Kategooria: mittemetall Aatomnumber: 8 Värvus: puudub Sulamistemperatuur: -219 °C
Hapnik
Keemistemperatuur: -183 °C Avastamisaasta: 1770ndad
apnik on koos süsinikuga üks kõige olulisemaid komponente Maa eluvormide ehituses. Me hingame sisse hapnikku ning välja süsihappegaasi. Meie aju, DNA ja rakud ning peaaegu iga molekul meie kehas sõltub hapnikust ning see moodustab meie kehamassist ligikaudu 60%, suuresti veena, valemiga H2O.
Kuid vaatamata sellele, et hapnik on kolmas kõige levinum element universumis, on selle laialdane levik meie planeedil mõnevõrra juhuslik. Enne suuremate loomade tekkimist omandasid taimed ja tsüanobakterid eluks vajaliku energia Päikeselt, hingates sisse süsihappegaasi ja välja hapnikku. Kuna hapnik on niivõrd reaktiivne, reageeris see kiiresti teiste elementidega, luues uusi ühendeid. Kas te teadsite, et planeedi kivimite massist moodustab 46% hapnik – tagasihoidlik liiv on tegelikult ränidioksiid, mitmed metallid eraldatakse oksiididest (rauda tihti hematiidist, alumiiniumi boksiidist) ning karbonaadid nagu lubjakivi sisaldavad samuti hapnikku.
Lisaks sellele jõudis väljahingatud hapnik atmosfääri, kus selle sisaldus ulatus lõpuks 21%, muutes planeeti jäädavalt.
Vees lahustudes võimaldas hapnik areneda uutel liikidel ning lõpuks jõudsid need organismid ka maale.
15. sajandil märkas Leonardo da Vinci, et küünlad ei suutnud ilma õhuta põleda, ning oletas, et selles pidi leiduma midagi eluandvat. Hapniku avastasid 1770. aastatel iseseisvalt kolm keemikut. 1774. a kogus Joseph Priestley hapnikku, koondades päikesevalgust elavhõbeoksiidile, ning täheldas, et sellest väljuv gaas pani küünlaleegi eredamalt põlema (nagu ka tema kolleeg Henry Cavendish, pidas ta seda deflogistoneeritud õhuks). 1777. a avaldas Rootsi teadlane Carl Wilhelm Scheele oma hapniku avastamise protsessi, millega ta oli eksperimenteerinud juba 1771. a. Antoine Lavoisier tuvastas samuti hapniku – ta mõistis, et tegu on uue elemendiga, mitte deflogistoneeritud õhuga, kuigi tema antud nimetus oxy-gène, mis tähendab „hapet moodustav”, tulenes ebakorrektsest eeldusest, et seda gaasi sisaldus kõigis hapetes. Sellegipoolest jäi nimi külge.
Üks hapniku vähem meeldivamaid omadusi on, et see põhjustab oma reaktiivsuse ja mitmete mikroorganismide elutegevuse soodustamise tõttu mitut sorti mädanemist ja lagunemist, kaasa arvatud toidu riknemist. Teadlased on võidelnud mitmeid aastaid, et üha leidlikumatel viisidel elementi toidust eemale hoida – puuvilju on võimalik hoida lämmastikus, maa alla maetuna, plekkpurkides või vaakumpakendites, neid on võimalik külmutada, kuivatada, soolata või purgistada, et hoida eemale hapniku mustad käed.
Süüta taas mu tuli
Üks klassikalistest keemiakatsetest on puhta hapniku tuvastamine. Kõigepealt on tarvis täita kolb puhta hapnikuga (või kõrge hapnikusisaldusega õhuga). Seejärel tuleb süüdata pird ning seda raputada, kuni leek kustub – pird võib kergelt hõõguda ning selle peale puhudes veidi oranžimaks muutuda, kuid põlema see uuesti ei sütti. Pistes selle korraks hapnikuga täidetud kolbi, süttib leek otsekohe, demonstreerides hapniku reaktiivsust ning võimet leeki toita.
Suurtel kõrgustel hapniku kontsentratsioon atmosfääris väheneb, mis muudab seal hingamise raskemaks. Meeles tuleb pidada, et hapnik ei esine vaid dihapniku (kahe omavahel seotud hapnikuaatomi) molekulidena, mida me tavaliselt hingame. Ka trihapnik on üks variant, tuntud paremini osoonina (O3), mille molekulis on kolm aatomit. UV-kiirgus lõhub stratosfääris pidevalt hapnikumolekule üksikuteks aatomiteks, mis omakorda taasühinevad dihapnikuga, moodustades osoonimolekule, mis omakorda püüavad UV-kiirgust ning lõhenevad uuesti. See protsess kestab lakkamatult ning on ülioluline Päikese ohtliku UV-kiirguse tõkestamiseks. Kui peaks olema õnne põhja- või lõunapoolkeral virmalisi näha, on need imelised voogavad kardinad tekkinud päikesetuule ja kõrgel atmosfääris asuvate hapnikumolekulide põrkumisest.
Fluor
Kategooria: halogeen Aatomnumber: 9 Värvus: kahvatukollane Sulamistemperatuur: -220 °C
Keemistemperatuur: -188 °C
Eraldamisaasta: 1886
Fluor kuulub perioodilisustabeli 17. rühma, halogeenide hulka, mis sisaldavad ka kloori, broomi, joodi ja astaati. Halogeen tähendab „soola tootev”, kuna halogeenid reageerivad paljude metallidega, et luua soolasid nagu kaltsiumfluoriid, naatriumkloriid (keedusool) ning hõbebromiid. Nad sarnanevad üksteisega oma kõrge reaktiivsuse ja eluohtlikkuse poolest. Fluor on eriti ohtlik puhtal kujul – hingates sisse õhku, milles sisaldub vaid 0,1% fluori, tapab see vaid minutitega ning suunates puhta fluori joa tahkete esemete nagu telliskivide või klaasi peale, lahvatavad need otsekohe leekidesse.
Esineb ka ohutumaid fluoriühendeid. Fluoriiti (kaltsiumfluoriid) kasutati 1520. aastatel sulatusahjudes räbustina – metall sulas ja voolas kuumutades paremini ning oli kergemini töödeldav. Tolle aja alkeemikud teadsid, et fluoriit ja teised fluoriidid sisaldasid tundmatut ainet, kuid nad ei teadnud, kuidas seda eraldada. (Või kui kellelgi see juhuslikult õnnestus, sai ta selle tulemusena surma ning ei suutnud oma meetodit kellegagi jagada!)
1860. a jõudis Inglise teadlane George Gore lähedale gaasi eraldamisele: ta juhtis läbi vesinikfluoriidhappe elektrivoolu ning võimalik, et teatud kogus fluori õnnestus valmistada, kuid ta ei suutnud seda tõestada. Alles 1886. a õnnestus Prantsuse keemikul Henri Moissanil elektrolüüsi abil fluori eraldada (ilma selle käigus surma saamata), see on saavutus, mille eest tasustati teda hiljem Nobeli preemiaga.
Fluor esineb stabiilsete fluoriididena – need ained on inimeste jaoks suure tähtsusega ning neid lisatakse paljudes kohtades veele, kuna uuringute järgi pidid vees looduslikult esinevad fluoriidid kaariese teket vähendama. Tegu on vastuolulise praktikaga, kuid fluoriidi kasutatakse ka hambapastas – hammastele kandmisel moodustavad need tillukesi kristalle, mis aitavad kaitsta hambaid hapete ja kaariese eest.
Teine levinud ühend on polütetrafluoretüleen. Suhteliselt hirmuäratava nimega ainet tuntakse paremini ka kaubamärgistatud tefloni nime all. Selle avastas 1938. a Roy Plunkett DuPont laborites, kus ta uuris uut tüüpi jahutusaineid. Pärast polütetrafluoretüleeni gaasi silindrites hoiustamist leidis ta, et see jättis endast järele valge puudri. Aine osutus plastmassiks, mis talus kuumust, oli keemiliselt inertne ja madalatel temperatuuridel erakordselt painduv – see võimaldas ainet kasutada kosmoseuuringutes, aine libeduse tõttu hakati seda laialdaselt kasutama mittekleepuvates pottides ja pannides. Teflonit kasutati ka hingavates riietes, mis on vihmakindlad, kuid lasevad veeauru läbi, tehes need ideaalseks kõigile, kes teevad sporti või töötavad vihmastes oludes.
Kategooria: väärisgaas Aatomnumber: 10 Värvus: värvitu Sulamistemperatuur: -249 °C
Neoon
Keemistemperatuur: -246 °C
Avastamisaasta: 1898
neoon on hea näide, kuidas Mendelejevi perioodilisustabel innustas keemikuid otsima elemente, mille olemasolu poleks nad muidu ette aimanud. Sir William Ramsay oli juba avastanud teised väärisgaasid (tuntud oma reaktiivsuse puudumise tõttu ka inertgaasidena) nagu heeliumi, argooni ja krüptooni (vt lk 10, 50 ja 83), kuid perioodilisustabel ennustas heeliumi ja argooni vahelisel vertikaalil veel ühte liiget. Tehes koostööd oma kolleegi Morris Traversiga Londoni ülikooli kolledžist, jätkas Ramsay puuduva elemendi otsingut. Olles eelnevalt eraldanud argooni, võtsid nad nüüd tüki tahket argooni ning ümbritsesid selle vedela õhuga – argoon aurustus madala rõhu käes aeglaselt ning nad suutsid koguda esimesena eraldunud gaasi. Uurides seda aatomspektroskoobiga, hakkas kuumutatud gaas erakordselt helendama: Travers kirjutas, kuidas „torust väljunud tulipunane valgus jutustas terve loo ning oli unustamatu ja väärt vaatepilt”. (Nüüd kasutatakse neooni tootmiseks õhu fraktsioneerivat destillatsiooni.)
Neooni spekter
Neoon kiirgab vaid ühte ja sama erkpunast valgust. Miks siis meie peame neeontulesid mitmevärvilisteks? Vastus on, et neoon tuli esimesena ning andis oma nime teatud tüüpi valgustusele – teisi värve saadakse teiste gaaside, värvilise klaasi või klaastorude sisekülje luminofooriga katmise abil. Näiteks heelium või naatrium kiirgavad oranži valgust, argoon lillakasroosat, krüptoon sinakasvalget või kollakasrohelist ning sinise valguse jaoks võib kasutada ksenooni või elavhõbedaauru.
Ramsay 13aastane poeg pakkus gaasi nimeks välja novum, mis tähendab ladina keeles uut: Ramsay kohandas veidi seda ideed, kasutades kreeka keelest tuletatud sõna „neoon”. Kuigi tegu oli märkimisväärse avastusega, oli neoon algselt suhteliselt igav element, kuna ta on kõigist kõige vähem reaktiivne: see ei reageeri mitte ühegi elemendiga.
Kuid erkpunane valgus käivitas Prantsuse keemiku ja leiutaja Georges Claude’i kujutlusvõime, kes leiutas neooniga täidetud suletud klaastoru elektrilaenguga ergastades täiesti uut tüüpi valguse. Tema neoonlampe näidati kõigepealt 1910. a Pariisi näitusel. Kuid seadeldisele majandusliku kasutuse leidmiseks kulus tal üle aastakümne (kuna inimesed lihtsalt ei soovinud oma kodudesse või tänavatele punast valgust). Pärast painutatud klaastorude abil helendavate tähtede demonstreerimist muutus tema firma Claude Neon edukaks,
eriti Ameerikas. Esimesed neoonsildid müüdi Los Angelese automüügiesindusele, kus möödujad jäid pidevalt seda uudset ja hämmastavat reklaamitrikki vahtima.
Naatrium
Juba kõige varasemad tsivilisatsioonid kasutasid vähemalt kahte tähtsat naatriumühendit. Muistsed egiptlased kogusid naatriumkarbonaati (soodat) Niiluse kuivadelt lammialadelt – puhastusvahendina kasutatud kristalle mainiti ka piiblis. Ning sool (naatriumkloriid), mida korjati soolatasandikelt (või maa-alustest lademetest), on alati olnud oluline meie toidulaual, kas söögile lisatuna või loomsest toidust omandatuna.
Inimkehas on umbes 100 grammi naatriumi – see on elektrolüüt nagu kaalium ja kaltsium ning täidab seega olulist rolli meie rakkude ainevahetuse reguleerimisel. See aitab rakkudel närvisignaale edastada ning keha veetaset reguleerida. Kuid liiga palju naatriumi võib ohtlikul määral vererõhku tõsta, mistõttu soovitatakse kõrge vererõhuga inimestel soola tarbimist piirata.
Soolamaksud on ajaloos pidevalt rahutusi põhjustanud –näiteks aitasid need oluliselt kaasa Prantsuse revolutsiooni tekkele. Ning kui Briti impeerium määras Indiale soolamaksu, kus enamik elanikkonnast olid taimetoitlased, oli Mahatma Gandhi soolamarss pöördeliseks momendiks India iseseisvusliikumisele.
Keemikud köögis
Sool ja sooda on meid saatnud aastatuhandeid ning seebikivi valmistasid esmakordselt 13. sajandil seebivalmistajad, kuid söögisooda (naatriumvesinikkarbonaat) on suhteliselt uudne leiutis. 1843. a valmistas Briti keemik Alfred Bird portsjoni söögisoodat, et aidata oma naist, kellel oli pärmiallergia. Söögisooda vabastab happe ja aluse vahelise reaktsiooni kaudu taignasse süsihappegaasi mulle.
Kuigi naatrium on planeedil kuues kõige levinum element ning selle ühendeid on inimesed laialdaselt tarvitanud, avastati selle tõelised omadused alles 19. sajandil. See on ülimalt reaktiivne, nii et seda ei esine looduses kunagi puhtal kujul (see tuhmub õhuga kokkupuutel otsekohe ning seda on võimalik säilitada vaid teatud õlide sees).
Puhast naatriumi eraldas Londoni Kuninglikus Seltsis Sir Humphry Davy – ta juhtis läbi seebikivi (naatriumhüdroksiidi) elektrivoolu ning sai saadusena väikeseid naatriumikuulikesi (tänapäeval valmistatakse seda üldiselt
veevaba sulatatud naatriumklooriidi elektrolüüsi teel).
Metallil on mitmeid praktilisi rakendusi, nagu näiteks tuumareaktori jahutusvedelikuna ja talvistel teedel jääsulatajana (soola kujul), torupuhastusvahendina (naatriumhüdroksiidina) ning biokeemiatööstuses reaktiivina (ainena, mis käivitab keemilisi reaktsioone). Kuid enamik keemikuid teab, et kõige lõbusam viis värskelt lõigatud naatriumi kasutada on seda vette pillata ning ohutust kaugusest sellele järgnevat reaktsiooni jälgida (see lahvatab kõigepealt leekidesse, siis plahvatab) – kõige targem on muidugi jätta see kodus järele tegemata ning avada hoopis vastav netivideo.
on kõige kergem metall, mida me lihtsalt ja ohutult kasutada suudame – liitium ja naatrium on mõlemad ülireaktiivsed, samas kui berüllium on liiga mürgine, et seda ilma ulatuslike ettevaatusabinõudeta kasutada. Magneesium põleb õhu käes üliheleda leegiga; seda demonstreeritakse tavaliselt koolis magneesiumiriba põletades.