Anorgaaniline keemia

Anorgaanilised ühendid näitavad rikkalikku mitmekesisust: A: diboraanil on ebatavaline side; B: tseesiumkloriidil (${\ce {CsCl}}$) on arhetüüpne kristallstruktuur; C: ${\ce {Fp2}}$ on metallorgaaniline kompleks; D: silikooni kasutusalad ulatuvad rinnaimplantaatidest Silly Putty'ni; E: Grubbs'i katalüsaator sai 2005. aastal Nobeli preemia oma avastajale; F: tseoliite kasutatakse laialdaselt molekulaarsete sõeladena; G: vask(II)-atsetaat (${\ce {Cu(CH3COO)2}}$) üllatas teoreetikuid oma diamagnetismiga.

Anorgaaniline keemia on õpetus anorgaanilistest ühenditest: nende ehitusest, omadustest, muundumise seaduspärasustest, saamisest, kasutamisest ja muud. Anorgaaniline keemia hõlmab keemilisi elemente ja nende ühendeid, välja arvatud süsiniku ühendid, mis loetakse orgaanilise keemia valdkonda. Siiski, süsiniku allotroopsed vormid, oksiidid ja sulfiidid ning metallide karbonaadid, karbiidid ja tsüaniidid loetakse anorgaanilise keemia valdkonda.

2013. aasta seisuga on teadaolevate anorgaaniliste ainete arv läheneb 500 tuhandele.

Anorgaanilise keemia teoreetiliseks aluseks on perioodiline seadus ja sellel põhinev D. I. Mendelejevi perioodiline süsteem. Anorgaanilise keemia tähtsaim ülesanne on arendada ja teaduslikult põhjendada meetodeid uute materjalide loomiseks, millel on kaasaegse tehnoloogia jaoks vajalikud omadused.

Mõiste ajalugu

Ajalooliselt pärineb nimetus anorgaaniline keemia sellest, et see on keemia osa, mis tegeleb selliste ainete elementide, ühendite ja reaktsioonide uurimisega, mida ei moodusta elusolendid. Kuid alates sellest, kui silmapaistev saksa keemik Friedrich Wöhler sünteesis 1828. aastal karbamiidi anorgaanilisest ühendist ammooniumtsüanaadist (NH4OCN), on piirid elutute ja elavate ainete vahel hägustunud. Nii toodavad elusolendid palju anorgaanilisi aineid. Teisest küljest saab peaaegu kõiki orgaanilisi ühendeid sünteesida laboris. Samas on jagunemine erinevateks keemia valdkondadeks endiselt asjakohane ja vajalik, sest reaktsioonimehhanismid, ainete struktuur on anorgaanilises ja orgaanilises keemias erinevad. See lihtsustab iga haru uurimismeetodite ja -viiside süstematiseerimist.

Keemiliste elementide klassifikatsioon

Täiendav teave: Perioodilisusseadus

Keemiliste elementide perioodiline süsteem (Mendelejevi tabel) on keemiliste elementide klassifikatsioon, mis määrab kindlaks elementide erinevate omaduste sõltuvuse aatomituuma laengust. Süsteem on vene keemiku D. I. Mendelejevi poolt 1869. aastal loodud perioodilise seaduse graafiline väljendus. Selle esialgse versiooni töötas D. I. Mendelejev välja aastatel 1869-1871 ja kehtestas elementide omaduste sõltuvuse nende aatommassist. Kokku on välja pakutud mitusada perioodilisussüsteemi kujutise varianti (analüütilised kõverad, tabelid, geomeetrilised joonised jne). Süsteemi tänapäevases versioonis eeldatakse elementide taandamist kahemõõtmeliseks tabeliks, kus iga veerg (rühm) määratleb põhilisi füüsikalisi ja keemilisi omadusi ning read tähistavad teatud määral üksteisega sarnaseid perioode.

Lihtsad ained

Lihtsad ained koosnevad ühe keemilise elemendi aatomitest (on vaba oleku kujul). Sõltuvalt aatomite vahelisest keemilisest sidemest jagatakse kõik anorgaanilise keemia lihtained kahte põhigruppi: metallid ja mittemetallid. Esimesi iseloomustavad vastavalt metallsidemed, viimaseid kovalentsed sidemed. Tasub siiski märkida, et eelnimetatud lihtained ei erine üksteisest radikaalselt ja olemuslikult. On olemas allotroopia nähtus, mis seisneb selles, et ühe ja sama elemendi aatomitest on võimalik moodustada mitut liiki lihtsaid aineid; iga sellist liiki nimetatakse allotroopiliseks modifikatsiooniks.

Metallid

Metallid on elementide rühm, millel on iseloomulikud metallilised omadused, nagu kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, positiivne temperatuuritakistuskoefitsient, kõrge plastilisus ja metalne läige. Praeguseks avastatud 118 keemilisest elemendist(millest kõiki ei ole ametlikult tunnustatud) kuuluvad metallide hulka:

• 6 leelismetallide rühmas olevad elemendid,
• 6 leelismuldmetallide rühmas,
• 38 siirdemetallide rühmas,
• 11 kergmetallide rühmas,
• 7 poolmetallide rühmas,
• 14 lantanoidide rühmas,
• 14 aktinoidide rühmas (füüsikalisi omadusi ei ole uuritud kõigi elementide puhul).

Seega kuulub 96 elementi kõigist avastatud elementidest metallide hulka.

Metallide aatomisidemete eripära tõttu (nimelt küllastamatus ja mittesuunalisus) iseloomustavad metalle maksimaalselt tihedad koordinatsioonivõrgustikud. Lisaks sellele esineb paljudel metallidel võrede energeetilise läheduse tõttu polümorfism.

Mittemetallid

Mittemetallid on keemilised elemendid, millel on tavaliselt mittemetallilised omadused ja mis asuvad perioodilisussüsteemi paremas ülemises nurgas. Lämmastik, hapnik ja väävel esinevad molekulaarsel kujul lihtsate ainetena. Sagedamini on mittemetallid keemiliselt seotud kujul: need on vesi, mineraalid, kivimid, mitmesugused silikaadid, fosfaadid, boraadid. Mittemetallide levik maakoores on väga erinev. Kõige levinumad on hapnik, räni, vesinik; kõige haruldasemad on arseen, seleen, jood. Mittemetallide iseloomulikuks tunnuseks on suurem (võrreldes metallidega) elektronide arv nende aatomite välisel energiatasemel. See määrab nende suurema võime siduda täiendavaid elektrone ja suurema oksüdatiivse aktiivsuse kui metallidel. Mittemetallide hulka kuuluvad ka vesinik ja heelium.  

Komplekssed ained

Kvantitatiivne klassifikatsioon  

Vastavalt aine elementide arvule eristatakse binaarühendeid, kolme elemendi ühendeid jne.

Binaarsed ühendid  

Binaarsed ühendid on ühendid, mis koosnevad kahe elemendi aatomitest. Neid liigitatakse ka keemilise sideme tüübi alusel; ühendid on ioonilised, kovalentsed, metallilised ja need, mida iseloomustab segaside. Nende keemilised omadused varieeruvad sõltuvalt konkreetsete elementide keemilisest olemusest: metallilisi elemente sisaldavaid ühendeid iseloomustavad aluselised omadused, mittemetalliliste elementide ühenditele aga happelised omadused.

Kolme elemendi ühendid

Kolme elemendi ühendid on lihtsaimad ühendid, mis tekivad kaheelemendiliste ühendite koostoimel, mis üldjuhul erinevad üksteisest oluliselt oma keemilise olemuse poolest. Keemilise sideme poolest jagunevad nad ioonilisteks, kovalentseteks ja ioonilis-kovalentseteks. Sõltuvalt nende välissfääri ioonide stabiilsusest varieerub anioonsete komplekside stabiilsus, mis omakorda mõjutab ühendi omadusi ja selle sarnasuse astet binaarsete ühenditega.

Kui vastastikmõjus olevad ühendid erinevad üksteisest keemiliselt vähe, on tulemuseks ainete erilised sordid: segatud ühendid, tahked lahused ja eutektikumid. Esimesed neist on polümeerid, mis on võrdselt komplekseeruvatest elementidest koosnevate ühendite koostoime tulemus (näiteks alumiiniumoksiid ${\ce {Al2O3}}$ ja magneesiumoksiid ${\ce {MgO}}$), teised tekivad, kui elektripositiivsed elemendid suudavad moodustada sarnaseid struktuuriüksusi (st ei erine põhimõtteliselt struktuurilt, suuruselt ja stabiilsuselt), ja kolmandad tekivad selliste elementide ühendite vastasmõju tulemusena, mis on keemiliselt üksteisele lähedased, kuid erinevad üksteisest struktuuri või aatomite suuruse poolest. Viimasel juhul ei toimu keemilist vastastikmõju suures plaanis üldse - tegemist on kristallide mehaanilise konglomeraadiga.

Kvalitatiivne klassifikatsioon  

Enamik kompleksseid anorgaanilisi aineid (st, mis koosnevad kahest või enamast keemilisest elemendist) võib liigitada järgmistesse rühmadesse:  

• Oksiidid,  
• Soolad,  
• Alused,  
• Happed.

Oksiidid  

Kaaliumoksiidi (${\ce {K2O}}$) ioonraamistiku struktuur

Oksiid on keemilise elemendi ja hapniku binaarne ühend, milles hapnik on seotud ainult vähem elektronegatiivse elemendiga ja mille oksüdatsiooniaste on -2. Keemiline element hapnik on fluori järel teine kõige elektronegatiivsem element, mistõttu peaaegu kõik keemiliste elementide ühendid hapnikuga kuuluvad oksiidide hulka. Erandiks on näiteks hapniku difluoriid ${\ce {OF2}}$. Oksiidid on väga levinud ühendite tüüp, mida leidub maakoores ja universumis üldiselt. Sellisteks ühenditeks on näiteks rooste, vesi, liiv, süsinikdioksiid ja mitmed värvained. Oksiidid on mineraalide klass, mis on metalli ja hapniku ühendid.

Sõltuvalt keemilistest omadustest tehakse vahet:  

• Soola moodustavad oksiidid:  
  • aluselised oksiidid (nt naatriumoksiid ${\ce {Na2O}}$, vask(II)-oksiid ${\ce {CuO}}$): metallide oksiidid, mille oksüdatsiooniaste on I-II;  
  • happelised oksiidid (nt väävel(VI)-oksiid ${\ce {SO3}}$, lämmastik(IV)-oksiid ${\ce {NO2}}$): metallide oksiidid, mille oksüdatsiooniaste on V-VII, ja mittemetallide oksiidid;  
  • amfoteerilised oksiidid (nt tsinkoksiid ${\ce {ZnO}}$, alumiiniumoksiid ${\ce {Al2O3}}$): metallide oksiidid oksüdatsiooniastmega III-IV ja erandid (${\ce {ZnO, BeO, SnO, PbO}}$);  
• Oksiidid, mis ei moodusta soola: süsinik(II)oksiid ${\ce {CO}}$, lämmastik(I)oksiid ${\ce {N2O}}$, lämmastik(II)oksiid ${\ce {NO}}$, räni(II)oksiid ${\ce {SiO}}$.

Soolad  

Soolad on keemiliste ühendite klass, mis hõlmab aineid, mis koosnevad metallkatsioonidest (või ammooniumkatsioonidest ${\ce {NH4}}$; tuntud on ka fosfooniumsoolad ${\ce {PH4}}$ või hüdroksooniumsoolad ${\ce {H3O}}$) ja happeliste jääkide anioonidest.

Soolade liigid:

• Keskmised soolad - kõik vesiniku aatomid happemolekulides on asendatud metalli aatomitega. Näide:${\ce {Na2CO3, K3PO4}}$.  
• Happesoolad - happe vesinikuaatomid on osaliselt asendatud metalli aatomitega. Neid saadakse aluse neutraliseerimisel liigse happega. Näide: ${\ce {NaHCO3, K2HPO4}}$.  
• Alusesoolad - aluse hüdroksorühmad (OH-) on osaliselt asendatud happejääkidega. Näide: ${\ce {(CuOH)2CO3}}$.
• Kaksiksoolad - need sisaldavad kahte erinevat katiooni ja neid saadakse kristalliseerudes erinevate katioonide, kuid identsete anioonidega soolade segulahusest. Näide: ${\ce {KAl(SO4)2*12H2O}}$.  
• Segasoolad - sisaldavad kahte erinevat aniooni. Näide: ${\ce {Ca(OCl)Cl}}$.  
• Hüdraatsoolad (kristallhüdraadid) - nende koostis sisaldab kristalliseerunud veemolekule. Näide: ${\ce {Na2SO4*10H2O}}$.  
• Komplekssoolad - need sisaldavad kompleksset katiooni või kompleksset aniooni. Näide: ${\ce {K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2}}$.

Orgaanilised happesoolad on soolade eriline rühm, mille omadused erinevad märkimisväärselt mineraalsoolade omadustest. Mõned neist võib liigitada orgaaniliste soolade eriliiki, nn ioonsed vedelikud või „vedelad soolad“, orgaanilised soolad, mille sulamistemperatuur on alla 100 °C.

Alused  

Alused on keemiliste ühendite klass:  

• Alused on komplekssed ained, mis koosnevad metalli aatomitest või ammooniumioonist ja hüdroksorühmast (-OH). Vesilahuses dissotsieeruvad nad, moodustades OH- katioone ja anioone. Aluse nimetus koosneb tavaliselt kahest sõnast: metall-/ammooniumhüdroksiid. Vees hästi lahustuvaid aluseid nimetatakse leeliseks.
• Teise määratluse kohaselt on alused üks keemiliste ühendite põhiklass, ained, mille molekulid on prootonite aksepteerijad.

Happed  

Happed on komplekssed ained, mis sisaldavad tavaliselt vesiniku aatomeid, mis on võimelised asenduma metalli aatomitega, ja happelist jääki. Hapete vesilahused on hapu maitsega, mõjuvad ärritavalt, suudavad muuta indikaatorite värvi ja neid eristavad mitmed üldised keemilised omadused.

Lisaks liigitamisele Lewis'i hapeteks ja Brønstedi hapeteks liigitatakse viimaseid tavaliselt erinevate vormiliste tunnuste järgi:

• hapniku aatomite sisalduse järgi: hapnikuta (${\ce {HCL, H2S, HCN}}$); hapnikku sisaldavad (${\ce {HNO3, H2SO4}}$).  
• happeliste vesinikuaatomite arvu järgi: monoaluseline (${\ce {HNO3}}$); kahealuseline (${\ce {H2SeO4}}$); kolmealuseline (${\ce {H3PO4}}$); mitmealuseline.  
• tugevuse järgi: tugevad - dissotsieeruvad peaaegu täielikult, dissotsiatsioonikonstandid üle 1⋅10-3 ; nõrgad - dissotsiatsioonikonstandid alla 1⋅10-3.  
• stabiilsuse järgi: stabiilne (${\ce {H2SO4}}$); ebastabiilne (${\ce {H2CO3}}$).  
• keemiliste ühendite klassidesse kuulumise järgi: anorgaanilised (${\ce {HBr}}$); orgaanilised (${\ce {CH3COOH}}$);
• lenduvuse järgi: lenduv (${\ce {H2S}}$); mittelenduv (${\ce {H2SO4}}$);  
• lahustuvus vees: lahustuv (${\ce {H2SO4}}$); lahustumatu (${\ce {H2SiO3}}$);  
• metalliaatomite sisalduse järgi: metalli sisaldav (${\ce {HMnO4}}$); mittemetalli sisaldav (${\ce {HNO3}}$).

Muud  

Eristada võib ka järgmisi anorgaaniliste ainete rühmi: karbiidid, nitriidid, hüdriidid, intermetalliidid ja muud, mis ei mahu ülaltoodud klassifikatsiooni.

Karbiidid  

Karbiidid on metallide ja mittemetallide ühendid süsinikuga. Traditsiooniliselt loetakse karbiidid ühenditeks, milles süsinikul on suurem elektronegatiivsus kui teisel elemendil (seega ei kuulu karbiidide hulka sellised süsinikuühendid nagu oksiidid, halogeniidid jms). Karbiidid on tulekindlad tahked ained: boori ja räni (${\ce {B4C, SiC}}$), titaani, volframi ja tsirkooniumi (vastavalt ${\ce {TiC, WC, ZrC}}$) karbiidid on suure kõvaduse, kuumakindluse ja keemilise inertsusega.  

Karbiidid jagunevad järgmisteks liikideks: soolalaadsed (${\ce {CaC2, Al4C3}}$); kovalentsed (${\ce {SiC}}$-karborund); metallilaadsed (mitte-stöhiomeetrilise koostisega, nt tsementiit (${\ce {Fe3C}}$).

Nitriidid  

Nitriidid on lämmastiku ühendid vähem elektronegatiivsete elementidega, nt metallid (${\ce {AlN, Na3N, Ca3N, Zn3N}}$ jne) ja mitmed mittemetallid (${\ce {NH3, BN, Si3N4}}$). Lämmastikuühendid koos metallidega on enamasti tulekindlad ja kõrgetel temperatuuridel stabiilsed, nt Elbor. Nitriidkatted annavad toodetele kõvaduse ja korrosioonikindluse; neid kasutatakse energeetikas ja kosmosetehnikas.

Hüdriidid  

Hüdriidid on vesiniku ühendid metallide ja mittemetallidega, millel on vesinikust väiksem elektronegatiivsus. Mõnikord loetakse hüdriidid kõigi elementide ühendid vesinikuga. Kõige levinumad on binaarsed hüdriidid. Neid jagatakse kolme liiki sõltuvalt sideme laadist ühendis: ioonilised (vesinik ja leelis- või leelismuldmetall), metallilised (üleminekumetallide (siirdemetallide) või haruldaste muldmetallide hüdriidid) ja kovalentsed (molekulaarsed) (mittemetallide või Al, Be, Sn, Sb, As, Te, Ge hüdriidid).

Intermetalliidid

Metallide ühendid ehk intermetalliidid on üks neljast põhilisest metallide vahelise koostoime variandist (teised kolm on täielik puudumine, vastastikune lahustumine vedelas olekus ja eutektiline moodustumine tahkes olekus, samuti nii vedelate kui ka tahkete lahuste moodustumine mis tahes koostises). Erinevalt näiteks tahkete lahuste puhul on intermetallididele iseloomulik keerukas kristalliline struktuur, mis erineb algsete ainete struktuurist; samuti võivad neil olla füüsikalised või keemilised omadused, mis ei ole iseloomulikud nende koostisosadele puhtal kujul. Üldiselt iseloomustab intermetallide suur hulk erinevaid kristallstruktuure ja keemilisi sidemetüüpe, mis omakorda selgitab nende võimalike füüsikaliste ja keemiliste omaduste suurt hulka.

Intermetallididel, nagu ka teistel keemilistel ühenditel, on komponentide vaheline suhe fikseeritud. Intermetallididel on üldiselt suur kõvadus ja kõrge keemiline vastupidavus. Väga sageli on intermetallididel kõrgem sulamistemperatuur kui algmetallidel. Peaaegu kõik intermetalliidid on haprad, sest aatomite vaheline side võrega muutub pigem kovalentseks või iooniliseks kui metalliliseks (nt tseesiumauriidi ${\ce {CsAu}}$ puhul). Mõnel neist on pooljuhtide omadused, kusjuures mida lähemal on elementide suhe stöhhiomeetriale, seda suurem on elektritakistus. Titaannikkeliidil, on vormimälu - pärast kõvenemist saab toodet mehaaniliselt deformeerida, kuid võtab väikese kuumutamisega esialgse kuju.

Mitte-stöhhiomeetrilised ühendid  

Kuni 20. sajandi alguseni peeti aksiomaatiliseks sajandit varem esmakordselt väljendatud ja sõnastatud väidet teatavate ainete koostise püsivuse kohta. Vaatlusalust väidet nimetati samamoodi koostise püsivuse seaduseks ja ainete vastavat omadust stöhhiomeetriaks.  

Muutuv koostis on suuremal või vähemal määral iseloomulik neile ainetele, millel on kas aatomi- või iooniline struktuur. Sellisel juhul võivad kristallis esineda mitmesugused defektid - kas aatomite puudumine teatud sõlmedes või nende üleküllus sõlmedevahelistes ruumides. Näiteks raua(II)oksiidile ja sulfaadile on iseloomulik ilmne mittestöhhiomeetrilisus. On olemas teatud piirid, mille sees peetakse vastuvõetavaks kõrvalekaldeid stöhhiomeetrilisest koostisest; vastavat vahemikku nimetatakse homogeensuspiirkonnaks.  

Termodünaamika ja anorgaaniline keemia  

Alternatiivne kvantitatiivne lähenemine anorgaanilisele keemiale keskendub reaktsioonide energiatele. See lähenemisviis on väga traditsiooniline ja empiiriline, kuid see on ka kasulik. Termodünaamilistes terminites väljendatud laiad mõisted hõlmavad redokspotentsiaali, happelisust, faasimuutusi. Klassikaline mõiste anorgaanilises termodünaamikas on Born-Haberi tsükkel, mida kasutatakse elementaarsete protsesside, näiteks elektronafiinsuse energiate hindamiseks, millest osa ei ole otseselt vaadeldavad.

Mehhanistiline anorgaaniline keemia

Anorgaanilise keemia oluline aspekt keskendub reaktsiooniteedele, st reaktsiooni mehhanismidele.

Põhirühma elemendid ja lantaniidid

Rühmade 13-18 põhirühma ühendite mehhanisme arutatakse tavaliselt orgaanilise keemia kontekstis (orgaanilised ühendid on ju põhirühma ühendid). Elemendid, mis on raskemad kui C, N, O ja F, moodustavad sageli ühendeid, millel on rohkem elektrone, kui okteti reegel ennustab, nagu on selgitatud artiklis hüpervalentsete molekulide kohta. Seetõttu erinevad nende reaktsioonide mehhanismid orgaanilistest ühenditest. Süsinikust kergemad elemendid (B, Be, Li), samuti Al ja Mg moodustavad sageli elektronpuudulikke struktuure, mis on elektrooniliselt sarnased karbokatioonidega. Sellised elektronpuudulikud liigid kipuvad reageerima assotsiatiivsete radade kaudu.

Üleminekumetallide kompleksid

Üleminekumetallide ja põhirühmade ühendid reageerivad sageli erinevalt. d-orbitaalide oluline roll sidemetes avaldab tugevat mõju ligandi asendamise ja dissotsiatsiooni viisidele ja kiirustele. Neid teemasid käsitletakse artiklites koordinatsioonikeemia ja ligandi kohta.  

Üleminekumetallide mehaanilise keemia üldine aspekt on kompleksi kineetiline stabiilsus, mida illustreerib vaba ja seotud vee vahetus prototüüpilistes kompleksides. ${\ce {[M(H2O)6]^n+}}$:

${\ce {[M(H2O)6]^{n+}+ 6H2O* -> [M(H2O.)6]^{n+}+ 6 H2O}}$

kus ${\ce {H2O.}}$ tähistab isotoopidega rikastatud vett, nt ${\ce {H2 ^{17}O}}$

Redoksreaktsioonid

Üleminekuelementide puhul on valdavalt tegemist redoksreaktsioonidega. Vaadeldakse kahte liiki redoksreaktsioone: aatomi ülekandmise reaktsioonid, näiteks oksüdatiivne liitumine/reduktiivne eliminatsioon, ja elektroni ülekandmine. Põhiline redoksreaktsioon on "isevahetus", mis hõlmab degeneratiivset reaktsiooni oksüdeerija ja redutseerija vahel. Näiteks permanganaat (${\ce {MnO4}}$) ja selle ühe elektroniga redutseeritud sugulane manganaat vahetavad ühe elektroni:  

[MnO₄]⁻ + [Mn*O₄]²⁻ → [MnO₄]²⁻ + [Mn*O₄].

Anorgaaniliste ühendite iseloomustamine

Elementide mitmekesisuse ja sellest tulenevate derivaatide vastavalt erinevate omaduste tõttu on anorgaaniline keemia tihedalt seotud paljude analüüsimeetoditega. Vanemad meetodid kippusid uurima lahuste lahtiseid omadusi, nagu elektrijuhtivus, sulamispunktid, lahustuvus ja happelisus. Kvantteooria tekkimisega ja elektrooniliste seadmete vastava laienemisega on kasutusele võetud uued vahendid anorgaaniliste molekulide ja tahkete ainete elektrooniliste omaduste uurimiseks. Sageli annavad need mõõtmised teoreetiliste mudelite jaoks olulisi teadmisi. Sageli esinevad meetodid on järgmised:

• Röntgenkristallograafia: See tehnika võimaldab molekulaarstruktuuride 3D määramist.
• Erinevad spektroskoopia vormid:
  • Ultraviolettkiirgusspektroskoopia: Ajalooliselt on see olnud oluline vahend, kuna paljud anorgaanilised ühendid on tugevalt värvitud.
  • Tuumamagnetresonantsspektroskoopia: Lisaks ${\ce {^{1}H}}$ ja ${\ce {^{13}C}}$ võivad paljud teised TMR-aktiivsed tuumad (nt ${\ce {^{11}B, ^{19}F, ^{31}P, ^{195}Pt}}$) anda olulist teavet ühendi omaduste ja struktuuri kohta. Paramagnetiliste liikide NMR võib anda olulist struktuuriteavet. Prooton (${\ce {^{1}H}}$) NMR on samuti oluline, sest kerge vesiniku tuum ei ole röntgenkristallograafia abil kergesti avastatav.
  • Infrapunaspektroskoopia: Enamasti karbonüülligandide neeldumise jaoks.
  • Elektroonide tuumakaksikresonantsi (ENDOR) spektroskoopia.
  • Mössbaueri spektroskoopia.
  • Elektroni paramagnetresonantsspektroskoopia (Elektron-spin-resonants): ESR (või EPR) võimaldab mõõta paramagnetiliste metallkeskuste keskkonda.
• Elektrokeemia: Tsükliline voltammmeetria ja sellega seotud meetodid uurivad ühendite redoksaadiomadusi.

Sünteetiline anorgaaniline keemia

Kuigi mõningaid anorgaanilisi liike saab loodusest puhtal kujul, sünteesitakse enamik neist keemiatehastes ja laboris.

Anorgaanilisi sünteesimeetodeid võib liigitada üldjoontes vastavalt komponentide lenduvusele või lahustuvusele. Lahustuvaid anorgaanilisi ühendeid valmistatakse orgaanilise sünteesi meetoditega. Õhu suhtes reaktiivsete metalle sisaldavate ühendite puhul kasutatakse Schlenki liini ja kindakasti meetodeid. Lenduvaid ühendeid ja gaase töödeldakse "vaakumkollektorites", mis koosnevad klaastorudest, mis on omavahel ühendatud ventiilide kaudu. Ühendid kondenseeritakse vedela lämmastiku või muude krüogeenide abil. Tahked ained valmistatakse tavaliselt toruahjudes, kusjuures reaktiivid ja tooted suletakse mahutitesse, mis on sageli valmistatud sulatatud ränidioksiidist (amorfne ${\ce {SiO2}}$).

Vaata ka

• Orgaaniline keemia
• Bioanorgaaniline keemia
• Anorgaanilised ühendid
• Stöhhiomeetria
• Soolad
• Happed
• Alused
• Oksiidid

Allikad

1. Remy G. Anorgaanilise keemia kursus. "Mir", 1974. - 775 lk.
2. Shainberg, I.; Sumner, M. E.; Miller, W. P.; Farina, M. P. W.; Pavan, M. A.; Fey, M. V. (1989), Stewart, B. A. (toim), "Use of Gypsum on Soils: A Review", Advances in Soil Science: Volume 9 (inglise), New York, NY: Springer US, lk 1–111, DOI:10.1007/978-1-4612-3532-3_1, ISBN 978-1-4612-3532-3, vaadatud 11. mail 2024.
3. Jensen, William B. (1. veebruar 1978). "The Lewis acid-base definitions: a status report". Chemical Reviews (inglise). 78 (1): 1–22. DOI:10.1021/cr60311a002. ISSN 0009-2665.
4. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
5. C. E. Housecroft et A. G. Sharpe, , Harlow (Royaume-Uni), Prentice Hall, 2005, 2^e éd., 992 p. (ISBN 978-0-13-039913-7, veebipõhine link [arhiiv]).
6. Wells, A.F. (1984). Structural Inorganic Chemistry. Oxford: Clarendon Press.