IA rühma metallid-kokkuvõte (6)

1. I A RÜHMA METALLID
1.1 I A rühma metallide üldiseloomustus I A rühma metallideks on liitium , naatrium , kaalium , rubiidium , tseesium ja frantsium . I A rühma metalle nimetatakse ka leelismetallideks. Ajalooliselt tuleneb sõna leelismetall sellest, et nende metallide hüdroksiide tunti juba ammu ja neid nimetati leelisteks. Tänapäevane selgitus võiks olla lihtsalt selline, et nende metallide veega reageerimisel tekivad leelised . Leelismetallid on kõige metalsemad elemendid. Aatomi ehituselt kuuluvad nad s-elementide hulka, kuna nende aatomite välisel orbitaalil on üks elekt- 1 ron. Sellest tulenevalt on kõikide leelismetallide aatomite väliskihi elektronvalemiks ns ja oksüdatsiooniastmeks ühendis +I. Kuna leelismetallidel on väliskihis ainult üks elektron , siis seetõttu nad loovutavad selle erakordselt kergesti. Kusjuures mida kaugemal väliselektron aatomituumast asub, seda kergemini see loovutatakse. Just sel põhjusel on leelismetallid väga tugevad redutseerijad ja keemiliste omaduste poolest nad kuuluvad kõige aktiivsemate metallide hulka. Elektroni loovutamise tagajärjel muutuvad leelismetallide aatomid positiivseteks ioonideks. Iooni tekkel muutub väliselektronkihiks eelviimane kiht, millel on sellele leelismetallile perioodilisustabelis eelneva väärisgaasi konfiguratsioon. Leelismetallide ja nende ühendite mõjul on võimalik muuta põleti leegi värvust järgmiselt: Li - punane, Na ­ kollane, K ­ kahvatulilla, Rb, punakas-lilla, Cs- sinine.
Li Na K Rb Cs Liitiumi , naatriumi, kaaliumi , rubiidiumi, tseesiumi leekreaktsioonid (Pildiallikas: http://flickr.com/photos/37388341@N00/sets/214153 )
Selliste leekreaktsioonide abil on võimalik leelismetalle küllaltki lihtsalt kindlaks teha. -10 Leekreaktsioon on väga tundlik, sest selle teostamiseks piisab juba 10 grammisest ainekogusest. Leegi värvuse muutumine on seletatav asjaoluga, et kuumutamisel ühendid lenduvad ja nende aatomid ergastuvad. Ergastumise tagajärjel lähevad aatomid taas madalama energiaga olekusse. Selle ülemineku momendil nad kiirgavadki iseloomuliku värvusega valgust.
1.2 Leelismetallide leidumine looduses Ehedalt (lihtainena) neid looduses suure keemilise aktiivsuse tõttu ei leidu. Küll aga neid esineb väga paljude ühendite koosseisus . Siiski frantsiumit looduses praktiliselt ei leidu, kuna ta on selline radioaktivne element, millel püsivad isotoobid puuduvad. Lito - ja hüdrosfääris on levinumad naatriumi ja kaaliumi ühendid, kuid teiste leelismetallide ühendid
Koostanud : Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium
1 on haruldasemad. Tähtsamateks leelismetallide esinemiskujudeks on looduses halogeniidid (peamiselt kloriidid ), sulfaadid, silikaadid või fosfaadid. Kõige levinumaks leelismetalliks ongi naatrium, sest ta on elementide levikult maakoores kuuendal kohal, kuid metallide levikult merevees lausa esikohal. Loomulikult on viimane tingitud sellest, et meredes ja ookeanides sisaldub ohtralt naatriumi tuntumat ühendit ­ naatriumkloriidi. Lihtainena saadakse leelismetalle neile vastavate soolade või leeliste elektrolüüsil sulatatud olekus.
1.3 Leelismetallide füüsikalised omadused Leelismetallid on lihtainena kõige tüüpilisemad metallid. Leelismetallide elementide aatomitel on 1 2 6 väline (s ) ja eelviimaste elektronkihtide (s p ) konfiguratsioon ehk elektronide arv ja paigutus orbitaalidel (v.a. Li) ühesugune. Sel põhjusel on nende elementide ja ka lihtainete omadused ligikaudselt ühesugused. Leelismetallides on kõige puhtamal kujul metalliline side, nad on metalse läikega, enamik neist on hõbevalged metallid, ainult tseesium on kuldkollase värvusega. Nendel on madalamad sulamis- ja keemistemperatuurid, nad on pehmed ja seega ka noaga suhteliselt kergesti lõigatavad.
Naatriumit saab kergelt noaga lõigata (Pildiallikas: http://jchemed.chem.wisc.edu/JCEsoft/CCA/CCA4/MAINPT/NO_elt/Na.HTM )
Väikese tiheduse tõttu on nad kerged metallid ning hea soojus - ja elektrijuhtivusega. Kui vaadelda füüsikaliste omaduste muutumist rühmas, siis rühmas allapoole liikudes alaneb metallide sulamis- ja keemistemperatuurid (enamik neist sulavad alla 100 ºC), kasvab nende tihedus (Li, Na, K on veest kergemad) ning väheneb nende aatomite ionisatsioonienergia.
Liitium Naatrium Kaalium
Kõikide nende metallide pinda katab mitmevärviline oksüdeerunud kiht, mille eemaldades tuleb esile metallidele omane hõbevalge värvus. (Piltide allikad: autori erakogu)
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 2 1.4 Leelismetallide keemilised omadused Leelismetallid on lihtainena keemilised väga aktiivsed, sest nad reageerivad juba tavatingimustes väga kergelt ja energiliselt paljude lihtainete ja ühenditega, kusjuures osad reaktsioonid võivad kulgeda ka plahvatusega. Leelismetallide keemiline aktiivsus suureneb rühmas ülevalt alla. Õhu käes oksüdeeruvad leelismetallid kiiresti, kusjuures rubiidium ja tseesium võivad isegi õhus põlema süttida. Sel põhjusel ei olegi võimalik leelismetalle vabalt hoida ja nende hoidmisel ning kasutamisel peab järgima mitmeid ohutusnõudeid. Nimelt leelismetalle peab säilitama kas klaasampullis või ka suletud anumas petrooleumi- või õlikihi all, et vältida õhuhapniku ja ühtlasi ka vee kontakti nendega.
Naatrium õli sees. (Pildiallikas: autori erakogu)
Rubiidiumit ja tseesiumit hoitakse tavaliselt klaasampullides. (Pildiallikad: http://www.webelements.com/rubidium/pictures.html ja http://commons.wikimedia.org/wiki/Image:Cesium.jpg Leelismetallide käsitlemisel tuleb olla äärmiselt ettevaatlik ning kasutada mitmeid kaitsevahendeid ( kummikindad , kaitseprillid jms.), sest nahale sattumisel nad tekitavad sügavaid söövitushaavu. Kui leelismetall anumast õli seest pintsettidega välja võetakse, siis õlitilkade eemaldamiseks kuivatatakse teda veidi filterpaberil enne katsete sooritama asumist. Leelismetallide süttimisel ei tohi neid kustutada veega! Kustutamiseks tuleb takistada õhuhapniku juurdepääs süttinud metallile näiteks sinna liiva peale viskamisega. Kui katsete käigus on jäänud osa leelismetalli kasutamata, siis seda ei tohi visata prügikasti, vaid tuleb see asetada tagasi õli- või petrooleumikihi alla. Alljärgnevalt vaadeldakse lähemalt leelismetallide reageerimist hapniku ja teiste mittemetallidega, vee ning hapetega.
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 3 1) Reageerimine hapnikuga Õhus ja eriti hapnikus oksüdeeduvad metallid väga kiiresti ja nagu eelpool kirjutatud võivad rubiidium ja tseesium õhus ja hapnikus põlema süttida. Hapnikuga reageerimisel peaks leelismetall moodustama oksiidi üldvalemiga E2O, kuid reaalselt moodustub selline oksiid ainult liitiumi reageerimisel hapnikuga. 4Li + O2 2Li2O
Liitiumi põlemine õhus (Pildiallikas: http://flickr.com/photos/37388341@N00/590738787 )
Teised leelismetallid annavad hapnikuga reageerimisel kas peroksiide või hüper- ehk superoksiide. Peroksiidid ja superoksiidid on sellised ioonilised ühendid, mille struktuuris esinevad vastavalt perok- 2- - siidioonid [O2] ja superoksiidioonid [O2]. Nende ioonide raadiused on oluliselt suuremad kui oksiidioonidel. Nad moodustavad leelismetall-katioonidega palju püsivamaid ühendeid kui oksiidioonid. Naatriumi põhiliseks põlemissaaduseks on naatriumperoksiid. Kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumi põhilisteks põlemissaadusteks vastavad hüper- ehk superoksiidid. 2Na + O2 Na2O2 K + O2 KO2
2) Reageerimine teiste mittemetallidega Reageerimisel vesinikuga moodustavad leelismetallid soola tüüpi ühendeid ja neid nimetatakse hüdrii- - dideks. Hüdriidides esineb vesinik erandlikult negatiivse ioonina ehk hüdriinina (H ). 2Li + H2 2LiH (liitiumhüdriid) 2Rb + H2 2RbH (rubiidiumhüdriid)
Olenevalt tingimustest annavad leelismetallid reageerimisel lämmastikuga nitriide, fosforiga fosfiide, süsinikuga karbiide, väävliga sulfiide, halogeenidega halogeniide jne. 6Na + N2 2 Na3N (naatriumnitriid) 3K + P K3P (kaaliumfosfiid) 2Li + 2C Li2C2 (liitiumkarbiid) 2Rb + S Rb2S (rubiidiumsulfiid) 2Cs + Cl2 2CsCl (tseesiumkloriid)
Naatriumi reageerimine klooriga (Pildiallikas: http://jchemed.chem.wisc.edu/JCESoft/Issues/Series_SP/SP14/prog1-SP14.html )
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 4 3) Reageerimine veega Leelismetallide reageerimisel veega eraldub vesinik ja moodustub vastava metalli hüdroksiid ehk leelis . 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 Leelised on kõige tugevamad alused. Alates kaaliumist võivad leelismetallid ja moodustuv vesinik vees süttida. Rubiidiumi ja tseesiumi reageerimine veega on väga ohtlik, kuna see kulgeb tavaliselt plahvatusega.
Naatrium reageerib aktiivselt veega, kuid põlema ta reeglina ei sütti. Ent kui see siiski juhtub, siis põleb ta kollaka leegiga . (Pildiallikad: autori erakogu)
Kaalium reageerib väga aktivselt veega, süttides vette asetamisel peadselt lillaka leegiga põlema. (Pildiallikas: autori erakogu)
Tseesiumi reageerimine veega (Pildiallikas: http://dfsworldwidellc.wordpress.com/2008/02/08/metalic-cesiu m )
4) Reageerimine hapetega Leelismetallide reageerimine hapetega toimub palju energilisemalt kui veega, kusjuures sellega võivad kaasneda plahvatused ja metalli süttimine. Sõltuvalt katsetingimustest (happe kontsentratsioon, reagee-
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 5 rivate ainete vahekord , temperatuur, happe iseloom, leelismetalli asetud pingereas jt.) võivad moodustuda erinevad saadused . Lahjendatud hapete korral (v.a. HNO3 ) moodustuvad vastava metalli sool ja vesinik. 6K + 2H3PO4 2K3PO4 + 3H2 Kontsentreeritud hapete korral hakkab redutseeruma vesinikiooni asemel hapet moodustav elemet. Näiteks leelismetalli reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega võib moodustuda H2S, S või SO2. Lämmastikhappe korral võivad moodustuda NH3, N2, N2O, NO või NO2. 4Na + konts. 4H2SO4 2Na2SO4 + 2SO2 + 4H2O 3Na + lahj. 4HNO3 3NaNO3 + NO + 2H2O 8K + konts.10HNO3 N2O + 8KNO3 + 5H2O
1.5 Leelismetallide kasutusalad Lihtainena kasutatakse leelismetalle harva. Peale keemialaborite kasutatakse lihtainena leelismetallidest kõige rohkem arvatavasti vaba metalset naatriumi naatriumiauru kujul tänavavalgustuslampides (kollane valgus).
Tänavavalgustuslamp (Pildiallikas: http://www.pha.jhu.edu/~atolea/second/page2.html ) Lisaks lampidele kasutatakse naatriumit ka katalüsaatorina näiteks tehiskautsuki tootmisel. Ka rubiidium leiab rakendust rubiidiumauruna eriotstarbeliste valgustite valmistamisel. Viimasel ajal üha laialdasemalt on hakatud kasutama liitiumi akudes ja minipatareides ehk nn liitiumpatareides, mis leidub mobiiltelefonides, sülearvutites ja teistes elektroonikaseadmetes.
Liitiumi patareid ja akud (Pildiallikad: http://www.germes-online.com/catalog/81/32/441/watch_batteries.html , http://www.overstock.com/Electronics/Assorted-Fresh-CR123A-3V-Lithium-Battery-6 - pack /647792/product.html , http://www.preisroboter.de/ergebnis1292274.html )
Samas kuulub liitium mitmete kergete, mehhaaniliselt tugevate ja plastiliste sulamite koostisesse, mida rakendatakse lennukiehituses.
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 6 Metalset kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumi kasutatakse väikese ionisatsioonienergia tõttu fotoelementides valgusenergia muundamisel elektrienergiaks, muundurites , fotokordistites, fotoaparaadi valgusmõõdukites, päikesepatareides ja muudes fotoelektroonilistes seadmetes (näiteks spordis kasutatakse seadmeid, mis fikseerivad ajaliselt iga objekti läbimise).
Päikesepatarei (Pildiallikas: http://www.solar-world.com/SolarPanels.ht m )
1.6 Leelismetallide tuntumad ühendid Leelismetallide ühendid on peamiselt ioonilise sidemega ühendid, mis lahustuvad hästi vees või reageerivad aktiivselt veega.
1.6.1 Leelismetallide oksiidid, peroksiidid ja hüperoksiidid Leelismetallide oksiidid on valged tahked ained. Nendel on tugevad aluselised omadused, sest veega reageerides moodustavad nad leeliseid. Na2O + H2O 2NaOH Argielus on aga rohkem praktilist väärtust mõnede leelismetallide peroksiididel ja hüperoksiididel. Need on leelismetallide oksiididest veelgi tugevamate aluseliste omadustega. Samal ajal on nad ka tugevad oksüdeerijad.
1) Na2O2 ­ naatriumperoksiid Naatriumperoksiid on kollakasvalge värvusega tahke aine. Tugeva oksüdeerijana kasutatakse teda peamiselt pleegitina tekstiilitööstuses. Naatriumperoksiid reageerib hästi süsinikdioksiidiga, mille tagajärjel ühe saadusena eraldub hapnik. Seetõttu kasutatakse antud reaktsiooni õhu ümbertöötamisseadmetes CO2 sidumiseks ja O2 osaliseks taastamiseks. 2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 Naatriumperoksiid reageerib veega kergesti andes leelise ja vesinikperoksiidi: Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2
2) KO2 ­ kaaliumhüperoksiid ehk kaaliumsuperoksiid Kaaliumhüperoksiid on kollakasoranzi värvusega kristalne aine, mis tekib kaaliumi põlemisel õhus või hapnikus K + O2 KO2 Ta on tugev oksüdeerija nagu naatriumperoksiidki. Ka hüperoksiidid reageerivad hästi süsinikdioksiidiga. Seetõttu kasutatakse kaaliumhüperoksiidi sarnaselt naatriumperoksiidi ja tseesiumhüperoksiidiga õhu regenereerimisseadmetes allveelaevades, lennukikabiinides ja muudes kosmoseaparaatides, kus väljahingatavast õhust seotakse CO2 ja asendatakse see hapnikuga. Seotud süsinikdioksiidi ja hapniku ruumalad on võrdsed, mistõttu säilib õhus püsiv hapniku ja süsihappegaasi kontsentratsioon. 2KO2 + Na2O2 + 2CO2 Na2CO3 + K2CO3 + 2O2 Sarnaselt naatriumperoksiidiga reageerib ka kaaliumhüperoksiid veega, kuid selles reaktsioonis on üheks saaduseks ka vaba hapnik. 2KO2 + 2H2O 2KOH + H2O2 + O2
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 7 Kuna antud reaktsioonisüsteem pole püsiv, siis seetõttu võib seda reaktsiooni kirjutada summaarselt järgmiselt: 4KO2 + 2H2O 4KOH + 3O2
1.6.2 Leelismetallide hüdroksiidid Leelismetallide hüdroksiidid on kõik tugevad alused, kusjuures nende aluselised omadused tugevnevad liikudes rühmas ülevalt alla. Leelismetallide kui ka leelismuldmetallide hüdroksiide nimetatakse leelisteks. Nad on valged tahked kristalsed ained, mis lahustuvad hästi vees. Lisaks on nad ka väga hügroskoopsed (vett siduvad ja õhust niiskust neelavad) ained. Kuna leelismetallide hüdroksiidid on tugevaimad alused, siis peab nendega töötamisel ja käsitlemisel järgima ohutusnõudeid.
Leelise määramiseks kasutatakse indikaatorina fenoolftaleiini. Aluselises keskkonnas värvub fenoolftaleiin vaarikapunaseks või roosaks . (Pildiallikas: autori erakogu)
Tugevalt sööbivate omaduste tõttu peab nende kasutamisel olema ettevaatlik ja kasutama kaitseprille , kummikindaid ja muid kaitsevahendeid. Kindlasti peab vältima leelise sattumist silma, sest vastasel korral on oht jääda pimedaks . Kui siiski juhtub õnnetus ja leelis satub nahale, tuleb kahjustatud kohta pesta voolava vee all, kuni libedus kaob. Seejärel on tingimata vajalik kahjustatud koht neutraliseerida mõne nõrga happe (näiteks äädikhape) lahjendatud lahusega ning siis uuesti pesta veega. Enamik leelismetallide hüdroksiide kuumutamisel ei lagune. Ainult liitiumhüdroksid laguneb kuumutamisel liitiumoksiidiks ja veeks. Tugevate alustena nad reageerivad hästi happeliste oksdiidide ja hapetega, moodustades vastavaid sooli . Li2O +CO2 Li2CO3 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
1) NaOH ­ naatriumhüdroksiid Naatriumhüdroksiidi rahvapärane ja vananenud nimetus on sööbenaatrium või seebikivi, sest naatriumihüdroksiidist ja rasvadest on võimalik keeta seepi . Ta on valge värvusega vees hästi lahustuv, tahke kristalne ja väga sööbivate omadustega aine. Naatriumhüdroksiid on väga tähtis tooraine keemiatööstuses, sest lisaks keemialaborite, kasutatakse teda näiteks seebi valmistamiseks ja vedelkütuste töötlemisel.
Naatriumhüdroksiid (Pildiallikas: autori erakogu)
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 8 Vormseebid, mis on saadud rasva, oliiviõli ja naatriumhüdroksiidi kokkukeetmise ja vormipressimise tulemusena. (Pildiallikas: http://www.designgeek.com.au/bodycare/making - soap )
2) KOH ­ kaaliumhüdroksiid Kaaliumhüdroksiidi vananenud nimetus on sööbekaalium. Ta on valge, kristalne, väga hügroskoopne vees hästi lahustuv tahke aine. Kaaliumhüdroksiid on väga sööbiv, mis söövitab isegi klaasi. Teda kasutatakse samuti seepide valmistamisel, kuid kaaliumhüdroksiidi kasutamisel saadakse nn roheline seep , mis on tavatingimustel vedelas olekus. Lisaks leiab ta rakendust veel elektrolüüdina leelisakudes, absorbendina CO2, SO2 ja H2S eraldamisel ning mõnede gaaside (NH3, N2O) kuivatamisel.
1.6.3 Leelismetallide soolad Leelismetallide soolad on valged, tahked ioonilise sidemega kristalsed ained. Enamik neist lahustub vees hästi, sest leelismetalli katioonide vastastiktoime anioonidega on suhtelielt nõrk Lisaks on neil kõrge sulamistemperatuur ja nende vesilahused on tugevad elektrolüüdid. Nende kristallid on küllaltki kõvad, kuigi haprad. Leeliste ja tugevate hapete soolade (näiteks KCl, Rb2SO4) vesilahused on neutraalsed, sest nende katioonid ja anioonid veega ei reageeri ja seega ka hüdrolüüsi seal ei toimu. Leeliste ja nõrkade hapete soolade (näiteks Na2CO3, Li2S) vesilahused on osalise hüdrolüüsi tulemusena aluseliste omadustega. Hüdrolüüs on seda tugevam, mida nõrgema happe soolaga on tegemist.
1) NaCl ­ naatriumkloriid Naatriumkloriid on tähtsaim leelismetalli ühend, mida rahvapäraselt tuntakse ka keedusoola nime all. Looduses leidub naatriumkloriidi põhiliselt lahustatuna merevees (keskmiselt 2,5 %), soolajärvedes (Surnumeres 20 %) ning tahke kivisoolana ehk haliidina, mille lademed tekkinud kunagiste merelahtede või soolajärvede kuivamisel. Kui aurustada merevett, siis saadakse soolade segu, milles naariumkloriidi on 77,8 %. Keskmine merevee soolasisaldus on 35g/l Kõige soolasem veekogu Maal on Surnumeri, mille soolade keskmine kontsentratsioon on 240 g/l.
Haliidikristallid (Pildiallikas: http://www.gc.maricopa.edu/earthsci/imagearchive/picture89.ht m )
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 9 Naatriumkloriidi kristallvõre. Sinised on naatriumioonid ja rohelised kloriidioonid. (Jooniseallikas: http://commons.wikimedia.org/wiki/Image:Nacl-structure.jpg )
Surnumeres sisaldub nii palju soola, et selle vee tihedus on suurem kui inimese oma. Seepärast jäävad Surnumeres olevad inimesed veepinnale hõljuma. (Pildiallikad: http://www.onewithnature.com/deadSea.php ja http://en.wikipedia.org/wiki/Dead_Sea )
Keedusoolal on antiseptilised omadused, mis tähendab seda, et keedusool aitab hävitada toiduainete riknemist põhjustavaid baktereid ja mikroobe. Seega sisuliselt aitab keedusool vältida toiduainete kiiret riknemist. Arvatavasti just nende tähelepanekute tõttu tundsid inimesed keedusoola juba 40-50 tuhat aastat tagasi ja seda kasutati toiduainete säilitamiseks konserveerimisainena ja toidulisandina. Nii säilitati näiteks liha, kala, seeni, kapsaid ja teisi aedvilju soola sees. Kuna sool ei hävi tules ega rikne säilitamisel ja ta väldib toiduainete rikneimist, siis sai juba iidsetel aegadel soolast igavese püsivuse sümbol. Samas räägiti ka legende, kus sool pidavat andma tunnistust tarkusest, mehisusest, külalislahkusest ja pühadusest. Leiva ja soolaga hakati vastu võtma tähtsaid külalisi. Soola mahapillamist peeti halvaks endeks ja õnnetuse vältimiseks tuli näpuotsatäis soola visata üle vasaku õla. Naatriumkloriidil on mitmeid häid omadusi, mistõttu teda kasutatakse peale maitsestamise veel mitmel otstarbel argielus. Näiteks noaotsatäis tavalist keedusoola munavalges või vahukoores vahustamisel suurendab selle mahtu; kohviveele näpuotsaga soola lisamine toob paremini esile aroomi, keeduveele lisatav sool alandab pisut keemistäppi ja köögivili saab varem pehmeks, säilitades paremini värvi, kusjuures säilib ka rohkem pikemal keetmisel kaotsiminevaid vitamiine; leiva- või saiataignale soola lisamine aitab kaasa õigele poorsusele, leib ei jää nätskeks. Minevikus oli sool kaubavahetusel rahvusvaheliseks valuutaks. Soolaallikate valdamise pärast peeti tihti sõdu. Soola kasutati mõnel pool isegi rahana. Näiteks 13. sajandil olidki Tiibetis käibel soolarahad. Mõnedel Aafrika hõimudel olid sool ja kuld võrdses hinnas . Soola kasutamist rahana on tuletatud itaalia rahaühik soldo ja sõna soldat, kes sai naturaaltasuna soola. Ka Vana Roomas maksti osa palka soolas. Tänapäeval puistatakse talvel lumekoristuse kergendamiseks tänavatele ja teedele soola-liiva segu. Nimelt lume ja soola segu sulab hoopis madalamal temperatuuril kui puhas lumi. Samas aga selline segu soodustab liiklusvahendite korrosiooni ning võivad põhjustada teeäärsete puude kuivamist. Seetõttu tuleb lume ja soola segu võimalikult kiiresti tänavatelt eemaldada.
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 10 NaCl on keemiatööstuse üks tähtsamaid tooraineid ja tema maailmatoodang on umbes 150 miljonit tonni. Naatriumkloriid on lähteaineks näiteks NaOH, sooda , kloori, kloorlubja, naatriumi, soolhappe ja paljude teiste ühendite saamisel
2) Na2CO3 - naatriumkarbonaat Naatriumkarbonaati tuntakse rahvapäraselt soodana ja tema kristallhüdraati (Na2CO3*10H2O) kristallsooda ehk pesusoodana. Ta on valge, vees hästi lahustuv tahke aine, mille vesilahus on hüdrolüüsi tulemusena aluseline. Sooda on klaasi ja pesemisainete oluliseks tooraineks . Kuni 18. sajandini saadi soodat põhiliselt soodajärvedest ja merevetikate tuhast, hiljem ka puutuhast. Puutuhas on aga soodat vähe, mistõttu sooda saamiseks hakati üha rohkem maha raiuma metsi, kuni olukord muutus kriitiliseks. 18. sajandi lõpul töötas välja belgia keemik Ernst Solvay eduka soodasaamise meetodi, lähtudes keedusoolast ja ammoniaagist. Sooda kuulub enamike pesupulbrite koostisse, sest ta muudab vee pehmemaks. Vee karedust põhjustavad kaltsium - ja magneesiumioonid, kuid soodalahuse mõjul sadestuvad need rasklahustuvate karbonaatidena välja ja nii muutub vesi pehmemaks.
(Pildiallikas: autori erakogu) 3) NaHCO3 ­ naatriumvesinikkarbonaat Naatriumvesinikkarbonaat on rahvapäraselt tuntud kui söögisooda. See on valge, vees hästi lahustuv tahke aine. Nii kuumutamisel kui ka kuumas vees lagunedes ta kergelt ning ühe saadusena eraldub CO2. 2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O Sel põhjusel leiab söögisooda just rakendust küpsetuspulbrite koostises taigna kergitusainena. Ka happega reageerides eraldab ta süsihappegaasi, mistõttu lisatakse taignatesse happelise keskkonna loomiseks näiteks hapupiima, keefiiri, äädikat või sidrunhapet. Söögisooda vesilahus on hüdrolüüsi tulemusena nõrgalt aluseline ja seetõttu on ta sobilik hästi kätele ja nahale sattunud tugeva happe neutraliseerimiseks.
Söögisooda (Pildiallikas: http://www.ecofriend.org/entry/baking-soda-next-in-fight-against-global-warming )
4) Na2SO4 ­ naatriumsulfaat Naatriumsulfaadi kristallhüdraati (Na2SO4 * 10H2O) nimetatakse hollandi teadlase J.R. Glauberi järgi glaubrisoolaks. Tegemist on värvusetu, vees hästi lahustuva kristalse tahke ainega, mida kasutatakse lähteainena mitmete ühendite nagu näiteks naatriumsulfiidi valmistamiseks. Lisaks kasutatakse teda veel ka klaasitööstuses ja meditsiinis ravimite valmistamiseks ja lahtistina.
5) NaNO3 ­ naatriumnitraat ja KNO3 ­ kaaliumnitraat Naatriumnitraati ja kaaliumnitraati tunti vanasti vastavalt tsiili ja india salpeetrina. Mõlemad on valge värvusega, vees hästi lahustuvad, hügroskoopsed tahked ained.
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 11 Nad on väga tugevad oksüdeerijad ja kuumutamisel kergesti lagunevad, andes ühe saadusena alati hapniku. 500 ºC 800 ºC 335 ºC 2NaNO3 2NaNO2 + O2 4NaNO3 2Na2O + 2N2 + 5O2 2KNO3 2KNO2 + O2
Kuna üheks saaduseks on alati hapnik, siis on neid aineid põhiliselt juba iidsetest aegadest alates kasutatud erinevate lõhkeainete ja pürotehniliste vahendite valmistamisel. Õiges vahekorras võetud kaaliumnitraadi, väävli ja söe segu nimetatakse mustaks püssirohuks, mis oli väga pikka aega üheks peamiseks ja tähtsaimaks lõhkeaineks. Must püssirohi olevat leiutatud Hiinas juba 6. sajandil e.Kr. Euroopas õpiti püssirohtu valmistama alles keskajal.
Must püssirohi (Pildiallikas: http://et.wikipedia.org/wiki/P%C3%BCssiroh i )
Kaalium- ja naatriumsitraate kasutatakse veel väga palju lämmastikväetistena ja tugevate oksüdeerijatena. Koolikeemias kasutatakse kaaliumnitraati ka hapniku saamiseks.
6) K2CO3 ­ kaaliumkarbonaat Kaaliumkarbonaadi arginimetus on potas . Ta on valge, vees hästi lahustuv kristalne aine. Vees hästi hüdrolüüsumise tagajärjel on ta kergelt aluselise keskkonnaga. Kaaliumkarbonaati sisaldub puutuhas. Kaaliumkarbonaati kasutatakse klaasi valmistamisel ja vedelseepides.
7) KMnO4 ­ kaaliumpermanganaat Kaaliumpermanganaat on mustjasvioletse värvusega kristalne aine, mis lahustub nii vees kui ka orgaanilistes lahustites ( metanool , atsetoon jm). Kuumutamisel laguneb ta intensiivselt. ºC 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 Ka viimast reaktsiooni kasutatakse koolikeemias edukalt hapniku saamiseks. Kaaliumpermanganaat on tugev oksüdeerija ja seetõttu tema segud fosfori, väävli, metallipulbrite ja mitmete orgaaniliste ainetega on plahvatusohtlikud. Kaaliumpermanganaati kasutatakse palju kloori asemel veepuhastusjaamades, lahusena gaaside puhastamisel, kangaste pleegitamisel, oksüdeerijana orgaanilises keemias, meditsiinis antiseptikuna, fotograafias, keemiatööstuses mitmete ainete tootmisel jne.
Kaaliumpermanganaadi kristallid ja lahus (Pildiallikad: http://commons.wikimedia.org/wiki/Image:Manganistan_draseln%C3%BD.JPG ja http://commons.wikimedia.org/wiki/Image:KMnO4_in_H2O.jpg
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 12 8) KClO3 ­ kaaliumkloraat Kaaliumkloraati tuntakse arginimetuse Berthollet ` soola nime all, sest selle soola avastas 1789 aastal prantsuse keemik C. L. Berthollet. See on valge värvusega, vees hästi lahustuv kristalne aine. Ta on väga tugev oksüdeerija, mis segatuna väävliga, fosforiga ja paljude orgaaniliste ainetega võib kergelt plahvatada juba kas hõõrdumisel või löögi tagajärjel. Kaaliumkloraati võib kasutada samuti laboris ja koolikeemias hapniku saamiseks. 2KClO3 2KCl + 3O2 Kaaliumkloraati kasutatakse palju sõjanduses mitmete lõhkeainete, maskeerivate suitsusegude ja sütikute valmistamiseks, pürotehnikas ja tuletikkudes. Tuletikupea sisaldab umbes 50 % kaaliumkloraati. Tikk süttib siis, kui seda hõõruda vastu tikukarbi süütepinda, mis sisaldab punast fosforit .
Kaaliumkloraadi reaktsioon väävelhappe ja suhkruga on väga eksotermiline ning suure leegiga (Pildiallikas: autori erakogu)
1.7 Leelismetallide biotoimed Liitiumiühendid võeti kasutusele 20. sajandil vaimuhaiguste ravil. Nimelt täheldati, et liitiumivaegus soodustab agressiivset käitumist, skrisofreeniat, alkoholismi ja vaimuhaiguseid. Liitiumiühenditega (1- 2 g Li2CO3 päevas) leevendatakse maniakaalset depressiooni, organismi ülepinget ja neuroose. Rubiidiumit ja tseesiumit peetakse vähemürgisteks metallideks (v.a radioaktiivne tseesiumi isotoop Cs-137), kuid nende biofunktsioone pole seni kindlaks tehtud. Biotoime seisukohalt on leelismetallidest olulisemad naatrium ja kaalium, mida käsitletakse allpool.
1.7.1 Naatriumi biotoime Täiskasvanud 70 kg kaaluvas inimorganismis on ligi 100 grammi naatriumit (ioonidena), mürgiannuseks peetakse päevas 100 grammi (ioonidena),. Päevaseks naatriumi vajaduseks loetakse 1,5-3 g (ioonidena), kuid toiduga saadakse päevas 2-15 g naatriumit (ioonidena). Naatriumioonid osalevad organismi siserõhu (osmootse rõhu) tekkes , organismi veereziimi hoidmisel mõjutades südametegevust ja vererõhku, osalevad närviimpulsi edastamises, lihaste töös, stabiliseerivad keha biovedelike keemilist koostist. Naatriumioonid koos kaaliumioonidega hoiavad organismis hapete-aluste tasakaalu ja reguleerivad rakkude veesisaldust. Selleks on olemas rakumembraanis nn naatrium-kaalium pump, mis liigse naatriumi raku seest välja viib. Naatriumi tuntuim ühend on naatriumkloriid ehk keedusool. Inimene saab oma naatriumivajadused kaetud just keedusoola tarbimisega, sest 1,5 grammile keedusoolale vastab 1 g naatriumi. Naatriumkloriidi on vaja organismile veesisalduse hoidmiseks kui ka soolhappe tekkeks maos. 0,9 %- line vesinikkloriidhappe lahus kannab nimetust füsioloogiline lahus. Sellisel lahusel on verega enamvähem samasugune osmootne rõhk, mistõttu saab sellega mõneks ajaks asendada verd. Naatriumkloriidi vajadus on 2-4 grammi päevas, millest enamik kaetakse toiduainetes sisalduva NaCl- ga. Inimorganismis on ligi 200 grammi NaCl ning surmavaks annuseks peetakse päevas täiskasvanud inimese kohta 300 g NaCl koguse söömist või omandamist toiduga.
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 13 NaCl osaleb soojusvahetusprotsessides. Higi ja pisarad on soolased NaCl sisalduse tõttu. Higistamisega kaotab inimene NaCl pidevalt, mistõttu inimese nahk on alati veidi soolakas. Kuumas ruumis töötamisel antakse inimestele juua 0,5%-list NaCl sisaldusega vett NaCl puuduse tekkimise vältimiseks. Tänapäeval sööb inimene liiga palju NaCl sisaldavaid toite (soolaliha, soolakala, konservid, juustud , vorstid, valmistooted, friikartulid, kartulikrõpsud jt). Ka kõrge mineraalsusega pudelivee tarbimine on ohtlik (sooli üle 1500 mg/l, sealhulgas naatriumisisaldus üle 200 mg/l). Üleliigne NaCl koormab neerusid, tekitab veepuudust organismis, kuna NaCl seob palju endaga vett, kõrgendab vererõhku, soodustab osteoporoosi (luude hõrenemist), ateroskleroosi (veresoonte lupjumist), ajuinsulti ja tekitab turseid.
Kõrge soolasisaldusega toitude pidev tarbimine on inimesele ohtlik. (Pildiallikad: http://picasaweb.google.com/varvasmartin/ItaaliaReis2007Kevad#5069714741882670418 , http://www.maag.ee/?id=136&category=16 ja http://www.taste.com.au/recipes/9232/corned+beef )
Kõrge vererõhu all kannatavad inimesed peaks vägagi täpselt endale naatriumi- ja soolarikkad toiduained selgeks tegema ning otsima enesele välja soolavaeseid ning soolamata toiduaineid. Näiteks isegi leiva ja liha söömisel tuleb arvestada, et ülepätsi lõigatud leivakäärust või 100 grammist loomalihast saab kätte ligi 1/8 päevasest naatriumivajadusest. 100 grammis vorstis, olenevalt selle sordist, võib aga olla kogu vajaminev päevane naatriumikogus. Varjatult võib naatriumi sisalduda järgmistes toiduainetes: naatriumkaseinaadina (kohvivalgendajates, vorstitoodetes, kunstkreemides ja ­vahutudes); naatriumvesinikkarbonaadina (juuretistes, küpsetuspulbris); naatriumglutamaadina (puljongikuubikutes ja muudes maitseparandajates, valmistoodetes ja valmiskastmetes); naatriumsulfitina (kaitseb puuvilju tumenemise eest ja hoiab ära nende kuivatamisel maitse kadumise); naatriumnitraadi, -nitriti, -fosfaadina (lihatoodetes, juustudes); sahhariinina (kunstliku magusainena).
Naatriumivaegust esineb harva ja see saab tekkida ainult ülemäärase kõhulahtisuse, oksendamise , pideva soolavaese vee (allikavee) tarbimise ja higistamisega. Naatriumivaeguse tunnusteks on kehakaalu langus, isutus, oksendamine , gaasi kuhjumine soolestikus, lihaskrambid, reumaatilised nähud jm. Naatrium imendub organismis kergesti maost ja peensoolest ning imendusmist soodustavad D- vitamiin, kaalium ja kloor. Peale keedusoola ja söögisooda on naatriumi tähtsamateks toiduallikateks mereannid , mineraalveed, piim ja piimasaadused jt.
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 14 1.7.2 Kaaliumi biotoime Täiskasvanud 70 kg kaaluvas inimorganismis on keskmiselt ligi 140 grammi kaaliumi (ioonidena), mürgiannuseks peetakse päevas 6 grammi (ioonidena). Päevaseks kaaliumi vajaduseks hinnatakse 1,8- 3,5 grammi, kuid aktiivsetel sportlastel võib see isegi olla 5 grammi (ioonidena). Toiduga saadakse kaaliumit päevas 1,5-7 g (ioonidena). Kaaliumioonid mõjutavad südamelihase kokkutõmbeid, jõulisust ja rütmi, osalevad valkude ja süsivesikute ainevahetuses, aminohapete imendumises, normaliseerivad vererõhku, osalevad koos naatriumioonidega närviimpulsi edastamises ja reguleerivad organismi vedeliku ja hapete-aluste tasakaalu, stabiliseerivad keha biovedelike keemilist koostist ning osalevad lihasmassi suurendamises ja lihaste talitluses. Kõrge vererõhu korral tuleb vähendada naatriumi kogust ja suurendada kaaliumikogust puu ja köögiviljade rohkema söömise näol. Kaaliumi sisaldub peaaegu kõikides toiduainetes, mistõttu kaaliumi vaeguse tekkimine on ebatõenäoline. Siiski võib kaaliumivaeguseni viia ühekülgne toitumine, stress , buliimia, anoreksia , sage oksendamine, pikaajaline kõhulahtisus, põletushaavad, ränk higistamine , seedekulgla haigused, suhkruhaigus jt. Kaaliumipuudus häirib glükoosi ainevahetust, mille tagajärjel tekib lihaskoes enregia puudujääk ja see avaldub häiretena südamelihase töös. Kaaliumi kestev puudumine võib häirida närvisüsteemi tööd ja võib tekitada terava närvivalu. Kaaliumi kestev ületarbimine on samuti ohtlik, sest kaaliumi liia puhul hakkavad peensoolde tekkima haavadid, närvisüsteemi ja lihaste töö häirub, mis võib põhjustada ka südame seiskumist Tänapäeval on naatriumi liia vältimiseks poodides hakatud müüma soolasid, kus sisalduv NaCl on osaliselt asendatud kaaliumkloriidiga (PAN-sool). Sel juhul tuleb arvestada sellega, et toit ja ka inimorganism muutuvad radioaktiivsemaks, kuna 0,01 % kõikidest kaaliumi aatomitest on radioaktiivsed (kaalium-40 isotoobi tõttu). Seega muutub inimene järjest rohkem -kiirguse allikaks. Kaalium imendub organismi peensoolest. Imendumist soodustab B6-vitamiin ja magneesium . Alkohol soodustab magneesiumi väljutamist organismist, mistõttu alkohol pärsib ka kaaliumi imendumist. Tuntumad kaaliumi looduslikud toiduallikad on kõikvõimalikud kuivatatud viljad (datlid, rosinad, ploomid jne), aga kartul , herned, oad, kurgid , kapsad, mädarõigas, banaanid, mereannid, leib, pärm.
Banaan aitab kõrge vererõhu puhul. Temas on palju kaaliumit ja vähe soola, mis teeb temast hea vererõhu alandaja. (Pildiallikas: http://www.rigual.ee/index.php?lang=est&mid=4&nid=11 )
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 15 KASUTATUD KIRJANDUS 1) Hergi Karik, Kalle Truus ,,Elementide keemia," Ilo, 2003 2) Hergi Karik ,,Metallid ja mittemetallid meis ja meie ümber," Koolibri, 2004 3) Hergi Karik ,,Mürkmetallid. Biometallid," Koolibri, 2001 4) Urmas Kokassaar , Mihkel Zilmer ,, Mineraalained ," AS Ajakirjade Kirjastus 5) Urmas Kokassaar, Mihkel Zilmer, Tiiu Vihalemm ,,Normaalne söömine," AS BIT, 2004 6) Erna Sepp ,,Joogivesi ja meie," Ilo, 2007 7) Dell Stanford ,,Vitamiinid ja mineraalained," Sild, 2003 8) Lembi Tamm ,,Üldine ja anorgaaniline keemia õpik X klaasile ," Avita, 2005 9) http://paber.ekspress.ee/viewdoc/14BA1CF2377EFF9BC22570D10047E513 10) http://eeva.ee/client/default.asp?wa_id=665&wa_object_id=1&id_key
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium 16