendid kas looduslikult v\u00f5i tehislikult v\u00e4etiste kasutamise t\u00f5ttu. Looduslikult tekib l\u00e4mmastikoksiid (NO) \u00e4ikese ajal \u00f5huhapnikuga (O2<\/sub>) reageerides. L\u00e4mmastikdioksiid (NO2<\/sub>) reageerib veega ning tekib l\u00e4mmastikhape (HNO3<\/sub>), mis satub vihmadega mulda.<\/span><\/p>\n

Taimed ei ole v\u00f5imelised omastama l\u00e4mmastikku N2<\/sub> molekulidest. Seda suudavad teha m\u00fcgarbakterid (asotobakterid), mis muudavad \u00f5hus oleva l\u00e4mmastiku taimedele k\u00e4ttesaadavaks. Taimed omastavad l\u00e4mmastikku p\u00f5hiliselt NH4<\/sub>+<\/sup>\u2013 v\u00f5i NO3<\/sub>\u2013<\/sup>-ioonidena. Kuna looduses peab esinema tasakaal, siis denitrifitseerivate bakterite toimel tekib nitraatidest uuesti N2<\/sub>. L\u00e4mmastikv\u00e4etiste liigtarbimise korral on tasakaal rikutud:\u00a0t\u00f5useb mulla\u00a0ning looduslike\u00a0veekogude\u00a0nitraatide jt l\u00e4mmastik\u00fchendite sisaldus, mis p\u00f5hjustab veekogude eutrofeerumist ja m\u00fcrgiste nitritite ning nitraatide liigset kuhjumist taimedes.<\/span><\/p>\n

L\u00e4mmastiku keemilised omadused<\/span><\/span><\/h2>\n

L\u00e4mmastik (N2<\/sub>) on v\u00e4rvustetu ja l\u00f5hnatu gaas, mis lahustub halvasti vees ning orgaanilistes lahustites.<\/span> <\/b>L\u00e4mmastiku molekul (N2<\/sub>) on suhteliselt suure p\u00fcsivusega. P\u00f5hiosa l\u00e4mmastikust esinebki lihtainena atmosf\u00e4\u00e4ris. Toatemperatuuril l\u00e4mmastik praktiliselt teiste ainetega ei reageeri. Madala keemilise aktiivsuse t\u00f5ttu kasutatakse l\u00e4mmastikku inertse keskkonnana, n\u00e4iteks elektripirnides,\u00a0et h\u00f5\u00f5gniit kiirelt l\u00e4bi ei p\u00f5leks. Pirnides v\u00f5iks kasutada ka v\u00e4\u00e4risgaase (mida ka tehakse), kuid l\u00e4mmastik on v\u00f5rreldes v\u00e4\u00e4risgaasidega palju odavam. Paljud reaktsioonid l\u00e4mmastikuga toimuvad v\u00e4ga k\u00f5rgel temperatuuril, sageli \u00fcle 3000\u00a0o<\/sup>C (nt reaktsioon hapnikuga), sest <\/span><\/span>kolmiksideme l\u00f5hkumiseks l\u00e4mmastikumolekulis tuleb kulutada palju energiat.<\/span><\/p>\n

\"pilt\"<\/p>\n

Joonis 1. l\u00e4mmastiku keemilised omadused<\/h6>\n

L\u00e4mmastik on keemiliselt tavatingimustel v\u00e4ga inertne \u2013 l\u00e4mmastiku p\u00fcsivaim olek on N2<\/sub> molekul. Toatemperatuuril reageerib l\u00e4mmastik vaid liitiumiga, tekib liitiumnitriid.<\/span><\/p>\n

6 Li +N2<\/sub> \u2192 2 Li3<\/sub>N. <\/span><\/p>\n

\u00d5hus kattubki Li pind oksiidi ning nitriidi segakihiga.<\/span><\/p>\n

Vesinikuga reageerib l\u00e4mmastik k\u00f5rgel temepratuuril ja katal\u00fcsaatorite juuresolekul.<\/span><\/p>\n

N2<\/sub> +3H2<\/sub><\/span>\u00a0<\/span><\/i>$\\xrightarrow[]{temp}$<\/i><\/i><\/i>\u00a0<\/span><\/i>2NH3\u00a0 \u00a0\u00a0<\/sub>\u0394H = \u2013 92 kJ\/mol<\/span><\/p>\n

Hapnikuga reageerimisel tekivad erinevad oksiidid:<\/span><\/p>\n

N2<\/sub> + O2<\/sub>\u00a0<\/span>$\\xrightarrow[]{temp}$\u00a0<\/i>2NO\u00a0 l\u00e4mmastikmonooksiid<\/span> \u2013\u00a0neutraalne oksiid<\/p>\n

2O2<\/sub> + N2<\/sub>\u00a0<\/span>$\\xrightarrow[]{temp}$\u00a0<\/i>2NO2\u00a0\u00a0<\/sub>l\u00e4mmastikdioksiid <\/span>\u2013\u00a0happeline oksiid<\/p>\n

\"popup\"\u00a0 Loe lisaks: L\u00e4mmastiku laboratoorne saamine<\/a><\/p>\n

Vaatame \u00fcle l\u00e4mmastiku t\u00e4htsamad \u00fchendid.<\/p>\n

Ammoniaak<\/h2>\n

Ammoniaak on \u00fcks t\u00e4htsamaid l\u00e4mmastiku\u00fchendeid. Tavatingimustes on ammoniaak (NH3<\/sub>) v\u00e4rvusetu terava hingematva l\u00f5hnaga gaas. \u00d5hust on ta ligi kaks korda kergem gaas. Vesiniksidemete t\u00f5ttu, mis tekivad ammoniaagi ja veemolekuli vahel, lahustub ammoniaak h\u00e4sti vees. Suuremate kontsentratsioonide korral on ta m\u00fcrgine, kahjustab silmi ja tekitab hingamislihaste krampe. V\u00e4ikeste koguste sissehingamisel m\u00f5jub ergutavalt. 10%-list ammoniaagi vesilahust nimetatakse nuuskpiirituseks ja kasutatakse minestuse korral.\u00a0Limaskestale sattudes lahustub ja tekitab aluselise keskkonna.<\/p>\n

\u00a0<\/i>\"pilt\"<\/p>\n

Ammoniaagi molekul.\u00a0Allikas: https:\/\/en.wikipedia.org\/wiki\/Ammonia<\/a><\/h6>\n

NH3<\/sub>(g) + H2<\/sub>O(v) \u2194 NH3<\/sub>\u00d7H2<\/sub>O (l) <\/span><\/span>
NH3<\/sub>\u00d7H2<\/sub>O(l) \u2194 NH4<\/sub>+<\/sup>(l) + OH\u2013<\/sup><\/b>(l)<\/span><\/span><\/p>\n

T\u00f6\u00f6stuslikult saadakse NH3<\/sub> vesiniku ning l\u00e4mmastiku reageerimisel kindlates tingimustes.<\/p>\n

N2<\/sub> + 3H2 <\/sub>\u00a0$\\xrightarrow[]{temp}$\u00a02 NH3<\/sub>\u2191 <\/span><\/span><\/p>\n

Laboratoorselt saadakse ammoniaaki nitriidide reageerimisel veega v\u00f5i ammooniumsooladele leelise lisamisel ning segu kuumutamisel.<\/p>\n

NH4<\/sub>Cl(t) + KOH(l) $\\xrightarrow[]{temp}$\u00a0KCl(l)+ NH3<\/sub>(g)+ H2<\/sub>O(v) <\/span><\/span><\/p>\n

Ammoniaaki kasutatakse v\u00e4etiste tootmiseks (ammooniumsoolad), karbamiidi s\u00fcnteesiks, l\u00e4mmastikhappe tootmiseks. Ammoniaagi vesilahus reageerib hapetega, selle tulemusena tekivad ammooniumsoolad, n\u00e4iteks ammooniumsulfaat:<\/p>\n

Alus + hape \u2192 sool + vesi<\/strong>
2NH3<\/sub>\u00d7H2<\/sub>O(l) + H2<\/sub>SO4<\/sub>(l) \u2192 (NH4<\/sub>)2<\/sub>SO4<\/sub>(l) + 2H2<\/sub>O(v)<\/span><\/span><\/p>\n

Ammoniaak ja ammooniumsoolad on redutseerivate omadustega, redoksreaktsioonis tekib tavaliselt molekulaarne l\u00e4mmastik (N2<\/sub>).<\/span><\/span><\/p>\n

4NH3<\/sub>(g) + 3 O2<\/sub>(g) \u2192 2N2<\/sub>(g) + 6H2<\/sub>O(g)<\/p>\n

Ammooniumsoolad<\/h2>\n

\u00dcldiselt on ammooniumsoolad v\u00e4rvusetud kristallilised ained, mis vees h\u00e4sti lahustuvad. Tuntuimad esindajad on ammooniumkloriid (NH4<\/sub>Cl) \u2013 salmiaak, kasutatakse jootepastas redutseerijana v\u00f5i metallipindade puhastamiseks oksiidikihist enne jootmist. Ammooniumvesinikkarbonaat (NH4<\/sub>HCO3<\/sub>) ja ammooniumkarbonaat (NH4<\/sub>)2<\/sub>CO3<\/sub> ehk p\u00f5drasarvesool leiab kasutust kergitusvahendina kondiitrit\u00f6\u00f6stuses k\u00fcpsetuspulbrites. \u00a0K\u00fcpsetuspulbri kasutamisel tekivad gaasilised ained, mis kergitavad tainast:<\/p>\n

NH4<\/sub>HCO3<\/sub>\u00a0$\\xrightarrow[]{temp}$ NH3<\/sub> + H2<\/sub>O + CO2<\/sub><\/p>\n

Ammooniumsoolad n\u00f5rga aluse soolana vesilahuses m\u00f5nev\u00f5rra h\u00fcdrol\u00fc\u00fcsuvad,\u00a0andes n\u00f5rgalt happelise keskkonna:<\/p>\n

NH4<\/sub>+<\/sup> + Cl\u2013<\/sup> + H2<\/sub>O \u21c4 NH3<\/sub>\u00d7H2<\/sub>O + H+<\/sup> + Cl\u2013<\/sup> (p\u041d ligikaudu 4.5 \u2013 happeline keskkond)<\/p>\n

Ammooniumsooladele leelise lisamisel ning kuumutamisel eraldub ammoniaak NH3<\/sub>.<\/p>\n

NH4<\/sub>Cl + NaOH $\\xrightarrow[]{temp}$\u00a0NaCl + NH3<\/sub> \u2191 + H2<\/sub>O<\/p>\n

Seda reaktsiooni kasutatakse ka ammooniumioonide kindlakstegemiseks. Lenduv NH3<\/sub> lahustub fenoolftaleiiniga immutatud paberis ja annab roosa v\u00e4rvuse.<\/p>\n

L\u00e4mmastikoksiidid<\/h2>\n

L\u00e4mmastik moodustab hapnikuga mitmeid erinevaid oksiide. Tuntumad neist on l\u00e4mmastikoksiid (NO) ja l\u00e4mmastikdioksiid (NO2<\/sub>). NO on v\u00e4rvusetu ja l\u00f5hnatu\u00a0m\u00fcrgine gaas, mis vees praktiliselt ei lahustu ja veega ei reageeri, kuulub neutraalsete oksiidide hulka.<\/span><\/p>\n

Ainsa l\u00e4mmastikoksiidina v\u00f5ib tekkida vastavate lihtainete omavahelisel reaktsiooni k\u00f5rgel temperatuuril:\u00a0 <\/span><\/p>\n

N2<\/sub> + O2<\/sub> $\\xrightarrow[]{temp}$\u00a02NO<\/p>\n

L\u00e4mmasikoksiidi tekib looduses \u00e4ikese ajal, m\u00f5nev\u00f5rra ka automootoris jm. Looduses tekkival NO-l p\u00f5hineb l\u00e4mmastikuringe (NO \u2192 NO2\u00a0<\/sub>\u2192 HNO3<\/sub>).<\/p>\n

L\u00e4mmastikoksiid oks\u00fcdeerub kergesti, kuid v\u00f5ib olla ka oks\u00fcdeerija.<\/p>\n

NO2<\/sub> on punakaspruun m\u00fcrgine gaas.\u00a0NO2<\/sub> on keemiliselt aktiivne ja reageerib k\u00fclma veega, moodustades kaks hapet.<\/p>\n

2NO2<\/sub> + H2<\/sub>O \u2192 HNO3<\/sub> + HNO2<\/sub> (l\u00e4mmastikhape + l\u00e4mmastikushape).<\/p>\n

M\u00f5lemad tekkinud happped lagunevad.<\/p>\n

Happelise oksiidina reageerib NO2<\/sub> nii aluste kui aluseliste \u00fchenditega.<\/p>\n

2KOH + 2NO2<\/sub> \u2192 KNO3<\/sub> + KNO2<\/sub> + H2<\/sub>O<\/p>\n

L\u00e4mmastikdioksiidi saadakse l\u00e4mmastikoksiidi oks\u00fcdeerumisel:\u00a0 2NO + O2<\/sub> \u2192 2NO2<\/sub>.<\/p>\n

L\u00e4mmastikhape ja nitraadid<\/h2>\n

\"video\"<\/a>L\u00e4mmastikhappe kohta loe lisaks siit.<\/a><\/h5>\n

HNO3<\/sub> on v\u00e4rvusetu (hape seistes laguneb ja NO2 <\/sub>tekkimise t\u00f5ttu muutub kollakaks) suitsev vedelik, v\u00e4ga tugev oks\u00fcdeerija ja tugev hape, mis reageerib paljude ainetega: metallid, aluselised oksiidid, alused jne.<\/p>\n

L\u00e4mmastikhape on tugev hape, lahjas lahuses t\u00e4ielikult lagunenud ioonideks: HNO3<\/sub> \u2192 H+<\/sup> + NO3<\/sub>\u2013<\/sup>.<\/p>\n

L\u00e4mmastikhape reageerib aluste ja aluseliste oksiididega:<\/p>\n

NaOH + HNO3<\/sub> \u2192 NaNO3<\/sub> + H2<\/sub>O
CaO + 2HNO3<\/sub> \u2192 Ca(NO3<\/sub>)2<\/sub> + H2<\/sub>O<\/p>\n

Nitraadid on reeglina vees h\u00e4sti lahustuvad soolad. Kuumutamisel k\u00e4ituvad aga tugevate oks\u00fcdeerijatena, seet\u00f5ttu on plahvatusohtlikud ja kuuluvad paljude l\u00f5hkesegude koostisse. N\u00e4iteks NH4<\/sub>NO3<\/sub> m\u00f5\u00f5dukal (200\u00a0o<\/sup>C) kuumutamisel tekivad N2<\/sub>O ning H2<\/sub>O. K\u00f5rgemal temperatuuril v\u00f5ib laguneda plahvatusega (N2<\/sub>O on ebap\u00fcsiv).<\/p>\n

\"popup\"\u00a0 Loe lisaks:\u00a0Nitraatide keemilised omadused<\/a><\/p>\n

<\/p>

\n
\n

\n