ETTEVALMISTUS KEEMIAOLÜMPIAADIKS II

Transcript

1 ETTEVALMISTUS KEEMIALÜMPIAADIKS II ÜLESANDED VALEMITE MÄÄRAMISE KHTA III SÜSTEMAATILINE LÄHENEMINE LAHENDAMISELE Kõikvõimalikud lihtsustamised ja eeldused on eelkõige vajalikud aja säästmiseks Mõnikord lihtsustamise või eelduse abil lahendamine on mitte ainult mõistlik, vaid ka ainus võimalus Tavaliselt on olemas ka üldisem lahendamise võimalus, mis on aeganõudev, kuid samal ajal kindlaim See on viidud kõikide võrrandi muutujate süstemaatilisele loendamisele: M(E)= m n ω(e) 1 ω(e) M(E* ) Samas on ilmtingimata vaja kontrollida kõikvõimalikud m ja n väärtused valemiga * E n E m, kus E * võib olla nii aatomite grupp, näiteks C Soovitatav on koostada mustandis tulemuste tabel Tabel aitab aega kokku hoida lahenduste kontrollimisel olukorras, kus õiget vastust pole õnnestunud leida mõne vea tõttu Seepärast tuleb ka mustand koostada hoolikalt, kuid samal ajal selle vormistamisele liigset aega kulutamata Süstemaatiline lähenemine võib tunduda ebavajalik piirkondlike ja vabariiklike voorude ülesannete lahendamisel, kuid see on ilmtingimata vajalik rahvusvaheliste olümpiaadide ülesannete lahendamisel ÜLESANNE 1 Stabiilse soola kristallhüdraat sisaldab 2,79% H; 9,97% C ja 38,48% elementi A Kristallhüdraadi kuumutamisel 800 o C juures moodustub oksiid hapnikusisaldusega 14,73% Kuumutamisel madalamal temperatuuril moodustub ühend, mis sisaldab 5,80% C; 67,13% elementi A ja 27,07% Leidke kristallhüdraadi valem LAHENDUS: Elemendi A molaarmassi oksiidis koostisega A x y võib leida valemiga: M(A)= y x ω(a) ω() 16,00 g mol = y x 85,27% 14,73% 16,00 g mol 1

2 Kui x=2 ja y=3 saame A molaarmassiks 138,9, molaarmassile Lantaanoksiid on La 2 3 g mol mis vastab La (lantaani) Kristallhüdraadi ja vahesaaduse empiirilised valemid võib leida elementide protsendilise sisalduse järgi: (La C 3 11 H 10 ) m ja (La 2 C 2 7 ) n Tõenäoliselt on kristallhüdraat mingisuguse orgaanilise happe sool, vahesaadus on aga karbonaat Sobiv orgaaniline hape on oblikhape, sellele vastab soola La 2 (C 2 4 ) 3 10H 2 Vahesaaduse valem on La 2 (C 3 Nüüd vaatame ülesandeid, milles on aine protsendilise koostise asemel antud aine mass ÜLESANNE 2 0,300 g lihtainet A soojendati kloori voolus; jahutamisel jääga koguti vastuvõtjasse 1,06 g roosakat tahket ainet В Valge ühend С, mis saadi ühendi В kuumutamisel, lahustati väikeses koguses vees Lahus aurutati kuivaks ja saadi tahke aine D Ühendit D kuumutati temperatuuril üle 400 C ja saadi 0,403 g valget tahket ainet F Ainet F kuumutati vesiniku voolus ja saadi 0,300 g esialgset ühendit А LAHENDUS: Määrake ained A F Ülesande tekstis lähtuvalt on lihtaine A metall, B kloriid ning F oksiid ksiidide puhul on valem M( A) arvutamiseks järgmine: Kirjutame valemi ümber: M(A)= y x ω(a) ω() 16,00 g mol 2

3 0,300 M(A)= y x 0,403 16,00 g 0,403 0,300 mol = y x 0,300 0,403 0,300 16,00 g mol 0,403 Kui x=2, y=3, M(A)=69,9 g mol Kloriidide puhul on valem M(A) arvutamiseks järgmine: Taaskord kirjutame valemi kujul: M(A)= y x ω(a) ω(cl) 35,45 g mol 0,300 M(A)= y x 1,06 35,45 g 1,06 0,300 mol = y x 0,300 1,06 0,300 35,45 g mol 0,403 Kui x=1, y=5, M(A)=70,0 g mol Järelikult on element A gallium, ühend B on kloriid GaCl 5 ; ühend C on kloriid GaCl 3 ; ühend D on hüdroksiid Ga(H) 3 ; ühend F on oksiid, Ga 2 3 Pole üllatav, et galliumi oksüdatsiooniaste on 5 See on võimalik tänu doonoraktseptor sidemele Sarnaselt NH 3 -ga, mis moodustab [H 3 N:H] +, moodustab GaCl 3 -ga ühendit Cl 3 Ga: Cl 2, kus Cl on doonor ja Ga on aktseptor Viimase ülesande näitel on näha, et mida kõrgem on olümpiaadi tase, seda keerulisemad võivad olla nii lahendus kui ka ülesande andmed Kusjuures keeruline on see just keemia seisukohast, ning seda ülesannet pole võimalik lihtsasti lahendada pelgalt keemiaalaseid süllogisme kasutades Sellisel juhul on lahenduse võtmeks kõige "lihtsama" aine, tavaliselt oksiidi või elemendi, valemi leidmine Nüüd, kui te teate, et selle "võtme" leidmiseks on vajalik süstemaatiline 3

4 HAPNIK lähenemine ja oskate teha lihtsustusi ja eeldusi, on lootust, et rasked ülesanded saavad teile jõukohasteks Alljärgneva eesmärk on tutvustada olümpiaadiülesannetes enim kasutustleidvate elementide mõningaid reaktsioone ning ühendeid selleks, et osata leida arvutuste tulemusel saadud elementide valikust just see, mis on antud ülesande jaoks sobivaim Hapnik on aktiivne mittemetall, mis oma elektronegatiivsuse poolest jääb alla ainult fluorile Enamasti ühendites oa -II, kuid esineb ka erandeid Näiteks: Na naatriumperoksiid, H vesinikperoksiid (oa -I), K 2 - kaaliumsuperoksiid (oa -0,5) ja mõningad hapniku fluoriidid nagu F 2 - hapnikdifluoriid (oa II) ning 2 F 2 - dihapnikdifluoriid (oa I) Lihtainena on 2 suhteliselt püsiv kaksiksideme ja väikeste mõõtmete tõttu See on ka põhjuseks, miks on hapniku keemiline aktiivsus palju väiksem, kui elektronegatiivsuse järgi võiks arvata Kuumutamisel on hapnik tugev oksüdeerija, mis reageerib enamiku lihtainetega Hapnikku on võimalik saada mõningate soolade kuumutamisel: 2KN to C 3 2KN KCl to C,kat 3 2KCl+32 2KMn to C 4 K 2 Mn 4 +Mn Ba 700o C 2 = 2Ba+ 2 Samuti ka vesinikperoksiidi lagunemisel: 2H 2 2 2H Hapnikule on iseloomulik moodustada binaarseid ühendeid oksiide IA ja IIA rühma metallide oksiidid ja superoksiidid on valged Erinevaid värvusi võivad omada d-metallide ja teiste A-rühma elementide oksiidid Mittemetallioksiididest esinevad tavatingimustel gaasilises olekus süsiniku, lämmastiku ja väävli oksiidid ning samuti osa halogeenioksiidid Gaasid pole räni, fosfori, boori, arseeni oksiidid, lisaks veel mõningad halogeenioksiidid ksiide võib saada: Metall/mittemetall+hapnik: 2Na+ 2 =Na 2 2 (naatriumperoksiidcu+ 2 =2Cu 2Mg+ 2 =2Mg K+ 2 =K 2 (kaltsiumsuperoksiid) 4 P+5 2 =P 4 10 S+ 2 =S 2 4

5 NB! Ioonilise sideme esinemisel hapnikuühendeis (IA ja IIA rühm) eristatakse: oksiidioone 2-2- ( Ca, K 2, Mg ) peroksiidioone 2 ( Ba 2, Na 2 2 ), superoksiidioone 2 - ( K 2, Rb 2 ) Binaarsete ühendite kuumutamisel hapniku juuresolekul: 2CuS+3 2 = to C2Cu+2S 2 Nitraatide, nitritite ja karbonaatide (va leelismetallide karbonaadid) termilisel lagunemisel: CaC 3 = to C Ca+C 2 2Cu(N 3 = to C 2 Cu+4N NH 4 N 2 = to CN 2 Lisaks lagunevad osa hüdroksiide (mitte LEELISMETALLID alates naatriumist) ja happed kuumutades: 4 HN 3 =4 N Ca(H =Ca 2 Al(H) 3 =Al 2 3 ksiididest reageerivad veega tugevalt aluselised ning paljud happelised oksiidid Neutraalsed ja amfoteersed oksiidid veega EI reageeri: Al 2 3 =EI REAGEERI S 3 =H 2 S 4 Ca =Ca(H Tugevalt aluseliste oksiidide (leelis- ja leelismuldmetallide oksiidid) reaktsioonil veega tekib hüdroksiid Nõrgalt aluselised oksiidid (näiteks Mn, Fe ja Cu) veega ei reageeri Happeliste oksiidide (va Si 2 ) reaktsioonil veega tekib hape Aluselised oksiidid reageerivad happega andes soola: Ca S 4 =CaS 4 Happelised oksiidid reageerivad alusega andes soola: S 3 +2NaH=Na 2 S 4 Amfoteersed oksiidid reageerivad kuumutamisel nii aluste kui hapetega: Al HCl = to C2 AlCl 3 Al 2 3 +konts 2NaH = to C2Na 3 [Al(H) 6 ] (kompleksühend) Tuntumad amfoteersed oksiidid on Al 2 3 ja Zn Mõningad oksiidid, kus teisel elemendil on tavapärasest kõrgem oksüdatsiooniaste, võivad käituda tugevate oksüdeerijatena nt Pb 2 ja Mn 2 : 5

6 Pb 2 +4HCl=PbCl 2 +Cl 2 VÄÄVEL Väävel on suhteliselt aktiivne mittemetall, mis võib käituda nii oksüdeerijana kui redutseerijana Peamised oksüdatsiooniastmed on -II, 0, (II), IV, VI Lihtainena esineb mitme allotroobina, millest kõige püsivamad koosnevad S 8 molekulidest Lihtainena vees praktiliselt ei lahustu ega reageeri Looduses leidub väävlit ehedana, kuid laboris on võimalik saada reaktsioonil: 2H 2 S+S 2 =3 S Väävel käitub oksüdeerijana kuumutamisel mitmete metallide ja vähemaktiivsete mittemetallidega H 2 +S=H 2 S Cu+S CuS Fe+S t o C FeS Redutseerijana käitub väävel kuumutamisel aktiivsemate mittemetallidega ning reaktsioonil tugevate oksüdeerijatega: S+ 2 =S 2 S+2Cl 2 =SCl 4 S+2konts H 2 S 4 =3S 2 3S+2KCl 3 =2KCl+3S 2 Vääveldioksiid S 2 terava lõhnaga happeliste omadustega mürgine gaas, mis on termiliselt väga püsiv Tekib väävli põletamisel Laboris saadakse sulfitile kontsentreeritud väävelhappe lisamisel: K 2 S 3 +2kontsH 2 S 4 =2KHS 4 +S 2 Ülekaalus redutseerivad omadused: S 2 +Cl 2 =S 2 Cl 2 Väävlishape H 2 S 3 on ebapüsiv hape, mis laguneb kuumutamisel: H 2 S 3 H2 +S 2 Väävlishape oksüdeerub kergesti, minnes juba õhuhapniku toimel aeglaselt üle väävelhappeks: 2H 2 S =2H 2 S 4 Samal ajal väga tugevate redutseerijate nt HI või H 2 S juuresolekul on oksüdeerija: H 2 S 3 S=3S Vääveltrioksiid S 3 tugev oksüdeerija, mida saadakse S 2 oksüdeerumisel kõrgel temperatuuril, kasutades katalüsaatorina Pt või V 2 5 6

7 Väävelhape H 2 S 4 viskoosne õlitaoline vedelik Kontsentreeritult väga tugev oksüdeerija, mis redoksreaktsiooni käigus läheb üle S 2, S või H 2 S Mida aktiivsem on reaktsioonil osalev metall ning mida kõrgem temperatuur, seda madalama oksüdatsiooniastmega saadus tekib Näiteks: 4 Zn+5 kontsh 2 S 4 4ZnS4 S+4H 2 Cu+2konts H 2 S 4 =CuS 4 +S 2 +2 H 2 Kontsentreeritud väävelhape oksüdeerib kuumutamisel ka mitmeid mittemetalle ning Br - ja I - vabaks halogeniidiks: C+2 kontsh 2 S 4 =C 2 +2S 2 2KI+konts2 H 2 S 4 =I 2 +K 2 S 4 +S 2 Lahjendatud väävelhappe reageerimisel metalliga käitub oksüdeerijana H + ioon: Ca+lahjH 2 S 4 =CaS 4 Divesiniksulfiid H 2 S väga tugev redutseerija Väga mürgine ning iseloomuliku mädamunalõhnaga H 2 S+Br 2 =2HBr +S H 2 S 2 =S Tioväävelhape H 2 S 2 3 suhteliselt tugev hape, mis on tavatingimustel väga ebapüsiv Tioväävelhappe soolad on kasutusel nii fotograafias, meditsiinis kui ka jodomeetrias Tiosulfaatidel on ülekaalus redutseerivad omadused, kuid omab ka oksüdeerivaid omadusi: Na 2 S Cl 2 +5 H 2 =2NaHS 4 +8HCl Saadakse sulfitite keetmisel väävli segus: Na 2 S 3 +S=Na 2 S 2 3 Lagunevad kergesti: Na 2 S HCl=S+S 2 +2 NaCl Na 2 S 2 3 S 4 =H 2 +S 2 +S+Na 2 S 4 Naatriumtiosulfaati kasutatakse jodomeetrias: 2Na 2 S 2 3 +I 2 =Na 2 S NaI (naatriumtetrationaat) RÄNI Kristalliline räni on hõbehall metallilise läikega kõva ja habras aine Amorfne räni on pruunikas pulber Põhiline looduslik mineraal Si 2 on liiva põhikomponent Räni tihedus on vedelas olekus suurem kui tahkes ning toatemperatuuril on keemiliselt passiivne pooljuht 7

8 Räni saadakse kõrgel temperatuuril ränidioksiidist: Si 2 +C=Si+2C või magneesiumit redutseerijana kasutades: Si 2 +2Mg=2Mg+Si Enamasti reaktsioonides käitub redutseerijana Toatemperatuuril reageerib räni ainult fluoriga: Si+2F 2 =SiF 4 Räni halogeniidühendite reaktsioonil veega tekib metaränihape: SiCl 4 +3 H 2 =H 2 Si 3 +4 HCl Väga kõrgetel temperatuuridel reageerib nii lämmastiku kui süsinikuga: Si+C=SiC 2N 2 +3 Si=Si 3 N 4 Räni reageerib energiliselt leelistega, mille tulemusena tekivad silikaadid Si +2KH=K 2 Si 3 või Si+4KH=K 4 Si 4 Räni reageerib ka lämmastikhappe ja vesinikfluoriidhappe segus: 3Si+4 HN 3 +18HF=3H 2 SiF 6 +4N+8H 2 Heksafluororänihapet saab ka reaktsioonil: SiF 4 +2HF=H 2 SiF 6 Heksafluororänihapete sooli on võimalik saada reaktsiooni: 2NaF+SiF 4 =Na 2 SiF 6 Aktiivsete metallidega reageerides on räni oksüdeerija, tekivad silitsiidid: Räni moodustab hüdriidi SiH 4 : 2Mg+Si=Mg 2 Si 1) sänihalogeniidi reaktsioonil liitiumalumiiniumhüdriidiga SiCl 4 +LiAlH 4 =SiH 4 +LiCl+AlCl 3 2) silitsiidide (räni oa -IV) lagundamisel hapete või leelistega Mg 2 Si+4HCl=SiH 4 +2MgCl 2 SiH 4 süttib õhus : SiH =Si 2, kuid aluselistes lahustes moodustab silikaadi SiH 4 +2KH =K 2 Si 3 +4H 2 Leeliste reageerimisel Si 2 -ga sulas olekus tekivad silikaadid, mis tekivad aeglaselt ka kuuma kontsentreeritud leeliste korral: Si 2 +4NaH Na4 Si 4 või Si 2 +2NaH Na2 Si 3 8

9 Silikaate saab ka soolade reageerimisel sulaolekus ränidioksiidiga, avalduvad ränidioksiidi happelised omadused ning gaasina eraldub soola aniooni kuulunud element: LÄMMASTIK CaC 3 +Si 2 = to CCaSi 3 +C 2 2K 2 S 4 +2Si 2 +C = to C 2Na2 Si 3 +2S 2 +C 2 Lämmastik on tüüpiline mittemetalliline element, mis jääb elektronegatiivsuselt alla ainult hapnikule ja fluorile ning on võrreldav klooriga Tavaliselt moodustab ühendeid, kus sidemete arv on 3 Erandiks on ammooniumühendid, kus lämmastikul on neli sidet Looduslikest mineraalidest on olulisemad tšiili salpeeter ( NaN 3 ), india salpeeter ( KN 3 ) ning norra salpeeter ( Ca(N 3 ) Lihtainena on lämmastik värvusetu, lõhnata gaas N 2 on vähe polariseeritav ning kolmiksideme tõttu on erakordselt püsiv Saamine: Laboris NH 4 N 2 kuumutamisel: NH 4 N 2 =N 2 Täiendavalt: (NH 4 Cr 2 7 Cr 2 3 +N 2 +4H 2 3Cu+2NH 3 N2 +3Cu 2N 2 2N2 + 2 NaN 3 2Na+3N2 Lämmastiku sidumine lihtainest teistesse ühenditesse on keerukas: o Haberi protsess: N 2 +3H to C, kat 2 = 2NH 3 o Tsüaanamiidi meetod: CaC 2 +N 2 C+CaCN2 CaCN 2 CaC3 +2NH 3 Kõrgel temperatuuril oksüdeerib lämmastik paljusid metalle ning mittemetalle, tekivad nitriidid (lämmastiku oa -III): 3Mg+N 2 =Mg 3 N 2 2B+N 2 =2BN 3H 2 +N 2 =2 NH 3 Aktiivse metalli nitriidi reageerimisel veega tekib vastav hüdroksiid ja ammoniaak: Li 3 N =3 LiH+NH 3 Aktiivse mittemetalli nitriidi reaktsioonil veega tekib hape ja ammoniaak: 9

10 NCl 3 =3HCl+NH 3 Amfoteersed ning vähemaktiivsete mittemetallide nitriidid on keemiliselt püsivad ja veega ei reageeri Ammoniaak NH 3 terava hingematva lõhnaga gaas Kõige paremini vees lahustuv gaas Väga hea elektronipaari doonor Tüüpiline ligand kompleksühendites: CuS 4 +4NH 3 H 2 =[Cu(NH 3 ) 4 ]S 4 +4 H 2 Hapetega ning happeliste oksiididega reageerimisel tekivad ammooniumsoolad: NH 3 +HBr=NH 4 Br Ammooniumsoolad lagunevad kuumutamisel: NH 4 Cl NH3 +HCl Ammoniaak oksüdeerub väga aeglaselt hapniku mõjul: Tugev redutseerija: 4 NH = to C 2N2 +6 H 2 2NH 3 +2Cr 3 =N 2 +Cr 2 3 2NH 3 +3Cu=N 2 +3Cu 8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br Hüdrasiin N 2 H 4 õhus suitsev, värvusetu sööbiv vedelik Nõrgem alus kui ammoniaak, kuid on kahe elektronipaari doonor Saamine: 2NH 3 +NaCl=N 2 H 4 +NaCl Tugev redutseerija: N 2 H 4 2 =N 2 +4H 2 N 2 H 4 +CuS 4 =N 2 +Cu S 4 Dilämmastikoksiid N 2 värvusetu meeldiva lõhnaga gaas, ei reageeri veega Tekitab eufooriat Segu vesinikuga on plahvatusohtlik: N 2 =N 2 Laboratoorselt saadakse ammooniumnitraadist: NH 4 N 3 N2 Nõrk oksüdeerija, kuid tugevate oksüdeerijate juures käitub redutseerijana: 2N 2 +S=S 2 +2N 2 5N 2 +8KMn 4 +7H 2 S 4 =5 Mn(N 3 +3MnS 4 +4K 2 S 4 +7H 2 Lämmastikoksiid N värvusetu mürgine gaas, neutraalne oksiid, paaritu elektronide arvuga, võib vaadelda kui radikaali 10

11 Saamine tööstuses: N 2 + to C, Pt 2 2N 4 NH3 +5 to C,Pt 2 4N+6H2 Saamine laboris: 3Cu+ lahj 8HN 3 =3Cu(N 3 +2N+4H 2 ksüdeerub kergesti, isegi õhuhapniku juures praktiliselt koheselt Reageerimisel Cl 2 -ga tekib nitrosüülkloriid: 2N+Cl 2 =2NCl Redutseerijate juuresolekul võib ka käituda oksüdeerijana: 2N S=N 2 +2S Lämmastikdioksiid N 2 punakaspruun mürgine gaas, vedelikuna pruunikaskollane Paaritu elektronide arvuga ning seetõttu võib vaadelda kui radikaali Keemiliselt aktiivne ning reageerib isegi külma veega: 2N 2 =HN 2 +HN 3 Kuumas vees tekkiv lämmastikushape laguneb ning tekib N: 3N 2 =2HN 3 +N Laboris saadakse N 2 : Cu+konts 4HN 3 =Cu(N 3 +2N 2 Keskmiste või väheaktiivsete metallide nitraatide kuumutamisel: 2Pb(N 3 4 N2 +2Pb+ 2 S+konts6 HN 3 =H 2 S 4 +6N 2 Lämmastikdioksiid on tugev oksüdeerija: 2S+2N 2 =2S 2 +N 2 8K+2N 2 =4K 2 +N 2 S 2 +N 2 =S 3 +N 2KI+2N 2 =I 2 +2 KN 2 Lämmastikushape HN 2 ebapüsiv hape, mis eksisteerib vaid vesilahustes Laguneb seismisel ja kuumutamisel: 3HN 2 =HN 3 +2N Lämmastikushappe soolad on püsivamad ning seetõttu saadakse lämmastikushapet nendest: KN 2 +HCl=HN 2 +KCl AgN 2 +HCl=HN 2 +AgCl Laboris saadakse lämmastikushapet aktiivsete metallide nitraatidest, tekib vastav nitrit: 2KN 3 2KN2 + 2 Nitritid on eelkõige redutseerijad, oksüdeerudes nitraatioonideks: 2KMn 4 +5NaN 2 S 4 =2MnS 4 +5 NaN 3 +K 2 S 4 11

12 NaN 2 +Pb 2 S 4 =NaN 3 +PbS 4 HN 2 +Br 2 =HN 3 +2HBr Redutseerijate toimel redutseerub ja tekib N : 2NaN 2 +2KI S 4 =I 2 +2N+K 2 S 4 +Na 2 S 4 Na 2 S+2NaN 2 S 4 =S+2N+2Na 2 S 4 Lämmastikhape HN 3 värvusetu suitsev vedelik, mis on kollakas N 2 tekke tõttu Vesilahuses tugev hape 4 HN 3 =4 N Reageerib aluste ning aluseliste oksiididega: Ba+2HN 3 =Ba(N 3 NaH+HN 3 =NaN 3 Lämmastikhape on tugev oksüdeerija Sõltuvalt kontsentratsioonist on saadused: N 2, N, N 2, N 2, NH 3 Konts HN 3 -ga tekib N 2 : Cu+konts 4HN 3 =Cu(N 3 +2N 2 Tugevalt lahjendatud HN 3 redutseerub aktiivsemate redusteerijate toimel NH 4 + -ks: 4 Mg+väga lahj10 HN 3 =4 Mg(N 3 +NH 4 N 3 Kergelt lahjendatud HN 3 redutseerub N -ks Saadused sõltuvad samuti metalli aktiivsusest: aktiivsete metallidega tekivad madalama oksüdatsiooniastmega saadused Kontsentreeritud lämmastikhappes passiveeruvad Fe, Al, Cr, Mn, Ni jmt Konts lämmastikhape oksüdeerib ka paljusid liitaineid: H 2 S+k 2HN 3 =S+2N 2 Fe+k 4HN 3 =Fe(N 3 ) 3 +N 2 +3 H 2 PbS+k8HN 3 Pb S4 +8N 2 +4H 2 Nitraadid lagunevad kuumutamisel erinevalt: o Aktiivsed metallid magneesiumist vasakul tekib hapnik ja vastav nitrit: 2NaN 3 2NaN2 + 2 o Enamiku metallide (magneesiumist vaseni) nitraatidest tekib metallioksiid ja N 2 : 2Cu(N 3 2Cu+4N

13 o Väga väheaktiivsete metallide nitraadid (vasest väheaktiivsemad väärismetallid ja elavhõbe) - tekib vaba metall: 2 AgN 3 2 Ag+N2 + 2 Kuna eraldub hapnik ja N 2, käituvad nitraadid tugeva oksüdeerijana ka kuumutamisel: Mn 2 +KN 3 +2KH K2 Mn 4 +KN 2 H 2 C 2 4 +KN 3 =2C 2 +KN 2 FSFR 4 Zn+KN 3 +7KH 4K 2 Zn 2 +NH 3 Fosfor on lämmastiku elektronanaloog Põhiline oksüdatsiooniaste on V Teistes ühendites, kuis fosfori oksüdatsiooniaste on väiksem kui V käitub redutseerijana Lihtainena omab mitmeid allotroope, tuntumad on: valge fosfor( P 4 ), mis tekib fosfori aurude kondenseerumisel, oksüdeerub kergesti ning võib süttida ka juba noaga lõigates, kihilise struktuuriga punane fosfor ( P 2 ), mis tekib valge fosfori kuumutamisel õhu juurdepääsuta ja on palju stabiilsem kui valge fosfor Tööstuses saadakse: Ca 3 (P 4 +3Si 2 +5 C 1500o C P2 +5 C+3CaSi 3 Redutseerijana käitub halogeniidide, hapniku, väävli ja kuuma konts H 2 S 4 ning HN 3 toimel Kui oksüdeerijat on liias, tekivad P(V) ühendid, kui oksüdeerijat on vähe, siis P(III) ühendid: 2P+3Cl 2 =2PCl 3 3P+5 HN 3 =3H 3 P 4 +5 N 6P+5KCl 3 =5 KCl+3P 2 5 Fosfori halogeniidide reaktsioonil veega tekib vastava oa-ga hape: PCl 3 =H 3 P 3 +3HCl PCl 5 +4H 2 =H 3 P 4 +5HCl Reaktsioonil kuumutamisel metallidega tekivad fosfiidid: 3Mg+2P Mg3 P 2 3Na+P Na3 P Fosfaan PH 3 väga mürgine küüslaugulõhnaline gaas, mille vesilahus on praktiliselt neutraalne Saadakse valge fosfori kuumutamisel kontsentreeritud leelises: 13

14 4 P+3KH+3 H 2 =3 K H 2 P 2 +PH 3 või Ca 3 P 2 +6H 2 =3Ca(H +2PH 3 Tugev redutseerija: PH 3 +4I 2 +4H 2 =H 3 P 4 +8HI PH =H 3 P 4 PH 3 +4Cu(N 3 +4 H 2 =4Cu+H 3 P 4 +8HN 3 Hüpofosforihape H 3 P 2 väga tugev redutseerija ning keskmise tugevusega hape, mis laguneb kuumutamisel: 3H 3 P 2 PH3 +2H 3 P 3 ksiidid: Tetrafosforheksaoksiid P 4 6 valge kristalliline ebameeldiva lõhnaga aine, õhus kuumutamisel süttib P =P 4 10, veega reageerides moodustab fosforishappe: P H 2 =4 H 3 P 3 Tetrafosfordekaoksiid P 4 10 valge tahke aine, väga efektiivne kuivatusagent, mis seob vett nii ühenditest kui ka vaba vett 6H 2 S 4 +P 4 10 =6S 3 +4 H 3 P 4 Veega reageerides tekivad fosforhapped: P H 2 =4HP 3 (metafosforhape) P H 2 =4H 3 P 4 (ortofosforhape) Fosforishape H 3 P 3 värvusetu hügroskoopne tahkis, mis lahustub vees hästi Tegu on kaheprootoni happega: P NaH=4Na 2 HP 3 Üsna tugev redutseerija, mis oksüdeerub kergesti: 2H 3 P 3 +AgN 3 =Ag+2H 3 P 4 +N Kuumutamisel laguneb: 4 H 3 P 3 PH3 +3H 3 P 4 (autoredoksreatsioon) Fosforhape H 3 P 4 keskmise tugevusega hape, mis dissotsieerub kolmes astmes Kuumutamisel toimub vee eraldumine, kuid oksiidi ei teki: H 3 P 4 HP3 Fosforhape ei ole oksüdeerija, laboris saadakse valge fosfori reag lämmastikhappega Reageerib aktiivsemate metallidega Samuti reageerib aluste ja aluseliste oksiididega: Ca+2H 3 P 4 =Ca 3 (P 4 3KH+H 3 P 4 =K 3 P 4 Vees lahustuvad leelismetallide fosfaadid, ammooniumfosfaadid ning divesinikfosfaadid 14

15 HALGEENID Mittemetallid, mille aktiivsused oksüdeerijatena vähenevad rühmas ülevalt alla Fluor ja kloor on rohekat värvi gaasid Broom on punakaspruun vedelik ning jood on tahke must metalliläikeline aine Halogeenid on väga reaktsioonivõimelised mittemetallid Nende reaktsioonid on samuti väga sarnased Fluori saadakse sulatatud KHF 2 +HF segu elektrolüüsil Kloori, broomi ja joodi saadakse laboris oksüdeerijate abil: või aktiivsema halogeeniga: Mn 2 +4HCl=MnCl 2 +Cl 2 2NaBr +Cl 2 =2NaCl+Br 2 Kontsentreeritud H 2 S 4 toimel oksüdeeruvad HBr ja HI, kuid mitte HF ja HCl: 2HBr +kh 2 S 4 =Br 2 +S 2 Reaktsioonil veega tekib hüpohalogeenishape ja vesinikhalogeniidhape: Cl 2 =HCl+HCl, kus tasakaal on nihutatud tugevalt vasakule, erandiks on fluor, mis tõrjub toatemp hapniku veest välja: 2F 2 +2 H 2 =4HF+ 2 Halogeenide reageerimisel leelistega jahutamisel tekib halogeniid ja hüpohalogenit: Cl 2 +2KH=KCl+KCl Kuuma leelisega tekib halogenaat ja halogeniid: 3Cl 2 +6KH 5KCl+KCl3 Reageerimisel metallidega tekivad vastavad halogeniidid: 2Fe+3Cl 2 =2FeCl 3, kuid Fe+I 2 =FeI 2 Halogeenide ühendid hapnikuga on head oksüdeerijad: HCl S=HCl +S KCl 3 +3KN 2 =3KN 3 +KCl KCl 3 +6 KH+3Mn 2 =3K 2 Mn 4 +KCl Halogeniidide redutseerivad omadused, kasvavad rühmas ülevalt alla ning avalduvad märgatavalt joodi korral 8HI+kH 2 S 4 =4I 2 S+4H 2 K 2 Cr KI+7 H 2 S 4 =Cr 2 (S 4 ) 3 +3I 2 +4K 2 S 4 +7H 2 15

16 Halogeenide oksohapete soolad lagunevad kuumutamisel Ilma katalüsaatorita: 3KCl 2KCl+KCl3 4 KBr 3 KBr+3KBr4 Mn 2 juuresolekul vabaneb hapnik: 2KCl 2KCl+2 2KBr 3 2KBr+32 Mittemetallide halogeniidide reageerimisel veega tekib vesinikhalogeniid: PBr 3 =H 3 P 3 +3HBr NCl 3 =3HCl+NH 3 Halogeniidioonide tõestamine: Reagent Fluoriidioon F - Kloriidioon Cl - Bromiidioon Br - Jodiidioon I - Pb(N 3 PbF 2 Valge sade PbCl 2 Valge sade PbBr 2 Kreemjas sade PbI 2 Kollane sade AgN 3 AgCl Valge sade Lahustub lahjas ammoniaagi lahuses [Ag(NH 3 ]Cl AgBr Kollakas sade Lahustub konts ammoniaagi lahuses [Ag(NH 3 ]Br AgI Kollane sade Ei lahustu ammoniaagi lahuses Kasutatud kirjandus: Karik, H, & Truus, K (2003) Elementide keemia Tallinn: Kirjastus Ilo Terje Raudseppa anorgaanilise keemia konspekt Ahmetov, N (1974) Anorgaaniline keemia Tallinn: Valgus 16