P R O Č T Y Ř L E T Á G Y M N Á Z I A

)>

A L E Š M A R E Č E K J A R O S L A V H O N Z A

1. díl

3. opravené vydání, reprint 2005

Recenzenti:

RNDr. Petr KolorosGymnáziumnám. Fr. Křižíka, Tábor

RNDr. Iva Kubištová Gymnázium Slovanské nám. 7, Brno

Copyright ©Aleš Mareček, Jaroslav Honza, 1998 Obálka & typografie ©DaTaPrint, 1998 © N a k l a d a t e l s t v í O l o m o u c s. r. o.

ISBN 80-7182-055-5

3

Obsah

1. A to m ...............................................................111.1. Stavba jádra atomu ................................. - . . . l i1.2. Stavba elektronového obalu a to m u ...............12

1.2.1. Kvantová č ís la ...................................................... 131.2.2. Tvary a prostorová orientace orbitalů ................. 151.2.3. Znázorňování o rb ita lů .......................................... 17

Zápis orbitalů pomocíhlavního a vedlejšího kvantového čísla ............... 18

1.2.4. Výstavbový princip a jiná pravidla..................... 191.3. Stavba elektronového obalu a poloha prvku

v periodické soustavě prvků ......................... 2 2

1.3.1. Periody................................................................... 231.3.2. Skupiny .................................................................251.3.3. Zkrácený zápis elektronové konfigurace ...........26

1.4. Radioaktivita.................................................. 271.4.1. Jaderné (radioaktivní) záření............................... 281.4.2. Radioaktivní rozpady ..........................................29

Rozpad (přeměna) a ............................................29Rozpad (přeměna) (3' ..........................................29Rozpad (přeměna) (3+ ..........................................30Elektronový z á c h y t..............................................30

1.4.3. Poločas rozpadu.................................................... 311.5. Hmotnost atomu ............................................33

2. Chemická vazba ........................................352.1. Vazba kovalentní............................................352.2. Vazba polární a iontová................................. 382.3. Kovy a kovová vazba..................................... 412.4 Vazba koordinačně kovalentní.......................432.5. Slabé vazebné interakce ............................... 45

2.5.1. Van der Waalsovy s í ly ..........................................45Coulombické s íly .................................................. 46Indukční síly ........................................................ 47Disperzní s íly ........................................................ 47

2.5.2. Vazba vodíkovým můstkem ................................. 48

4

3. Látkové m n o ž s tv í...................................... 52

4. Chemické rea k ce ........................................ 554.1. K lasifikace chem ických r e a k c í ........................ 55

4.1.1. Klasifikace chemických reakcípodle vnějších změn ............................................ 55

4.1.2. Klasifikace chemických reakcípodle skupenského stavu reaktantů..................... 56

4.1.3. Klasifikace chemických reakcípodle přenášených částic ...................................... 57

4.1.4. Klasifikace chemických reakcípodle jejich tepelného zabarvení......................... 58

4.2. C hem ické r o v n ic e .................................................584.2.1. Výpočet stechiometrických koeficientů chemických

rovnic pomocí rovnic matematických................. 594.2.2. Vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic...........60

Oxidační číslo .......................................................60Oxidace a redukce................................................ 60Oxidační a redukční činidlo ................................61

4.2.3. Vyrovnávání oxidačně redukčních rovnicv iontovém tvaru ...................................................63

4.2.4. Výpočty z chemických rovnic..............................65

5. Homogenní a heterogenní s m ě s i.............685.1. R oztoky a je jich vlastnosti ................................69

5.1.1. Dělení roztoků.......................................................69Dělení roztoků podle skupenství......................... 69

Dělení roztoků podle vlastnostírozpouštěné látky.................................................. 70

5.1.2. Složení roztoků .................................................... 715.1.3. Koncentrace roztoků ............................................ 72

Hmotnostní zlomek w .......................................... 72Hmotnostní procento............................................ 73Objemové procento.............................................. 74Molámí koncentrace ............................................ 76Ředění roztoků.......................................................80

5.1.4. Koncentrace roztokůa výpočty z chemických rovnic............................82

5

6. Chemická termodynamika ..................... 86Soustava.................................................................8 6

Stavové veličiny .................................................. 8 6

6.1. Termochemie.................................................. 8 8

6.1.1. Termochemické zákony........................................89I. termochemický zákon (Laplaceův-Lavoisierův 89II. termochemický zákon (Hessův)..................... 90Standardní slučovací teplo ....................................92Standardní spalné te p lo ........................................94

7. Kinetika chemických reakcí ................... 97Teorie aktivních s rážek ........................................97

Teorie aktivovaného kom plexu......................... 1007.1. Vliv koncentrace

na průběh chemické reakce......................... 1 0 2

7.2. Vliv teploty na průběh reak ce .....................1057.3. Vliv katalyzátorů

na průběh chemické reakce ......................... 105

8. Acidobazické reakce (kyseliny a zásady) 1108.1. Arrheniova teo rie ..........................................1108.2. Neutralizace.................................................. 1128.3. Teorie Bronsted-Lowryho........................... 1128.4. Síla kyselin a zásad ......................................116

8.5. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek . . . 118

9. Hydrolýza s o l í .......................................... 122Hydrolýza kationtů ............................................ 122Hydrolýza aniontů.............................................. 123

6

1. Prvky I. s k u p in y ...................................... 1271.1. V odík.............................................................1271.2. Alkalické kovy ............................................ 132

2. Prvky II. skupiny .................................... 1362.1. Beryllium .................................................... 1362.2. H ořč ík ...........................................................1372.3. Kovy alkalických zem in ..............................139

3. Prvky III. skupiny....................................1433.1. B o r.................................................................1433.2. Hliník.............................................................1473.3. Galium, indium, thallium ........................... 150

4. Prvky IV. sk u p in y ....................................1514.1. U h lík .............................................................1514.2. Křemík .........................................................1574.3. Germanium, cín, o lo v o ................................162

5. Prvky V. skup iny ...................................... 1665.1. D usík .............................................................1665.2. Fosfor ...........................................................1705.3. Arsen, antimon, bism ut................................176

6. Prvky VI. skup iny ....................................1796.1. Kyslík ...........................................................1796.2. Síra ...............................................................1876.3. Selen, tellur, polonium ............................... 194

7. Prvky VII. sk u p in y ..................................1977.1. Výskyt a příprava halogenů ....................... 1977.2. Sloučeniny halogenů....................................200

8. Prvky VIII. skupiny 205

7

1. Chemické názvosloví ............................. 2091.1. Chemické vzorce ..........................................2091.2. Oxidační číslo ..............................................2101.3. Vaznost.......................................................... 212

2. Názvosloví anorganických sloučenin . . 2132.1. Názvosloví ox idů ..........................................213

Odvozování vzorců o x id ů ..................................214Odvozování názvů oxidů....................................215

2.2. Dvojprvkové sloučeniny v o d íku .................2152.3. Názvosloví kyselin........................................217

2.3.1. Bezkyslíkaté kyseliny ........................................2172.3.2. Kyslíkaté kyseliny.............................................. 217

Tvorba vzorců kyslíkatých kyselin ...................218Tvorba názvů kyslíkatých kyselin..................... 219Strukturní vzorce kyslíkatých kyselin...............220

2.3.3. Thiokyseliny ...................................................... 2212.3.4. Halogenokyseliny

a jiné substituované kyslíkaté kyseliny.............2 2 2

2.4. Funkční deriváty kyselin ............................. 2232.5. Atomové skupiny..........................................2232.6. Názvosloví isopolykyselin........................... 2252.7. Názvosloví hydroxidů ................................. 226

Tvorba vzorců hydroxidů ..................................226Tvorba názvů hydroxidů....................................226

2.8. Názvosloví solí ............................................2272.8.1. Názvosloví solí bezkyslíkatých kyselin .......... 227

Tvorba vzorců solí bezkyslíkatých kyselin . . . . 227 Tvorba názvů solí bezkyslíkatých kyselin . . . . 228

2.8.2. Názvosloví solí kyslíkatých k y se lin .................228Tvorba vzorců solí kyslíkatých kyselin ...........229Tvorba názvů solí kyslíkatých kyselin .............229

2.9. Názvosloví kyselých so lí............................. 2302.10. Názvosloví krystalohydrátů.........................232

Výsledky .........................................................233

R e js tř ík 237

Úvodní slovo

Válení přátelé,

kniha, kterou jste právě otevřeli, je určena studentům prvního ročníku čtyřletého gymnázia a odpovídajících ročníků víceletých gymnázií. Při přípravě textu této učebnice jsme vycházeli ze současných platných osnov. Zájemci o přírodovědné studijní obo­ry jistě uvítají, ze učební text obsahuje větší množství řešených i neřešených příkladů z různých oblastí chemie. Kniha je rozčle­něna do tří částí:

- první část knihy je věnována kapitolám z obecné chemie,- druhá část knihy obsahuje poznatky z chemie nepřechod­

ných prvků,- poslední třetí část učebního textu vznikla tak, že jsme z učiva

vyčlenili názvosloví jednotlivých skupin anorganických slouče­nin. Díky tomu máte k dispozici ucelený přehled anorganického názvosloví v rozsahu, který bývá běžně požadován u přijímacích pohovorů na vysoké školy.

Klíčová slova, umístěná na okrajích jednotlivých stran, umož­ňují rychlou orientaci v textu a pohodlné opakování učiva. Pokud znáte první vydání této knihy z roku 1995, chtěli bychom Vás upozornit, že všechny kapitoly z chemie nepřechodných prvků jsme rozšířili a doplnili nadstandardním učivem, které poznáte podle drobného písma a tenké šedé čáry na okraji textu.

Jako doplňující materiál k této učebnici, která je prvním dílem třídílného souboru, můžete využít sbírku příkladů z obecné a anorganické chemie, kterou jsme vydali v roce 1997. Bližší informace jsou uvedny na straně 241.

Závěrem nám dovolte, abychom poděkovali firmě DaTaPrint Brno, která provedla grafickou úpravu knihy a měla velké pocho­pení pro naše nemalé požadavky.

Mnoho úspěchů ve studiu Vám přejí

autoři

OBECNÁ CHEMIE

11

1. Atom

Každá látka je složena z nepatrných hmotných částic - atomů, které nelze chemickými postupy dále dělit. Fyzikové zjistili, že každý atom se skládá z kladně nabitého jádra a zá­porně nabitého obalu. V jádře atomu je soustředěna většina jeho hmotnosti.

1.1. Stavba jádra atomu

Jádro atomu je tvořeno protony, částicemi s jednotkovým kladným nábojem, a neutrony, které jsou bez náboje. Klidová hmotnost protonu a neutronu je přibližně stejná. Celkový počet protonů v jádře bývá označován jako protonové číslo a značí se písmenem Z. Zapisuje se pomocí dolního indexu před chemickou značku prvku (např. 6 C, 7 N, l6 S). Počet neu­tronů v jádře vyjadřuje neutronové číslo, které se značí písmenem N. U značky prvku se neuvádí.

Protony a neutrony tvořící jádro atomu mají společný ná­zev nukleony (z lat. nucleus = jádro) a jejich celkový počet v jádře vyjadřuje tzv. nukleonové číslo A. Nukleonové číslo je tedy rovno součtu všech protonů a neutronů v jádře:

A = Z + N

Zapisuje se obdobně jako protonové číslo -^>řed značku prv­ku, ale pomocí horního indexu (např. I2C , 3 S).

Množina atomů mající stejné protonové a neutronové číslo se nazývá nuklid. Nuklid je například libovolná množina atomů J7 CI nebo ¿8 0 .

Látka tvořená výhradně atomy se stejným protonovým číslem se nazývá prvek. Všimněte si, že definice prvku neříká nic o počtu neutronů. Z toho vyplývá, že všechny atomy dané­ho prvku musí mít stejný počet protonů, ale mohou se lišit počtem neutronů. Prvkem je tedy například soubor atomů

1 7 CI, ale také soubor tvořený směsí atomů 1 7CI a 1 7 CI. Atomy téhož prvku, které se od sebe liší pouze neutronovým číslem, se nazývají izotopy.

protonové číslo

neutronové číslo

nukleonové číslo

nuklid

prvek

izotop

12

elektron

mikročástice

Zapamatujte si, že počet protonů v jádře atomu je vždy shodný s počtem elektronů v jeho obalu. To vysvětluje, proč je atom navenek elektroneutrální.

1.2. Stavba elektronového obalu atomu

Obal atomu je tvořen částicemi, které se nazývají elektro­ny a mají jednotkový záporný náboj. Jejich klidová hmotnost je přibližně 1840krát menší než hmotnost protonu. Stavba elektronového obalu atomu podmiňuje chemické vlast­nosti každého prvku, proto sejí budeme zabývat podrobněji.

Nejdříve několik slov o samotném elektronu. Mnozí z vás si ho představují jako velmi malou kuličku, která obíhá kolem jádra po určité dráze. Tato představa má své historické opod­statnění, ale skutečnost je jiná.

Dnes již víme, že pro popis vlastností mikročástic, tedy i elektronu, nelze využít klasickou fyziku, která důsledně odděluje pojem částice (neboli korpuskule) od pojmu vlnění. Tento přístup je charakteristický tím, že za částici je považován hmotný, od okolí ostře ohraničený útvar, jehož polohu v pros­toru lze přesně určit a je možné definovat dráhu, po které se pohybuje. Vlnění je pak chápáno jako šíření vzruchu ve hmot­ném prostředí. Pro lepší představu si vzpomeňte, jakým způso­bem se pohybuje hladina vody, do níž jste vhodili kámen. Vlnění se vyznačuje přítomností ohybových (difrakčních) a interferenčních jevů.

Vědci postupně zjistili, že mikročástice mají v závislosti na typu experimentu, který je s nimi prováděn, někdy korpuskulární, jindy vlnový charakter. Proto byla připuště­na dvojakost (dualizmus) jejich chování. Pro mikročástice je tedy charakteristické, že v sobě spojují vlastnosti vlnění i hmotných částic. Z výše uvedených důvodů bylo nutné při popisu stavby elektronového obalu opustit klasickou předsta­vu o pohybu elektronů po kruhových či eliptických drahách a tyto dráhy nahradit vymezením prostoru tzv. orbitalu , ve kterém se elektron s největší pravděpodobností nachází.

* Pojem orbital nezaměňujte s pojmem orbit, který znamená dráhu.

13

Co se rozumí místem nejpravděpodobnějšího výskytu? Představte si, že chcete vymezit prostor nejpravděpodobněj­šího výskytu některého studenta ve třídě. Pro tento účel využi­jete prostorový model třídy, do kterého budete pomocí tečky v určitých časových intervalech zaznamenávat, kde se sledo­vaný student právě nachází. Nejvíce teček by asi bylo v místě, kde dotyčný sedí při vyučování, méně v uličkách, kde se o pře­stávce prochází, žádné tečky by například nebyly v prostoru kolem stropu. Pokud by pozorování probíhalo dostatečně dlouhou dobu, vznikl by z jednotlivých teček jakýsi útvar, který by bylo možné považovat za místo nej pravděpodob­nějšího výskytu sledovaného studenta ve třídě.

Nyní se vraťme zpět k elektronovému obalu atomu a k poj­mu orbital.

O rbital je definován jako část prostoru v okolí jád ra atomu, ve kterém se elektron vyskytuje s 95% pravdě­podobností.

m Otázky a úkoly

1. Objasněte pojmy: protonové číslo, nukleonové číslo, nuklid, prvek a izotop.

2. Jaký je rozdíl mezi prvkem a nuklidem?3. V atomu se vždy shoduje počet protonů s počtem .......4. Charakterizujte elektron.5. V čem spočívá dualistická povaha mikročástic?6 . Objasněte rozdíl mezi pojmy orbit a orbital.

1.2.1. Kvantová čísla

Pro názornost si elektrony tvořící obal atomu představte jako obyvatele vícepatrového domu. Pokud bychom chtěli popsat, kde některý z obyvatel bydlí, asi bychom uvedli číslo patra, o jaký byt se jedná, případně další informace. Obdob­

Rozdíl mezi orbitalem a orbitem

orbital

14

obal atomu

kvantové číslo

hlavní kvantové číslo

vedlejší kvantové číslo

magnetické kvantové číslo

ným způsobem lze popsat místo nejpravděpodobnějšího vý­skytu elektronu v obalu.

Elektrony se v elektronovém obalu atomu nacházejí v ně­kolika hladinách (vrstvách), jejichž energie s rostoucí vzdá­leností od jádra roste. Energetické hladiny můžeme přirovnat k patrům výše zmíněného domu. K popisu hladiny, ve které se elektron nachází, slouží tzv. hlavní kvantové číslo. Značí se písmenem n a může nabývat hodnot celých kladných čísel (n = 1, 2, 3 ...). Někdy se tato čísla nahrazují velkými písmeny (1 = K, 2 = L, 3 = M ...). Čím více je elektron vzdálen od jádra atomu, tím má vyšší energii a tím je hodnota n větší.

Hlavní kvantové číslo n rozhoduje o energii elektronu a rovněž o jeho vzdálenosti od jád ra . Nabývá vždy klad­ných celočíselných hodnot.

Typ orbitalů je určen hodnotou vedlejšího kvantového čísla 1 , které může nabývat hodnot od 0 až po n- 1 (například pro n = 2 je vedlejší kvantové číslo 1 rovno: 0 a 1 ).

Vedlejší kvantové číslo společně s hlavním kvantovým číslem určuje energii elektronu a rozhoduje o tvaru orbi- talu. Nabývá hodnot od 0 až po n-1.

Orientace jednotlivých orbitalů v prostoru se určuje vzhle­dem k trojrozměrnému systému souřadnic a vyjadřuje se pro­střednictvím magnetického kvantového čísla, které se značí n i | . Magnetické kvantové číslo nabývá hodnot od -1 přes nulu do + 1 (například pro 1 = 1 je magnetické kvantové číslo mj rovno: - 1 , 0 , 1 ; případně pro 1 = 2 je mj = -2 , - 1 , 0 , 1 , 2 ).

Několik příkladů:

kvantová čísla

hlavní n vedlejší 1 magnetické m i1 0 0

20 0

1 -1 ,0 ,1

30 01 -1 ,0 ,1

2 -2,-1, 0 ,1 ,2

15

Magnetické kvantové číslo ni| udává orientaci orbitalu v prostoru. Nabývá hodnot od -1 přes nulu do +1.

Poslední kvantové číslo se nazývá spinové a značí se ms (spin z angl. vír, rotace). Spinové kvantové číslo popisuje zvláštní vlastnost částice, která v oblasti klasické mechaniky nemá obdoby. Touto vlastností je tzv. vnitřní moment hybnosti. Jeho působení na okolí si lze velmi přibližně představit jako účinky rotující nabité kuličky. Podrobnější objasnění pojmu spin přesahuje rámec této knihy. Spokojíme se proto s konsta­továním, že spinové kvantové číslo ms může nabývat pouze dvou hodnot: plus nebo minus jedna polovina.

Spinové kvantové číslo ms nabývá hodnot + 1/2 a -1/2.

Souborem čtyř kvantových čísel je možno jednoznačně charakterizovat kterýkoli elektron v obalu atomu. Tento fakt vyjadřuje Pauliho princip výlučnosti: V atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly všechna čtyři kvan­tová čísla stejná.

1.2.2. Tvary a prostorová orientace orbitalů

Vraťme se ještě k vedlejšímu kvantovému číslu 1. Víme, že kromě energie elektronu určuje také tvar orbitalu, tedy místa nejpravděpodobnějšího výskytu elektronu. Orbital, jehož 1 = 0, se označuje jako orbital s. Má tvar koule, jejíž polo­měr se s rostoucí hodnotou n zvětšuje. Každá hladina (vrstva) elektronového obalu obsahuje pouze jeden orbital s.

z z

2s 3s

Pro 1 = 1 je charakteristické, že v každé hladině elektro­nového obalu jsou tři orbitaly typu p. Vyplývá to z počtu hodnot magnetického kvantového čísla (mi = -1,0, 1). Magne­tické kvantové číslo m| rozhoduje také o orientaci orbitalů p

spinové kvantové číslo

orbital s

grafické znázornění orbitalů s

orbitaly p

16

grafické znázornění orbitalů p

degenerovanéorbitaly

orbitaly d

grafické znázornění orbitalů d

v prostoru. Všechny tři orbitaly typu p mají stejnou energii, ale liší se prostorovou orientací. Takovéto orbitaly se označují jako degenerované.

Py

Zapamatujte si, že degenerované orbitaly mají stejnou hodnotu hlavního a vedlejšího kvantového čísla (tedy stej­nou energii) a liší se v čísle magnetickém.

Hodnotě 1 = 2 odpovídá pět hodnot magnetického kvanto­vého čísla (mi = -2 , - 1 , 0 , 1 , 2 ) a také pět různých orbitalů, které se označují jako orbitaly typu d. Orbitaly d jsou opět degenerované - mají stejnou energii a liší se prostorovou orientací.

17

Pro vedlejší kvantové číslo 1 = 3 nabývá rri| sedmi různých hodnot (m! = -3, -2, -1 ,0,1,2,3). To znamená, že existuje sedm energeticky rovnocenných orbitalů, lišících se prostorovou orientací. O těchto orbitalech, označovaných jako orbitaly f, se zmíníme později, ale jejich tvary si zde uvádět nebudeme.

1.2.3. Znázorňování orbitalů

Znázorňování orbitalů pomocí prostorových tvarů je velmi zdlouhavé a graficky náročné. Proto byly zavedeny následující postupy:

Zápis orbitalů pom ocí rám ečků

- všechny orbitaly se znázorňují stejně velkými rámečky- jestliže jsou orbitaly degenerovány, odpovídající počet rá­

mečků (3 pro orbitaly typu p, 5 pro d a 7 pro f) se spojí do jednoho celku

s p d f

□ u n n r m i i -i n n i

- jednotlivé elektrony se znázorňují pomocí šipek, umístě­ných v příslušném rámečku.

Příklad 1: Zapište, že v orbitalů s je jeden elektron.

Řešení:

Předpokládejme, že v jednom orbitalů jsou dva elektrony lišící se spinem. Tuto skutečnost lze zapsat dvěma opačně orientovanými šipkami umístěnými v rámečku, znázorňujícím daný orbital.

Příklad 2: Zapište, že v orbitalů s jsou dva elektrony lišící se spinem.

Řešení:

chybně správně

orbitaly f

zápis orbitalů pomocí rámečků

18

způsob zápisu obsazování orbitalů

elektrony

Zápis orbitalůpom ocí hlavního a vedléjšího kvantového čísla

Jednotlivé orbitaly je také možné zapsat s využitím hodnot hlavního a vedlejšího kvantového čísla.

- Hlavní kvantové číslo n se zapisuje velkou arabskou číslicí a za ní se malým písmenem (s, p, d, 0 vyznačí typ orbitalů, určený vedlejším kvantovým číslem l.

vedlejší kvantové číslo 1 0 1 2 3

typ orbitalů s P d f

- Počet elektronů v orbitalech se zapisuje pomocí exponentu. Například zápis ls 2 (čte se „jedna es dva“) říká, že v orbi- talu typu s ( 1 = 0 ) první vrstvy (n = 1 ) se nachází dva elektrony.

WNÍ POČETTOVÉ

SÍSLO ■'ť S : i ' -

fůTYPORBITALŮ

Příklad 1: Zapište, že v orbitalů 3s se nachází dva elektrony, v orbitalů3d jeden elektron a v orbitalů 4f pět elektronů.

Řešení: 3s2 3d‘ 4f5

- Zápis orbitalů s využitím hlavního a vedlejšího kvantového čísla se používá buď samostatně (1 s, 3p, 4d) nebo doplňuje výše uvedené „rámečky“.

Příklad 2: Zapište pomocí rámečků orbitaly 2s, 3p a 4d.

Řešení: _ . ,2s 3p 4d

□Příklad 3: Zapište s využitím rámečků, že v orbitalů 3p je jeden elek­tron.Řešení: 0

T

19

m i Otázky a úkoly

1. Kolik kvantových čísel je třeba k jednoznačnému popisu určitého elektronu v obalu atomu? Vyjmenujte je.

2. Objasněte funkci jednotlivých kvantových čísel a vysvětlete, jakých hodnot mohou nabývat.

3. Rozhodněte, jakých hodnot může nabýt vedlejší kvantové číslo 1, je-li a) n = 1, b) n = 3, c) n = 5.

4. Degenerované orbitaly mají:a) stejnou hodnotu n, 1, mib) stejnou hodnotu n, I a liší se v mic) stejnou hodnotu n, ale musí se lišit v 1

5. Popište tvary orbitalů s, p a d a určete jejich počet.6 . Zapište pomocí rámečků orbitaly 3s, 3d, 4f, 2p.7. Zapište pomocí rámečků, že v orbitalech 3p se nachází

a) 1 elektron, b) 6 elektronů.8 . Zapište pomocí hlavního a vedlejšího kvantového čísla, že v orbi­

talech a) 3d se nachází 6 elektronů, b) 4p se nachází 5 elektronů,c) 5f se nachází 7 elektronů.

1.2.4. Výstavbový princip a jiná pravidla

V předchozí kapitole jsme se blíže seznámili s orbitaly a nyní si uvedeme a vysvětlíme pravidla, která popisují, jakým způsobem je elektronový obal zaplňován elektrony:

1. V jednom orbitalu mohou být maximálně dva elektro­ny, lišící se hodnotou spinového kvantového čísla.

2. V degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po zaplnění každého orbitalu jedním elektro­nem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin.V tomto případě má systém nejnižší energii, a je proto nejstabilnější.

Prohlédněte si následující zápisy, které znázorňují obsazení orbitalů 2 p třemi, čtyřmi, případně pěti elektrony:

2P > 2P . 2P . 2P

Ti l T T T ti ti T' ^ i- r > ja b c d

Zápis b a d je správný, protože elektronový pár vznikl ažpo zaplnění každého degenerovaného orbitalu jedním elektro­

Pauliho princip výlučnosti

Hundovopravidlo

20

pravidlo n + l

výstavbovýprincip

nem a nesparované elektrony mají stejný spin (šipky mají stejnou orientaci). Zbývající zápisy jsou chybné. V případě a vznikl elektronový pár dříve, než byly zaplněny všechny dege­nerované orbitaly jedním elektronem, a v případě c mají nespárované elektrony různý spin.

3. Orbitaly s energií nižší se zaplňují elektrony dříve nežorbitaly s energií vyšší.

Energie orbitalů se zvyšuje s rostoucí hodnotou součtu hlavního (n) a vedlejšího kvantového čísla (1). Jestliže mají dva různé orbitaly stejný součet n +1 (například pro orbital 3s a 2p je součet n +1 roven 3), potom je rozhodující hodnota hlavního kvantového čísla. Orbital, jehož hodnota n je menší, má nižší energii a proto se zaplní elektrony dříve. (V našem případě orbital 2 p).

Příklad 1: Rozhodněte, který z uvedených orbitalů: 3s, 3p, a 2p má nejvyšší (nejnižší) energii.

Řešení: Pro orbital 3s je součet n + 1 roven 3, pro 3p = 4 a pro 2p = 3. Z toho vyplývá, že nejvyšší energii má orbital 3p a nejnižší 2p (orbital 2p má v porovnání s orbitalem 3s nižší hodnotu hlavního kvantového čísla).

Nyní na základě pravidla „n + 1“ zapíšeme jednotlivé orbi­taly v pořadí, v jakém budou postupně zaplňovány elektrony:

ls 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p

Uvědomte si, že například orbitaly 3d, které jsou součástí 3. vrstvy elektronového obalu (n = 3) se v porovnání s orbitaly 4s (n = 4) zaplňují elektrony později, i když čtvrtá vrstva má v porovnání se třetí vyšší energii. Je to něco podobného, jako když majitel domu povolí obsadit pětipokojový byt ve třetím patře (orbital 3d) teprve tehdy, až bude mít obsazen jedno- pokojový byt ve čtvrtém patře (orbital 4s). Je třeba pochopit, že výše uvedený zápis udává pouze pořadí, v jakém jsou orbi­taly 3d a 4s zaplňovány elektrony. (Byt v domě také nemění svoji polohu vzhledem k pořadí, v jakém byl obsazen.)

21Příklad 2: Napište elektronovou konfiguraci atomu fluoru

Řešení: Atom fluoru má v jádře 9 protonů a v elektronovém obalu 9 elektronů. S využitím všech pravidel o zaplňování orbitalů můžeme psát;

9F: ls 2 2s2 2p5

nebo

1 s 2 s 2p

F: i U Ú t l í

Příklad 3: Napište elektronovou konfiguraci atomu, který má v jádře 6 protonů.

Řešení: Šest protonů v jádře, a tedy šest elektronů v obalu, má atom uhlíku ( (,C):

6C: ls2 2s2 2p2

nebo

1 s 2 s 2p

C: 1 Ti T T

Příklad 4: Určete, kolik orbitalů se nachází ve třetí vrstvě elektronového obalu.

Řešení: Jedná se o třetí vrstvu elektronového obalu - hlavní kvantové číslo je tedy rovno 3. Dále odvodíte vedlejší a magnetické kvantové číslo:

1 = 0 (orbital s) 1 = 1 (orbital p) 1 = 2 (orbital d)

mi = 0

mi = - 1 , 0 , 1

mi = -2 , - 1 , 0 , 1 , 2

Z uvedeného vyplývá, že ve třetí vrstvě elektronového obalu je 9 orbitalů (v každém mohou být 2 elektrony, které mají opačný spin).

Obdobným postupem (viz příklad 4) lze odvodit počty orbitalů a elektronů i v dalších vrstvách elektronového obalu. Z takto získaných výsledků jsou odvozeny následující obecné vztahy:

- počet orbitalů v každé vrstvě elektronového obalu je dán vztahem n2 (n je hodnota hlavního kvantového čísla)

2- maximální počet elektronů ve vrstvě určuje vztah 2n (n je hodnota hlavního kvantového čísla)

3 Otázky a úkoly

periodický zákon

1. Rozhodněte, který z následujících zápisů je správný, a svoje tvrzení zdůvodněte: a) 2s3, b) 2d4, c) 4p6.

2. Jak zní Pauliho princip výlučnosti?3. Určete, které z následujících zápisů jsou správné:

a) n=2 1=2, mi= 1; b) n=3,1=0, mi=-1; c) n= 1, 1=0, mi=0d) n=3,1=2, mi=0; e) n=l, 1=0, mi= 1; f) n=2,1=-1, m=0

4. Hodnotě 1 = 1 odpovídají orbitaly ty p u ......

5. Zapište, že:a) v orbitalech p třetí vrstvy se nacházejí dva elektronyb) v orbitalech d čtvrté vrstvy se nachází pět elektronůc) v orbitalech s třetí vrstvy se nacházejí dva elektrony

a v orbitalech p téže vrstvy čtyři elektrony6 . O čem rozhoduje pravidlo n + 1 ?7. Rozhodněte, které z orbitalů se zaplní dříve:

a) 3s nebo 3p; b) 4s nebo 3p; c) 4p nebo 3d;d) 4s nebo 3d; e) 4f nebo 5d; f) 5p nebo 6 s; g) 6 s nebo 4f; h) 4d nebo 5p; i) 5d nebo 6 p

8 . Napište elektronové konfigurace následujících prvků:|7C1, «O, 5B, 3sBr, 15P, 33AS.

1.3. Stavba elektronového obalu a poloha prvku v periodické soustavě prvků

Periodická soustava prvků (periodická tabulka) je gra­fickým vyjádřením periodického zákona:

Vlastnosti prvků se periodicky mění v závislosti na vzrůstajícím protonovém čísle.

Nyní si vysvětlíme, jak souvisí stavba elektronového obalu atomu s polohou daného prvku v periodické tabulce a s jeho chemickými vlastnostmi.

Periodická soustava prvků je rozdělena do vodorovných řad a svislých slouců. Vodorovné řady se nazývají periody a svislé sloupce skupiny.

231 2 13 14 15 16 17 18I II III IV V VI VII VIII

1 1 2H He

2 3 4 5 6 7 8 9 10Li Be B C N 0 F Ne

3 11 12 13 14 15 16 17 18Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 AI Si P S Cl Ar

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd ln Sn Sb Te I Xe

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bl Po At Rn

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109Fr Ra Lr UnqUnp Unh Uns Uno Une

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70Lanthanoidy ' La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

\ 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102Aktinoidy \ Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

1.3.1. Periody

Pořadové číslo periody je totožné s hlavním kvantovým číslem poslední obsazované vrstvy.

V první periodě (n = 1) se nacházejí dva prvky - vodík periody a helium. Je tomu tak proto, že hlavnímu kvantovému číslu n = 1 přísluší jediná hodnota vedlejšího kvantového čísla 1 (1 = 0). Z toho vyplývá, že první vrstva elektronového obalu obsahuje pouze jeden orbital typu s. K jeho úplnému obsazení jsou třeba dva elektrony.

Druhá perioda (n = 2) obsahuje celkem osm prvků. Tyto prvky mají zcela zaplněnou první vrstvu ( 2 elektrony v orbi- talu ls). Zbývající elektrony jejich obalů se nacházejí v orbi- talech poslední (v tomto případě druhé) vrstvy. Lithium a be­rylium mají své elektrony v orbitalu 2 s, zbývajících šest prvků (B, C, N, O, F, Ne) doplňuje elektrony i do orbitalů 2p, které mají v porovnání s orbitalem 2 s vyšší energii.

* Pokud máte problémy s pochopením učiva, zopakujte si pravidla, která popisují zaplňovaní elektronového obalu elektrony.

d-prvky

prvky přechodné

s-prvky

p-prvky

f-prvky

Atomy prvků třetí periody (n = 3) mají své elektrony v orbitalech ls, 2s, 2p, 3s a 3p. Nej vyšší energii mají orbitaly 3p, které jsou společně s orbitaly 3s součástí třetí vrstvy elek­tronového obalu.

Ve čtvrté periodě (n = 4) je situace složitější. V předchá­zející kapitole jsme si vysvětlili, že elektrony draslíku a vápní­ku zaplňují orbital 4s, který je součástí poslední (čtvrté) vrstvy elektronového obalu. Pak následuje deset prvků (od skandia až po zinek), jejichž elektrony vstupují do orbitalů 3d. Tyto tzv. d-prvky doplňují elektrony do předposlední vrstvy elek­tronového obalu, a jsou proto označovány jako prvky pře­chodné. Za zinkem následuje dalších šest prvků (od galia až po krypton), které doplňují elektrony do orbitalů 4p, které jsou opět součástí poslední (čtvrté) vrstvy.

Stavba elektronového obalu prvků páté periody (n = 5) je obdobná jako u prvků periody čtvrté.

Prohlédněte si periodickou tabulku umístěnou na násle­dující straně a zapamatujte si, že s-prvky (prvky obsazující s orbitaly) se nacházejí v I. a II. skupině periodické soustavy prvků (výjimku tvoří helium). V posledních šesti skupinách, označených římskými čísly III až VIII jsou umístěny p-prvky, tedy prvky, které doplňují elektrony do p orbitalů. Prvky s a p bývají označovány jako prvky nepřechodné. Přechodné d-prvky se nacházejí (počínaje čtvrtou periodou) ve střední části tabulky.

Šestá (n = 6) a sedmá (n = 7) perioda obsahuje kromě nepřechodných a přechodných prvků také prvky vnitřně pře­chodné (f-prvky), které doplňují elektrony do orbitalů f.V každé periodě jich je 14. V šesté periodě následují za lantha- nem a v sedmé za aktiniem a podle těchto prvků získaly spo­lečné názvy: lanthanoidy a aktinoidy. Vnitřně přechodné prvky doplňují elektrony do vrstvy s hlavním kvantovým čís­lem o dvě jednotky nižším, než je pořadové číslo periody, v níž se nacházejí.

Pro větší přehlednost se lanthanoidy a aktinoidy z přísluš­ných period vyčleňují a uvádějí se jako dvě samostatné řady umístěné ve spodní části periodické soustavy prvků. Pokud bychom tyto prvky začlenili do period, prodloužili bychom periodickou tabulku o 14 skupin. Chemie vnitřně přechodných

25prvků přesahuje rámec této učebnice, a proto se o nich až na výjimky nebudeme zmiňovat.

1 2 13 14 15 16 17 18

1

I

1

H

n □ nep řechodné

□ p řechodné

C3 vnitřně přechodné

ni IV V VI VII VIII

2

He2 3

Li4

Be5

B6

C7

N8

0

9

F10

Ne3 11

Na12

Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1213

AI14

Si15

P16

S17

Cl18MAr

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd ln Sn Sb Te I Xe6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn7 87

Fr88

Ra103

Lr104

Unq105

Unp106

Unh107

Uns108

Uno109

Une

1.3.2. Skupiny

Svisle je periodická soustava prvků rozdělena do 18 sku- skupinypin, které jsou označeny arabskými čísly 1 až 18. Skupiny nepřechodných prvků mají navíc římská čísla I až VIII, která zároveň udávají počet elektronů v poslední vrstvě. V každé skupině jsou pod sebou seřazeny prvky, které mají stejné počty elektronů v poslední, případně v předposlední vrstvě elektronového obalu, což má za následek podobné chemic­ké vlastnosti těchto prvků.

Chemické vlastnosti prvků určují tzv. valenční elektrony. valenčníJsou to elektrony s nejvyšší energií a nacházejí se: elektrony- u nepřechodných prvků v orbitalech ns a np- u přechodných prvků v orbitalech ns a (n-l)d- u vnitřně přechodných prvků v orbitalech ns a (n-2)f,

případně i v orbitalech (n-l)d

Pro jednotlivé skupiny prvků se často používají názvy, jejichž základem je číslo skupiny (prvky prvé skupiny apod.).

26

skupinové názvy prvků

elektronovýoktet

Kromě toho se pro některé příbuzně prvky umístěné v téže skupině používají tzv. názvy skupinové.Například:

Alkalické kovy Li Na K Rb Cs FrKovy alkalických zemin Ca Sr Ba RaChalkogeny O S Se Te PoHalogeny F Cl Br I AtVzácné plyny He Ne Ar Kr Xe Rn

Poslední vrstva elektronového obalu může obsahovat maximálně 8 elektronů (ns2np6). Výjimku z tohoto pravidla tvoří pouze vrstva s pořadovým číslem 1 , ve které mohou být maximálně dva elektrony. Zcela zaplněná poslední vrstva je charakteristická vysokou stabilitou. Proto všechny prvky, které mají v poslední vrstvě elektronového obalu osm elektro­nů (respektive dva u He) jsou velmi stabilní - nereaktivní. Několik příkladů:

21. vrstva He: ls2. vrstva Ne: ls 2 2s2 2p6

3. vrstva Kr: 1 s2 2s2 2p6 3s~3p6 atd.

Uvedené prvky patří mezi prvky VIII. skupiny, které jsou známé pod skupinovým názvem vzácné neboli inertní plyny.

1.3.3. Zkráceny zápis elektronové konfigurace

Při tomto způsobu zápisu se uvádí jen obsazení těch orbi- talů, které má daný atom navíc proti atomům předcházejícího vzácného plynu. Například: elektronové uspořádání v ato­mech prvků 4. periody se zapisuje s využitím argonu, který je posledním prvkem třetí periody.

Příklad 1: Napište elektronovou konfiguraci vápníku

Řešení:a) nezkrácený zápis: 2<>Ca: 1 s22s22p63s23p64s2

b) zkrácený zápis: 2<>Ca: [|gAr]4s"

20Ca. [18Ar] T i

27

Příklad 2: Napište konfiguraci elektronového obalu atomu fluoru a ur­čete počet jeho valenčních elektronů.

Řešení: Fluor je prvek druhé periody (n = 2), patří mezi nepřechodné prvky:

9F: [2HeJ2s22p5

Atomy fluoru mají sedm valenčních elektronů, umístěných v orbi- talech 2 s a 2 p.

Otázky a úkoly

1. Zkráceným zápisem zaznamenejte elektronovou konfiguraci násle­dujících prvků: 7N, 19K, 32Ge, 22TÍ, 2sNi, |6S

2. Vysvětlete pojem valenční vrstva.3. Jak zní periodický zákon?4. Které z uvedených prvků jsou nepřechodné: Ge, Te, O, Ti, Os, Sn,

Ce, Ca, U, B?5. Kde se v periodické tabulce prvků nacházejí s- a kde p- prvky?6 . Vysvětlete následující pojmy: valenční elektron, prvky přechodné,

nepřechodné a vnitřně přechodné.7. Vysvětlete, proč jsou prvky VIII. skupiny velmi stabilní.

1.4. Radioaktivita

V přírodě se vyskytují atomy, jejichž jádra jsou nestabilní a samovolně se přeměňují. Jejich přeměnou vznikají jádra jiných prvků a uvolňuje se neviditelné záření. Tento proces se označuje jako radioaktivita.

Důležitým faktorem, který rozhoduje o tom, zda bude daný nuklid stabilní nebo nestabilní, je poměr počtu neu­tronů N k počtu protonů Z. U prvků s protonovým číslem Z < 20 jsou nej stabilnější ta jádra, u nichž je podíl N : Z ro­ven 1. Se zvyšujícím se protonovým číslem poměr N : Z pro stabilní nuklidy postupně roste až do hodnoty 1,5. Závislost počtu neutronů vyskytujících se ve stabilních jádrech pří­rodních nuklidů na protonovém (atomovém) čísle vyjadřuje následující graf. Někdy bývá tato závislost označována jako řeka stability.

radioaktivita

řeka stability

částice a

částice (3

záření y

protonové číslo Z

1.4.1. Jaderné (radioaktivní) záření

Rozpad nestabilních jader bývá provázen uvolňováním (eliminací) některých částic z prostoru jádra. Existují tri zá­kladní druhy jaderného záření: alfa (a), beta ((3) a gama (y).

Záření (a) je tvořeno částicemi (a). Jsou to kladně nabitá jádra helia složená ze dvou protonů a dvou neutronů ( 2 He). Toto záření má velmi malý dosah a zachytí ho i papír nebo tenká hliníková fólie.

Záření (p) se dělí na P+ a fT. Záření P~je tvořeno proudem záporně nabitých elektronů ^e . Má větší pronikavost než záření a. Záření p+je tvořeno kladně nabitými pozitrony +|e.

Záření (y) je elektromagnetické vlnění s velmi krátkou vlnovou délkou a vysokou energií. (Energie záření je nepřímo úměrná vlnové délce.) Záření y se svými vlastnostmi podobá rentgenovému záření a často se používá k podobným účelům. Z uvedených typů záření je nejpronikavější. Jen pro vaši před­stavu: vrstva olova silná 1,3 cm pohltí přibližně 50% zářenígama.

29*

Radioaktivita je schopnost některých atomových jader samovolně se rozpadat a přitom vysílat záření.

Seznámili jsme se s jednotlivými druhy jaderného záření a nyní se budeme věnovat samotným radioaktivním rozpadům.

1.4.2. Radioaktivní rozpady

Rozpad (přem ěna) a

Rozpad a je typický pro přeměny jader těžkých prvků. Z jádra je vymrštěna částice 2 He, a tak vzniká jádro prvku, který má nukleonové číslo A o čtyři jednotky a protonové číslo Z o dvě jednotky menší než původní jádro. Je zřejmé, že rozpadem vzniklý nuklid je v periodické soustavě prvků posunut vzhledem k původnímu jád ru o dvě místa vlevo. Celý děj vyjadřuje následující obecná rovnice:

A-«r A 4-«t- 4*y \/x| * * 226^ 222»~n ^ttzX —» z-2 * + 2 ^ e přiklad: 8 8 Ra —> 8 6 Rn + 2He

Rozpad (přem ěna) p

Rozpad (5-je charakteristický pro jádra nuklidů, která vybo­čují z „řeky stability“ svým počtem neutronů (např. ]H).V tomto případě se některý z neutronů může přeměnit na pro­ton a elektron. Proton zůstává v jádře, elektron jádro opouští.

1 v 1 , 00n —> ip + _je

Jádro vzniklé rozpadem ((3~) má o jeden proton více. Vzni­ká nuklid, který je v periodické tabulce vzhledem k původ­nímu prvku posunut o jedno místo vpravo. Celý děj může­me vyjádřit následující obecnou rovnicí:

zX —> z+)Y + !!|e příklad: —> 9 2 *U + ^ e

* Je třeba rozlišovat mezi radioaktivitou přirozenou a umělou. Přirozená je vlastností nestabilních nuklidů vyskytujících se v přírodě. Umělou radioakti­vitou se rozumí samovolný rozpad uměle připravených nuklidů, které se v přírodě nevyskytují. Tyto nuklidy je možné připravit ve speciálních labo­ratořích ostřelováním stabilních jader částicemi alfa, neutrony apod.

přirozená a umělá radioaktivita

přeměna a

přeměna (3

30

přeměna (3+

elektronovýzáchyt

Záření a a (3 bývá provázeno zářením y. Nově vzniklé jádro se tímto způsobem zbavuje přebytečné energie.

Rozpad (přem ěna) (3+

Některé uměle připravené nuklidy vybočují z „řeky stabi­lity“, protože jejich jádra mají relativní nadbytek protonů.V těchto případech může dojít k přeměně některého z protonů na neutron a pozitron. Popsanou jadernou přeměnu vyjadřuje následující jednoduchá rovnice:

i i , oiP on + +ie

Pozitron opouští jádro a velmi rychle zaniká rekombinací s elektronem za vzniku fotonů. Při rozpadu (3+ vzniká nu- klid, který je v periodické tabulce posunut o jedno místo vlevo. Celý proces přeměny jádra je možné vyjádřit obecnou rovnicí:

A v , 0 - , 3 0 ^ v 30c . , 0ZX —> z-iY + +ie příklad: 1 5 P —> 1 4 S1 + +ie

Elektronový záchyt

Přebytek protonů, diskutovaný v předcházejícím případě, může být odstraněn i tak, že proton, který je součástí jádra, zachytí některý elektron z elektronového obalu. Podle toho, ze které vrstvy byl elektron zachycen, je možné hovořit o záchytu K, záchytu L apod. (Jednotlivé vrstvy obalu se někdy označují písmeny K, L, M ... , přičemž nejblíže jádru je vrstva K.) Probíhající děj vyjadřuje rovnice:

o . 1-ie + 1P -> on

Celý proces přeměny jádra vyjadřuje následující obecná rovnice:

e.z.A AZX —> 2 - 1 Y e.z. = elektronový záchyt

Elektronovým záchytem vzniká nuklid, který je v pe­riodické tabulce, vzhledem k původnímu prvku, posunuto jedno místo vlevo.

31

1.4.3. Poločas rozpadu

Jistě vás napadlo, jak dlouho může trvat, než se přemění (rozpadne) určité množství radioaktivní látky. Vlastní přemě­na jednoho jádra proběhne velmi rychle, ale tento děj nenastá­vá u všech jader současně. Určit, které jádro a v kterém okam­žiku se rozpadne, zatím nedovedeme. Z tohoto důvodu byla zavedena veličina zvaná poločas rozpadu.

Poločas rozpadu (xVz) je doba (časový interval), za kte­rou se rozpadne polovina přítomných jader radioaktivní­ho nuklidu.

Poločas rozpadu je nezávislý na původním množství ra­dioaktivní látky a není možné ho ovlivnit změnou vnějších faktorů, například zvýšením teploty. Závisí výhradně na da­ném nuklidu a je pro něj stálou, konstantní veličinou.

poločas rozpadu

schematické znázornění časového průběhu radioaktivní přeměny

Po uplynutí deseti poločasů rozpadu je radioaktivní látka prakticky „vymřelá“. Po této době je v soustavě méně než tisícina původních atomů. (Označíme-li původní množství ra­dioaktivních atomů B0 - viz obr. - je množství atomů po uplynutí deseti poločasů rozpadu rovno Bq/1024.)

Poločasy rozpadu jednotlivých nuklidu jsou rozdílné. Například polonium g^Po má poločas rozpadu velmi krátký, pouze 3.10 s. Nejdelší poločas rozpadu mají thorium go^h (13,9 miliard let), uran 9 9 8U (4,5 miliard let) a uran 9 2 5 U(710 miliónů let). Tyto tři nuklidy jsou základem tří přírodních rozpadových řad. Rozpad každého z nich zahajuje řetěz pře­měn, v jehož průběhu postupně vzniká řada radioaktivních nuklidů s různě dlouhým poločasem rozpadu. Výchozí nukli­dy všech tří rozpadových řad mají podstatně delší poločasy rozpadu než vznikající sekundární radionuklidy, a proto se mezi jednotlivými členy každé rozpadové řady ustavila trvalá

radioaktivní rozpadové řady

určování stáří archeologických

nálezů

radioaktivní rovnováha. Všechny tři přírodní rozpadové řady jsou zakončeny stabilními nuklidy olova.

Kromě tří přirozených radioaktivních rozpadových řad existuje ještě čtvrtá - umělá, která začíná uměle připraveným radioaktivním neptuniem 9 3 Np a končí stabilním izotopem bismutu 2 3 9 Bi.

Uvedené poznatky o nestabilních jádrech a poločasu rozpa­du se využívají například při určování stáří některých archeo­logických nálezů. Nejznámější je tzv. radiouhlíková metoda.

Povězme si o této metodě více. Začneme u oxidu uhli­čitého, který je nedílnou součástí atmosféry. Tento plyn má ve své molekule vázaný atom uhlíku, který je v průběhu rozma­nitých biochemických reakcí zabudováván do organických sloučenin, které tvoří podstatu rostlinných a živočišných těl. Přírodní uhlík je tvořen třemi izotopy: 1 2 C, I3C a 1 4 C. Izotop l4C je radioaktivní (poločas rozpadu 5 730 let) a v po­rovnání s izotopem I2C je v přírodě podstatně méně zastou­pen. Poměr izotopů uhlíku v atmosféře je dlouhodobě kon­stantní. Z toho vyplývá, že živé organizmy mají ve svém těle všechny tři izotopy uhlíku ve stále stejném poměru. Pokud organizmus odumře, přísun uhlíku, a tím i izotopu C, se zastaví. Radioaktivní izotop se rozpadá a poměr mezi stabilní­mi izotopy a 14C se zákonitě zvětšuje.

Bylo zjištěno, že v lg uhlíku izolovaného z živého orga­nizmu proběhne 16 radioaktivních rozpadů za minutu. Jestliže organizmus odumře, počet rozpadů ve stejném vzorku klesá. Za 5 730 let (poločas rozpadu 1 4C) bychom zjistili, že v 1 g uhlíku proběhne 8 rozpadů za minutu. Nebo jinak: jestliže zjistíme, že v 1 g uhlíku obsaženém ve zbytcích kostry pro­běhnou 4 rozpady za minutu, tak víme, že kostra je stará přibližně 11 400 let.

33

Otázky a úkoly

1. Objasněte pojem radioaktivita.2. Jaký je rozdíl mezi přirozenou a umělou radioaktivitou?3. Při a rozpadu se:

a) A zmenší o 2 jednotky a Z o 4 jednotkyb) A zmenší o 4 jednotky a Z o 2 jednotkyc) z jádra atomu uvolní elektrond) nezmění počet nukleonů v jádře atomu

4. Objasněte princip přeměny p~.5. S využitím periodické tabulky prvků doplňte následující rovnice:

a) ^&Fe -» ... + 2jeb) ... -> + ^ 6H f+ |H ec) ) l2Pt -> jg8O s+ ...

6. Definujte poločas rozpadu.7. Které izotopy jsou základem radioaktivních rozpadových řad?8. Který izotop uhlíku se používá při určování stáří archeologických

nálezů organického původu?

1.5. Hmotnost atomu

Skutečné hmotnosti atomů jsou velmi malé. Například atom nejlehčího prvku, vodíku, má klidovou hmotnost 1,67348 . 10 “ kg. Počítat s obdobnými čísly by bylo velmi nepohodlné. Proto byly zavedeny relativní atomové hmot­nosti. Základem pro jejich určení je atomová hmotnostní konstanta, která byla definována jako 1/12 skutečné hmot­nosti atomu nuklidu uhlíku 12C.

m = m(_ Q = j 6 6 0 5 7 10-27 k 12

Relativní atomová hmotnost (Ar) kteréhokoliv prvku je definována jako poměr skutečné hmotnosti atomu k ato­mové hmotnostní konstantě mu.

Ar(zAX) = ^ kg

Ar( £X) = relativní atomová hmotnost prvku X m( ÉX) = skutečná hmotnost atomu X mu = atomová hmotnostní konstanta

atomováhmotnostníkonstanta

relativní atomová hmotnost

34

relativnímolekulová

hmotnost

Relativní atomové hmotnosti prvků jsou bezrozměrná čísla (to znamená, že nemají jednotky), která vyjadřují, ko­likrát je atom daného prvku těžší než 1/12 hmotnosti ato­mu nuklidu uhlíku 1 2 C.

Relativní hmotnosti protonu a neutronu se blíží jedné, proto téměř všechny známé nuklidy mají relativní atomovou hmotnost blízkou celým číslům. Relativní atomové hmotnosti mnohých prvků se však od celých čísel výrazně liší. Například relativní atomová hmotnost chloru má hodnotu 35,453. Vysvětlení je snadné. Přírodní chlor je směsí dvou izotopů ( 35C1 - 75,53% a 37C1 - 24,47%), které vzhledem k různému počtu neutronů mají různou hmotnost. Hodnota uvedená v periodické tabulce na tuto skutečnost reaguje a je dána procentním zastoupením obou izotopů v přírodní směsi. Tabelární hodnota se označuje jako střední relativní atomová hmotnost a lze ji vypočítat tak, že relativní atomové hmotnosti jednotlivých izotopů vynásobíme jejich hmotnost­ním zlomkem ve směsi a sečteme je. Jako příklad si uvedeme výpočet pro již zmíněný chlor:

34,9688 . 0,7577 + 36,9658 . 0,2423 = 35,4527 = 35,453

Stejně jako atomy, tak i molekuly mají nenulovou klidovou hmotnost. Místo skutečné hmotnosti se podobně jako u atomů používá relativní veličina.

Relativní molekulová hmotnost (Mr) je definována jako poměr skutečné hmotnosti molekuly k atomové hmotnost­ní konstantě mu. Můžeme ji získat součtem relativních ato­mových hmotností všech prvků obsažených v molekule slou­čeniny.

Střední relativní molekulová hmotnost je dána součtem středních relativních atomových hmotností všech prvků vázaných v molekule.

Otázky a úkoly

1. Jakým způsobem je definována atomová hmotnostní konstanta?2. Jakým způsobem lze vypočítat relativní atomovou hmotnost?3. Vypočtěte střední relativní molekulovou hmotnost následujících

sloučenin (výsledek zaokrouhlete najedno desetinné místo):a) H20 b) CaC0 3 c) H2 SO4

d) CI2 e) HCI f) FeS4. Jaký je rozdíl mezi relativní a střední relativní atomovou hmotností?

35

2. Chemická vazba

Již na základní škole jste se seznámili s faktem, že atomy většiny prvků se spojují do větších celků, které se nazývají molekuly. Spojení mezi jednotlivými atomy je realizováno prostřednictvím valenčních elektronů a označuje se jako che­mická vazba.

Molekuly jsou částice chemických látek složené ze dvou nebo více atomů vzájemně vázaných chemickou vazbou. Poloha atom ů v molekule i typ spojem mezi nimi je přesně definován.

Molekuly mohou být složeny buď z atomů o témže proto­novém čísle, nebo z atomů, které se počtem protonů liší. V pr­vém případě se jedná o molekuly prvků, v druhém o molekuly sloučenin.

Víte také, že existuje vazba kovalentní, polární a ionto­vá. Nyní se budeme touto problematikou zabývat podrobně­ji-

2.1. Vazba kovalentní

Vznik kovalentní vazby si objasníme na následujícím, čistě teoretickém příkladu. Budeme sledovat změnu potenciální energie dvou izolovaných atomů vodíku. Jeden označíme pís­menem X a umístíme ho do počátku souřadnicového systému.

molekula

vznikkovalentní vazby

36

délka chemické vazby

energie chemické vazby

disociační energie vazby

vazba jednoduchá

vazby násobné

Druhý, označený písmenem Y, se bude k němu ve směru vodorovné osy x postupně přibližovat. Na osu y budeme vyná­šet potenciální energii systému (Ep).

Pokud se může mezi atomy vytvořit chemická vazba, zač­nou mezi nimi při vzájemném přibližování (postupně se mění­cí poloha atomu Y označená čísly 1, 2...) působit přitažlivé síly, které budou mít za následek jejich další přibližování. Potenciální energie bude klesat, to znamená, že vznikající systém bude stabilnější. Při určité vzdálenosti středů ato­mů 1 (poloha Y3) dosáhne potenciální energie systému svého minima (systém má v tomto okamžiku největší stabilitu). Vzdálenost 1 se označuje jako délka chemické vazby a energie Ep je energií této vazby. Pokud by přibližování atomů pokračovalo, začaly by se projevovat odpudivé síly mezi elektrony obou atomů a potenciální energie by prudce vzrostla.

Energie chemické vazby je energie, která se uvolní při vzniku dané vazby. Udává se v kj/mol.

Jestliže bychom chtěli od sebe oddělit atomy poutané che­mickou vazbou, museli bychom soustavě dodat takové množ­ství energie, jaké se při vzniku vazby uvolnilo.

Energie potřebná ke zrušení chemické vazby se ozna­čuje jako disociační energie. Má stejnou hodnotu jako energie vazebná, ale opačné znaménko.

Na vzniku kovalentní vazby se od každého z vázaných atomů podílí jeden, dva nebo tři valenční elektrony. V prvém případě hovoříme o vazbě jednoduché - neboli o vazbě a, v druhém a třetím případě pak o vazbě dvojné a trojné. V ná­sobných vazbách je jedna vazba a provázena jednou nebo dvěma vazbami typu n.

Vznik jednoduché, dvojné a trojné vazby mezi dvěma ato­my obecného prvku X můžeme znázornit následujícím sche- matem:

X ' + X —► X - X

X : + :X — * X = X

x; + !X — X = X

37

Několik příkladů:

H - H H - Cl 0 = 0 N = N vazba jednoduchá dvojná trojná

Při zápisu elektronové konfigurace pomocí „rámečků“ se chemická vazba znázorňuje čárkou, která spojuje orbitaly, jejichž překryvem došlo ke vzniku vazby. Všimněte si, že ve vazebných elektronových párech mají jednotlivé elektrony opačný spin.

1 s 1s 2s 2p

H:

H:

T N : | t i T T Tmolekulavodíku

molekuladusíku

i N: U Ti l i i

3s 3p

17Cl: [ Ne] Ti Ti Ti T

H:

molekulachlorovodíku

1s

Pro vazbu a je charakteristické, že největší hustota vazebného elektronového oblaku se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů. U vazeb n je největší hustota vazebného elektronového oblaku symetricky rozložena mimo spojnici obou jader.

Rozdílné rozložení elektronové hustoty je podmíněno vzá­jemnou polohou překrývajících se valenčních orbitalů. Při vzniku vazby G dochází k překryvu dvou orbitalů na spojnici jader. Tato spojnice se pak stává osou vazby.

vazba a a n

38

vznik vazby a

vznik vazby n

vazba polární

znázornění vazby polární

Vazba n vzniká bočním překry vem orbitalů p nebo d (případně orbitalu p a d). To vysvětluje, proč se maximum elektronové hustoty nachází mimo spojnici jader.

2.2. Vazba polární a iontová

Ze základní výuky chemie již víte, že elektrony chemické vazby jsou mezi vázanými atomy umístěny zcela symetricky pouze v případě, že se jedná o vazbu mezi atomy téhož prvku (např. v molekule vodíku, chloru nebo bromu). Ve všech ostatních případech dochází k posunu vazebných elektronů k jednomu z vázaných partnerů. To má za následek vytvoření částečného (parciálního) elektrického náboje na obou váza­ných atomech. Čím je posun vazebných elektronů větší, tím větší jsou vzniklé náboje. Vznik parciálních nábojů (značíme je 8 + a 5~) mezi vázanými atomy je charakteristický pro vazbu, která se označuje jako vazba polární.

8+ 5-

H - Cl H - * C 1 y y

39

Může však nastat i případ, kdy je valenční elektron jednoho atomu vtažen do valenční vrstvy atomu druhého. Důsledkem je vznik elektricky nabitých částic, zvaných ionty. Tento typ vazby je označován jako vazba iontová a vzniká například mezi atomy alkalických kovů a halogenů:

2Na + Cl2 -> 2NaCl

Schopnost atomů přitahovat vazebné elektronové páry se vyjadřuje číselnou hodnotou. Tyto hodnoty zavedl americký fyzik a chemik L. Pauling a nazval je elektronegativitou . Čím více daný prvek vazebné elektrony přitahuje, tím vyšší je hodnota jeho elektronegativity.

Elektronegativita je schopnost vázaného atomu přita­hovat elektrony chemické vazby. Čím je rozdíl elektrone- gativit mezi atomy vázaných prvků větší, tím je vazba polár­nější a naopak, čím je rozdíl elektronegativit menší, tím je vazba kovalentnější.

H2.1

III IV V VI VIII II

Li Be B C N 0 F1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0

Na Mg AI Si P s Cl0.9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0

K Ca Ga Ge As Se Br0,8 IX) 1.6 1.8 2,0 2 A 2.8

Rb Sr ln Sn Sb Te 10,8 1,0 1.7 1,8 1,9 2,1 2,5

Cs Ba TI Pb Bi Po At0,7 0,9 1,8 1,8 1,9 2,0 2,2

* V současné době existuje několik postupů pro stanovení hodnot elektro­negativity. Získané hodnoty se v závislosti na použité metodě poněkud liší. Paulingova metoda vychází z experimentálně stanovených hodnot disociač- ních energií vazeb.

vazba iontová

elektronegativita

hodnotyelektronegativitynepřechodnýchprvků

40

vazba kovalentní

vazba polární

vazba iontová

závislost charakteru vazby

na rozdílu elektronegativit

Výše uvedené poznatky mají základní význam pro pocho­pení dalšího učiva, které vás v průběhu studia čeká. Zapama­tujte si:

- Čistě kovalentní vazba vzniká mezi atomy stejných prvků.V tomto případě je rozdíl elektronegativit roven 0.

- Dohodou bylo stanoveno, že vazbu budeme považovat za polární, je-li rozdíl elektronegativit mezi vázanými atomy větší než 0,4, ale menší než 1,7.

- Obdobně bylo rozhodnuto, že vazby, v nichž je rozdíl elek­tronegativit větší než 1,7, budou považovány za iontové.

iUvědomte si, že na rozdíl od čistě kovalentní vazby, která

je charakteristická pro molekuly prvků (např. CI2 ), čistě ionto­vá vazba neexistuje. Vazba iontová je ve skutečnosti vazbou extrémně polární. V následujícím grafu je znázorněna zá­vislost iontového charakteru vazby (vyjádřená v %) na rozdílu elektronegativit mezi vázanými atomy.

rozdíl elektronegativit vázaných atomů

41

Otázky a úkoly

1. Vysvětlete následující pojmy: valenční elektrony, molekula prvku, molekula sloučeniny.

2. Definujte pojmy: vazebná energie a disociační energie vazby.3. Objasněte pojmy: jednoduchá, dvojná a trojná vazba; vazba a a n.4. Popište prostorové rozmístění elektronové hustoty vazeb a a n.5. Jakým způsobem musí být v prostoru rozmístěny orbitaly, které se

podílejí na tvorbě vazby a a vazby ti?

6. Definujte elektronegativitu.7. Jakým způsobem je z hlediska rozdílu elektronegativit definována

vazba kovalentní, polárně kovalentní a iontová?8. Ve které části periodické tabulky se nacházejí prvky s nevyšší (nej-

nižší) elektronegativitou?9. Existuje čistě kovalentní a čistě iontová vazba?

2.3. Kovy a kovová vazba

Většinou si neuvědomujeme, že přibližně 80% všech zná­mých prvků patří mezi kovy. Nacházejí se v levé a střední části periodické tabulky. Z jejich umístění vyplývá, že všechny mají v poslední vrstvě elektronového obalu malý počet elektronů a také nízké hodnoty elektronegativity.

13 14 15 16 17 18 III IV V VI VII VIII

PQL0K0VY57

La58

Ce59

Pr60

Nd61

Pm62

Sm63

Eu64

Gd65

Tb66

Dy67

Ho68

Er69

Tm70

Yb89

Ac90

Th91

Pa92

U93

Np94

Pu95

Am96

Cm97

Bk98

Cf99

Es100

Fm101

Md102

No

42

kovová vazba

elektronový plyn

krystal kovu

Z umístění kovů v periodické soustavě prvků lze odvodit následující pravidlo:

Prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází.Uvedené pravidlo si ověříme na dvou známých prvcích: hliní­ku a fosforu. Hliník patří do třetí periody a v poslední vrstvě elektronového obalu má tři elektrony; hliník je tedy kov. Fosfor je také prvkem třetí periody, ale v poslední vrstvě elek­tronového obalu má 5 elektronů. Z toho vyplývá, že fosfor mezi kovy nepatří. Obě tvrzení jsou v souladu s naší zkuše­ností.

Dokážete si vzpomenout na některé charakteristické vlast­nosti kovů? Ano, je to kovový lesk, tažnost, kujnost a tepelná a elektrická vodivost. Jistě vás v souvislosti s látkou probí­ranou v předcházejících kapitolách napadne, že tyto vlastnosti nějakým způsobem souvisejí s typem vazeb, které se v kovech vyskytují. Je tomu tak. Chemické i fyzikální vlastnosti kovů jsou podmíněny speciálním druhem vazby, která se označuje jako vazba kovová.

Pro popis kovové vazby byla vytvořena celá řada teorií. Podle nejjednodušší z nich jsou kationty libovolného kovu rozmístěny do uzlových bodů krystalové mřížky a valenční elektrony se mezi nimi volně pohybují ve formě tzv. elektro­nového plynu.

Z výše uvedeného vyplývá, že kovová vazba je typem vazby, u níž nejsou elektrony umístěny (lokalizovány) mezi dva atomy. Všechny valenční elektrony jsou společné všem

43

členům mřížky. Z toho vyplývá, že vazba v kovech je delo- kalizovaná. Na základě volné pohyblivosti elektronů lze vy­světlit elektrickou vodivost kovů (elektrický proud je vlastně usměrněný pohyb elektronů). S kovovou vazbou souvisí také kujnost kovů. Při kování nebo tváření se díky delokalizaci vazebných elektronů jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají.

© © © © © © ©

© © © © © © ©

2.4. Vazba koordinačně kovalentní

Pro vznik jednoduché vazby je nutné, aby do ní každý z vázaných atomů poskytl jeden elektron. Vazba koordinačně kovalentní je charakteristická tím, že celý elektronový pár, potřebný pro vznik vazby, poskytuje pouze jeden z vazebných partnerů. Tato vazba se vytvoří např. při vzniku amonného kationtu reakcí amoniaku s protonem.

H+

HI

N+/ I '

H H H

N H 3 + H+ NH+

Dárcem (donorem) elektronového páru je dusík vázaný v molekule amoniaku. Jeho příjemcem (akceptorem) je vodí­kový kation. Je třeba si uvědomit, že všechny čtyři vazby

posun vrstev v krystalu kovu

znázorněnívznikuamonného kationtu

44

znázornění vzniku oxoniového kationtu

donorakceptor

v amonném kationtu jsou naprosto rovnocenné. Obdobným způsobem vzniká reakcí vody s protonem oxoniový kation (H3 O4). Atom kyslíku vázaný v molekule vody dává k dispo­zici jeden ze svých volných elektronových párů a ten je přijí­mán vodíkovým kationtem.

/ \ H H

H+ o+/ I \

H h H

HoO H+ h 3o +

Obecně lze vznik koordinačně kovalentní vazby vyjádřit následující rovnicí:

Bl + A -> B - A

Částice Bl je nazývána donor (dárce) a částice A ak­ceptor (příjemce) elektronového páru. Na donomím atomu se nachází volný elektronový pár, zatímco akceptorní atom musí mít k dispozici prázdný (vakantní) orbital.

Přítomnost koordinačně kovalentních vazeb v molekulách je charakteristická pro komplexní sloučeniny. Podrobněji se s nimi seznámíte ve druhém dílu učebnice.

Otázky a úkoly

1. Popište kovovou vazbu.2. Proč jsou kovy elektricky vodivé?3. Kde se v periodické tabulce nacházejí kovy?4. Objasněte pojmy: donor, akceptor, vakantní orbital, koordinačně

kovalentní vazba.5. Popište, jakým způsobem vzniká koordinačně kovalentní vazba

a uveďte konkrétní příklady.6 . Objasněte pojem delokalizovaná vazba.

45

m 2.5. Slabé vazebné interakceono-jí_ Kromě chemických vazeb, které poutají jednotlivé atomy

v molekulách, existují i interakce podstatně slabší. Jejich pro­střednictvím se vzájemně ovlivňují jednotlivé molekuly. Tyto síly při nižších teplotách sdružují molekuly do tzv. agregátních stavů - kapalného nebo tuhého skupenství; to znamená, že podmiňují některé fyzikální vlastnosti látek, např. bod tání a varu. Jinak řečeno: slabé vazebné interakce jsou příčinou toho, že některé látky s nízkou molekulovou hmotností se při nižších teplotách vyskytují v kapalném (voda, brom) nebo pevném (jod) stavu. Ke slabým vazebným interakcím může docházet mezi molekulami téže látky, ale i mezi molekulami

;t látek různých.Síly působící mezi molekulami dělíme na van der Waal-

sovy síly a vodíkové můstky.

2.5.1. Van der Waalsovy síly

Van der Waalsovy síly působí mezi libovolnými mole­kulami v závislosti na jejich vzájemném přiblížení. Pod tento pojem se zahrnují síly coulombické, indukční a disperzní. Jejich energie je postatně menší než energie vazeb kovalent- ních. Dříve, než si vysvětlíme podstatu těchto interakcí, sezná­míme se s dipolovým momentem a polaritou molekul.

V minulé kapitole jsme si vysvětlili, že vznik polární vazby mezi atomy různých prvků je spjat s existencí parciálních nábojů na obou vazebných partnerech. Z toho vyplývá, že v polárních molekulách jsou elektrické náboje rozloženy nesy­metricky. Na jednom z vázaných atomů převládá náboj klad-

dipólový moment

p. = 8 . 1schematickéznázorněnídipólovéhomomentu

46

polarita molekul

ný, na druhém záporný. Velikost polarity molekuly je možné vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby (|i), který je dán součinem délky vazby 1 s parciálním nábojem „5“.

Dipólový moment | L i je vektorová veličina, která je oriento­vaná od záporného pólu ke kladnému. Pokud je vektorový součet všech dipólových momentů v molekule různý od nuly, molekula látky je polární.

Dvouatomové molekuly složené z atomů téhož prvku (AA) jsou nepolární, zatímco heteroatomické molekuly (AB) jsou více nebo méně polární. Určit polaritu víceatomových molekul je však obtížnější. Například trojatomové molekuly typu AB2

(C 02, H2 0 ) mohou být polární i nepolární. Záleží na tvaru molekuly, který může být lineární nebo lomený. V molekule oxidu uhličitého se dipólové momenty vzájemně ruší a vý­sledný moment je nulový. V druhém případě, tedy v molekule vody, je výsledný moment různý od nuly.

znázorněni dipólových

momentů CO2 a H2O

-o-

C 0 2: JI = 0

coulombické síly C oulom bické síly

Povaha coulombických (orientačních) sil je čistě elektro­statická. Tyto síly působí mezi molekulami s permanentními elektrickými dipóly. V důsledku odpuzování stejně nabitých částí dipólů a přitahování částí s náboji opačnými dochází k uspořádání soustavy. Tento děj je spojen s poklesem energie systému, a tím i se vzrůstem jeho stability.

schematické znázornění

soustavy polárních molekul

V kapalinách, kde se mohou molekuly volně pohybovat, je toto uspořádání vlivem tepelného pohybu částic neustále naru­šováno, vždy se však obnovuje. Říkáme, že došlo k ustavení

47

dynamické rovnováhy (viz. str 103). V krystalech pevných látek, kde k volnému přemísťování částic docházet nemůže, je vzniklá struktura pochopitelně zachována.

Indukční síly

Částice s permanentním dipólovým momentem vždy půso­bí na jiné částice, ať už jsou polární či nepolární, a způsobují deformaci jejich elektronových obalů. Tím původně nepolární částice získají dipólový moment (jsou polarizovány) a dipó- lový moment částic, které ho již měly, je pozměněn. Výsledný dipólový moment je ve druhém případě roven vektorovému součtu původního a indukovaného dipólového momentu. Je jasné, že ovlivňování částic je vzájemné.

(i s = původní dipólový moment (i i = indukovaný dipólový moment H c = výsledný dipólový moment

Disperzní síly

Při vysvětlování podstaty disperzních sil vyjdeme z před­stavy, že elektronový obal každé molekuly osciluje (kmitá). Vlivem těchto oscilací dochází k tomu, že těžiště záporných nábojů všech elektronů a těžiště kladných nábojů jader spolu v některých okamžicích nesplývají. Molekula se tak vlastně stává oscilujícím dipólem. Pokud se k sobě přiblíží dva takto oscilující dipóly, dochází k jejich synchronizaci. To znamená, že na sousedních molekulách se v určitém časovém okamžiku nacházejí opačné náboje.

Disperzními silami na sebe působí molekuly všech látek. Ve většině systémů, s výjimkou těch, které obsahují silně po­lární molekuly, představují tyto síly nej významnější složku van der Waalsových sil.

indukční síly

vznikindukovanéhodipólu

disperzní síly

48

podmínky vzniku vodíkového

můstku

vznik vodíkových můstků mezi

molekulami vody

2.5.2. Vazba vodíkovým můstkem

Dalším příkladem slabé vazebné interakce je vazba pro­střednictvím vodíkového můstku. Tento typ interakce mezi molekulami je podmíněn:a) existencí volných elektronových párů na některém z atomů

vázaných v molekule,b) přítomností atomu vodíku vázaného s atomem, který má

vysokou elektronegativitu.Jistě si vzpomenete, že vodík má pouze jediný elektron.

Pokud je atom vodíku vázán s atomem prvku A, který má v porovnání s vodíkem vysokou elektronegativitu, dojde k po­sunu vazebného elektronového páru směrem k tomuto atomu, a tím ke značnému odhalení jádra vodíku. (Na vodíku vznikne kladný parciální náboj.) Kladný náboj vodíkového jádra pak může poutat volné elektronové páry atomu B stejné nebo i jiné molekuly. Atomy A a B jsou tak spojeny přes atom vodíku - jsou poutány vodíkovým můstkem.

A5" - + E -> A - H ... B

Energie vazby zprostředkované vodíkovým můstkem je podstatně menší než energie běžné kovalentní vazby. Její pevnost závisí na velikosti parciálního náboje na atomu vodí­ku, tedy na elektronegativitě atomu, se kterým je vodík vázán. Předpoklady pro vznik vodíkové vazby splňuje například mo­lekula vody.

O/ \

H H

Pokud jsou vodíkové vazby dostatečně silné, výrazně ovlivňují fyzikální vlastnosti látek.

Na důkaz tohoto tvrzení si uvedeme jeden příklad. První čtyři prvky VI. skupiny (O, S, Se, Te) se slučují s vodíkem za vzniku vody (H2 0), sulfanu (H2 S), selanu (H2 Se) a telanu (H2 Te). Experimentálně bylo zjištěno, že body varu těchto sloučenin rostou v závislosti na rostoucí molární hmotnosti.

49

Výjimku tvoří voda, která by měla mít vzhledem k nejnižší molámí hmotnosti bod varu nejnižší. Opak je pravdou (viz obrázek). Voda má podstatně vyšší teplotu varu než ostatní uvedené sloučeniny. Zdánlivě nelogický vzrůst bodu varu vo­dy je způsoben přítomností poměrně silných vodíkových můstků, pomocí kterých jsou molekuly vody v kapalném i pevném stavu vzájemně poutány. Ve zbývajících, výše uve­dených sloučeninách, tyto vazby prakticky neexistují, proto jsou za normálních podmínek plynné. (Pokud vám není vše jasné, porovnejte elektronegativity prvků VI. skupiny).

číslo periody

Podobnou závislost bodu varu na molekulové hmotnosti lze vysledovat i u halogenovodíků - sloučenin prvků VII. skupiny s vodíkem.

číslo periody

Fluorovodík, který má ze všech halogenovodíků nejnižší molární hmotnost, má díky přítomnosti silných vodíkových můstků nej vyšší bod varu.

body varu dvojprvkových sloučenin vodíku s prvky VI. skupiny

body varu dvojprvkových sloučenin vodíku s prvky VII. skupiny

50

vznikvodíkových můstků

mezi molekulami fluorovodíku

body varu dvojprvkových

sloučenin vodíku s prvky IV. skupiny

H H H H H

Zajímavou skutečnost zjistíme u prvků IV. skupiny. Jejich sloučeniny s vodíkem mají závislost bodu varu na molámí hmotnosti téměř lineární. Vysvětlení je jednoduché. Mezi mo­lekulami methanu nemůže dojít ke vzniku vodíkových vazeb. Příčinou je malý rozdíl v elektronegativitách uhlíku a vodíku a nepřítomnost volných elektronových párů v molekule této sloučeniny.

čís lo p e r iody

Na závěr ještě jeden příklad, tentokrát z organické chemie. Ethanol a dimethylether jsou tzv. konstituční izomery, tedy látky se stejným sumárním vzorcem (C2H60), ale různou strukturou molekul:

HI _

H - C - O I “

H

HI HI H1C - H| H - CI

1- C -I1

H1

H1

Hdimethylether ethylalkohol

b.v. -24°C b.v. + 78°C

51

Jak je ze strukturních vzorců patrné, v dimethyletheru jsou všechny atomy vodíku vázány s atomy uhlíku. Vzhledem k malému rozdílu elektronegativit vázaných prvků se na ato­mech vodíku nevytvoří dostatečně velký kladný parciální ná­boj, a proto volné elektronové páry přítomné na kyslíku nemo­hou být využity ke tvorbě vazby vodíkovým můstkem.

V molekule ethylalkoholu je jeden atom vodíku vázán přímo s atomem kyslíku a to umožňuje vznik vodíkových můstků mezi jeho molekulami. Z tohoto důvodu má ethy­lalkohol při stejné molekulové hmotnosti o 102°C vyšší bod varu než dimethylether.

Otázky a úkoly

1. Vysvětlete, co jsou van der Waalsovy síly.2. Které interakce mezi molekulami jsou zahrnuty pod pojmem van der

Waalsovy síly?3. Objasněte pojmy dipólový moment, polární molekula.4. Kdy tvrdíme o molekule, že je polární? Na základě jakých znaků lze

usuzovat, že molekula je polární?5. Jakou podmínku musí splňovat molekuly, aby mezi nimi působily

coulombické síly?6 . Popište, jakým způsobem vzniká indukovaný dipólový moment.7. Objasněte podstatu disperzních sil.8 . Za jakých podmínek může vzniknout mezi molekulami vodíkový

můstek?9. Porovnejte energii kovalentní vazby a energii vazby vodíkovým

můstkem.10. Jakým způsobem ovlivňuje vazba vodíkovým můstkem body varu

látek?11. Které z uvedených molekul mají předpoklady pro vznik vodíkových

můstků?a) CH3COOH (kyselina octová) b) CH3OH (methylalkohol),c) CH4 , d) HF, e) CCU, f) H20

12. Lze předpokádat vyšší bod varu u vody, nebo u tellanu (H2Te)?Své tvrzení zdůvodněte.

52

3. Látkové množství

1 mol je množina, která má stejný počet prvků, jako je atomů ve 12 g nuklidu uhlíku 12C. Velikost tohoto čísla je určena Avogadrovou konstantou - NA.

Na = 6,022 . 102 3 mol" 1

Podobná označení pro množiny s přesně definovaným poč­tem prvků znáte i z běžného života. Například pro množinu obsahující 1 2 prvků se běžně používá název tucet a množina se 2 prvky je označována jako pár.

Uvědomte si, jak je Avogadrova konstanta nesmírně velké číslo. Jenom pro vaši představu: atom fluoru má průměr 1,28 . 10’ 1 0 m. Pokud bychom mohli vytvořit z jednoho molu atomů fluoru řadu, vznikl by řetěz dlouhý 7,7 . 101 0 km, což je přibližně 515násobek vzdálenosti mezi Zemí a Sluncem.

Praktický význam jednotky látkového množství spočí­vá v tom, že dává do přímé souvislosti važitelné množství látky s počtem částic, které jsou v tomto množství obsa­ženy. 1 2 g uhlíku, zvolených pro definování látkového množ­ství, je totiž číselně rovno relativní atomové hmotnosti uhlíku. Pokud tedy navážíme takové množství libovolného prvku, že hmotnost navážky vyjádřená v gramech bude číselně rovna jeho relativní atomové hmotnosti, bude v tomto množství prá­vě 1 mol atomů. Například ve 12 g uhlíku je stejný počet atomů (1 mol, tedy 6,022 . 102 3 atomů) jako ve 32,06 g síry, ve 40,80 g vápníku nebo v 118,69 g cínu.

Podobný závěr platí i pro jakoukoliv sloučeninu. Například voda má relativní molekulovou hmotnost 18,015. Z toho vy­plývá, že v 18,015 g vody je obsažen 1 mol molekul vody. Uvědomte si ještě jednu důležitou věc. Molekula vody se skládá z jednoho atomu kyslíku a dvou atomů vodíku.V 18,015 g vody je obsažen 1 mol molekul vody, ale také1 mol atomů kyslíku a 2 moly atomů vodíku. Jinými slovy řečeno: 1 mol atomů kyslíku a 2 moly atomů vodíku jsou sloučeny v 1 molu molekul vody.

mol

Avogardovakonstanta

Jednotka látkového množství - mol dává do přímé sou­vislosti také počty molekul reaktantů vyjádřené reakční

53

rovnicí s počty skutečně reagujících částic. Jako příklad si uvedeme následující rovnici:

2H2 + 0 2 -> 2H20

Tato rovnice vyjadřuje:A. reakcí dvou molekul vodíku s jednou molekulou kyslíku

vzniknou dvě molekuly vody,B. dva moly (molekul) vodíku reagují s jedním molem (mole­

kul) kyslíku za vzniku dvou molů (molekul) vody.

Případ B je tedy 6,0225 . 1023 násobkem případu A.Z uvedeného je vám jistě zřejmá i přímá souvislost mezi

chemickou rovnicí a skutečnými počty reagujících částic. Sku­tečný děj je vždy celistvým násobkem zápisu chemické rovni­ce vyjadřující průběh dané reakce.

Látkové množství n (počet molů) určité látky je možno vypočítat tak, že podělíme hmotnost m dané látky, vyjádřenou v gramech [g], její střední relativní atomovou či molekulovou hmotností M, vyjádřenou v gramech na mol [g . mol ].

m [g]M ___

moln = - = T f r [ m o 1 1

Příklad 1: Kolik molů je a) 50 g vápníku, b) 50 g amoniaku?

Řešení:

a) Molámí hmotnost (hmotnostjednoho molu) Čaje 40,08 g . m o l 1

n = — = - — - = 1,23 molů M 40,80

50 g vápníku je 1,23 molů tohoto prvku.

b) Molámí hmotnost amoniaku je 17,03 g . m o l 1

n = - — - = 2,94 molů 17,03

50 g amoniaku je 2,94 molů této sloučeniny.

Bylo zjištěno, že za stejných podmínek (teploty a tlaku) obsahují stejné objemy plynů stejné počty částic.

Poznámka:Relativní atomová (molekulová) hmotnost vyjádřená v gramech se označuje jako molámí hmotnost a její rozměr je [g . m ol'1].

výpočetlátkovéhomnožství

54

Za normálních podmínek zaujímá 1 mol kteréhokoliv plynu objem 22,4 dm3. (Normální podmínky jsou definovány jako teplota 0 °C a tlak 101,325 kPa.)

Příklad 2: Jaký objem zaujímá za normálních podmínek 20 g oxidu uhenatého? MKCO) = 28,01

Řešení:

n = 2028,01

= 0,714 molů

20 g oxidu uhelnatého = 0,714 molů této sloučeniny1 mol CO...............22,4 dm3

0,714 molů CO.......... x dm3

0,714 : 1 = x : 22,4 x = 16 dm3

2 0 g oxidu uhelnatého zaujímá za normálních podmínek objem 16 dm .

Otázky a úkoly

1. Definujte jednotku látkového množství - mol.2. Uveďte hodnotu Avogadrovy konstanty.3. Jaký objem zaujímá za normálních podmínek 1 mol libovolné plyn­

né látky?4. Vypočtěte látkové množství:

a) P4 v 50 gramech fosforub) P v 50 gramech fosforuc) HC1 v 60 gramech chlorovodíku

5. Vypočítejte hmotnost 1 dm3 Cl2 (za normálních podmínek).6 . Výpočtem zjistěte, je-li těžší 1 dm3 C 0 2, nebo S 02.7. Jaký objem bude mít za normálních podmínek 0,25 molu C 0 2?8 . Kolik molů jodidových iontů obsahuje 1 mol Pbl2?9. Kolik molů chlorovodíku vznikne sloučením 1 molu H2 s jedním

molem Cl2?10. Kolik molů H2 vznikne reakcí 1 molu zinku s kyselinou chloro­

vodíkovou?11. Obsahuje za stejných podmínek ldm 3 vodíku stejný počet molekul

jako 1 dm3 chloru?12. Amoniak se vyrábí přímou syntézou z prvků. Reakci vystihuje rov­

nice:

3H2 +N 2 2NH3

Kolik molů dusíku je třeba na výrobu 6 molů NH3?

10

55

4. Chemické reakce

Chemická reakce je děj, při kterém v molekulách reagu­jících látek dochází k zániku některých vazeb a ke vzniku vazeb nových. Změny vazeb mají za následek vznik nových druhů molekul. Produkty reakce mají jiné chemické a fyzikální vlastnosti, než měly látky výchozí.

4.1. Klasifikace chemických reakcí

Množství informací o průběhu chemických reakcí s rozvo­jem chemie prudce rostlo a chemici byli postaveni před problém jejich utřídění. V dalších odstavcích se s několika možnými přístupy seznámíme.

4.1.1. Klasifikace chemických reakcí podle vnějších změn

a) Reakce skladné neboli syntézy vedou ke vzniku složi­tějších molekul z molekul jednodušších. Například:

2H2 + 0 2 -» 2H20

Zn + S —» ZnS

b) Při rozkladných reakcích dochází ke štěpení složitějších látek na látky jednodušší. Například:

CaC0 3 —> CaO + C 0 2

(NH4 )2 Cr2 0 7 -> Cr2 0 3 + N2 + 4H20

c) Substituční nebo-li vytěsňovací reakce jsou reakce, při kterých je jeden atom nebo skupina atomů nahrazena jiným atomem nebo jinou skupinou. Například:

Zn + CUSO4 —> ZnS04 + Cu

Mg + H2 S 0 4 -> MgS04 + H2

reakce skladná - syntéza

reakce rozkladná

substitučníreakce

56

podvojná záměna

neutralizace

reakce srážecí

reakcehomogenní

d) Reakce podvojné záměny neboli konverze jsou pochody, \při kterých dochází k výměně atomů nebo celých skupin atomů mezi složitějšími molekulami. Mezi chemické reakce, které mají charakter podvojné záměny, patří něko­lik významných skupin reakcí:

- Reakce neutralizační, při kterých reagují kyseliny se zá­sadami. Produktem reakce je sůl dané kyseliny a voda. Například:

NaOH + HCl -> NaCl + H20

- Reakce srážecí, při kterých je produktem reakce málo rozpustná sloučenina, která se vylučuje z roztoku v podobě sraženiny (v našem případě AgCl):

AgN03 + NaCl -> AgCl + NaN0 3

- Vytěsňování slabší kyseliny z je jí soli silnější kyselinou(v našem případě FeS = sůl slabé kyseliny, HC1 = silná kyselina):

FeS + 2HC1 FeCl2 + H2S

4.1.2. Klasifikace chemických reakcí podle skupenského stavu reaktantů

Chemické reakce je možné třídit i podle skupenského stavu výchozích látek. Pokud jsou všechny reaktanty ve stejném skupenském stavu, hovoříme o reakcích homogenních. Po­kud reakce probíhají na rozhraní dvou skupenství (např. jeden z reaktantů je kapalina a druhý v ní nerozpustná pevná látka), označujeme je jako reakce heterogenní. Příklady reakcí:

a) Reakce homogenní:

H2 (g) + Cl2 (g) -> 2HCl(g)

KOH(aq) + HNQ3 (aq) -> H2 0(1) + K N0 3 (aq)

* V této souvislosti by bylo správné užít termín fáze; pojem však bude objasněn později (na str. 68).

57

b) Reakce heterogenní:

Zn(s) + 2HCl(aq) -> ZnCl2 (aq) + H2 (g)

2KOH(aq) + C 0 2 (g) -> K2 C 0 3 (aq) + H2 0(1)

Údaje v závorkách značí skupenské stavy látek(s - skupenství pevné, 1 - kapalné, g - plynné, aq - vodný roztok)

4.1.3. Klasifikace chemických reakcí podle přenášených částic

Tento způsob dělení chemických reakcí je v současné době používán nejčastěji. Konkrétní mechanizmus většiny chemic­kých reakcí zatím neznáme, ale téměř vždy víme, zda je klíčovým dějem oxidačně redukční proces spojený s přenosem elektronů, tvorba koordinační vazby nebo přenos protonů. Na základě těchto poznatků rozlišujeme reakce acidobazické, oxi­dačně redukční a komplexotvomé.

a) Acidobazické děje se uskutečňují mezi kyselinami a zása­dami. Reakce je založena na výměně vodíkového kationtu (protonu) mezi kyselinou a zásadou. Například:

2NaOH + H2 S 0 4 -> Na2 S 0 4 + 2H20

b) P ři oxidačně redukčních reakcích dochází k přenosu elektronů mezi reagujícími látkami. Tento děj je provázen změnou oxidačních čísel některých atomů. Například:

Zn° + S° -> ZnnS"n

c) V průběhu komplexotvorných reakcí dochází ke tvorbě koordinačně-kovalentní vazby. Například:

NaOH + Al(OH) 3 -> Na[Al(OH)4]tetrahydroxohlinitan sodný

Více se o těchto reakcích dozvíte v druhém dílu naší učeb­nice.

reakceheterogenní

4'

58

reakce exotermní a endotermní

stechiometrickékoeficienty

4.1.4. Klasifikace chemických reakcí podle jejich tepelného zabarvení

Chemické reakce je možno dělit i podle toho, zda se při jejich průběhu teplo uvolňuje - reakce exotermní nebo spo­třebovává - reakce endotermní. (Problematika tepelného za­barvení chemických reakcí bude vysvětlena v kapitole ter- mochemie.)

Otázky a úkoly

1. Objasněte pojem chemická reakce.2. Objasněte pojmy: reakce skladné, reakce rozkladné, reakce substi­

tuční, reakce podvojné záměny.3. Jak dělíme reakce podle skupenského stavu?4. Vysvětlete princip oxidačně redukčních dějů.5. Čím se zabývá termochemie?6 . Objasněte pojmy endotermní a exotermní reakce.

4.2. Chemické rovnice

Průběh každé chemické reakce je možné vyjádřit pomocí chemické rovnice. S chemickými rovnicemi jste se již setkali na základní škole. Je třeba si uvědomit, že zápis, o němž hovoříme, je skutečně rovnicí se všemi důsledky.

Chemické rovnice vycházejí ze zákona zachování hmot­nosti - to znamená, že součet hmotností reaktantů se rovná součtu hmotností produktů. Pro chemické rovnice zároveň platí, že počty atomů určitého druhu musí být na obou stranách rovnice shodné. (Výjimkou jsou radioaktivní přeměny, alei zde platí zákon zahování hmotnosti a energie).

Uvedených poznatků lze využít při vyrovnávání chemic­kých rovnic, tedy při hledání stechiometrických koeficientů, které udávají, kolik molekul výchozích látek (reaktantů) do reakce vstupuje a kolik molekul produktů v průběhu reakce vzniká. Všechny chemické rovnice je možné vyrovnat čistě matematickým postupem, ale v případě oxidačně redukčních reakcí je vhodné využít počty vyměňovaných elektronů.

11

59

4.2.1. Výpočet stechiometrických koeficientů chemických rovnic pomocí rovnic matematických

Úvodem jedna poznámka. O chemické rovnici můžeme hovořit pouze v případě, že v jejím zápisu jsou doplněny všechny stechiometrické koeficienty (jednoduše řečeno, je-li vyrovnána). Jedná-li se pouze o kvalitativní zápis průběhu chemického děje bez doplněných koeficientů, nazýváme jej reakčním schematem.

Příklad 1: Doplňte koeficienty do schématu chemické reakce:

CaSC>4 + C —> CaO + SO2 + CO2

Řešení:

a) Místo skutečných koeficientů zavedeme do schématu odpovídající počet neznámých a, b,...

aCaSC>4 + bC —> cCaO + dSC>2 + eC0 2

b) Pro jednotlivé druhy atomů, které jsou součástí molekul výchozích látek a produktů, napíšeme rovnice, v nichž budou využity koefi­cienty a, b, ... vynásobené počty atomů v jednotlivých molekulách:

pro Ca: a = c (v molekule CaS0 4 a CaO je po 1 atomu Ca)pro S: a = dpro O: 4a = c + 2d + 2epro C: b = e

c) V rovnicích se nacházejí pouze neznámé, proto jedné z nich zkusíme přiřadit konkrétní hodnotu, například a = 1. Nyní již můžeme sousta­vu rovnic vyřešit. Získáme následující hodnoty:

a = 1; b = 0,5; c = 1; d = l; e = 0,5

Je jasné, že získaný soubor hodnot musíme vynásobit dvěma, aby­chom obdrželi celá čísla:

a = 2 ; b = 1 ; c = 2 ; d = 2 ; e = 1

d) Doplněním všech koeficientů do schématu získáme chemickou rov­nici:

2C aS0 4 + C -> 2 C a O + 2 SO2 + CO 2

reakční schema

60

pravidla pro určování

oxidačních čísel

oxidace

redukce

4.2.2. Vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic

Než přistoupíme k vlastnímu vyrovnávání oxidačně reduk­čních rovnic, zopakujme si několik základních pojmů: oxi­dační číslo, oxidace a redukce, oxidační a redukční činidlo

O xidační číslo*

- Oxidační číslo je náboj, který by byl přítomen na atomu prvku, kdybychom elektrony všech vazeb, které z něj vy­cházejí, přidělili vždy elektronegativnějšímu z vázaných atomů.

- Vazba mezi atomy téhož prvku ke změně oxidačního čísla nepřispívá.

- Oxidační číslo prvku v nesloučeném stavu je vždy rovno 0.- Oxidační čísla prvků ve sloučeninách se mohou pohybovat

v rozmezí -IV až V III.

O xidace a redukce

- Oxidace je děj, při kterém dochází ke zvyšování oxidačního čísla prvku.

I— I— I— I— I— I— I— I— I— I— I— I— I-IV -III -II -I 0 1 II III IV V VI VII VIII

i— i— i— i— i— l— l— i— i— i— l— i— i-IV -III -II -I 0 I II III IV V VI VII VIII

- Redukce je děj, při kterém se oxidační číslo snižuje.

* Oxidační číslo je podrobně popsáno v kapitole Názvosloví, str. 170.

61

O xidační a redukční činidlo

- Oxidace a redukce probíhají vždy současně, proto nelze provádět samostatnou oxidaci nebo redukci. Jestliže se některý atom oxiduje, jiný se musí redukovat. Je to záko­nité, protože vzrůst či pokles oxidačního čísla je důsledkem výměny elektronů mezi látkami, které spolu reagují.

- Oxidační činidlo je látka, která dokáže jiné látce ode­brat elektrony a tun ji oxidovat. (Přijatými elektrony se oxidační činidlo samo redukuje.)

- Redukční činidlo dodává do systému elektrony, kterými se některá z přítomných látek redukuje. (V důsledku ztráty elektronů se redukční činidlo samo oxiduje.)

Například: Reakcí elementárního zinku se sírou vzniká sulfid zinečnatý.

Zn + S —> ZnS

Na počátku reakce jsou oba prvky v základním stavu a je­jich oxidační čísla jsou rovna nule. Při reakci se zinek oxiduje a odevzdává elektrony síře, která se tím redukuje.

Z n °-2 e" -> Zn11

S° + 2e~ -> S '11

Z uvedeného vyplývá, že oxidačním činidlem je síra, re­dukčním zinek. Znovu si uvědomte, že oxidaci a redukci nelze od sebe oddělit.

Jestliže se při oxidačně redukčních reakcích rovnají počty uvolněných a přijatých elektronů, musí být vůči sobě v přes­ném poměru i počty částic, které elektrony uvolňují a přijímají. Této skutečnosti se využívá při vyrovnávání oxidačně reduk­čních rovnic.

Příklad 1: Doplňte koeficienty do schématu reakce:

Cu + H N 0 3 -> Cu(N03)2+N 0 + H20

Řešení:a) Nejdříve zjistíme, u kterých prvků se v průběhu reakce změnilo

oxidační číslo.

Měď je na levé straně schématu v základním stavu. Její oxidační číslo je proto rovno 0. V průběhu reakce se oxidační číslo mědi změnilo, protože na pravé straně má v dusičnanu měďnatém oxidační číslo plus

oxidačnía redukční činidlo

vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic

62dva - Cun(N0 3 )2. Měď se v průběhu reakce oxidovala, z toho vyplý­vá, že v reakční soustavě působí jako redukční činidlo.

Dusík se na levé straně reakčního schématu nachází v kyselině dusičné, jeho oxidační číslo je plus pět HNv0 3. Na pravé straně je obsažen v dusičnanu měďnatém, kde se jeho oxidační číslo nezměnilo. Část atomů dusíku se však vyskytuje v oxidu dusnatém, ve kterém má dusík oxidační číslo plus dva NnO. Dusík se v průběhu chemické reakce redukoval - kyselina dusičná působí jako oxidační činidlo.

b) Nyní oba děje, které jsme již vyjádřili slovně, zapíšeme pomocí dílčích rovnic:

Cu° - 2e~ -> Cu11

Nv + 3e" -» N"

Počty elektronů uvedené v obou rovnicích křížem zaměníme a takto získaná čísla vypíšeme na pravou stranu rovnice (za čáru):

C u °-2 e" -* CuM 1.3

Nv + 3e" Nu 1.2

Pokud první rovnici vynásobíme třemi a druhou dvěma (viz čísla vypsaná za čarou), bude v každé z nich vystupovat šest elektronů. Jiný­mi slovy: šest elektronů, které odevzdají tři atomy mědi, spotřebují dva atomy dusíku. (Provedenou úpravou jsme vlastně vyhledali nejmenší společný násobek čísel 3 a 2.)

c) Zbývá provést vlastní úpravu schématu. Nejprve doplníme příslušné koeficienty u těch látek, u kterých dochází ke změně oxidačního čísla, a pak dopočítáme zbývající:

3Cu + HNO3 -» 3Cu(N03)2 + 2NO + H20

- Počty atomů mědi jsou na pravé i levé straně schématu stejné.— Počty atomů dusíku nesouhlasí. Na pravé straně schématu jsou již

u všech látek, v nichž se dusík vyskytuje, koeficienty doplněny. Součtem zjistíme, že atomů dusíku je celkem osm (šest v dusičnanu mědnatém a dva v oxidu dusnatém). Ke kyselině dusičné na levé straně schématu doplníme koeficient 8 (osm molekul kyseliny obsa­huje právě 8 atomů dusíku).

- Nyní dopočítáme atomy vodíku. Na levé straně schématu, kde jsou všechny koeficienty doplněny, je jich osm. Na pravé straně se vodík vyskytuje pouze ve vodě. V molekule vody jsou dva atomy vodíku, proto počet molekul této látky zvýšeme na 4.

3Cu + 8HNO3 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20

— Závěrem pro kontrolu porovnáme počet atomů kyslíku na obou stranách rovnice. Na každé straně jich je 24. Výpočtem jsme si ověřili, že upravená rovnice skutečně odpovídá zákonu zachování hmotnosti.

63Příklad 2: Doplňte koeficienty do schématu reakce:

FeCl2 + H20 2 + HC1 -4 FeCl3 + H20

Řešení:a) Železo má na levé straně schématu oxidační číslo II, na pravé III. To

znamená, že se v průběhu reakce oxidovalo (chlorid železnatý vystu­puje v reakci jako redukční činidlo).

b) Kyslík vázaný v peroxidu vodíku má oxidační číslo -I a ve vodě -II. Kyslík se v průběhu reakce redukoval (peroxid vodíku je v systému oxidačním činidlem).

c) Napíšeme dílčí rovnice reakce a provedeme křížovou výměnu počtu elektronů.

Fe11 - le" -» FeUI 1.2

2 0 _I + 2e_ -> 2 0 "n 1. 1

Všimněte si, že v dílčí rovnici vyjadřující redukci kyslíku vychá­zíme ze dvou atomů. Je to nutné, protože v molekule peroxidu vodíku jsou atomy kyslíku dva.

d) Do schématu vyjadřujícího průběh celé reakce doplníme zjištěné koeficienty a zbývající dopočítáme.

2FeCl2 + H20 2 + 2HC1 -> 2FeCl3 + 2H20

4.2.3. Vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic v iontovém tvaru

V některých případech není nutné vypisovat celou rovnici oxidačně redukční reakce, ale stačí zapsat pouze její princip, který vystihuje podstatu chemického děje. Všechno si opět ukážeme na příkladu.

Příklad 3: Doplňte stechiometrické koeficienty do schématu chemické reakce.

C r ^ + B r + i r -> Cr3* + Br2 + H20

Řešení:a) Nejdříve zjistíme, u kterých prvků se v průběhu reakce změnilo

oxidační číslo:

Chrom má na levé straně schématu oxidační číslo VI a na pravé III, došlo tedy k jeho redukci.Brom má na levé straně oxidační číslo -I a na pravé 0, to znamená, že se oxidoval.

64

b) Oba děje zapíšeme pomocí dílčích rovnic, křížem zaměníme počty elektronů a zkrátíme.

2CrVI + 6e" 2Crni 1. 1

2 B r '-2 e " -> Br$ 1.3

c) Konečnou úpravu schématu provedeme stejným způsobem jako v předcházejících případech.

Cr207_ + 6Br~ + 14H* -» 2Cr*+ + 3Br2 + 7H20

d) Při kontrole vyrovnání chemické rovnice v iontovém tvaru vypo­čítejte výsledné náboje na její levé i pravé straně. Je-li rovnice správně vyrovnána, musí být výsledný náboj na obou stranách stejný (nemusí však být nulový).

Otázky a úkoly

1. Objasněte pojmy oxidace, redukce, oxidační činidlo, redukční činidlo.

2. Doplňte stechiometrické koeficienty do následujících schémata) Ag + HNO3 —» AgN03 + NO + H2Ob) (NH4)2Cr20 7 -» Cr20 3 + N2 + H2Oc) CuS + HNO3 -» Cu(N0 3)2 + S + NO + H2Od) Na2S203 + 12 —> Na2S40ó + Nale) HNO3 + H2S -» NO + S + H2Of) Nal + H2SO4 —» I2 + Na2S04 + H2S + H2Og) Cr203 + NaN0 3 + NaOH —> Na2Cr04 + NaN02 + H2Oh) FeS04 + KMn04 + H2SO4 —>

Fe2(S0 4)3 + MnS04 + K2SO4 + H203. Doplňte stechiometrické koeficienty do schématu chemických

reakcía) MnOi + H+ + NO2 -> Mn2+ + N03 + H20b) M n04 + r + H+ -> Mn2+ + 12 + H2Oc) SOl- + MnOi + H+ -> SOÍ- + Mn2+ + H20d) IO3 + CI2 + OH" -> ioš~ + c r + H2oe) Mn2+ + MnOÍ + H20 -> M n02 + H+f) CnOt~ + C r + l ť Cr3+ + Cl2 + H20g) I03 + T + H+ -> I2 + H2Oh) S0§~ + Cr20$" + H* -> S O ť + C r^ + ^ O

4. Pokuste se některá schémata uvedená v předcházejících příkladech vyrovnat metodou matematických rovnic.

65

4.2.4. Výpočty z chemických rovnic

Chemici často potřebují znát odpověď na otázku, jaká množství látek musí navážit, aby připravili určitou sloučeninu. Vstupní informaci pro chemickou syntézu poskytují výpočty z chemických rovnic.

Příklad 1: Vypočítejte, kolik g uhličitanu vápenatého je nutno navážit pro přípravu 80 g CaO. (Oxid vápenatý se připravuje termickým rozkla­dem CaC0 3 .)

Řešení:a) Napíšeme rovnici reakce

CaC03 —> CaO + CO2

b) Pod rovnici vypíšeme relativní molekulové hmotnosti reagujícíchi vznikajících látek, které budeme pro výpočet potřebovat

CaC03 -» CaO + CO2100.1 56,1

c) Na další řádek napíšeme vstupní data, tj. v našem případě pod CaO číslo 80 a pod CaC03 neznámou x. Pak sestavíme úměru.

CaC03 -» CaO + CO2

100,1 .............. 56,1

x .....................80,0

x : 100,1 = 80,0 : 56,1

x = 142,8Všimněte si, že jsme dosud pracovali s bezrozměrnými čísly, která

vyjadřovala pouze hmotnostní poměry. Jestli nyní zvolíme jako jed­notky gramy, kilogramy nebo třeba tuny, záleží jen na nás. V našem případě jsou zadáním určeny gramy. Odpověď zní:

Pro přípravu 80 g CaO je nutné navážit 142,8 g CaC0 3 .

Příklad 2: Kolik dm3 oxidu siřičitého vznikne (za normálních podmí­nek) spálením 50 kg síry?

Řešení:a) Napíšeme rovnici reakce.

S + O2 —> SO2

b) Pod rovnici vypíšeme relativní atomovou hmotnost síry a příslušný objem S 0 2. (Je třeba si uvědomit, že za normálních podmínek je objem 1 molu libovolné plynné látky 22,4 dm3).

S + O2 —> SO2

32.1 22,4

c) Vypíšeme vstupní data a sestavíme přímou úměru.

S + O2 —> SO2

32,1 22,4

5 0 ,0 .......................................... x

50,0 : 32,1 = x : 22,4

x = 34,9Vzhledem k tomu, že navážka byla zadána v kilogramech, je objem

vznikého S 0 2 v m3. Výsledek musíme převést na dm3, jak požaduje zadání.

Spálením 50 kg síry vzniklo 34,9 . 103 dm3 oxidu siřičitého.

Příklad 3: Sulfid železnatý je možno připravit přímou reakcí z prvků. Jaká musí být navážka síry a železa pro přípravu 120 g FeS?

Řešení:a) Napíšeme rovnici reakce.

Fe + S —> FeS

b) Pod rovnici napíšeme příslušné relativní molekulové hmotnosti.

Fe + S —> FeS

55,8 ............. 32,1 ................... 87,9

c) Vypíšeme vstupní data a sestavíme příslušné přímé úměry. (Všechny údaje je pohodlnější zanést do jednoho řádku.)

Fe 55,8

x . .

S32,1

y ••

FeS . 87,9

. 120,0

x : 55,8 = 120,0 : 87,9 y : 32,1 = 120,0 : 87,9

x = 76,2 y = 43,8Zbývá doplnit jednotku. V našem případě jsou to gramy.

Na přípravu 120 g sulfidu železnatého je třeba navážit 76,2 g železa a 43,8 g síry.

13 Otázky a úkoly

1. Pro laboratorní přípravu kyslíku lze použít termický rozklad chlo- rečnanu draselného.(Reakce je katalyzována burelem M n02) Děj popisuje rovnice:

2KC103 2KCl + 3 0 2

Vypočítejte, kolik gramů KC103je za normálních podmínek potřeba na přípravu 50 dm kyslíku.

2. Chlorovodík se vyrábí přímou syntézou vodíku s chlorem.Reakce je popsána rovnicí:

H2 + CI2 -> 2HC1

Vypočtěte, kolik m3 vodíku je potřeba na přípravu 100 m3 HC1.3. Do roztoku KOH byl za normálních podmínek zaváděn chlorovodík.

Probíhající reeakci popisuje následující rovnice:

KOH + HC1 KC1 + H20

Kolik gramů hydroxidu draselného obsahoval roztok, který byl zcela zneutralizován 5 moly chlorovodíku?

4. Kolik gramů FeSC>4 . 7H2O vznikne rozpuštěním 30 g železa v kyse­lině sírové? (Napište rovnici reakce.)

5. Oxid dusný se připravuje v laboratoři rozkladem dusičnanu amon­ného. (Při reakci vzniká ještě voda.) Napište rovnici reakce a vypo­čítejte, kolik gramů dusičnanu amonného se musí rozložit, aby vznikly 3 moly N20 .

6. Kolik dm3 sulfanu bylo (za normálních podmínek) zavedeno do roztoku olovnaté soli, jestliže vzniklo 32g PbS?

7. Kolik m3 oxidu uhličitého je potřeba (za normálních podmínek), aby ztuhla malta, která obsahuje 52 kg Ca(OH)2?

8. Rozkladem dichromanu amonného vzniká oxid chromitý, dusík a voda. Napište rovnici reakce a vypočítejte, kolik gramů oxidu chromitého vzniklo, jestliže se za normálních podmínek uvolnilo 40 dm3 dusíku.

9. Oxid siřičitý se v laboratoři připravuje reakcí siřičitanů s kyselinou chlorovodíkovou. Jaké množství Na2S03 . 7 H2O je nutno navážit pro přípravu 1,5 molu oxidu siřičitého?

68

směs

směs homogenní

směs heterogenní

fáze

disperznísoustavy

5. Homogenní a heterogenní směsi

Směsi jsou látky obsahující minimálně dvě složky, které je možné od sebe oddělit fyzikálně chemickými metodami. Uvě­domte si, že smísením látek se jejich chemická podstata nemě­ní. Látky tvořící směs nejsou chemicky vázány a poměr jed­notlivých složek ve směsi lze měnit. Podle složení se rozlišují směsi homogenní a heterogenní.

Homogenní směs má ve všech svých částech stejnévlastnosti. Za homogenní jsou považovány i soustavy, jejichž vlastnosti se spojitě (plynule) mění. Velikost částic tvořících tyto směsi je menší než 10"9m. Jako příklad je možno uvést vzduch, roztoky solí apod.

Heterogenní směs se skládá ze dvou, případně více ho­mogenních oblastí. Velikost částic tvořících heterogenní smě­si je větší než 10"7m. Místo pojmu oblast bývá častěji užíván termín fáze. Fáze je homogenní část soustavy, oddělená od ostatních částí rozhraním, na němž se vlastnosti mění sko­kem. Jako příklad je možno uvést směs, která vznikne doko­nalým promícháním práškového zinku a práškové síry. Při přechodu z fáze tvořené zinkem do fáze tvořené sírou se prud­ce změní fyzikální i chemické vlastnosti prostředí.

homogenní směs heterogenní směs

koloidy

10*10 10-9 10-8 10-7 10-6 m

Zvláštní postavení v této klasifikaci směsí mají tzv. dis­perzní soustavy, které se někdy přiřazují k heterogenním sou­stavám. Podle velikosti rozptýlených (dispergovaných) částic se dělí do dvou skupin:

a) Hrubě disperzní soustavy jsou charakteristické tím, že průměr částic rozptýlených v disperzním prostředí je větší než 5.10"7 m. K nejběžnějším soustavám tohoto typu patří aerosoly (mlha, kouř, dým), emulze (mléko), suspenze (směs hydroxidu vápenatého a vody) a pěny (šlehačka).

69

b) Jemně disperzní soustavy se často vzhledem k velikosti rozptýlených částic (1 0 9 - 5. 10 7 m) označují jako nepra­vé neboli koloidní roztoky. Na rozdíl od hrubě disperzních soustav se částice rozptýlené v koloidním roztoku neusa- zují. Mezi koloidní roztoky patří například vaječný bílek.

5.1. Roztoky a jejich vlastnosti

Roztok je homogenní směs dvou nebo více látek. Děj, v jehož průběhu roztoky vznikají, se nazývá rozpouštění a do­chází při něm k promísení látek na molekulární úrovni. Při míšení často vznikají nová uskupení neboli asociáty, tvořené s molekulami (případně jinými částicemi) rozpouštědla a roz­pouštěné látky. Tato uskupení mohou být různě pevná.

Za rozpouštědlo bývá často považována ta látka, která je v soustavě v nadbytku. V roztoku vzniklém smísením látky kapalné s látkou pevnou, případně plynnou je rozpouštědlem kapalina. Pokud se jedná o homogenní směs nejrůznějších látek s vodou, za rozpouštědlo je téměř vždy považována voda.

5.1.1. Dělení roztoků

Dělení roztoků podle skupenství

Podle skupenství rozlišujeme roztoky pevné (např. slitiny kovů), kapalné (např. cukr nebo kyslík rozpuštěný ve vodě) a plynné (např. vzduch). Roztoků je celá řada. My se v dalším výkladu omezíme na roztoky, ve kterých je rozpouštějící lát­kou kapalina.

% wi n i m i

.bé i Mm Vtlfm kflrl EligwWi

kapalina plyn

kapalina kapalina

kapalina pevná látka

koloidní roztok

rozpouštění

rozpouštědlo

70

neelektrolyt

pravý elektrolyt

rozpouštění iontového krystalu

ve vodě

potenciálníelektrolyt

Dělerrí roztoků podle vlastností rozpouštěné látky

Na základě tohoto přístupu rozlišujeme roztoky neelektro- lytů a elektrolytů.

Roztoky neelektrolytů vznikají při rozpouštění látek, je ­jichž molekuly obsahují pouze nepolární nebo slabě polární kovalentní vazby a přecházejí do roztoku jako celek. V rozto­ku jsou obklopeny molekulami rozpouštědla a vzájemně na sebe působí slabými van der Waalsovými silami. Vzniklé roz­toky nevedou elektrický proud. Do této skupiny patří např. roztok jodu v chloridu uhličitém nebo roztok glukózy ve vodě.

Roztoky pravých elektrolytů vznikají při rozpouštění iontových sloučenin v polárních rozpouštědlech. Při jejich rozpouštění dochází k vytrhávání jednotlivých iontů ze struk­tury krystalu molekulami rozpouštědla. Vzniklý roztok obsa­huje volně pohyblivé, elektricky nabité částice, a je proto elektricky vodivý.

Elektricky vodivé roztoky vznikají také při rozpouštění sloučenin, v jejichž molekulách se vyskytuje polárně kova­lentní vazba. Jejich molekuly mohou být molekulami polární­ho rozpouštědla roztrženy a vzniklé ionty se pak rozptýlí mezi molekulami rozpouštědla. Látky tohoto typu se označují jako potenciální elektrolyty.

71

*i

Ol

OlI

❖

ioI❖

H 5- a 5 h H

x°/

as

❖ lo -<x ^ ' 1 ❖ - Ol ^

H H\ — / ?♦H

a h h\ /x°/

5.1.2. Složení roztoků

Uvědomte si, že ne všechny látky, které tvoří roztoky, lze mísit v libovolných poměrech. Z hlediska vzájemné mísitel- nosti rozlišujeme: látky neomezeně mísitelné, omezeně mísi- telné a nemísitelné.

Neomezeně mísitelné látky vytvářejí homogenní směs bez ohledu na to, v jakém poměřuje smísíme. Patří mezi ně všech­ny plynné látky a také některé kapaliny. Příkladem neomezeně mísitelných kapalin je soustava vzniklá smísením ethylalko­holu s vodou nebo methylalkoholu s ethylalkoholem.

Omezeně mísitelné látky tvoří homogenní směs jen v ur­čitém rozsahu vzájemných poměrů. Do této oblasti patří větši­na soustav vzniklých smísením pevných a kapalných látek. Vzniklé roztoky mohou být nenasycené nebo nasycené. V ne­nasyceném roztoku se zadaných podmínek rozpustí ještě další množství rozpouštěné složky. Pokud je roztok nasycen, za daných podmínek se v něm více rozpouštěné látky nerozpustí.

Vzájemnou mísitelnost látek lze charakterizovat i exaktním způsobem, pomocí tzv. rozpustnosti.

Rozpustnost určité látky v daném rozpouštědle se větši­nou udává hmotností látky, která se za daných podmínek (teploty a tlaku) rozpustí v určitém váhovém nebo obje­movém množství rozpouštědla za vzniku nasyceného roz­toku.

Rozpustnost látek v závislosti na podmínkách (tzn. teplotě a tlaku) udávají křivky rozpustnosti.

rozpouštění potenciálních elektrolytů v polárním rozpouštědle

smísitelnost omezená a neomezená

roztoky nasycené a nenasycené

rozpustnost

72

křivky rozpustnosti některých solí

látky nemísitelné

a

2 5 0 -

2 0 0 -

/

ř A g N 0 3Kl

i s X/)

n(/) N0 8

1 Z

1 5 0 - N a N O « / ^

1 0 0 -

Q .O N T- O o,

c c > 5 0N a 2 S 0 4

N a C I U 9 S O d

0() 2 0 4 0 6 0 8 0 1 0 0

Teplota fC]

Nemísitelné látky jsou vzájemně nerozpustné. Příkla­dem nemísitelných látek je olej a voda. Pokud rozmícháme olej ve vodě a soustavu necháme určitou dobu v klidu, olej se od vody oddělí a vytvoří na jejím povrchu vrstvu. Je nutné si uvědomit, že naprosto nemísitelné látky prakticky neexistují.O oleji a vodě hovoříme jako o látkách vzájemně nemísitel­ných, protože množství vody, které zůstane po promíchání rozpuštěné v oleji a naopak, je velmi malé.

I řada jedovatých kapalin, o nichž tvrdíme, že jsou s vodou nemísitelné, se v nepatrném množství ve vodě rozpouští. Je­jich vodný roztok je i přes velmi nízkou koncentraci pro živé organizmy škodlivý. Právě to je jeden z důvodů, proč je nutné chránit přírodní vodní zdroje před znečištěním nejrůznějšími organickými kapalinami.

5.1.3. Koncentrace roztoků

V praxi je často důležité vědět, jaké množství látky je v roztoku obsaženo. Jinými slovy: je třeba znát, jaká je kon­centrace roztoku. Koncentraci roztoku lze vyjádřit různými způsoby. S některými z nich se nyní seznámíme.

73

Hmotnostní zlomek w

vztah pro výpočethmotnostníhozlomku

mA + mr = mR

Obdobným způsobem je možné vypočítat i hmotnostní zlomek rozpouštědla, které je podobně jako rozpouštěná látka jednou ze složek roztoku.

Součet hmotnostních zlomků všech látek tvořících roztok je roven jedné.

Hmotnostní zlomek látky A v roztoku je definován jako podíl hmotnosti látky A ku celkové hmotnosti roztoku:

mAWA=1

mA - hmotnost látky A mr - hmotnost rozpouštědla mR - hmotnost roztoku

Hmotnostní procento

Hmotnostní procento určité složky v roztoku získáme vztah pro výpočet vynásobením jejího hmotnostního zlomku stem: hmotnostního %

hmotnostní procento = w . 100

Příklad 1: Jaký je hmotnostní zlomek chloridu sodného v roztoku, který vznikl rozpuštěním 15g NaCl v 65 gramech vody?

Řešení: V tomto případě stačí dosadit přímo do základního vztahu nriNaci 15 n in

WNaCl = ----------------------- W N a C l= — ------— - 0 , 1 9m NaCI + m Vody 1 5 + O J

Hmotnostní zlomek chloridu sodného v roztoku je 0,19.

Příklad 2: S využitím zadání předcházejícího příkladu vypočtěte hmot­nostní zlomek vody v roztoku.

Řešení: w h 2o můžeme vypočítat dosazením do vzorce pro výpočet hmotnostního zlomku nebo postupujeme tak, že odečteme WNaCl vypoč­tený v předcházejícím příkladě od jedné (součet hmotnostních zlomků všech látek v roztoku je roven 1).

WHjO = —~ — — 0,81^ 15 + 65

Hmotnostní zlomek vody v roztoku je 0,81.

* V případě, že roztok vznikl rozpuštěním většího počtu látek, je celková hmotnost roztoku dána součtem hmotnosti rozpouštědla s hmotnostmi všech látek, které jsou v něm rozpuštěny.

74

vztah pro výpočet objemového %

Příklad 3: Kolik gramů bromidu draselného je rozpuštěno v 70 g vody, je-li hmotnostní zlomek bromidu draselného v roztoku 0,15?

Řešení: Dosadíme do základního vztahu a vyřešíme rovnici

— -— = 0,15 x + 70

x = 0,15x + 0,15 . 70x = 12,4 g

V roztoku je obsaženo 12,4g bromidu draselného.

Příklad 4: Jaká je procentová koncentrace (vyjádřená ve hmotnostních procentech) NaOH v roztoku, který vznikl rozpuštěním 40 g NaOH v 80 g vody?

Řešení: Vypočítáme hmotnostní zlomek NaOH a ten vynásobíme stem.

40 . 100 = 33,3%40 + 80

Roztok obsahuje 33,3% NaOH.

Otázky a úkoly

1. Jaký je hmotnostní zlomek dusičnanu draselného v roztoku, který vznikl rozpuštěním 26 g této soli v 90 g vody?

2. V kolika g vody je nutno rozpustit 32 g NaCl, aby vznikl 20% roztok chloridu sodného?

3. Kolik gramů NaN02 obsahuje 58 g roztoku této soli, je-li hmot­nostní zlomek vody v roztoku 0,95?

4. Kolik gramů vody obsahuje 70 g roztoku KOH, ve kterém je hmot­nostní zlomek KOH 0,25?

5. Kolik gramů KBr získáme po odpaření veškeré vody ze 120 g roztoku, ve kterém je hmotnostní zlomek KBr 0,12?

Objemové procento

Koncentrace roztoků, které vznikly smísením dvou nebo více kapalin, bývají často vyjadřovány v objemových procen­tech. Objemové % látky A v roztoku je definováno vztahem:

objem % = . 100

V r - celkový objem roztoku Va - použitý objem látky A

75Je nutné si uvědomit, že celkový objem roztoku by byl

roven součtu objemů jednotlivých složek pouze v ideálním případě. Pro reálné roztoky platí, že součet objemových procent všech složek tvořících roztok není roven stu.

Občas bývá pro vyjádření koncentrace roztoku používáni objemový zlomek. Pro jeho označení se používá malé řecké písmeno q> a získáme ho vydělením objemového procenta stem.)

Příklad 1: 500 cm3 vodného roztoku ethylalkoholu obsahuje 200 cm3 ethanolu. Jaká je koncentrace ethanolu v roztoku vyjádřená v obje­mových procentech?

Řešení: Sestavíme přímou úměru.

500 cm3 ....................................100 obj.9í200 cm3 .................................... x obj.%

200 : 500 = x : 100 x = 40 obj.%

Roztok obsahuje 40 objemových procent ethylalkoholu.

Příklad 2: S využitím údajů z předcházejícího příkladu vypočítejte objemová % vody v roztoku.

Řešení:a) Abychom mohli příklad vypočítat, musíme nejdříve v tabulkách

vyhledat hustotu 40% (obj.) roztoku ethanolu, hustotu 100% etha­nolu a hustotu vody. (Použité údaje se vztahují na teplotu 20°C.).

p 40% = 0,9497 g . cm3 p ioo% = 0,7907 g . cm-3

p vody ~ 0,9982 g . cmb) Nyní vypočteme hmotnost 40% roztoku ethanolu a od ní odečteme

hmotnost 100% ethanolu. (Pro výpočet hmotnosti použijeme vztah p . V = m) Výsledkem je hmotnost vody v roztoku.

500. 0,9497 - 200 . 0,7907 = 316,71 g vodyc) Dosazením do vztahu V = m/p vypočteme objem vody v roztoku.

316,71 o m o ___3------ = 317,28 cm0,9982

Roztok obsahuje 317,28 cm3 vody.d) Nyní vypočteme objemové procento vody v roztoku.

500 cm3 .................................... 100 obj. %317,28 cm3 ............................... xobj. %

317,28 : 500 = x : 100 x = 63,46 obj.%

Roztok obsahuje 63,46 objemových procent vody. (Porovnáním s předcházejícím příkladem zjistíte, že součet obou výsledků se sku­tečně liší od hodnoty 100.)

objemový zlomek

76

Příklad 3: Vyjádřete koncentraci 45 % (obj.) roztoku ethanolu ve hmotnostních procentech.

(p 45% = 0,9410 g . cm3 p i oo% = 0,7907 g . cm“3)Řešení:a) Pro výpočet zvolíme libovolný objem roztoku. Nejvýhodnější bude

1 dm .b) 1 dm3ethanolu o koncentraci 45obj.% má hmotnost 941,0g. V tomto

objemu roztoku je obsaženo 450 cm3 100% ethanolu.

450 cm3 ethanolu má hmotnost.............450 . 0,7907 = 355,8g

c) Vypočítáme hmotnostní procenta ethanolu v roztoku.

" 1 0 0 % .......................................... 941, Og

x% .............................................. 355,8 g

x : 100 = 355,8 : 941,0

x = 37,8%V roztoku je obsaženo 37,8 hmotnostních % ethanolu.

Otázky a úkoly

1. Jaká je koncentrace methanolu (vyjádřená v objemových %) v 800 cm3 roztoku, který obsahuje 350 cm3 methanolu?

2. Vyjádřete koncentraci roztoku, který obsahuje 32 obj.% roztoku ethanolu v hmotnostních procentech.

(p 32% = 0,9613 g . cm-3; p ioo% = 0,7907 g . cm-3)3. Hustota 50% (hmotnostní procenta) vodného roztoku ethanolu je

0,9153 g . cm'3. Přepočítejte tuto koncentraci na objemová procenta. (Hustota bezvodého ethanolu je p \oo% = 0,7907 g . cm-3)

Molární koncentrace

vztah pro výpočet molární

koncentrace

Poznámka:Jestliže využijeme k vyjádření koncentrace některé složky roztoku objemové procento, objemový zlomek, případně molární koncentraci, musíme počítat s tím, že tato vyjádření jsou závislá na teplotě soustavy. Koncentrace vyjádře­né na základě hmotností (hmotnostní procento a hmotnostní zlomek) jsou na teplotě nezávislé.

Molární koncentrace^je definována jako počet molů určité látky rozpuštěné v 1 dm roztoku:

n ACA = ------

VRca - molární koncentrace látky A nA - počet molů látky A V r - celkový objem roztoku

15

77Příklad 1: Jaká je molámí koncentrace roztoku NaCl, který obsahuje v 1 dm3 125g NaCl?

Řešení:Molámí koncentrace je definována jako počet molů látky roz­puštěné v jednom dm3 roztoku. Vzhledem k tomu, že náš roztok má objem právě 1 dm3 , zbývá zjistit, kolik molů je 125 gramů NaCl. To zjistíme výpočtem ze vzorce:

n = — po dosazení n = ^ = 2,14 molů M P 58,44

Roztok chloridu sodného je 2,14 M.

Příklad 2: Kolik gramů chloridu sodného je obsaženo ve 420 cm jeho 1,8M roztoku? (Mr(NaCl) = 58,44)

Řešení:a) Sestavíme přímou úměru.

v 1000 cm3 roztoku j e ...............1,8 molu NaCl “

ve 420 cm3 roztoku j e ...............x molů NaCl420: 1000 = x : 1,8

x = 0,756 molů NaClb) Dosazením do známého vztahu vypočítáme hmotnost chloridu sod­

ného.

n . M = m tedy 0,756 . 58,44 = 44,18 g

Roztok obsahuje 44,18 g NaCl.

Příklad 3: Kolik cm3 0,5M roztoku NaOH lze připravit z 60 g tétolátky? Mr(NaOH) = 40,0)

Řešení: Sestavíme přímou úměru.

" 1000 cm3 0,5M roztoku N aO H ...................20 g NaOHx cm3 0,5M roztoku NaOH .................60 g NaOH

x : 1000 = 60 : 20 x = 3000 cm3

Z 60 g NaOH je možno připravit 3000 cm3 0,5M roztoku.

Příklad 4: Jaká je procentová koncentrace 5M roztoku kyseliny sírové? M r(H2S0 4) = 98,1

Řešení:a) K přepočtu potřebujeme hustotu 5M kyseliny sírové, která má hod­

notu 1,29 g . cm-3 (vyhledáme ji v tabulkách).

Hmotnost 1000 cm3 5M H2SO4 je tedy 1290 g.

b) Hmotnost kyseliny sírové v roztoku zjistíme ze vztahu

m = n . M tedy m = 5 . 98,1 = 490,5 g H2SO4

78

c) Zbývá vypočítat procentovou koncentraci kyseliny. Vyjdeme ze vztahu pro výpočet hmotnostních %.

m H- °- . 100 . 100 = 38,0%mR 1290

V 5M roztoku kyseliny sírové je obsaženo 38,0% kyseliny.

Příklad 5: Jaká je molámí koncentrace 30% kyseliny chlorovodíkové?

Řešení:a) Nejdříve musíme v tabulkách vyhledat hustotu 30% kyseliny chlo­

rovodíkové a její relativní molekulovou hmotnost.

p = 1,15 g . cm'3; Mr(HCl) = 36,46

Z údaje o hustotě vyplývá, že 1000 cm3 30% HC1 váží 1150g.

b) Nyní vypočteme hmotnost chlorovodíku, který se nachází v 1000 cm3 30% roztoku HC1.

1150 g ........................................ 100%x g .............................................. 30%

x : 1150 = 30 : 100 x = 345 g HC1

c) Molámí koncentraci roztoku získáme dosazením do vztahu:

n = tedy n = -M rL — 9,46 molůM 36,46

30% kyselina chlorovodíková je 9,46M.

Příklad 6: Kolik cnr 50% kyseliny sírové je třeba na přípravu 1,5 d n / 2,5M roztoku této kyseliny?

Řešení:a) Nejdříve musíme v tabulkách vyhledat hustotu 50% roztoku kyse­

liny sírové a její relativní molekulovou hmotnost.

p 50% = 1,40 g . cm“3 ; Mr(H2S 0 4) = 98,1

b) Dále zjistíme, kolik gramů 100% kyseliny sírové bude roztok obsa­hovat. Při výpočtu vyjdeme z následujících vztahů:

n = c . V ( l ) a n . M = m (2)

S využitím vztahu (1) dosadíme za n do vztahu (2):

m = c . V . M

m = 1,5 . 2,5 . 98,1 = 367,9 g H2S 0 4

Vypočtená hmotnost kyseliny sírové je hmotností 100% kyseliny. My však máme k dispozici 50% kyselinu, proto musíme provést

přepočet.

79Sestavíme nepřímou úměru:

100% kyseliny ......................... 367,9 g

50% kyseliny ........................... xg

100 : 50 = x : 367,9

x = 735,8 g

c) Vypočtenou hmotnost kyseliny přepočteme na objem.

V = — dosadíme V = = 525,6 cm3p 1,40

Na přípravu 1,5 dm3 2,5M kyseliny sírové je potřeba 525,6 cm3 50% kyseliny sírové.

I Q Otázky a úkoly

1. Kolik gramů dusičnanu sodného je třeba na přípravu 1,5 dm3 2M roztoku této látky?Mr(NaN03) = 85

2. Jaká je molámí koncentrace roztoku bromidu draselného, který obsahuje v 5 dm3 254 g KBr?Mr(KBr)= 119

3. Jaký objem 0,2M roztoku Na2C03 můžeme připravit z 15 g této sloučeniny?Mr(Na2C 0 3) = 106

4. V 0,5 dm3 roztoku je obsaženo 20 g chlorovodíku. Jaká je molarita této kyseliny?Mr(HCl) = 36,46

5. Kolik gramů NaOH je obsaženo ve 2 dm3 jeho 0,8M roztoku?6. Jaká je procentová koncentrace 2M roztoku kyseliny dusičné?

Mr(HNC>3) = 63,0; p 2M h n o 3 = 1,06 g . cm 37. Jaká je molámí koncentrace 10% kyseliny sírové?

Mr(H2S04) =98,1; p io% h 2so 4 = 1,07 g . c m 38. Kolik cm3 66% kyseliny dusičné je třeba na přípravu 3 dm3 5M

roztoku této kyseliny?Mr(HN03) = 63,0; p 66% h n o 3 = 1,40 g . cm 3

9. Kolik gramů NaCl obsahuje lem31,1M roztoku této látky?10. Kolik cm3 20% hydroxidu sodného je třeba na přípravu 1,3 dm3 2M

roztoku této látky?Mr(NaOH) = 40,0; p 2()%NaOH = 1,22 g . cm 3

80

křížové pravidlo

Ředění roztoků

Vše si vysvětlíme na následujících příkladech:

a) Křížové pravidlo

Příklad 1: Kolik cm3 50% kyseliny dusičné (p = 1,310 g . cm'3) je potřeba pro přípravu 450 cm3 jejího 10% roztoku (p = 1,054 g . cm '3)?

Řešení: Pro výpočet použijeme tzv. křížové pravidlo.

a) Vstupní koncentrace roztoků napíšeme vedle sebe. Pokud k ředění použijeme vodu, jako v tomto případě, místo druhé koncentrace píšeme nulu.

50 0

b) Do středu pomyslného čtverce vepíšeme požadovanou koncentraci

50 0

10c) V úhlopříčkách vytvoříme absolutní hodnotu rozdílů vstupní a poža­

dované koncentrace.

50 0 50 0\ ■ / \

10 10\ \

40 10 40

d) Pod výchozími koncentracemi se nyní nachází počet jejich hmot­nostních dílů, které jsou pro přípravu roztoku třeba.

50 0

* X i10 dílů 40 dílů

e) Pomocí známého vztahu (m = p . V) vypočteme hmotnost připra­vovaného roztoku.

m = 1,054.450 = 474,3 g

f) 474,3 g 10 % roztoku vzniklo smísením 10 hmotnostním dílů 50 % roztoku kyseliny a 40 hmotnostních dílů vody. Celkově je roztok

81tvořen 50 díly. Zjistíme hmotnost jednoho z nich a vypočítáme hmotnost 10 dílů kyseliny a 40 dílů vody.

474,3 : 50 = 9,486 g

10 dílů 50% H N 03 ............... 10 . 9,486 = 94,86 g

40 dílů v o d y ......................... 40 . 9,486 = 379,44 g

g) S využitím následujícího vztahu přepočteme hmotnost obou složek na objem:

Abychom si usnadnili výpočet budeme předpokládat, že hustota vody je rovna jedné (p h2o = 1 ,0).

. . 379,4 __n . 3V h 2o = —~ = 379,4 cm

VHNO, = - ^ = 72,4cm3

Na přípravu 450 cm3 roztoku 10% kyseliny dusičné použijeme 72,4 cm 50% roztoku této kyseliny a 379,4 cm3 vody.

Nejčastější zdroje chyb ve výpočtu:

Při výpočtu je třeba počítat s hmotnostmi, protože výsledný objem roztoku není dán součtem objemů roztoků, ze kterých vznikl! Při ředění totiž dochází k objemové kontrakci.

b) Zřeďovací rovnice

Druhá metoda, často používaná při výpočtech spojených s ředěním roztoků, vychází z tzv. zřeďovací rovnice. Napíšeme si její obecný tvar pro míšení dvou různě koncentrovaných roztoků.

mjCj + m2C2= (mj + m2)c

nebo

mjCj + m2c2 = m c

ci, C2 - jsou procentové koncentrace výchozích roztoků c - koncentrace vzniklého roztoku mi, rm - hmotnosti výchozích roztoků m - celková hmotnost roztoku

zřeďovací rovnice

82

Příklad 2: Pomocí zřeďovací rovnice vypočítejte, kolik cm3 50% kyse­liny dusičné (p = 1,310 g . cm'3) je potřeba pro přípravu 450 cm3 jejího 10 % roztoku (p = 1,054 g . cm'3).

Abychom mohli porovnat obě metody používané při výpočtu ředění roztoků má příklad 2 stejné zadání jako příklad 1.

Řešení: Voda má koncentraci 0%. Hodnotu m2 získáme tak, že od celkové hmotnosti roztoku m odečteme hmotnost mi:

m2 = m - mi

hmotnost m vypočteme ze vztahu:

m = p . V tedy m = 1,054 . 450 = 474,3

dosadíme do zřeďovací rovnice:

mi . 50 + (m - mi) . 0 = 474,3 . 10

mi = 94,9 g

m2 = 474,3 - 94,9 = 379,4 g

Výpočet objemů kapalin je již shodný s bodem g) předcházejícího příkladu.

Otázky a úkoly

1. Kolik cm3 40% kyseliny dusičné (p = 1,25 g . cm'3) a kolik g vody je potřeba pro přípravu 250 cm3 15% roztoku HN 03(p = 1,08 g . cm j ?

2. Jaká bude výsledná koncentrace roztoku, který vznikne smísením 250 cm3 50% kyseliny dusičné (p = 1,310 g . cm'3) s 300 cm3 15% roztoku této kyseliny (p = 1,08 g . cm'3)?

3. Kolik cm3 50% H2S 04 (p = 1,40 g . cm 3) je potřeba k přípravě 1000 cm310% roztoku této kyseliny (p = 1,07 g . cm'3)?

5.1.4. Koncentrace roztoků a výpočty z chemických rovnic

Příklad 1: Vypočítejte, kolik g 30% kyseliny sírové bude potřeba pro přípravu 50 g ZnSC>4.

Řešení:a) Napíšeme rovnici reakce.

Zn + H2SO4 — ZnSC>4 + H2

17

83b) Pod rovnici doplníme relativní molekulové hmotnosti reagujících

látek.

Zn + H2SO4 —» ZnS04 + H2

9 8 ,1 161,4c) Doplníme vstupní data a sestavíme přímou úměru.

Zn + H2SO4 —> ZnSC>4 + H298,1 161,4x ..............................50x : 98,1 = 50 : 161,4

x = 30,4Pozor!! Údaje získané výpočtem z chemické rovnice odpovídají

100% látkám.

Pro přípravu 50 g síranu zinečnatého by bylo třeba 30,4 g 100% H2SO4.

d) Nyní pomocí nepřímé úměry vypočteme hmotnost odpovídajícího množství 30% roztoku kyseliny sírové.

" 30,4 g ........................................100%H2S 0 4x ................................................ 30% H2SO4

x : 30,4 = 100 : 30 x = 101,3 g

Pro přípravu 50 g ZnSCUje třeba 101,3 g 30% kyseliny sírové.

Příklad 2: Oxid uhličitý se připravuje reakcí kyseliny chlorovodíkové s uhličitanem vápenatým. Kolik cm 2M roztoku kyseliny chlorovo­díkové je za normálních podmínek třeba na přípravu 10 dm C 02?

Řešení:a) Napíšeme rovnici reakce.

CaCOí + 2HC1 -> C 0 2 + CaCl2 + H20

b) Z reakční rovnice plyne, že 2 moly kyseliny chlorovodíkové (2 HC1) zreagují s uhličitanem vápenatým za vzniku 22,4 dm3 CO2. Tuto skutečnost zapíšeme pod rovnici reakce. Pokud v zápise použijeme konkrétní jednotku (např. molX musíme všechny ostatní jednotky volit tak, aby zápis byl správný nejen číselně, ale také rozměrově

CaC03 + 2HC1 -> C 0 2 + CaCl2 + H2O2 moly ........ 22,4 dm3

c) Doplníme vstupní data a sestavíme úměru.

CaC03 + 2HC1 CO2 + CaCl2 + H20“ 2 m oly.........22,4 dm3

x m olů.........10,0 dm3x : 2 = 10,0 : 22,4

x = 0,9 molu

d) Zbývá vypočítat, v jakém objemu 2M roztoku je obsaženo 0,9 molu HC1. Z definice molámí koncentrace plyne, že v 1000 cm32M rozto­ku HC1 jsou obsaženy 2 moly HC1. Můžeme sestavit přímou úměru.

1000 cm3 2M roztoku ...............2 moly HC1 "x cm3 2M roztoku ..................... 0,9 molu HC1

x : 1000 = 0,9 : 2 x = 450 cm3

K přípravě 10 dm3 CO2 bude třeba 450 cm3 2M roztoku HC1.

Příklad 3: Vypočítejte, kolik cm3 1M roztoku NaOH bude potřeba k neutralizaci 15 cm 2% roztoku HC1 (p = 1,008 g . cm'3).

Řešení:a) Nejdříve provedeme přepočet procentové koncentrace na molámí.

1000 cm 2% roztoku HC1 má hmotnost 1008 g a obsahuje 20,16 gHCl

20,16 . c _ , n = — — = 0,55 molu 36,46

Roztok HC1 je 0,55 M, to znamená, že v 1 cm3 tohoto roztoku je obsaženo 5,5 . 10-4 molu HC1.V 15 cm3 roztoku je tedy 15 . 5,5 . 10^ = 8,25 . 10~3 molu HC1.

b) Napíšeme rovnici reakce.

NaOH + HCl -> NaCl + H20

c) Z rovnice plyne, že 1 mol NaOH zreaguje s 1 molem HC1. Můžeme proto napsat následující přímou úměru.

“ 1 mol H C1................................. 1000 cm3 1M NaOH ‘8,25 . 10 3 molu HC1.................x cm3 1M NaOH

8,25 . 10‘3 : 1 = x : 1000 x = 8,25 cm3

K neutralizaci HC1 je potřeba 8,25 cm3 1M roztoku NaOH.

Příklad 4: Pro stanovení obsahu některých látek v roztoku se využívá jejich reakce s manganistanem draselným (manganometrické stanove­ní). Vypočítejte, kolik g kyseliny šťavelové bylo v roztoku, jestliže na její oxidaci bylo spotřebováno 19 cm3 0,02M roztoku KMn04. (Manga­nistanem je kyselina šťavelová oxidována až na CO2.). Popsanou reakci vyjadřuje následující rovnice:

5C2H20 4 + 2KMn04 + 3H2S 0 4 ->

K 2S O 4 -i- 2MnS04 + IOCO2 + 8H2O

Řešení:a) Ze zápisu reakce je zřejmé, že 5 molů kyseliny šťavelové reaguje se

2 moly KMn04:5 molů C2H2O 4........ 2 moly KMn04

85b) Ze zadání plyne, že bylo spotřebováno 19 cm3 0,02M roztoku

KMn04. Vypočteme, kolik molů je ve spotřebovaném objemu rozto­ku obsaženo (cm3 převedeme na dm3: 19 cm3 = 1,9 . 10 dm3).

1,9 . 102 . 0,02 = 3,8 . 10" molů KMn04

c) Vypočtený údaj doplníme do zápisu.

5 molů C2H2O4 .........2 moly KMn04x molů C2H2O4 .........3,8 . 10'4 molu KMnCU

x : 5 = 3,8 . 10-4 : 2

x = 9,5 . 10'4 molu

d) Nyní dosadíme do vztahu m = n . M a tímto způsobem vypočítáme hmotnost kyseliny šťavelové. V tabulkách zjistíme její relativní molekulovou hmotnost Mr(C2H204) = 90.

9,5 . 10-4 . 90 = 8,6 . 10'2 g

Roztok obsahoval 8,6 . 102 g kyseliny šťávelové.

Otázky a úkoly

1. Vodík se v laboratoři připravuje reakcí kyseliny sírové se zinkem. Reaci popisuje následující rovnice:

Zn + H 2S O 4 —> ZnSC>4 + H 2

Kolik cm3 40% kyseliny sírové (p = 1,3 g . cm'3) je potřeba na přípravu 20 dm3 vodíku?

2. Jaká je molarita roztoku KC1, který byl připraven neutralizací vodné­ho roztoku KOH zavedením 44,82 dm plynného chlorovodíku? (Reakce proběhla za normálních podmínek). Výsledný objem rozto­ku byl 2 dm3.

3. Manganometrické stanovení železa vyjadřuje následující iontová rovnice.

5Fe2+ + MnOi + 8H* SFe3* + Mn2+ + 4H20

Při titraci bylo spotřebováno 22,5 cm3 0,02M roztoku KMn04. Vypočtěte, kolik gramů síranu železnatého roztok obsahoval.

4. Stejná objemová množství hydroxidu draselného a hydroxidu bama- tého byla zneutralizována 1M kyselinou chlorovodíkovou. Na neutralizaci KOH bylo spotřebováno 25 cm3 HC1 a na neutralizaci Ba(OH)2 42 cm3 jejího roztoku. Který ze zkoumaných roztoků má vyšší molámí koncentraci?

5. Kolik cm3 40% H N03 (p = 1,25 g . cm'3) je potřeba na přípravu 50 g Cu(N0 3)2 . 3H20? Průběh reakce popisuje následující rovnice:

18

3CU + 8HNO3 3Cu(N03)2 + 2N 0 + 4H20

86

termodynamika

soustava

schematické znázornění

soustavy otevřené, uzavřené

a izolované

6. Chemická termodynamika

Přemýšleli jste někdy o tom, proč vlastně probíhají che­mické reakce? Proč některé látky spolu reagují za běžných podmínek, jiné až po zahřátí, případně spolu nereagují vůbec? Odpověď na všechny tyto otázky poskytuje termodynamika- vědní obor zabývající se studiem fyzikálních a chemických dějů spojených s energetickými změnami.

Nejprve se seznámíme s několika základními pojmy, které tato vědní disciplína běžně používá:

Soustava

Soustava je část prostoru s jeho hmotnou náplní. (Na­příklad chlor uzavřený ve skleněné baňce nebo kádinka s roz­toky vzájemně reagujících látek.) Od okolí je oddělena skuteč­nými nebo pomyslnými stěnami. Pokud stěny dovolují výmě­nu hmoty i energie mezi soustavou a okolím, označujeme ji jako soustavou otevřenou. Může-li přes stěny soustavy pro­stupovat pouze energie a hmota ne, hovoříme o soustavě uzavřené. Při neprostupnosti stěn pro hmotu i energii se jedná o soustavu izolovanou.

. í

N

soustavaotevřená

soustavauzavřená

soustavaizolovaná

energie • částice

Stavové veličiny

Pokud v soustavě proběhne chemická reakce, dojde ke změně některých jejích vlastností, tedy ke změně stavu sousta­vy. Veličiny popisující aktuální stav soustavy (realitu v daném

87okamžiku) se označují jako stavové. Stavové veličiny jsou závislé pouze na počátečním a konečném stavu soustavy, niko­li však na cestě, kterou soustava prošla.

Celou situaci můžeme přirovnat k případu, kdy se budeme při nákupu ojetého automobilu rozhodovat mezi pěti vozy stejné značky, roku výroby a barvy, jejichž počitadlo kilometrů bylo vynulováno. V tomto případě bude rozhodovat aktuální technický stav vozidla - neboli stav soustavy charakterizovaný jednotlivými veličinami: např. stavem motoru, karoserie apod. Kolik kilometrů auto ujelo, než se dostalo až k nám, není rozhodující. Vraťme se zpátky k chemickým látkám a sousta­vám. Mezi stavové veličiny patří například teplota, objem nebo chemické složení soustavy, ale práce, kterou soustava látek vykonala při přechodu z jednoho stavu do druhého, mezi stavové veličiny nepatří. Stavové veličiny se dělí na extenzivní a intenzivní

Extenzivní stavové veličiny závisí na velikosti systému.Pokud například spojíme tři naprosto stejné soustavy v jeden celek, ztrojnásobí se hmotnost systému, jeho objem a samo­zřejmě i látkové množství částic v soustavě. Nezmění se však hustota, tlak a teplota. Tyto veličiny patří mezi intenzivní stavové veličiny. Intenzivní stavové veličiny se s velikostí systému nemění.

Chemické reakce bývají často prováděny tak, aby některá z proměnných, nejčastěji tlak nebo teplota, zůstala konstantní. Děj probíhající za konstantního tlaku se nazývá izobarický. Děj, při kterém nedochází ke změně teploty, je označován jako izotermický.

Otázky a úkoly

1. Čím se zabývá chemická termodynamika?2. Objasněte pojmy: soustava, soustava otevřená, soustava uzavřená,

soustava izolovaná.3. Uveďte příklady stavových veličin.4. Objasněte pojmy extenzivní a intenzivní stavové veličiny.

19

stavové veličiny

stavové veličiny extenzivní a intenzivní

88

termochemie

izobarický děj

entalpie

standardní stav

6.1. Termochemie

Průběh chemických reakcí je spojen s uvolňováním nebo naopak se spotřebou tepla.

Termochemie je oblast termodynamiky zabývající se studiem tepelného zabarvení chemických reakcí.

Reakce, při kterých systém teplo uvolňuje, se nazývají exotermní. Průběh těchto dějů je často (ne však ve všech případech) velmi prudký a může být provázen i světelnými efekty - hořením. Reakce spojené se spotřebou tepla jsou označovány jako endotermní.

Většina chemických reakcí prováděných v laborato­řích, ale i v průmyslových zařízeních, probíhá za konstant­ního tlaku. (Jedná se o děje izobarické). V těchto případech je pro stavovou funkci popisující výměnu tepla s okolím použí­ván název entalpie H. Entalpie je extenzivní stavová veličina. Její absolutní hodnotu nelze změřit. Je ovšem možné stanovit změnu entalpie vztaženou na určitý předem dohodnutý stav - tzv. standardní stav.

Pro snazší pochopení právě vyřčeného tvrzení vám poslou­ží následující příklad. Představte si, že se díváte z okna velmi vysokého mrakodrapu, který je tak vysoký, že nedohlédnete na zem. Pohledem z okna vzdálenost mezi vámi a zemí neurčíte, obdobně nedokážete určit, jak vysoko nad zemí jsou okolní okna budovy. Pokud však zvolíte např. právě vaše okno za vztažný bod, můžete určit, jestli jsou okolní okna výš nebo níž než vy.

Jako standardní se volí takový stav látky, ve kterém je při teplotě 298,15 K a tlaku 101,325 kPa látka nejstálejší.

V termochemických rovnicích je třeba vyjadřovat skupen­ství všech zúčastněných látek, protože změny skupenství jsou spojeny s výměnou tepla. Například:

2H2(g) + 0 2(g) -> 2H20(g)

* Rozlišujeme skupenství pevné s (z lat. solidus - pevný), skupenství kapalné 1 (liquidus - kapalný) a plynné g (gasseus - plynný). Jestliže se jedná o vodný roztok určité látky, píše se do závorky za je jí vzorec zkratka - aq (aquatic).

89Množství tepla, které soustava během reakce probí­

hající za konstantního tlaku a v rozsahu jednoho molu základních reakčních přeměn s okolím vymění, se ozna­čuje jako reakční teplo a značí se A H.

2H2(g) + 0 2(g) -> 2H20(g) AH298 = -4 8 3 ,6 kJ

Pro exotermní děje je A H záporná, protože systém pře­dal teplo do okolí a je o tuto energii chudší. Při endotermních dějích je A H kladná - systém od okolí energii přijal. Změny entalpie v průběhu exotermních a endotermních reakcí lze vyjádřit také graficky. Všimněte si, že při exotermní reakci je entalpie produktů nižší než entalpie výchozích látek. U endo­termních reakcí je tomu naopak.

t výchozí látky t produkty© 5 2

ro AH < 0 AH > 0

70

produkty výchozí látky

reakční změna —► reakční zména —►

EXOTERMNÍ REAKCE ENDOTERMNÍ REAKCE

6.1.1. Termochemická zákony

Entalpie patří mezi extenzivní stavové veličiny. Z této sku­tečnosti plyne její aditivní charakter, který umožnil formulaci I. a II. termochemického zákona.

I. termochemický zákon (Laplaceův-Lavoisierův)

Reakční teplo přímé a protisměrné chemické reakce je až na znaménko stejné. Vše si vysvětlíme na příkladu:

Vznik vody z prvků popisuje následující termochemická rovnice.

2H2(g) + 0 2(g) —» 2H20(g) AH298 = -483,6 kJ

Jaké bude reakční teplo zpětné reakce?

reakční teplo

změna entalpie v průběhu exotermní a endotermní reakce

zákon Laplaceův- Lavoisierův

90Z prvního termochemického zákona vyplývá, že reakční

teplo rozkladu vody na prvky je až na znaménko stejné jako reakční teplo uvolněné při hoření vodíku v kyslíku.

2H20(g) -4 2H2(g) + 0 2(g) AH?98 = 483,6 kJ

Reakční teplo zpětné reakce je 483,6 kJ.

Řešení je možné znázornit i graficky. Z diagramu je patrné, že hoření vodíku v kyslíku je reakce exotermní a roz­klad vody je reakce endotermní.

2H,

+ 483,6 kJ

- 483,6 kJ

2H2 0

II. termochemický zákon (Hessův)

zákon Hessuv Výsledné reakční teplo chemické reakce nezávisí nazpůsobu jejího průběhu, ale pouze na počátečním a ko­nečném stavu.

Hessův zákon je možné využít k výpočtu těžko dostupného reakčního tepla některé z vícestupňových reakcí. Výpočet lze provést pouze za předpokladu, že známe reakční tepla ostat­ních reakčních kroků dané vícestupňové reakce. Například:

Při spalování grafitu v kyslíku vzniká oxid uhličitý. Probí­hající reakci je možné vyjádřit termochemickou rovnicí:

C(grafit) + 0 ,(g ) -> C 0 2(g) AH?98 = -393 ,7 kJ

Reakci je možné provádět i tak, že produktem reakce je převážně oxid uhelnatý. Je však těžké docílit, aby veškerý grafit zreagoval a výsledný produkt reakce (CO) nebyl zne­čištěn oxidem uhličitým. Z uvedených důvodů je přímé měření reakčního tepla vzniku oxidu uhelnatého reakcí grafitu s kyslí­kem velmi obtížné a získaná hodnota by zřejmě nebyla přesná.

C(grafit) + '¿ 0 2(g) -> CO(g) AH598 = ?

91Experimentálně nedostupnou hodnotu je však možné vypo­

čítat, protože vznik oxidu uhelnatého při spalování grafitu v kyslíku je dílčím krokem vícestupňové reakce.K provedení příslušného výpočtu ještě potřebujeme reakční teplo oxidace CO na oxid uhličitý. To však je přímému měření přístupné:

CO(g) + ‘/Ž02(g) -> C 0 2(g) Ah598 = -283,6 kJ

Vše lze vyjádřit následujícím schematem:

CO(g)

meziprodukt

+02 (9)

AH^ge =-393,7 KJ

výchozí látka produkt schematickéznázorněnívícestupňovéreakce

Z druhého termochemického zákona vyplývá, že celko­vé tepelné zabarvení vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních tepel všech reakcí dílčích.

-393,7 kJ = -283,6 kJ + x

x = -110,1 kJ

Reakční teplo oxidace grafitu kyslíkem na oxid uhelnatý je rovno -110 kJ.

Z grafického vyjádření celého děje je patrné, že obě dílčí reakce (samozřejmě i reakce celková) jsou exotermní.

C + 0 ,-110,1 KJ

| CO+1/2 O,-393,7 KJ

-283,6 KJ

co,

92Příklad 1: Reakci vzniku oxidu dusnatého z prvků a jeho následnou oxidaci vzdušným kyslíkem na oxid dusičitý popisují následující ter- mochemické rovnice:

N2(g) + 0 2(g) -> 2NO(g) AI$98= 180,5 kJ

2N0(g) + 02(g) -> 2N 02(g) A H 5 9 8 = - H 4 ,lk J

Určete reakční teplo vzniku oxidu dusičitého z prvků:

N2(g) + 2 0 2(g) -+ 2N02(g) AH^98 = ?

Z druhého termochemického zákona plyne, že reakční teplo celkové reakce je dáno součtem reakčních tepel reakcí dílčích.

AH% = +180,5 + (-114,1) = 66,4 kJ

Reakční teplo reakce, při které vzniká oxid dusičitý přímo z prvků, je 66,4 kJ.

Celý děj lze opět vyjádřit graficky:

S využitím druhého termochemického zákona můžeme vy­počítat reakční tepla některých reakcí nepřístupných přímému měření. Věc má ale jeden háček. Neznámé reakční teplo jsme vždy vyjádřili pomocí známých hodnot. Problém je však v tom, že hodnoty reakčních tepel jednotlivých reakcí nejsou tabelovány. Vzhledem k počtu možných reakcí to není reálné a navíc je to zbytečné. Celý problém je možné elegantně obejít s využitím druhého termochemického zákona, ale nejprve si musíme vysvětlit dva důležité pojmy: standardní slučovací teplo a standardní spalné teplo.

Standardní slučovací teplo

Standardní slučovací teplo - (AH598)síu¿ je reakční teplo (změna entalpie) reakce, při které vzniká 1 mol sloučeniny přímo z prvků. Reagující prvky i produkty musí být ve standardním stavu (teplota 298,15 K, tlak 101,325 kPa). Rozměr standardního slučovacího tepla je kJ . mol* .

Řešení:

2NO + 0 2

+180,5 KJ

+66,4 KJ

N2 + 2 0 2

93

-

amoniak (g) n h 3 -46,11

oxid uhelnatý (g) CO - 110,10

oxid uhličitý (g) CO2 -393,70

chlorovodík (g) HC1 -92,30

oxid dusnatý (g) NO +90,25

oxid dusičitý (g) NO2 +33,20

voda (1) H20 -285,80

voda (g) H2O -241,80

Pamatujte si, že standardní slučovací tepla prvků jsou nulová.

Standardní slučovací tepla patří mezi veličiny charakte­rizující látky. Pro většinu sloučenin byla již stanovena. Nej­častěji se používají při výpočtech reakčních tepel libovolných reakcí.

Výpočet se provádí následujícím způsobem:

a) Standardní slučovací tepla produktů vynásobíme stechio- metrickými koeficienty z rovnice reakce a získané hodnoty sečteme.

b) Stejným způsobem postupujeme i v případě výchozích lá­tek.

c) Reakční teplo dané reakce vypočteme jako rozdíl hodnoty získané v bodě a) a hodnoty získané v bodě b).

Postup při výpočtu vyjádřený matematickým vzorcem:

AH298 = £ AHs,uč (produktů) -Z AHj?luč (reaktantů)

Z = matematický znak pro součet

Příklad 2: Sirouhlík je možné připravit reakcí methanu se sírou. Vy­počtěte reakční teplo reakce, jestliže znáte standardní slučovací tepla výchozích látek a produktů: CH4(g) = -74,8 kJ . mol-1;CS2(1) = 89,7 kJ . mol-1; H2S(g) = -20,6 kJ . mol-1

CH4(g) + 4S(s) -> CS2(l) + 2H2S(g)

standardní slučovací teplo některých sloučenin

94

Řešení:Vyjdeme ze vztahu pro výpočet reakčního tepla ze standardních slučo- vacích tepel. (Uvědomte si, že slučovací tepla prvků jsou rovna nule.)

1 m ol. (89,7 kJ . mol-1) + 2 m ol. (-20,6 kJ . m o l'1) -

1 m ol. (-74,8 kJ . mol-1) = 123,3 kJ

Reakční teplo reakce je 123,3 kJ. (Všimněte si, že reakční teplo reakce je udáno v kJ a ne v kJ . mol'1.)

Standardní spalné teplo

Standardní spalné teplo - ( AH$98)spal je reakční teplo reakce, při které je 1 mol látky spálen v nadbytku kyslíku. Reaktanty i produkty musí být ve standardních stavech. Rozměr spalného tepla je kJ . mol' .

standardní spalné teplo

některých sloučenin

sloučenina A H spal [kJ * m ol“1]methan (g) c h 4 -890

acetylen (g) C2H2 -1300

ethan (g) C2H6 -1560

ethanol (g) C2H50H -1368

Je důležité si uvědomit, že spalná tepla prvků nejsou nulová.

Standardní spalná tepla patří mezi veličiny charakterizující látky a může jich být použito (podobně jako tepel slučovacích) při výpočtech reakčních tepel chemických reakcí. Postup:

a) Standardní spalná tepla výchozích látek vynásobíme ste- chiometrickými koeficienty z rovnice reakce a získané hodnoty sečteme.

b) Stejným způsobem postupujeme i v případě produktů.c) Reakční teplo dané reakce získáme jako rozdíl hodnoty

získané v bodě a) a hodnoty získané v bodě b).

Postup při výpočtu vyjádřený matematickým vzorcem:

AH298 = IAHspai(reaktantů) - XAHspa|(produktů)Z = matematický znak pro součet

* Při spalování v nadbytku kyslíku vznikají pouze konečné produkty reakce.

95Příklad 3: Reakcí benzenu s vodíkem vzniká cyklohexan. Vypočtěte reakční teplo této reakce (za standardních podmínek), jsou-li známá standardní spalná tepla výchozích látek a produktů:CóHóO) = -3 268 kJ . mol-1- H2(g) = -286 kJ . mol-1;C6Hi2(1) = -3 920 kJ . mol"1

C6H6(l) + 3H2(g) -> C 6 H | 2(1 )

Řešení:

1 m ol. (-3 268 kJ . mol-1) + 3 m ol. (-286 kJ . mol-1) -

1 m ol. (-3 920 kJ . mol-1) = -206 kJ Reakční teplo reakce je -206 kJ.

Příklad 4: Vypočtěte, jaké teplo se uvolní při spálení 60 g acetylenu za standardních podmínek. Standardní spalné teplo acetylenu je -1 300 k J . mol-1.

Nejdříve zjistíme, kolik molů je 60 g acetylenu:

n = -----ftP-i-- ■ = 2,3 mol26 g . mol

" spálením 1 molu C2H2 se u v o ln í___1300 kJ "spálením 2,3 molu C2H2 se uvoln í...........x kJ

2,3 : 1 = x : 1300 x = 2990 kJ

Při spálení 60 g acetylenu se uvolní teplo 2990 kJ.

96

Otázky a úkoly

1. Čím se zabývá termochemie?2. Která stavová funkce popisuje výměnu tepla s okolím při dějích

probíhajících za konstantního tlaku?3. Objasněte pojem standardní stav.4. Objasněte pojem reakční teplo.5. Jaké znaménko má změna entalpie při exotermních a jaké při endo-

termních dějích?6. Jak zní I. a n . termochemický zákon?7. Objasněte pojmy slučovací a spalné teplo.8. Vypočítejte reakční teplo reakce, při níž by došlo (za standardních

podmínek) k přeměně diamantu v grafit. Spalné teplo grafitu je -393,7 kJ . mol-1 a spalné teplo diamantu -395,7 kJ . mol-1.

9. Vypočtěte reakční teplo reakce grafitu s vodíkem:

C(grafit) + 2H2(g) -» CH4(g)

Spalné teplo methanu je -890 kJ . mol-1, grafitu -393,7 kJ . mol-1 a slučovací teplo vody je -286 kJ . mol-1.

10. Vypočtěte reakční teplo reakce:

2S02(g) + 0 2(g) -» 2S03(g)

jsou-li známa reakční tepla následujících reakcí:

S(s) + 0 2(g) -* S 0 2(g) AH° = -296,8 kJ

2S(s) + 3 0 2(g) 2S03(g) AH° = -791,4 kJ

11. Jaké množství tepla se uvolní spálením 70 g methanu za standard­ních podmínek? Spalné teplo methanu je -890 kJ . m o f1.

12. Jsou dána slučovací tepla kapalné vody -286 kJ . mol-1, oxidu uhličitého -393,7 kJ . m o f1 a acetylenu 226,7 kJ . mol-1. Vypočítejte spalné teplo acetylenu.

20

97

7. Kinetika chemických reakcí

Chemici na základě experimentů zjistili, že doba nutná k uskutečnění určité chemické reakce není vždy stejná a závisí především na koncentraci výchozích látek, na teplotě při které reakce probíhá, a na přítomnosti nebo nepřítomnosti kata­lyzátorů. S rozvojem chemie se ukázalo nutné empirické po­znatky vyjádřit pomocí matematických vztahů. Řešení tohoto problému je náplní reakční kinetiky.

Nejprve se budeme zabývat průběhem chemických reakcí z hlediska mikrosvěta. Chemickou reakci je možné chápat jako děj, jehož podstatou jsou srážky molekul reaktantů, po nichž následuje zánik některých vazeb a vytvoření va­zeb nových. Na první pohled to vypadá jednoduše, ale sku­tečnost je jiná. Mezi částicemi plynných látek dochází v po­rovnání s látkami kapalnými, případně tuhými, k obrovskému množství srážek. Z toho vyplývá, že v plynném skupenství by měly všechny reakce proběhnout relativně velmi rychle. Je tomu opravdu tak?

Jestliže smísíme (za normálních podmínek) například vo­dík s chlorem, ke srážkám mezi molekulami obou plynů dojde, ale molekuly chlorovodíku prakticky nevznikají. Reakční ki­netika má pro objasnění tohoto problému několik teorií. Se dvěma z nich, teorií aktivních srážek a teorií aktivovaného komplexu, se nyní seznámíme.

Teorie aktivních srážek

Teorie aktivních srážek vychází z předpokladu, že pro uskutečnění chemické reakce je nutná srážka mezi mole­kulami reagujících látek. Porovnání skutečné reakční rych­losti s počtem srážek za jednotku času svědčí o tom, že jen zlomek z celkového počtu srážek je účinný a vede ke vzniku produktů. Bylo zjištěno, že reakce proběhne pouze tehdy, srazí-li se částice, které mají dostatečnou energii. Je třeba si uvědomit, že při srážce musí dojít k přerušení některých vazeb a to je endotermní děj. Minimální energie, kterou musí částice mít, aby srážka mezi nimi byla účinná, se nazývá energií aktivační.

reakční kinetika

chemické reakce

teorieaktivních srážek

aktivační energie

98

změna energie soustavy

v průběhu chemické reakce

Podle teorie aktivních srážek je velikost aktivační energie dána součtem energií všech zanikajících vazeb.

Změnu energie v průběhu chemické reakce můžeme zná­zornit i graficky.

Na reakční koordinátě (osa x) je vynesen průběh chemické reakce směrem od reaktantů k produktům a na ose y energie reagujících a vznikajících částic. Rozdíl mezi energií reaktantů a maximem na křivce odpovídá aktivační energii reakce EA. Energetický rozdíl mezi maximem křivky a vzniklými pro­dukty je aktivační energií zpětné reakce EA>.

Rozdíl mezi aktivační energií přímé a zpětné reakce určuje tepelné zabarvení chemické reakce - reakční teplo A H .

Je důležité si uvědomit, že molekuly tvořící určitou sousta­vu mají různě velkou energii tepelného pohybu (v dalším textu budeme místo o energii tepelného pohybu hovořit pouzeo energii). V každém systému se vyskytují molekuly s velmi vysokou i velmi nízkou energií, ale většina molekul má energii blížící se určité hodnotě. Protože reálné systémy jsou tvořené obrovským počtem molekul, lze pro rozložení jejich energií v závislosti na teplotě využít matematickou disciplínu nazva­nou statistika a s její pomocí získat následující křivku:

99

Z průběhu křivky je patrné:

- Při vyšších teplotách se maximum křivky posouvá k vyš­ším energiím.

- S růstem teploty (Ti T2 T3) se zvyšuje počet molekul, je ­jichž energie dosahují aktivační energie; to vysvětluje, proč zvýšení teploty výchozích látek zrychlí průběh chemické reakce.

- Dostatečným snížením teploty lze zastavit průběh jaké­koliv reakce.

Má-li proběhnout chemická reakce, reagující částice musí mít při srážce nejen dostačnou energii, ale také vhod­nou prostorovou orientaci.

Uveďme si příklad:

Oxid uhelnatý může reagovat s oxidem dusičitým za vzni­ku oxidu uhličitého a oxidu dusnatého.

C 0(g) + N 0 2(g) -> C 0 2(g) + NO(g)

K uskutečnění reakce je však nutné, aby molekuly reagu­jících látek byly vůči sobě vhodně orientovány (natočeny) - obr. A. Při srážce znázorněné na obr. B k reakci nedojde,i kdyby molekuly reaktantů měly dostatečnou energii.

rozložení energií molekul v závislosti na teplotě

prostorováorientace

100

prostorová orientace

molekul CO a NO2 při efektivní srážce

prostorová orientace

molekul CO a NO2 při neefektivní

srážce

teorieaktivovaného

komplexu

vznik aktivovaného

komplexu při srážce

molekul A2 a B2

A) efektivní srážka

B) neefektivní srážka

Teorie aktivních srážek byla aplikována na celou řadu che­mických reakcí, ale získané výsledky často neodpovídaly ex­perimentálním poznatkům. Příčina rozporu spočívá v tom, že srážku reagujících částic nelze přirovnat k mechanické srážce pevných koulí. Proto byla vytvořena nová teorie, která res­pektuje postupné změny vazebných poměrů při přechodu od výchozích látek k produktům. Tento přístup je nazýván teorií aktivovaného komplexu nebo také teorií přechodného stavu.

Teorie aktivovaného komplexu

Teorie aktivovaného komplexu vychází z předpokladu, že v průběhu chemické reakce musí soustava projít stadiem tzv. aktivovaného komplexu. Jeho vznik a rozpad je patrný z ná­sledujících obrázků:

101Celý proces můžeme vyjádřit schematem:

A B A •••••••• BI + I -> | j -» 2A -B A B A — B

výchozí aktivovaný produktlátky komplex

Vytvoření aktivovaného komplexu vede k oslabení někte­rých vazeb v molekulách reaktantů a současně ke tvorbě vazeb nových. Z energetického hlediska zde probíhají dva protichůd­né děje. Při štěpení původních vazeb se energie spotřebovává a při vzniku nových uvolňuje. Z uvedeného vyplývá, že u teorie aktivovaného komplexu je energetická bilance vyjádřená prostřednictvím aktivační energie příznivější a také bližší skutečnosti než u teorie aktivních srážek.

Následující schéma znázorňuje vzájemný poměr aktivač­ních energií, který byl získán aplikací obou teorií na stejnou chemickou reakci. Aktivační energie nutná k vytvoření akti­vovaného komplexu je mnohem nižší než aktivační energie potřebná k úplné disociaci molekul výchozích látek.

2A + 2B

aktivovanýkomplex

změna energie soustavy v průběhu chemické reakce vyjádřená pomocí teorie aktivních srážek a teorie aktivovaného komplexu

* Všimněte si, že reakční teplo je závislé pouze na počátečním a konečném stavu reakce a nikoli na jejím mechanizmu (druhý termochemický zákon).

102

rychlost chemické reakce

7.1. Vliv koncentrace na průběh chemické reakce

Budeme uvažovat soustavu, ve které reagují látky A a B a jejich vzájemnou reakcí vznikají látky C a D. Průběh reakce vyjadřuje následující reakční rovnice:

aA + bB = * cC + dD

obecně: reaktanty = produkty

Dvě opačně orientované šipky v zápisu reakce vyjadřují, že probíhá také reakce zpětná, při které z látek C a D vznikají látky A a B. Uvažované změny v reakční soustavě probíhají v reálném čase, proto je vhodné pro jejich popis zavést pojem reakční rychlost.

Rychlost reakce je definována jako časový úbytek mo- lární koncentrace některého z reaktantů nebo přírůstek molární koncentrace libovolného produktu dělený jeho stechiometrickým koeficientem.

Z uvedeného vyplývá, že máme čtyři možnosti, jak vyjádřit rychlost naší obecné reakce.

Například:A[C]

v = --------c . A t

v = rychlost reakceA[C] = změna molární koncentrace látky Cc = stech, koeficient látky CAt = časový interval

platí:A[A] A[B] _ A[C] _ A[D] a . At b . At c . At d . At

Záporné znaménko u prvních dvou vztahů vyjadřuje, že v prů­běhu rekace dochází k úbytku výchozích látek A a B. Produktů C a D naopak přibývá, proto je u odpovídajících vztahů zna­ménko kladné.

103Gultberg a Waage zjistili, že rychlost reakce je funkcí

okamžitých koncentrací reaktantů.

S využitím jejich poznatků lze rychlost obecné chemické reakce vyjádřit následujícími vztahy; Vj je rychlost reakce probíhající zleva doprava a v2 je rychlost zpětné reakce:

aA + bB _=L cC + dDV2

v, = k , . [A]a . [B]b v2 = k2. [C]c . [D]d

[A], [B], [Cl, [D] jsou okamžité molámí koncentrace látek A, B, C a D. Rychlostní konstanty kj a k2jsou závislé na teplotě a typu reakční soustavy. Tyto konstanty tvoří nedílnou součást uvedených vztahů, protože rychlost chemické reakce je úměr­ná součinu molárních koncentrací výchozích látek, ale není mu rovna.

V průběhu každé chemické reakce ubývá výchozích látek a přibývá produktů. Reakce se proto postupně zpomaluje, až zcela ustane. Toto tvrzení je v souladu s tím, jak se jeví průběh reakce vnějšímu pozorovateli. Než budeme pokračovat ve vý­kladu, uvědomte si, že „naše“ obecná reakce probíhá nejen zleva doprava, ale také zprava doleva, tedy oběma směry. S klesající koncentrací výchozích látek A a B rychlost reakce vj klesá a naopak, vzhledem k rostoucí koncentraci látek C a D roste rychlost reakce v2.

Po určité době dospěje soustava do stavu tzv. dynamické rovnováhy, kdy se rychlosti obou reakcí vyrovnají (vj = v2). Je důležité pochopit, že po dosažení rovnováhy se celkové

rychlost přímé a zpětné reakce

závislostreakčních rychlostí na čase

dynamickárovnováha

104

koncentrace látek A, B, C, D v systému nemění, ale obě reakce probíhají neustále. Jinými slovy řečeno: jestliže zreaguje urči­tý počet molekul látek A a B za vzniku produktů C a D, musí zreagovat takové množství molekul C a D, aby se obnovil původní počet molekul látek A a B.

Celou situaci si můžeme přiblížit na následujícím příkladě: Po silnici jede autobus, ve kterém sedí 15 mužů a 20 žen, 10 mužů a 5 žen stojí. Má-li být počet sedících mužů a žen zachován, může si vyměnit místo pouze muž s mužem a žena s ženou. Jinými slovy: vstane-li žena, musí jiná žena usednout, aby celkový počet stojících a sedících žen byl zachován. Tento stav se nazývá dynamická rovnováha. Není totiž určeno, které ženy a kteří muži musí stát - je určen pouze jejich počet.

Pokud se rychlost vj rovná rychlosti v2, můžeme psát:

vi = v2

Koncentrace látek [A], [B], [C], [D] uvedené v tomto vzta­hu se označují jako rovnovážné kmoncentrace.

Obecný vztah, který jsme právě odvodili, je známý jako Guldberg - Waageův zákon a platí pro libovolný počet reaktantů a produktů.

Příklad 1: Amoniak se připravuje přímou syntézou z prvků

N2 + 3H2 -> 2NH3

Po dosažení rovnovážného stavu byly stanoveny následující kon­centrace reaktantů a produktů:

koncentrace [m ol. dm'3] 0,575 0,425 0,150

Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce.

* Součin rovnovážných koncentrací produktů (umocněných na příslušné stechiometrické koeficienty) dělený součinem rovnovážných koncentra­cí výchozích látek (umocněných na příslušné stechiometrické koefi­cienty) je konstantní a rovná se rovnovážné konstantě dané reakce.

k , .[ A ] a .[B ]b = k2 .[C ]c .[D ]d

rovnovážnákonstanta

odtud:

K je tzv. rovnovážná konstanta reakce

105Řešení: Nejdříve napíšeme vztah pro rovnovážnou konstantu reakce

r _ [NH3]2 [N2] . [Hj]J

Nyní dosadíme do vztahu

[0,425]. [0,575]3

7.2. Vliv teploty na průběh reakce

Jak již bylo řečeno, rychlost průběhu chemické reakce závisí i na teplotě. Na základě experimentálních výsledků dospěl van‘t Hoff k závěru, že zvýšení teploty výchozích látek o 10 °C má za následek dvoj až čtyřnásobné zvýšení reakční rychlosti. Vzhledem k rychlejšímu průběhu reakcí v obou směrech se rychleji ustaví také chemická rovnováha.

Se změnou teploty se však změní i hodnota rovnovážné konstanty. To znamená, že rovnovážná konstanta reakce je funkcí teploty.

7.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce

Celá řada chemických reakcí má vysokou aktivační energii, a jejich realizace je proto obtížná. Existují však látky nazývané katalyzátory, které umožňují vést reakční systém cestou, kte­rá je energeticky méně náročná.

Katalyzátory jsou látky, které se v průběhu chemických reakcí nespotřebovávají, nemohou posunout chemickou rov­nováhu ani změnit složení systému, který dospěl do rovno­vážného stavu. Katalyzátory pouze snižují aktivační energii, a tím zkracují čas potřebný k dosažení chemické rovnováhy. Princip katalýzy si objasníme na jednoduchém příkladu:

Vzájemnou reakcí látek A a B vzniká sloučenina AB:

A + B -» AB

Předpokládejme, že průběh reakce je velmi pomalý, ale je možné ho urychlit pomocí katalyzátoru. Katalyzátor K velmi snadno zreaguje s jedním z reaktantů, například s látkou A, za vzniku nestálého meziproduktu AK. Ten v následné reakci

van i Hoffovo pravidlo

katalyzátor

106

porovnání průběhu

katalyzované a nekatalyzované

reakce

homogenníkatalýza

s látkou B poskytne sloučeninu AB a katalyzátor se uvolní. Syntéza sloučeniny AB je s využitím katalyzátoru rozložena do dvou kroků, které mají nižší aktivační energii než původní reakce:

A + K -> AK

AK + B -> AB + K

Průběh nekatalyzované (obr. a) i katalyzované (obr. b) reakce můžeme znázornit pomocí diagramu.

Všimněte si, že reakční teplo AH katalyzované i neka­talyzované reakce je v obou případech stejné. (Připomeňme si, že tato veličina je závislá pouze na počátečním a konečném stavu systému a nikoli na průběhu reakce.)

Jako katalyzátory se používají nejrůznější látky: kyseliny, zásady, kovy, oxidy, soli aj. Používané katalyzátory mají různé skupenství a s reaktanty mohou být ve stejné, případně různé fázi. Pokud jsou reaktanty s katalyzátorem ve stejné fázi a tvoří spolu homogenní směs - hovoříme o katalýze homo­genní. Jako příklad takové katalýzy si uvedeme rozklad kyse­liny m ravenčí, při kterém vzniká voda a oxid uhelnatý.

HCOOH -> H20 + CO

Vyjdeme z teorie aktivovaného komplexu. Pokud je reakce nekatalyzovaná, aktivovaný komplex vzniká přesunem atomu vodíku, který byl původně vázaný s uhlíkem, na atom kýslíku -OH skupiny. Vznik komplexu je podmíněn vysokou aktivační energií (obr. A).

* Kyselina mravenčí neboli kyselina methanová je nejjednodušší orga­nickou kyselinou.

107

oO)l_0)c<D'Eoca>*■>oo.

reakční koordináta

A - nekatalyzovaná reakce

a>'5wocQJEoc®<->oo.

reakční koordináta

B - katalyzovaná reakce

V průběhu katalyzované reakce (obr. B) se katalyzátor - vodíkový kationt H+ - váže na atom kyslíku -OH skupiny. Vytvořený aktivovaný komplex má kladný náboj, je nestabilní a rozpadá se za přerušení vazby mezi uhlíkem a kyslíkem. Vzniká molekula vody a skupina HCO+, která je rovněž nesta­bilní. Jejím rozkladem vzniká druhý produkt reakce - oxid uhelnatý a uvolňuje se katalyzátor, tedy vodíkový kationt H+.

Při heterogenní katalýze jsou reaktanty a katalyzátor v různé fázi. Katalyzátor je většinou pevná látka, zatímco reaktanty mají skupenství kapalné nebo plynné. Vzhledem k tomu, že reakce probíhá na povrchu katalyzátoru, bývá pro tento druh katalýzy používáno označení kontaktní katalýza.

Příkladem heterogenní katalýzy je syntéza amoniaku z du­síku a vodíku:

rozkladkyseliny mravenčí bez přítomnosti katalyzátoru

rozkladkyseliny mravenčíkatalyzovanýprotony

heterogenníkatalýza

3H2(g) + N2(g) -> 2NH3(g)

108

syntéza amoniaku z prvků

probíhající za přítomnosti

katalyzátoru

pozitivní a negativní katalyzátory

Reakce je katalyzovaná železem, ve kterém jsou obsaženy příměsi zvyšující jeho aktivitu - např. AI2O3. Molekuly dusíku a vodíku se nejprve sorbují (zachycují) na povrchu kataly­zátoru (obr. A), kde dochází k jejich disociaci na atomy (obr. B). V dalším kroku z volných atomů vzniká molekula amoniaku (obr. C, D, E). Molekuly amoniaku se na povrchu katalyzátoru neudrží a uvolňují se do prostředí, (obr. F).

A B C

<

O S> i

D E F

Kromě tzv. pozitivních katalyzátorů, které urychlují prů­běh chemických reakcí a o kterých jsme si zatím povídali, existují i negativní katalyzátory, které výrazně zvyšují akti­vační energii systému, a tím zpomalují průběh dané reakce. Negativní katalyzátory se někdy označují jako inhibitory a vy­užívají se ke zpomalování nežádoucích chemických reakcí nebo reakcí, které bez jejich přítomnosti probíhají velmi prud­ce nebo dokonce s výbuchemV

109

Otázky a úkoly

1. Objasněte pojmy: aktivační energie, reakční koordináta.2. Objasněte princip teorie aktivních srážek a aktivovaného komplexu.3. Rozdíl aktivační energie přímé a zpětné reakce určuje.....4. Jakým způsobem je definována reakční rychlost?5. Gultberg a Waage zjistili, že rychlost reakce je funkcí...6. Objasněte pojem dynamická rovnováha.7. Objasněte princip Gultberg-Waageova zákona.8. Jaký vliv má na průběh reakce zvýšení teploty?9. Objasněte pojmy: katalyzátor, homogenní katalýza, heterogenní ka­

talýza, inhibitor.10. Syntézu jodovodíku lze popsat následující chemickou rovnicí

H2 + I2 -> 2HI

Po dosažení rovnovážného stavu byly při teplotě 445 °C stanoveny následující koncentrace reaktantů a produktů:

Vypočítejte hodnotu rovnovážné konstanty.

110

kyseliny

zásady

vznik H30 +

8. Acidobazické reakce (kyseliny a zásady)

Acidobazické neboli protolytické reakce se uskutečňují mezi kyselinami a zásadami

Látky označované jako kyseliny a zásady jsou známé mno­ho let. Prapůvod jejich názvů souvisí s chutí těchto látek.V dnešní době je známo několik různých teorií, které popisují vlastnosti kyselin a zásad exaktně. V této kapitole se s někte­rými z nich seznámíme.

8.1. Arrheniova teorie

Arrheniova teorie definuje kyseliny jako látky schopné ve vodných roztocích odštěpit vodíkový kation H*.

Disociaci (štěpení) kyseliny HB ve vodném prostředí je možné vyjádřit obecnou rovnicí:

HB -> H+ + B“

Ke kyselinám podle této teorie patří například HC1, H N 0 3 a HC104. Jejich disociaci ve vodném prostředí vyjadřují násle­dující rovnice (porovnejte je s výše uvedenou obecnou rovni­cí).

HCl -> H+ + C f

HNO3 -> H+ + NO3

Zásady jsou látky schopné poskytovat ve vodných roz­tocích anionty OH~.

Disociaci zásady ZOH ve vodném prostředí je možné vy­jádřit obecnou rovnicí podobně jako disociaci kyseliny:

ZOH -> Z+ + OH~

Poznámka:Na rozdíl od Arrhenia dnes víme, že vodíkový kation ř f1" není ve vodnémprostředí schopen samostatné existence. Ve vodném roztoku je hydratována vyskytuje se především ve formě oxoniového kation tu: H 3Ó +

h + + h 2o h 3o +

111Zásadami jsou podle Arrheniovy teorie hydroxidy, napří­

klad: KOH, Ca(OH)2a NaOH. Jejich disociaci vyjadřují násle­dující rovnice:

KOH -> K+ + OH"

Ca(OH)2 -> Ca2+ + 20H~

Pokusme se nyní zamyslet nad problémem, co vlastně způ­sobuje kyselé nebo zásadité vlastnosti látek. Ve své úvaze vyjdeme ze struktury látek. V kyselinách je atom vodíku vázán s atomem elektronegativního prvku - u kyslíkatých ky­selin je to kyslík, u bezkyslíkatých např. atom chloru nebo bromu. Vazba, kterou je vodík s tímto atomem poután, je proto polární.

O6+ 8-

H - O - N5+ 8-

H - Cl

O

Aby však mohlo dojít k odštěpení kationtu vodíku (H+), musí být v soustavě přítomno „něco“, co kation odtrhne. Ve vodných roztocích jsou to molekuly vody (obecně tuto funkci plní molekuly polárního rozpouštědla).

Jistě si vzpomenete, že v molekule vody jsou parciální náboje. Na obou atomech vodíku je náboj kladný a na kyslíku záporný. Víte také, že opačně nabité náboje se přitahují. Proto molekuly vody svými zápornými póly obklopí odštěpitelný atom vodíku vázáný v kyselině a kladnými póly se naopak orientují k aniontu kyseliny. Vlivem tohoto působení dojde k roztržení molekuly kyseliny a ke vzniku iontů.

Hydroxidy jsou tříprvkové sloučeniny. Jejich molekuly obsahují atom elektropozitivního kovu a jednu nebo více -OH skupin. Vazba mezi atomem kovu a kyslíkem hydroxidové skupiny je iontová (polarita vazby mezi vodíkem a kyslíkem je v porovnání s polaritou této vazby menší)- Pokud se hydroxid dostane do kontaktu s vodou, její polární molekuly se svými zápornými póly orientují kolem kationtů kovu a kladnými ko­lem -OH skupin a vytrhují ionty z povrchu rozpouštěného hydroxidu.

chování kyselin a zásad v polárních rozpouštědlech

112

8.2. Neutralizace

V roztocích kyselin se podle Arrheniovy teorie vyskytují kationty H+ a v roztocích zásad anionty OH- .

kyselina: HCl -> H+ + Cl"

zásada: KOH -> K+ + OH~

Vzájemnou reakcí iontů H+ a OH- vzniká voda. Reakcí kaniontu kovu (v našem případě K+) s aniontem kyseliny (Cl”) vzniká sůl.

H+ + OH- H20

K+ + C f -> KCl

Vzájemná reakce kyseliny se zásadou se nazývá neutra­lizace. Produktem reakce je voda a sůl dané kyseliny. Prů­běh neutralizace lze znázornit jednoduchým schematem:

OH + H Q J .) + H20

hydroxid kyselina sůl voda

Například:

NaOH + H N 03 -> N aN 03 + H20

KOH + HCl KCl + H20

8.3. Teorie Bronsted-Lowryho

Jistě jste si uvědomili, že k tomu, aby se určitá látka mohla projevit jako kyselina nebo jako zásada, je nutné brát v úvahui rozpouštědlo. Význam rozpouštědla při acidobazických dě­jích však Arrheniova teorie nepostihovala. I přes tento nedosta­tek vyhovovala chemikům několik desetiletí. Později, v roce 1923, byla nahrazena obecnějším přístupem Brónsteda a Low-

113ryho. Jejich teorie definuje kyseliny a zásady obecnějším způ­sobem:

Kyselina je částice (molekula, ion), která je schopna odštěpit proton. Zásada je částice (molekula, ion), která je schopna proton vázat.

Jak již bylo dříve řečeno, acidobazické reakce se usku­tečňují mezi kyselinami a zásadami. Elementárním acidoba- zickým krokem je z hlediska Brónstedovy teorie přenos proto­nu (H+) odštěpeného z kyseliny na zásadu (bázi).

Například: reakce kyseliny chlorovodíkové s vodou

h c i + h 2o H3o + + c r

- molekula HC1 se chová jako kyselina, protože odštěpuje proton

- voda je v této reakci zásadou, protože odštěpený protonváže

- pokud by reakce proběhla v opačném směru, je kyselinou H30 + a zásadou C f

Nyní vytvoříme dvě dvojice, tzv. konjugované páry. Každý je tvořen kyselinou a zásadou, která z kyseliny vznikne po odštěpení vodíkového kationtu (protonu). Konjugovaný pár je tvořen dvojicí látek, které se vzájemně liší o proton.

HC1 + H20 ^ H30 + + Cl"

Ki Z , K* Z,

kyseliny a zásady

přenos protonu mezi kyselinou a zásadou

konjugovaný pár

114

příkladykonjugovaných

páru

protickérozpouštědlo

amfolyt

Bez dalšího komentáře si uvedeme několik příkladů:

H2S 0 4 + H20 ^ H30 + + H s o ;

Kj 7^ ^ ZjI I_____________I I

HSO4 + H20 ^ H30 + + SO4

Kj Z2 K , Zj

NH3 + H20 ^ NH4 + OH"

Z 1 *2 K 1 Z2

HC104 + H2S 0 4 ^ H3SO4 + CIO4

Kj Z2 K j Zj

Položme si nyní otázku, které částice mohou podle Brón- sted-Lowryho teorie vystupovat jako kyseliny a které jako zásady.

Z uvedených příkladů je zřejmé, že to mohou být jak ionty, tak elektroneutrální molekuly. Rozhodující je schopnost těchto částic poskytovat nebo přijímat proton. Kyselina je dárcem (donorem) protonů a zásada jejich příjemcem (akceptorem). Uvědomte si také, že některé částice mohou vystupovat jako kyseliny i jako zásady.

K předání protonu může dojít i mezi samotnými mole­kulami protického rozpouštědla. Rozpouštědlo se v tomto případě chová jako kyselina i jako zásada. Říkáme, že má amfotemí (obojaký) charakter nebo že je amfolytem. Tento děj

* Brónsted a Lowry se ve své teorii omezili pouze na molekuly protických rozpouštědel, tj. rozpouštědel, jejichž molekuly obsahují ionizovatelný atom vodíku - tedy atom, který lze odštěpit ve formě H+.

115se nazývá autoprotolýza. Jako příklad uvedeme autoprotolý- zu vody:

h 2o + h 2o -» H30 + + 0 ř r

Stejným způsobem lze zapsat autoprotolýzu libovolného protického rozpouštědla. Prohlédněte si rovnice zachycující autoprotolýzu amoniaku a kyseliny octové a porovnejte je s rovnicí vyjadřující autoprotolýzu vody.

2NH3 -> NHj + NH^

2CH3COOH -> CH3COOHJ + CH3COO"

Na závěr se ještě jednou vrátíme k pojmům kyselina a zása­da a názorně si ukážeme relativnost tohoto označení. To, jestli se určitá látka bude chovat jako kyselina nebo jako zásada, je totiž závislé na vzájemném vztahu rozpouštěné látky a roz­pouštědla. Jako příklad si uvedeme chování kyseliny sírové ve vodném roztoku a v prostředí kyseliny chloristé.

h 2s o 4 + h 2o ^ h 3o+ + h so ; Ki Zj Kj Z,

HC104 + H2S04 ^ H3SO4 + c io 4'

Kj Z2 Kj Z,

Z první rovnice je zřejmé, že ve vodném roztoku je kyselina sírová opravdu kyselinou, ale v prostředí kyseliny chloristé (druhá rovnice) se chová jako zásada. Kyselina chloristá doká­zala kyselině sírové „vnutit“ svůj proton, je tedy v porovnání s kyselinou sírovou silnější. Pojem síla kyselin a zásad si objasníme v následující kapitole.

autoprotolýza

116

síla kyselin

síla zásad

konstanta acidity

8.4. Síla kyselin a zásad

Některé kyseliny předají svůj proton určité zásadě (např. vodě) snadněji než jiné.

Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton, a naopak zásada je tím silnější, čím snadněji proton váže.

Pokud je některá kyselina velmi silná, její konjugovaná zásada musí být velmi slabá. (Jesliže se kyselina snadno zbaví svého protonu, pak zásada, která z ní takto vznikne, nebude mít velkou tendenci přijmout ho zpět). Stejné tvrzení pocho­pitelně platí i pro zásadu. Čím je zásada silnější, tím slabší je její konjugovaná kyselina.

Pro kvantitativní popis síly kyselin a zásad můžeme použít rovnovážných konstant jejich disociace ve vodě. Vyjdeme z obecné rovnice:

h b + h 2o -> h 3o + + b~

Rovnovážná konstanta této reakce je dána vztahem:

_ [H3Q+] . [B~]

[H B ]. [H20 ]

Ve zředěných roztocích se koncentrace vody prakticky ne­mění, proto ji můžeme zahrnout do rovnovážné konstanty:

[H30 +] . [B~]K[H2Oj = --------

[HB]

Levou stranu rovnice - K [H20 ] - položíme rovnu KA a tím získáme novou konstantu, kterou označíme jako konstatntu acidity.

[H30 +] . [B~]lv A — ------------------

[HB]

Čím je hodnota konstanty acidity KA menší, tím je kyselina slabší. Slabé kyseliny mají konstantu acidity výrazně menší než 1.

117Příklad 1.: Vyjádřete konstantu acidity kyseliny dusité

h n o 2 + h 2o -> H30 + + N 02

Řešení:_ [H30+] ■ [N og

A [ h n o 2]

Konstanta bazicity KB se odvozuje obdobným způsobem jako konstanta acidity. Výsledný vztah si uvedeme již bez odvození:

„ [Z+] . [OH-]IS-b —----------------

[ZOH]Slabé zásady mají konstantu bazicity výrazně menší

než 1.

Někdy budete potřebovat určit alespoň orientačně, zda je daná kyselina silná nebo slabá, a nebudete mít k dispozici hodnoty konstant acidity. Proto na závěr několik praktických rad, jak v tomto případě postupovat.

Obecně platí, že nejslabší jsou ty kyslíkaté kyseliny, v je ­jichž molekulách se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím více je v molekule kyseliny atomů kyslíku v porovnání s atomy vodíku, tím je kyselina silnější.

- Velmi slabé kyseliny mají obecný vzorec HnXOn a patří mezi ně například: HCIO, H3BO3, H4SÍO4.

- Slabé kyseliny mají obecný vzorec HnXOn+j.Například: H2C 0 3, H3PO4, H N 02, H2S 0 3.

- Silné kyseliny mají obecný vzorec HnXOn+2.Například: H2S 0 4, HNO3, HC103.

- Velmi silné kyseliny mají obecný vzorec HnXOn+3. Například: HC104, H M n04.

Ze všech bezkyslíkatých kyselin jsou nejsilnější kyse­liny halogenovodíkové, které jsou odvozené od prvků VII. skupiny. Zapamatujte si, že síla halogenovodíkových kyselin postupně stoupá od kyseliny fluorovodíkové k jodovodíkové, která je z nich nejsilnější. Bezkyslíkaté kysliny odvozené od prvků VI. skupiny jsou podstatně slabší.

konstantabazicity

sílakyslíkatýchkyselin

sílabezkyslíkatýchkyselin

118

8.5. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek

V předcházejících kapitolách nás zajímalo, proč některé látky patří mezi kyseliny, jiné mezi zásady, jak se tyto látky vůči sobě chovají apod. Chemici však potřebují také vědět, jaká je koncentrace oxoniových kationtů H30 + v roztoku nebo v jakém rozsahu proběhla neutralizace, případně jak kyselá či zásaditá je voda tekoucí vodovodním potrubím apod. Proto se budeme problematice acidobazických reakcí věnovat také z hlediska kvantitativního.

Začneme vodou. Měřením elektrické vodivosti vody za standardních podmínek bylo zjištěno, že v 10 000 000 (= 107) litrech čisté vody je obsaženo 17,009 g aniontů OHT (1 mol) a 1,008 g (1 mol) kationtů H+ ve formě H30 +. Jinými slovy řečeno:

molární koncentrace

[OH~] = [H30 +] = 1 ,0 .10'7 m ol. dm"3

Popsaný děj můžeme charakterizovat pomocí rovnovážné konstanty. Autoprotolýzu vody vystihuje následující rovnice:

2H20 _ H30 + + 0H~

Rovnováha této acidobazické reakce je výrazně posunuta smě­rem ke vzniku molekul vody:

r_ [h 3o +] . to m

K —--------------- 5------[H2Oj2

Vzhledem k tomu, že počet disociovaných molekul je k celkovému počtu molekul vody prakticky zanedbatelný, je možné rovnovážnou koncentraci vody zahrnout do konstanty a vytvořit tak novou konstantu Kv. Celou úpravu provedeme následujícím způsobem:

K . [H20 ]2 = [H30 +] . [OHT]

nyní položíme K . [H20 ]2 = Kv

Kv = [H30 +] .[ 0 ř T ]

po dosazení

Kv = [1,0 . 10-7] . [1,0 . 10"7] = 1,0 . 10" 14

119Součin molárních koncentrací obou iontů [H3 0 +]

a [OH-] se nazývá iontový součin vody Kv a jeho hodnota je za standardních podmínek konstantní.

V čisté vodě jsou molámí koncentrace iontů H30 + a OH” stejné. Můžeme je však ovlivnit rozpuštěním některých látek ve vodě. Například při rozpouštění plynného chlorovodíku ve vodě vzrůstá koncentrace kationtu H30 + a při rozpouštění plynného amoniaku koncentrace aniontů OHT.

h c i + h 2o _ H30 ++ C f

NH3 + H20 _ NH4 + OH"

Vzhledem k tomu, že hodnota iontového součinu vody je za standardních podmínek konstantní Kv = 1,0. 10-14, má ja­kékoliv zvýšení molámí koncentrace jednoho z iontů (např. OH- ) za následek okamžité snížení molámí koncentrace dru­hého iontu (v našem případě H30 +).

Pokud je například ve vodném roztoku kyseliny molámí koncentrace oxoniových kationtů

H30 + rovna 1,0 . 10’4 m o l. dm '3,tak odpovídající koncentrace hydroxidových aniontů OH

je rovna 1,0 . 10- 10m o l. dm-3, protože:

Kv = (1,0 . 10-4) . (1,0 . 10- 1° )= 1 ,0 . 10-14

Podle toho, zda rovnovážné koncentrace oxoniových a hydroxidových iontů mají stejnou nebo různou hodnotu, rozlišujeme roztoky neutrální, kyselé a zásadité.

Roztoky, ve kterých je molární koncentrace kationtů H30 + stejná jako koncentrace aniontů OH", se označují jako neutrální.

Roztoky, ve kterých je molární koncentrace kationtů H30 + větší než 1,0 . 10-7 m ol. dm-3, jsou kyselé a roztoky, v nichž je koncentrace těchto kationtů menší než 1 ,0 . 10-7 m ol. dm-3, jsou naopak zásadité.

roztokyneutrální

roztokykyselé a zásadité

* Uvědomte si, že hodnota iontového součinu vody byla odvozena, a proto také platí za standardních podmínek. Hodnota Kv je závislá na teplotě.

Pro vyjádření kyselosti či zásadidosti roztoku se molámí koncentrace oxoniových a hydroxidových iontů většinou ne­používají. K tomuto účelu stačí kladná hodnota exponentu

pH koncentrace oxoniových kationtů, která se označuje jako pH.S ohledem na iontový součin vody platí:

pH + pOH = 14

pH = kladná hodnota exponentu koncentrace oxoniových ka­tiontů a pOH = kladná hodnota exponentu koncentrace hydro­xidových aniontů.

Uvědomte si, že v neutrálním roztoku je pH = pOH = 7

Pomocí stupnice pH můžeme vyjádřit kyselost a zásaditost libovolného roztoku.

Příklad 1: Jaké je pH roztoku, ve kterém je látková koncentrace H3 0+ rovna 1,0 . 10-6 m ol. dm'3?

Řešení: Hodnota exponentu koncentrace vodíkových iontů je rovna -6. Z toho vyplývá, že pH roztoku je rovno 6.

Příklad 2: Jaké je pH čisté vody?

Řešení: V čisté vodé je látková koncentrace oxoniových i hydroxido­vých iontů rovna 1,0 . 10'7m ol. dm'3. Z toho plyne, že její pH = 7 a pOH = 7.

Příklad 3: Jaké je pH roztoku, ve kterém je látková koncentrace OH" rovna 1,0 . 10'8 m ol. dm'3?

Řešení: Pomocí kladné hodnoty exponentu vyjádříme pOH, které je rovno 8. Dosazením do vztahu pH + pOH = 14 vypočteme pH roztoku

pH + 8 = 14

pH = 6

pH roztoku je rovno 6.

Existují látky, které při různých hodnotách pH mění svoje indikátory zbarvení. Tyto látky se nazývají indikátory. V laboratořích se

často používají papírky napuštěné směsí indikátorů - tzv. uni­verzální indikátorové papírky, které se pro každou hodnotu

měření pH pH zbarví jinou barvou. K přesnému zjištění hodnoty pH se používají speciální měřící přístroje tzv. pH-metry.

120________________________________________________________________________

121

Otázky a úkoly

1. Jakým způsobem definuje kyseliny a zásady Arrheniova teorie?

2. Objasněte pojem neutralizace.3. Jakým způsobem definuje kyseliny a zásady teorie Brónsted-Lowry-

ho?4. Vysvětlete pojmy: amfolyt a autoprotolýza.5. Objasněte pojem síla kyseliny.6. Čím je kyselina slabší, tím má její konstanta acidity....... hodnotu.7. Jak můžeme u kyslíkatých kyselin odhadnout jejich sílu?8. Která z kyselin je silnější, fluorovodíková nebo jodovodíková?9. Objasněte význam pH a pOH.

10. Kyselé roztoky mají p H ....... . zásadité....... a neutrální........11. Jaké je pH roztoku, v němž je koncentrace H30 +

rovna 109 m ol. dm'3?12. Jaké je pH 0,0001M roztoku silné jednosytné kyseliny?

(Předpokládáme, že tato kyselina je úplně disociována.)13. Jaké je pH 0,001 M roztoku KOH?

(Předpokládáme, že KOH je v roztoku úplně disociován.)14. K čemu slouží indikátory?

22

122

ionizace solí

hydrolýzakationtu

9. Hydrolýza solí

Rozpuštěním chloridu sodného ve vodě vznikne roztok, který je neutrální. Vodný roztok chloridu amonného je však kyselý a roztok uhličitanu sodného naopak zásaditý. Co způso­buje rozdílné chování vodných roztoků solí? Odpověď na otázku je třeba hledat v síle kyseliny a zásady, jejichž vzá­jemnou reakcí daná sůl vznikla.

Při rozpouštění solí ve vodě dochází k jejich ionizaci. Uveďme několik příkladů:

■ ..........kation

>anion

NaCl —> Na+ crNH4CI —> NHj crNa2C 0 3 —» 2Na+ co3_

Vzniklé ionty mohou v některých případech reagovat s mo­lekulami rozpouštědla. Tento děj označujeme jako hydrolýzu kationtu resp. aniontu.

Hydrolýza kationtů

Pokud je hydroxid, ze kterého kation pochází, slabou zása­dou (konstanta bazicity této zásady je podstatně menší než l ), bude probíhat reakce, jejíž průběh vyjádřuje následující obec­ná rovnice:

M+ + 2H20 -> M 0H + H30 +

Důsledkem této reakce je zvýšení koncentrace H30 + iontů v roztoku. Uveďme si ještě jeden konkrétní příklad.

Reakci amonného kationtu s vodou:

n h J + h 2o -> n h 3 + h 3o +

123

Společným znakem hydrolýzy všech kationtů je vznik H30 +, který má za následek zvyšování acidity roztoku (pokles pH). Průběh hydrolýzy bude podporovat alkalické prostředí, kyselé ji bude naopak brzdit .

Hydrolýza kationtů má v konkrétních případech podstatně složitější průběh, než vyplývá například ze sumární rovnice popisující hydrolýzu kationtů hlinitého:

Al3+ + 6H20 -> Al(OH)3 + 3H30 +

Hydrolýza aniontů

Podobným způsobem jako kationty mohou s vodou reago­vat i anionty. Pokud je kyselina, ze které anion pochází, slabou kyselinou (konstanta acidity této kyseliny je podstatně menší než 1), bude probíhat reakce, jejíž průběh vyjádřuje následující obecná rovnice:

B“ + H20 -> HB + OIT

Jako konkrétní příklad si uvedeme hydrolýzu kyanidového aniontu.

CN" + H20 -> HCN + OH"

Při hydrolýze aniontů dochází ke zvyšování koncentrace OH- iontů v roztoku, a tím i ke zvyšování pH (bazicita roste). Průběh hydrolýzy bude podporovat kyselé prostředí, alkalické ji bude naopak potlačovat. (Porovnejte vliv prostředí na průběh hydrolýzy aniontů a kationtů).

Pokud jste učivo správně pochopili, dokážete odhadnout, jak se bude určitá sůl při rozpouštění ve vodě chovat:

- Ve vodném roztoku soli silné kyseliny a silné zásady nebu­de docházet k hydrolýze disociací vzniklého kationtů ani aniontu.

hydrolýzaaniontu

hydrolýzasoli

* Tato skutečnost má praktické využití. Do roztoků solí slabých bází se pro potlačení jejich hydrolýzy často přidává malé množství kyseliny, o jejíž sůl se jedná - např. do roztoku síranu hlinitého se přidává kyselina sírová.

124

- Příklady: NaCl, KN03, Na2S 04, KBr, KCIO4 aj.Roztok soli silné kyseliny a silné zásady má neutrální reakci.

- Ve vodném roztoku soli slabé zásady a silné kyseliny bude docházet k hydrolýze kationtu, a tím ke zvyšování kon­centrace H30 +. Anion silné kyseliny hydrolyzovat nebude.V důsledku toho bude reakce roztoku kyselá.Příklad: NH4C1, CuS04, FeCl3, NH4C104, Pb(N03)2 aj. Roztok soli silné kyseliny a slabé zásady má kyselou reakci.

- Ve vodném roztoku soli slabé kyseliny a silné zásady bude docházet k hydrolýze aniontu, a reakce roztoku bude proto alkalická (kationt hydrolyzovat nebude).Příklad: Na2C 0 3, Na2S 0 3, K3P 04, KCN, Na2S aj.Roztoky solí slabých kyselin a silných zásad reagují alkalicky.

O J I Otázky a úkoly

1. Objasněte pojmy hydrolýza kationtu a hydrolýza aniontu.

2. Jak budou ve vodném roztoku reagovat následující soli?a) ZnCl2 b) C u(N 03)2 c) K2SO3 d) KIe) K2SO4 f) AICI3 g) CS3PO4 h )B aC l2i) K2CO3 j) NaBr k) NH4NO3 1) NaCN

NEPŘECHODNÉ PRVKY

127

1. Prvky I. skupiny

I. skupinu periodické soustavy prvků tvoří vodík (H), lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs) a fran­cium (Fr). Elektronová konfigurace valenční vrstvy všech prvků I. skupiny je ns1, nachází se v ní tedy pouze jeden elektron.

1.1. Vodík

Vodík je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru. Vyskytuje se v plynném obalu Slunce a stálic i v mlhovinách. Na Zemi existuje pouze ve sloučeninách. Největší množství vodíku je vázáno ve vodě, která pokrývá dvě třetiny zemského povrchu. Vodík patří mezi prvky, které tvoří základ veškeré živé hmoty. Přírodní vodík je směsí tří izotopů: lehkého vodíku neboli procia |h , těžkého vodíku - tzv. deuteria - a tritia jH.

Deuterium, pro které se běžně používá značka D, se v přírodě vyskytuje ve vodě ve formě D2O . V porovnání s lehkým vodíkem má vyšší bod tání i varu.

Tritium - značka T - se vyskytuje v horních vrstvách atmosféry, kde vzniká jadernou reakcí, jejíž průběh vyjadřuje následující chemickárovnice:

I4N + n 1H + I2C

Pokusné jaderné výbuchy v atmosféře, které byly zahájeny v roce 1954, způsobily stonásobné zvýšení obsahu tritia v prostředí. Po zákazu těchto zkoušek se však jeho koncentrace, díky přirozenému rozpadu, vrátila na původní úroveň.

Vodík se nejčastěji připravuje reakcí zředěné kyseliny sírové se zinkem.

Zn + H2SO4 —> ZnS04 + H2

izotopy vodíku

příprava vodíku

Další způsob přípravy vychází z reakce amfotemích kovů s roztoky hydroxidů alkalických kovů. Např.:

Zn + 2Na0H + 2H20 -> Na2[Zn(OH)4] + H2tetrahydroxozinečnatan sodný

* D2O, tzv. těžká voda, se používá v jaderných reaktorech ke zpomalování rychlých neutronů, uplatňuje se jako tzv. moderátor.

128

výroba

vlastnosti

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na[Al(OH)4] + 3H2tetrahydroxohlinitan sodný

Průmyslově se vodík vyrábí přeháněním vodní páry přes rozžhavený koks (koks je v podstatě čistý uhlík). V první fázi reakce vzniká směs oxidu uhelnatého a vodíku .

h 2o + c -> CO + H2

Výroba vodíku pokračuje reakcí oxidu uhelnatého s dalším podílem vodní páry:

c o + h 2o -> c o 2 + h 2

Vznikající oxid uhličitý se z reakční soustavy odstraňuje vypíráním vodou.

Jiný způsob výroby vodíku je založen na reakci methanu s vodní párou. Reakci je nutno provádět za vysoké teploty (1100 °C) a za přítomnosti katalyzátoru, kterým je nikl rozptý­lený na povrchu oxidu hlinitého.

CH4 + H20 -> CO + 3H2

Velmi čistý vodík se vyrábí elektrolýzou vody okyselené např. kyselinou sírovou. (Princip elektrolýzy si vysvětlíme později, ve druhém dílu naší učebnice.)

Vodík je za normálních podmínek plyn, lehčí než vzduch. Jeho bod varu je -252,8°C a bod tání -259,2°C. Je prvním prvkem periodického systému. V atomovém jádře má jeden proton a v elektronovém obalu jeden elektron. Tvoří dvou- atomové molekuly - H2, ve kterých jsou atomy vodíku poutá­ny jednoduchou vazbou.

Vodík patří mezi nekovy, a proto má na rozdíl od ostat­ních prvků I. skupiny podstatně vyšší hodnotu elektro- negativity. To vysvětluje, proč se v pevných látkách nevysky­tuje v podobě jednoduchých kationtů, jak je charakteristické pro ostatní prvky I. skupiny, které patří mezi kovy. Za labo­ratorní teploty není vodík příliš reaktivní. Příčinou je poměrně vysoká energie vazby H-H. V průběhu většiny chemických reakcí vystupuje vodík jako redukční činidlo.

* Směs oxidu uhelnatého a vodíku se označuje názvem vodní plyn a používáse jako plynné palivo. Vodní plyn je rovněž významnou chemickou suro­vinou.

129

Chemické reakce vodíku

Vodík reaguje se všemi halogeny. Průběh uvedených reakcí lze vyjádřit obecnou rovnicí:

H2 + X2 -> 2HX kde X = F, Cl, Br, I

Rekce vodíku s fluorem probíhá explozivně i při velmi nízkých teplotách (-200 °C). Za laboratorní teploty a při osvět­lení má obdobný průběh také jeho reakce s chlorem. Reakci vodíku s bromem a jodem je však třeba provádět za zvýšené teploty a s využitím katalyzátoru.

V přítomnosti kyslíku vodík hoří, ale sám hoření nepod­poruje (hořící špejle vložená do zkumavky s vodíkem okamžitě zhasne). Zvláštní pozornost však zasluhuje směs vodíku s kyslí­kem, která při teplotě vyšší než 600 °C nebo po iniciaci jiskrou (el. výboj apod.) prudce exploduje. Při laboratorní teplotě probíhá uvedená reakce i v přítomnosti katalyzátoru velmi pomalu. Celou reakci lze souhrnně popsat následující rovnicí:

2H2 + 0 2 -> 2H20

Reakci vodíku s kyslíkem, případně chlorem, lze provést i bez exploze. Je však nutné postupovat tak, že vodík v kyslíku či chloru spalujeme. Uvědomte si, že v tomto případě ne­dochází k zapálení směsi obou plynů. Ke slučování dochází pouze na povrchu kužele, který tvoří plyn unikající z trubice. Na tomto principu jsou konstruovány speciální hořáky, které se používají např. při sváření a tavení kovů kyslíkovodíkovým plamenem nebo při průmyslové výrobě chlorovodíku.

Výzkumy prokázaly, že reakce kyslíku s vodíkem (stejně jako vodí­ku s halogeny) probíhá tzv. řetězovým mechanizmem. Tímto dějem se budeme zabývat podrobněji.

V první fázi reakce, při tzv. iniciaci, dochází účinkem zvýšené teploty, elektrické jiskry nebo jiného podnětu, k symetrickému rozště­pení vazby v molekule vodíku. Reakcí vznikají volné atomy s nepá- rovým elektronem. Obecně se takové jedno i víceatomové částice s ne- párovými elektrony nazývají radikály.

H - H -> 2H*vodíkový radikál

Poznám ka: Tečka u chemické značky vodíku (H*) značí, že se jedná o částici s nepárovým elektronem.

Volný atom vodíku je velmi reaktivní a napadá molekulu kyslíku; způsobuje tak vznik dalších dvou radikálů.

H* + O2 —» *OH + »O»

reakce s halogeny

reakce s kyslíkem

řetězová reakce

130

reakce s vodíkem

hydrogenace

rozdělení hydridu

oxidace vodíkem

Druhou fází reakce je tzv. propagace. V jejím průběhu dochází ke vzniku dalších radikálů, a tím k pokračování reakce.

• O + H2 —> *OH + H*

•OH + H2 -> H20 + H*

Reakce končí zánikem radikálů - jejich vzájemným spojením. Tato závěrečná fáze reakce se označuje jako terminace. V našem případě:

•OH + H 0 2* -> 0 2 + H20

Jak již bylo uvedeno, elementární vodík je silné redukční činidlo. Redukcí plynným vodíkem lze připravit řadu kovů z jejich oxidů:

CuO + H2 — Cu + H2O

W 03 + 3H2 -> W + 3H20

Další významnou skupinou reakcí jsou hydrogenace. Tyto reakce probíhají za účasti katalyzátorů a podrobněji se s nimi seznámíme při probírání učiva organické chemie. Jako příklad si uvedeme reakci oxidu uhelnatého s vodíkem, při které vzni­ká z látek anorganických látka organická - methylalkohol.

CO + 2H2 CH3OHmethylalkohol

Sloučeniny vodíku

Binární (dvojprvkové) sloučeniny vodíku s jinými prvky se nazývají hydridy. Jejich názvosloví najdete na str. 215. Podle typu vazebné interakce se hydridy dělí do několika skupin.

a) Iontové hydridy jsou sloučeniny vodíku s nejelektropozi- tivnějšími kovy. Jsou to reaktivní, termicky málo stabilní, bezbarvé krystalické látky, ve kterých má vodík oxidační číslo -I. Iontové hydridy lze připravit přímou reakcí vodíku s alkalickými kovy nebo kovy alkalických zemin.

2Na + H2 -> 2NaH Ca + H2 -> CaH2hydrid sodný hydrid vápenatý

* Mezi iontové hydridy patří i hydridy obecného vzorce MH2, odvozené od Sc, Zr, La, Ac, některých lanthanoidů a aktinoidů.

131Uvědomte si, že v průběhu uvedených reakcí vystupuje elementární vodík jako oxidační činidlo.

Iontové hydridy reagují s vodou za vývoje vodíku:

CaH2 + 2H20 Ca(OH)2 + 2H2

b) Kovové hydridy jsou křehké pevné látky kovového vzhle­du. Tvoří je prvky podskupiny chrómu, triády železa a palladium. Tyto sloučeniny se vyznačují vodivými nebo polovodivými vlastnostmi. Jejich struktura není dosud zce­la objasněna.

c) Hydridy přechodného typu tvoří prvky podskupin skan- dia, titanu a vanadu a také některé lanthanoidy a aktinoidy. S uvedenými prvky vodík dobře reaguje za vzniku slou­čenin, které nejsou přesně definované. Většinou mají cha­rakter berthollidů (např.TiH175 nebo VH071). Vazebné poměry v těchto sloučeninách jsou přechodem mezi vazba­mi iontovými a kovovými.

d) Molekulové hydridy tvoří nekovy a polokovy IV. až VII. skupiny periodického systému. Pokud jde o jednotlivé sku­piny, pevnost vazeb v těchto sloučeninách i jejich termická stabilita klesá s rostoucím atomovým číslem. V rámci jed­notlivých period však roste směrem zleva doprava.

e) Polymerní hydridy jsou sloučeniny s elektronově deficit­ními vazbami (více nastr. 146). Tvoří je prvky 2. a 3. skupi­ny periodického systému (Be, Mg, Zn, Cd, B, AI, Ga, In, TI). Studium vazebných poměrů v těchto sloučeninách mě­lo značný význam pro rozvoj teorie chemické vazby. Hydridy boru a gallia jsou většinou plynné nebo kapalné, zatímco ostatní mají skupenství pevné.

* V krystalové struktuře chemických látek může docházet k poruchám. Jejich důsledkem je do jisté míry proměnlivé chemické složení těchto látek, které není v souladu se zákonem stálých poměrů slučovacích. Takové sloučeniny se často označují jako berthollidy. Sloučeniny s konstantním složením bývají naproti tomu označovány jako daltonidy.

berthollidy

elektronově deficitní vazba

132

výroba

vlastnosti

reaktivita alkalických kovů

1.2. Alkalické kovy

Mezi prvky I. skupiny periodické soustavy prvků patří kromě vodíku lithium, sodík, draslík, rubidium, cesium a fran­cium, které se označují společným názvem alkalické kovy.V přírodě se vyskytují pouze ve sloučeninách. Sodík se např. vyskytuje v chloridu sodném, draslík v chloridu draselném apod.

Alkalické kovy se vyrábějí elektrolýzou taveniny některé ze svých solí. Nejdůležitější z nich, sodík se vyrábí elektro­lýzou taveniny chloridu sodného. Odpovídající technologické zařízení - elektrolyzér - má grafitovou anodu a železnou katodu. Na katodě se vylučuje sodík a na anodě chlor. (S elek­trolýzou se podrobněji seznámíme v kapitole nazvané elektro- chemie, která je součástí II. dílu naší učebnice.)

Všechny alkalické kovy jsou měkké (dají se krájet nožem), stříbřitě lesklé a mají velmi nízké hustoty. (Lithium má nej- nižší hustotu ze všech pevných látek: 0,534 g. cm 3.) Dobře vedou elektrický proud i teplo a charakteristickým způsobem barví plamen: Li - karmínově červeně, Na - žlutě a K, Rb, Cs- fialově. Francium je radioaktivní. Většina solí alkalických kovů je dobře rozpustná ve vodě. Výjimku tvoří některé lithné soli (fluorid, uhličitan a fosforečnan) a chloristan draselný.

Atomy alkalických kovů mají ve valenční vrstvě pouze jeden elektron, který odštěpují tím snadněji, čím vyšší je jejich protonové číslo. Kationty alkalických kovů se vyznačují elek­tronovou konfigurací shodnou s nejbližším výše stojícím vzác­ným plynem. Jako příklad si uvedeme vznik sodíkového ka- tiontu:

Na —» Na+ + e~

Sodíkový kation Na+ má ve svém obalu stejný počet elek­tronů jako výše stojící neon.

Alkalické kovy mají ze všech prvků nejnižší elektrone- gativitu. Její hodnoty klesají s rostoucím protonovým číslem a pohybují se v intervalu od 1,0 (u lithia) po 0,7 (u cesia). Z toho vyplývá, že všechny alkalické kovy jsou velmi reak­tivní a mají silné redukční schopnosti, které se zvětšují s rostoucím protonovým číslem.

133

Chemické reakce alkalických kovů

Pokud jsou alkalické kovy za laboratorní teploty po­nechány na vzduchu, poměrně rychle se oxidují. V průběhu reakce vznikají odpovídající hydroxidy nebo uhličitany. Al­kalické kovy se proto uchovávají pod inertním rozpouštěd­lem, například petrolejem. Při spalování na vzduchu tvoří lithium oxid Li20 (znečištěný peroxidem Li20 2) a sodík peroxid Na20 2 (znečištěný oxidem Na20). Ostatní alkalické kovy poskytují hyperoxidy (K 02, Rb02,Cs02), které obsa­hují anionty 0 2.

Všechny alkalické kovy bouřlivě reagují s vodou zavzniku příslušného hydroxidu a vodíku. Průběh jednotli­vých reakcí lze vyjádřit následující obecnou rovnicí:

2M + 2H20 -> 2MOH + H2 M = Li, Na, K, Rb, Cs

Prudkost reakce se zvyšuje od lithia k franciu, tedy s ros­toucí vzdáleností valenčního elektronu od jádra atomu. Jako příklad si uvedeme reakci sodíku s vodou:

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

Reakcí alkalických kovů s vodíkem vznikají iontové hydridy:

2M + H2 -» 2MH M = Li, Na, K, Rb, Cs

Hydridy alkalických kovů jsou krystalické pevné látky a jejich termická stabilita klesá od lithia k cesiu. Reaktivita těchto látek však ve stejném směru roste. Hydridy alka­lických kovů prudce reagují s vodou. Produktem reakce je odpovídající hydroxid (LiOH, NaOH ...) a vodík.

MH + H20 -> MOH + H2

Přímou reakcí alkalických kovů se sírou vznikají sul­fidy obecného vzorce M2S. Tyto látky jsou dobře rozpustné ve vodě. Praktický význam má pouze sulfid sodný Na2S. Z hydrogensulfidů je nejběžnější hydrogensulfid draselný KHS.

reakce s kyslíkem

reakce s vodou

reakce s vodíkem

reakce se sírou

reakce s halogeny

amidy

čilský ledek

Alkalické kovy se přímo slučují s prvky VII. skupiny.Reakce mají bouřlivý průběh a jsou provázeny světelným efektem nebo i výbuchem:

2M + X2 2MX M = Li, Na, K, Rb, Cs X = F, Cl, Br, I

Jako příklad si uvedeme reakci sodíku s chlorem:

2Na + Cl2 -> 2NaCl

Z halogenidů alkalických kovů má největší význam chlorid sodný. Získává se z mořské vody nebo se těží jako užitkový nerost. Je nezbytnou součástí lidské i živočišné potravy a je také důležitou průmyslovou surovinou.

Za vyšších teplot reagují alkalické kovy s amoniakem. Produk­tem reakce jsou odpovídající amidy a vodík. Průběh reakcí lze vyjádřit následující obecnou rovnicí:

2M + 2NH3 -> 2MNH2 + H2amid alkalického kovu

Sloučeniny alkalických kovů

Alkalické kovy tvoří celou řadu hospodářsky významných sloučenin.

Hydroxid sodný NaOH a hydroxid draselný KOH patří mezi základní laboratorní i průmyslové chemikálie. Vyrábějí se elektrolýzou vodných roztoků chloridu sodného, případně chloridu draselného. Hydroxid sodný se používá například při výrobě mýdla a léčiv.

Dusičnan sodný NaN03 se v přírodě vyskytuje v čilském ledku, který kromě dusičnanu obsahuje ještě malé množství jodičnanu sodného. Na počátku 20. století byl čilský ledek nejvýznamnějším dusíkatým hnojivém a hlavní surovinou pro výrobu kyseliny dusičné.

Dusičnany alkalických kovů se při vyšších teplotách rozkládají na dusitany a kyslík. Jako příklad si uvedeme termický rozklad dusičnanu sodného, který probíhá při teplotě 500 °C.

2NaN03 -> 2NaN02 + 0 2

Další zvýšení teploty vede až ke vzniku oxidu kovu, dusíku a kyslí­ku. U dusičnanu sodného k tomu dochází při teplotě 800 °C:

4NaN03 -4 2Na20 + 2N2 + 5 0 2

135Termická stabilita dusičnanů alkalických kovů roste s protonovým

číslem kationtu.

Konverzí dusičnanu sodného s chloridem draselným je možno připravit dusičnan draselný KNO3 :

NaN03 + KC1 -» KNO3 + NaCl

Dusičnan draselný patří mezi významná oxidační činidla a průmyslová dusíkatá hnojivá. Užívá se také k výrobě černé­ho střelného prachu.

Dusitany alkalických kovů jsou bílé, krystalické látky. Jsou hygro- skopické a velmi dobře rozpustné ve vodě. Průmyslově nejvýznamnější je dusitan sodný NaN02, který se vyrábí zaváděním oxidů dusíku do roztoku uhličitanu sodného:

Na2C 0 3 + NO + N 0 2 -> 2N aN 02 + C 0 2

Dusitan sodný se využívá k výrobě barviv, jako inhibitor koroze a ke konzervování masa.

Uhličitan sodný Na2 C 0 3 neboli soda patří mezi nejvý­znamnější sloučeniny alkalických kovů. Dnes se vyrábí Sol- vayovým způsobem. Do solanky (nasycený vodný roztok chloridu sodného) nasycené amoniakem se zastudena zavádí oxid uhličitý. Reakcí vzniká málo rozpustný hydrogenuhli- čitan sodný, který se ze soustavy odstraňuje filtrací.

NaCl + H20 + NH3 + C 0 2 -> NaHC03 + NH4C1

Získaný NaHCC>3 se při teplotě 150 °C rozkládá a vzniká uhličitan sodný, voda a oxid uhličitý.

2NaHC0 3 -» Na2C 0 3 + H20 + C 02

Soda se používá při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu apod.

Hydrogenuhličitan sodný NaHC03 neboli jedlá (užívací) soda je součástí kypřících prášků do pečivá a používá se k neutralizaci žaludečních šťáv při překyselení žaludku.

Uhličitan draselný K2C 0 3 neboli potaš je surovinou po­užívanou při výrobě draselných mýdel a chemického skla.

soda

potaš

136

2. Prvky II. skupiny

Do II. skupiny periodické soustavy prvků patří beryllium (Be), hořčík (Mg), vápník (Ca), stroncium (Sr), baryum (Ba) a radium (Ra). Elektronová konfigurace valenční vrstvy všech prvků II. skupiny je ns2, jejich valenční vrstva tedy obsahuje dva elektrony.

Oxidy prvků II. skupiny mají obecný vzorec MO (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba) a jejich zásaditost roste s rostoucím proto­novým číslem. Stejným způsobem vzrůstá také síla jejich hydroxidů: Be(OH)2 je amfotemí, Mg(OH)2 slabě zásaditý, Ca(OH)2 a Sr(OH)2 patří mezi silné zásady a Ba(OH)2 se svojí sílou blíží alkalickým hydroxidům.

2.1. Beryllium

Beryllium je v zemské kůře zastoupeno poměrně vzácně. Jeho jedinou průmyslově významnou rudou je beryl (složení Be3Al2SÍ60ig), který tvoří povrchová ložiska. Vzhledem k to­mu je beryllium i přes svůj omezený výskyt poměrně snadno dostupné.

vlastnosti Beryllium je tvrdý a křehký kov s nízkou hustotou. Čistése téměř nepoužívá. Praktický význam mají jeho slitiny, např. berylliové bronzy (slitiny beryllia s mědí). Jsou tvrdé a pružné jako ocel, ale zachovávají si chemickou odolnost bronzu (slitiny zinku s mědí). Sloučeniny beryllia obsahují tento prvek v oxidačním čísle II. Všechny beryllnaté slou­čeniny jsou jedovaté a ve formě prachu nebo dýmu velmi nebezpečné.

reakce s kyslíkem

Sloučeniny beryllia

V beryllnatých sloučeninách, ať už jsou v pevném stavu nebo ve formě roztoků, se nevyskytují ionty Be2+. Příčinu je třeba hledat v relativně vysoké hodnotě elektronegativity beryllia (porovnejte elektronegati vity jed­notlivých prvků n. skupiny), v jeho poměrně vysokých ionizačních ener­giích a v malém iontovém poloměru hypotetického iontu Be2+.

Na vzduchuje beryllium poměrně stálé, protože se rychle pokrývá vrstvičkou oxidu, který jej chrání před další korozí. Reakce beryllia s chalkogeny (prvky VI. skupiny), případně halogeny, lze uskutečnit až za vysokých teplot. Oxid beryllnatý BeO je bílá, velmi tvrdá látka s vysokým bodem tání. Vyrábí se termickým rozkladem uhličitanu nebo

137hydroxidu beryllnatého. Takto získaný oxid reaguje se zředěnými kyse­linami. Pokud je však vyžíhán při teplotě vyšší než 1800 °C, reaguje pouze s kyselinou fluorovodíkovou. Oxid beryllnatý se používá v kera­mickém průmyslu k přípravě glazur.

Halogenidy beryllnaté mají obecný vzorec BeX2 (X = F, Cl, Br, I). Struktura chloridu beryllnatého BeCb je tvořena dlouhými řetězci, ve kterých je každý atom beryllia obklopen čtyřmi atomy chloru. Vždy dva a dva atomy chloru se nacházejí v rovinách na sebe kolmých. Pro vytvoření druhé vazby je u atomu chloru využit jeho volný elektronový pár. V chloridu beryllnatém se proto vyskytují donor-akceptom í vazby.

O Be O ClHydrid beryllnatý BeH2 se připravuje nepřímo, protože vodík

s berylliem nereaguje. Má polymemí charakter (BeH2)n a v jeho struk­tuře se nacházejí dlouhé řetězce, ve kterých je každý atom beryllia obklopen čtyřmi atomy vodíku.

Z obrázku je zřejmé, že každý atom vodíku je vázán se dvěma atomy beryllia. Na vytvoření vazeb v této sloučenině se podílí menší počet elektro­nů než v běžných a vazbách, a proto se tyto vazby označují jako elektronově deficitní. (Jejich podstata je vysvětlena u boranů na straně 146.)

2.2. Hořčík

Hořčík je v zemské kůře značně rozšířen. Vyskytuje se především ve formě nerozpustných uhličitanů a síranů, které jsou součástí hornin. Patří mezi biogenní prvky. Hořčík je obsažen v zeleném listovém barvivu - chlorofylu - které je nezbytné pro fotosyntézu.

Hořčík se nejčastěji vyrábí elektrolýzou taveniny bezvo- dého chloridu hořečnatého. Jiným možným způsobem jeho výroby je redukce kalcinovaného dolomitu ferrosiliciem (sliti­na železa a křemíku). Reakce probíhá za sníženého tlaku a při teplotě 1150 °C:

2M gO . CaO + FeSi -> 2Mg + Ca2Si04 + Fe ferrosilicium

reakce s halogeny

struktura BeCfc

hydrid beryllnatý

elektronově deficitní vazba

výroba

138

použití

vlastnosti

spalováníhořčíku

Čistý hořčík se používá k získávání jiných kovů (např. Be, Ti, Zr a U) z jejich sloučenin. Velká množství hořčíku se spotřebují při výrobě lehkých slitin (např. tzv. elektronu), které jsou hojně využívány v leteckém a automobilovém průmyslu. Hořčík se také užívá k přípravě tzv. Grignardových činidel, která se uplatňují při organických syntézách. (Více si o těchto sloučeninách povíme ve III. dílu naší učebnice).

Hořčík je stříbrolesklý, měkký a kujný kov s nízkou husto­tou. Svými vlastnostmi se odlišuje jak od beryllia, tak od kovů alkalických zemin (Ca, Sr, Ba, Ra), značně se však podobá lithiu. V tomto a v podobných případech hovoříme o tzv. dia­gonální podobnosti.

Ve sloučeninách se hořčík vyskytuje v oxidačním čísle II. Kationt^ hořečnaté Mg2+ jsou na rozdíl od kationtů beryllna- tých Be + schopné samostatné existence. V řadě sloučenin je však hořčík vázán kovalentními vazbami.

Sloučeniny hořčíku

Hořčík je elektropozitivnější než beryllium a snadněji rea­guje s většinou nekovů. Na vzduchu se pokrývá vrstvičkou oxidu, která zabraňuje jeho další korozi. Pokud je na vzduchu zapálen, hoří jasným a oslnivým plamenem. V průběhu reakce vzniká oxid hořečnatý MgO a nitrid hořečnatý Mg3N2. Za zvýšené teploty reaguje hořčík i s amoniakem. Produktem reakce je opět nitrid hořečnatý.

Oxid hořečnatý MgO je bílá, pevná látka, která pomalu reaguje s vodou za tvorby hydroxidu hořečnatého. (Krysta­lický oxid hořečnatý však s vodou nereaguje.) Oxid hořečnatý se používá jako žáruvzdorný materiál na vyzdívku metalur­gických pecí.

Hydroxid hořečnatý Mg(OH) 2 je bílá, ve vodě nerozpust­ná látka. V přírodě se vyskytuje jako minerál brucit. Připravuje se srážením roztoků hořečnatých solí alkalickými hydroxidy. Hydroxid hořečnatý je slabším hydroxidem než hydroxidy kovů alkalických zemin. Není však amfotemí, a proto reaguje pouze s kyselinami.

Halogenidy hořečnaté MgX2 (X = F, Cl, Br, I) se vysky­tují v podobě bezvodých solí i ve formě hydrátů. Svými vlast­nostmi se podobají halogenidům odvozeným od kovů alka­lických zemin.

139Uhličitan horečnatý MgC03 je známý v bezvodé formě

pod názvem magnezit. Častěji se však vyskytuje ve formě magnéziídolomitu, jehož podstatou je podvojný uhličitan hořečnato- vápenatý M gC03 . CaC03. Obě nerostné suroviny se užívají jako materiál k výrobě žáruvzdorných cihel, používaných na­příklad k vyzdívání konvertorů pro Thomasův způsob zkujňo- vání železa (viz 2. díl naší učebnice, str. 97).

2.3. Kovy alkalických zemin

Mezi kovy alkalických zemin patří vápník, stroncium, barium a radium. Vápník je pátým nejrozšířenějším prvkem zemské kůry a patří mezi biogenní prvky. Jeho nej významněj­šími sloučeninami jsou vápenec CaC03, sádrovec CaS04 .2H20 a také fosforit a apatit, jejichž základní složkou je fosforečnan vápenatý Ca3(P04)2.

Stroncium je z hlediska výskytu patnáctým a baryum čtr­náctým nejrozšířenějším prvkem. Nevýznamnějším minerá­lem stroncia je celestit SrS04 a barya baryt BaS04. Radium se vyskytuje společně s uranem. V 101 uranové rudy je přibližně1 mg tohoto kovu.

Kovy alkalických zemin se vyrábějí v mnohem menším výrobarozsahu než hořčík. Vápník se nejčastěji získává elektrolýzou taveniny chloridu vápenatého, stroncium a baryum lze vyre- dukovat z jejich oxidů hliníkem. V čistém stavu má z alka­lických kovů největší význam vápník, který se ve velkém množství používá k regulaci obsahu uhlíku v litině a k odsta­rtování bismutu z olova.

Kovy alkalických zemin jsou stříbrobílé a měkké, s nepříliš vlastnostivysokými body tání (pod 900 °C). Jejich tvrdost je srovnatelná s tvrdostí olova. Podobně jako alkalické kovy charakteristic­kým způsobem barví plamen: Ca - cihlově červeně, Sr a Ra - karmínově červeně, Ba - zeleně. Všechny kovy alkalických zemin se ve svých sloučeninách vyskytují v oxidačním čísle II.Jiné oxidační číslo není v jejich sloučeninách známo. Roz­pustné soli stroncia a barya jsou jedovaté.

Kovy alkalických zemin jsou poměrně reaktivní (nej­méně reaktivní je vápník). Na vzduchu se pokrývají vrstvou oxidačních produktů, proto se podobně jako alkalické kovy uchovávají pod inertním rozpouštědlem (např. petrolej).

140

reakce s vodou

síla hydroxidů

reakce s vodíkem

acetylid vápenatý

acetylen

Všechny kovy alkalických zemin reagují s vodou zauvolňování vodíku. Příklad:

Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

V porovnání s alkalickými kovy probíhají tyto reakce pomaleji.

Sloučeniny kovů alkalických zemin

Oxidy kovů alkalických zemin MO mají vysoké body tání, které s rostoucím protonovým číslem klesají. Všechny reagují s vodou za vzniku hydroxidů. Příklad:

CaO + H20 -> Ca(OH)2

Hydroxidy kovů alkalických zemin Mn(OH) 2 se ve vod­ných roztocích chovají jako silné zásady a jejich síla stoupá s rostoucím protonovým číslem kovu. Rozpustnost hydroxidu vápenatého ve vodě je velmi malá a s rostoucí teplotou klesá, zatímco u zbývajících dvou hydroxidů - Sr(OH)2, Ba(OH)2- je rozpustnost za stejných podmínek větší a s rostoucí teplotou roste. Reakcí hydroxidů kovů alkalických zemin s peroxidem vodíku vznikají odpovídající peroxidy Mn0 2. Nej významnější z nich je peroxid bamatý, který se připravuje zahříváním oxidu bamatého v kyslíkové atmosféře.

Hydridy kovů alkalických zemin MnH2 vznikají přímou reakcí prvků. Jsou to bílé, pevné látky, bouřlivě reagující s vodou. Produktem reakce je odpovídající hydroxid a vodík.

Acetylidy kovů alkalických zemin lze připravit přímou syntézou prvků. Jejich složení vyjadřuje obecný vzorec MnC2 (M = Ca, Sr, Ba). Z praktického hlediska má největší význam acetylid vápenatý CaC2, který se vyrábí v elektric­kých pecích reakcí oxidu vápenatého s koksem.

CaO + 3C —> CaC2 + CO

Reakcí acetylidů kovů alkalických zemin s vodou vzniká příslušný hydroxid a acetylen. Jako příklad si uvedeme reakci acetylidů vápenatého s vodou, která se využívá při průmyslové výrobě acetylenu.

CaC2 + 2H20 -» C2H2 + Ca(OH)2acetylen

Halogenidy kovů alkalických zemin (např. CaCh) jsou s výjimkou fluoridů dobře rozpustné ve vodě. Zmíněné fluoridy jsou ve vodě ne­rozpustné.

Nitridy kovů alkalických zemin M3N2 se připravují reakcí přísluš­ného kovu s dusíkem. Reakce lze uskutečnit za vyšších teplot a získané nitridy jsou tvrdé, těžko tavitelné sloučeniny, které snadno reagují s vo­dou za vývoje amoniaku.

Sulfidy kovů alkalických zemin MS se připravují redukcí síranů uhlíkem. Jsou málo rozpustné ve vodě a hydrolyzují za vzniku hydro­xidů a hydrogensulfidů.

Ze všech sloučenin kovů alkalických zemin jsou nejzná­mější a většinou i nejvýznamnější sloučeniny vápníku.O některých z nich se zmíníme podrobněji.

Uhličitan vápenatý CaC03 se v přírodě vyskytuje ve for­mě vápence. Zahříváním vzniká oxid uhličitý a oxid vápenatý, který možná znáte pod názvem pálené vápno.

CaC03 —> CaO + CO2

Oxid vápenatý reaguje s vodou za vzniku hydroxidu vápe­natého. Ve stavebnictví se tomuto procesu říká hašení vápna. Vznikající hydroxid vápenatý, běžně nazývaný hašené vápno, se používá k přípravě malty (směs písku, hašeného vápna a vody). Její postupné vytvrdnutí je způsobeno reakcí hydro­xidu vápenatého se vzdušným oxidem uhličitým.

Ca(OH)2 + C 0 2 -> CaC03 + H20

Vytvrdlá malta tedy obsahuje uhličitan vápenatý.S uhličitanem vápenatým souvisí zajímavá reakce - vznik

krápníků v krasových oblastech. Uhličitan vápenatý je velmi málo rozpustný ve vodě. Pokud je ale ve vodě protékající přes vápencové skály rozpuštěn oxid uhličitý, dochází k přeměně nerozpustného uhličitanu vápenatého na rozpustný hydrogen- uhličitan vápenatý.

CaC03 + C 0 2 + H20 -> Ca(HC03)2

Jeho roztok po malých kapkách dopadá na skálu a pomalu se z něj odpařuje voda. Při poklesu koncentrace oxidu uhli­čitého, který uniká společně s vodní párou, se hydrogenuhliči- tan vápenatý rozkládá a výše uvedená reakce probíhá v opač­ném směru.

Ca(HC03)2 -> CaC03 + C 0 2 + H20

pálené vápno

krasové jevy

142

tvrdost vody

sádra

o

průmyslováhnojivá

Tímto způsobem po dlouhá tisíciletí vzniká krása krápní­kových jeskyní.

Hydrogenuhličitan vápenatý Ca(HC03 ) 2 a hydrogen- uhličitan horečnatý Mg(HC03 ) 2 způsobují tzv. přechodnou tvrdost vody, kterou lze na rozdíl od trvalé tvrdosti odstranit varem. Povařením vznikají nerozpusné uhličitany - vápenatý a hořečnatý. Trvalou tvrdost vody způsobují především sírany obou prvků.

Dihydrát síranu vápenatého CaS04 . 2H20 neboli sá­drovec je základní surovinou pro výrobu sádry. Ze sádrovce se zahříváním na teplotu přibližně 130°C odstraňuje část krysta­lové vody a vzniká hemihydrát síranu vápenatého, nazývaný sádra.

2CaS04 . 2H20 2CaS04 . '/2H20 + 3H20 sádrovec sádra

Pokud smícháme sádru s vodou, probíhá uvedená reakce zprava doleva a vzniká opět dihydrát. Sádra v průběhu tvrdnutí zvětšuje svůj objem, což je z praktického hlediska (vyplňování děr apod.) výhodné.

K významným sloučeninám vápníku patří také dusičnan vápenatý Ca(N03)2, používaný jako dusíkaté průmyslové hnoji- vo, a fosforečnan vápenatý Ca3(P04)2, který je základní surovinou pro výrobu dalšího hnojivá - superfosfátu.

Ze sloučenin barya je velmi významný síran barnatý BaS04, který je nerozpustný a používá se jako kontrastní látka při rtg. vyšetřeních zažívacího traktu. Soli stroncia se většinou používají v pyrotechnice.

143

3. Prvky III. skupiny

Do III. skupiny periodické soustavy prvků patří patří bor (B), hliník (AI), galium (Ga), indium (In) a thallium (TI). Všechny uvedené prvky mají elektronovou konfiguraci va- lenční vrstvy ns2np'. S výjimkou boru jsou všechny prvky III. skupiny kovy. Nejvyšší oxidační číslo, kterého mohou ve sloučeninách dosáhnout, je rovno III. Galium, indium a thallium se mohou vyskytovat i v oxidačním čísle I, které je pro thallium stálejší než oxidační číslo III (proto mohou soli thallité působit jako silná oxidační činidla - snadno se redu­kuj 0 .

Oxid boritý má kyselou povahu, hlinitý je amfoterní a zása- ditost ostatních oxidů roste se stoupajícím protonovým číslem. Oxid thallný T120 je silně zásaditý a jeho reakcí s vodou vzniká hydroxid thallný TlOH, který patří mezi silné hydro­xidy.

Podrobněji se zmíníme o boru a hliníku.

3.1. Bor

Bor je na Zemi i ve vesmíru poměrně vzácný. Vyskytuje se pouze ve sloučeninách, nejčastěji v boritanech nebo boro- silikátech. Jeho průmyslově významná ložiska se nacházejí především v Kalifornii a Turecku.

Bor se vyrábí elektrolýzou roztavených boritanů. Jiný způ- výrobasob jeho výroby je založen na redukci oxidu boritého hořčí­kem.

B20 3 + 3Mg -> 2B + 3MgO

Jedná se o tzv. metalotermickou reakci. Bor připravený tímto způsobem je amorfní a nikdy není zcela čistý. Obecně platí, že v průběhu metalotermických reakcí se redukuje oxid připravovaného prvku - většinou kovu - silně elektropozi-tivním kovem. Všechny metalotermické reakce jsou prová- metalotermickézeny uvolněním velkého množství tepla. reakce

Velmi čistý krystalický bor se dá připravit redukcí bromi­du boritého vodíkem. K reakci dochází při teplotách kolem 1000 °C na elektricky vyhřívaném tantalovém vlákně. Čistý

144

alotropie

molekula B12

vlastnosti

reaktivita boru

bor můžeme také získat termickým rozkladem jodidu bori- tého.

Kovový bor se používá v letecké a raketové technice. Jeho sloučeniny jsou součástí pracích prášků (peroxoboritany mají bělící účinky) a uplatňují se při výrobě tvrdých chemických skel, porcelánových polev, smaltů a v kosmetice.

Bor existuje v několika alotropických modifikacích .Jejich základní strukturní jednotkou je tzv. ikosaedr B!2. (Iko- saedr je útvar s dvanácti vrcholy a dvaceti trojúhelníkovitými ploškami.)

Bor se svými chemickými vlastnostmi podobá křemíku (diagonální podobnost). Je velmi odolný. S roztavenými hydro­xidy alkalických kovů reaguje až při teplotách nad 500 °C.V neoxidujících kyselinách se nerozpouští. Za horka je oxido­ván kyselinou dusičnou a sírovou.

Sloučeniny boru

Sloučeniny boru, ať už jsou v pevném stavu nebo v rozto­cích, neobsahují ionty B3+. Příčinou jsou malé rozměry atomu boru a vysoké hodnoty jeho prvních tří ionizačních energií, které značně převyšují ionizační energie ostatních prvků III. skupiny.

Za laboratorní teploty se bor slučuje pouze s fluorem. S kyslíkem reaguje také, ale pouze na povrchu. Spalováním na vzduchu poskytuje oxid boritý a nitrid boritý. Za vysokých teplot se bor slučuje s většinou prvků. Výjimku tvoří H, Ge, Te a vzácné plyny, se kterými přímo nereaguje.

* Modifikace znamená formu uspořádání částic, ať už atomů nebo molekul. Pokud se jedná o různé modifikace prvků, hovoříme o alotropii, u sloučenino polymorfii (doslovně o mnohotvarosti). Jednotlivé modifikace libovolného prvku (tedy i boru) se od sebe liší nejen svými fyzikálními vlastnostmi (tvrdost, hustota apod.), ale i svým chemickým chováním.

145

Oxid boritý B20 3 vzniká hořením boru na vzduchu. Větši­nou se však připravuje žíháním kyseliny borité. Oxid boritý je bezbarvá, sklovitá látka, která reaguje s vodou za vzniku kyse­liny borité.

Kyselina boritá H3BO3 tvoří bílé šupinkovité krystaly, v nichž jsou její rovinné molekuly vzájemně poutány do vrstev prostřednictvím vodíkových můstků.

Kyselina boritá je velmi slabou kyselinou. V roztoku se vyskytuje do značné míry neionizovaná. Při ionizaci se chová jako jednosytná kyselina. Její molekuly se nejdříve hydratují molekulou vody za vzniku nestabilní, slabě kyselé částice, ze které se pak odštěpí vodíkový kation.

H3BO3 + 2H20 -> [B(OH)4]~ + H30 +

Oktahydrát tetraboritanu disodného, nazývaný borax - Na2[B40 5(0 H)4] . 8H20 je jednou z nej významnějších solí kyslíkatých kyselin boru. Užívá se pro přípravu glazur, smaltů a speciálních optických skel.

Z halogenidů boritých si uvedeme sloučeniny, jejichž chemické složení lze vyjádřit obecným vzorcem BX3, kde X = F, Cl, Br, I. Všechny uvedené halogenidy jsou bezbarvé. Fluo­rid a chlorid jsou za normálních podmínek plyny, bromid je kapalina a jodid pevná látka. Ve fluoridu boritém se vyskytuje nejsilnější dosud známá jednoduchá vazba.

Boridy jsou sloučeniny boru s kovy. V současné době je známo více než 200 těchto sloučenin. Většinou mají nestechiometrické složení, které se pohybuje v rozmezí M 5B až MBó6 (M = atom kovu). Atomy boru jsou ve strukturách boridů buď izolované, nebo vzájemně spojené do řetězců, šestiúhelníkových vrstev, případně do trojrozměrných struk­tur. Boridy bohaté na kov jsou velmi tvrdé, chemicky inertní a mají vysoké body tání. Některé z nich mají lepší elektrickou a tepelnou vodivost než kovy, od kterých jsou odvozeny.

znázornění vodíkových můstků mezi molekulami kyseliny borité

borax

sloučeniny boru s kovy

146

vznik elektronově

deficitní vazby

znázornění vazeb v molekule

diboranu

Nitrid boritý - BN je bílá, termicky velmi stálá látka, která nevede elektrický proud. Je málo reaktivní. Vzniká reakcí boru s dusíkem nebo amoniakem za vysoké teploty. Průmyslově se vyrábí tavením kyseliny borité s močovinou (diamid kyseliny uhličité) v atmosféře vodíku. Nitrid boritý se vyskytuje ve dvou modifikacích - hexagonální a ku­bické. Hexagonální modifikaci lze při vysoké teplotě a tlaku převést na modifikaci kubickou.

Karbid čtyřboru je černá, velmi tvrdá a chemicky značně odolná látka, která se vyrábí zahříváním boru nebo oxidu boritého s uhlím v elektrické peci. Jeho struktura je tvořena ikosaedry B 12 a uhlíkovými řetězci, na jejichž tvorbě se podílejí 3 atomy uhlíku. Karbid čtyřboru se používá k výrobě neprůstřelných vest a ochranných štítů bojových leta­del, ale také jako materiál na výrobu brzdových a spojkových obložení nebo jako brusivo při broušení a leštění kovů.

Bor má ve své valenční vrstvě malý počet elektronů (2 s22p'), ale jeho elektronegativita je poměrně vysoká (2 ,0 ). To má za následek, že v určitých sloučeninách tvoří tzv. více- centemí vazby. Tyto vazby se vyskytují i ve sloučeninách boru s vodíkem, které se nazývají borany. Jejich podstatu si objasní­me na tzv. diboranu - B2H6, který je ze všech boranů nej­jednodušší.

Pokud by existovala sloučenina BH3, byl by na jejím cen­trálním atomu (B) přítomný vakantní (prázdný) pz orbital, kolmý na rovinu, v níž by se nacházely atomy vodíku. Exis­tence molekuly BH 3 je však z energetického hlediska velmi nevýhodná, proto dochází k podstatně výhodnějšímu uspo­řádání a vzniká molekula B 2H6, která má dvojnásobný počet atomů. V molekule diboranu je každý atom boru tetraedricky (tetraedr = čtyřstěn) obklopen čtyřmi atomy vodíku, přičemž dva z nich jsou společné oběma atomům boru. Jinými slovy řečeno, spojení atomů boru v diboranu zprostředkovávají2 atomy vodíku.

V molekule diboranu tedy existují dva typy vazeb. „Vněj­ší“ čtyři atomy vodíku (leží ve stejné rovině) jsou vázány klasickými dvojelektronovými a vazbami. Zbývající dva ato­my vodíku, které tvoří spojovací článek mezi atomy boru, jsou vázány elektronově deficitními vazbami. Systém tří atomů -

147BHB (bor-vodík-bor) je vzájemně poután pouze prostřednic­tvím dvou elektronů. To je důvodem, proč je toto spojení označováno jako třícentemí dvouelektronová vazba. (Jeden z elektronů poskytl atom vodíku, druhý pochází od jednoho z atomů boru.)

Boranů byla připravena celá řada. Jejich struktury jsou velmi rozmanité a na tomto základě se borany dělí do pěti skupin. Charakteristikou jednotlivých skupin se však zabývat nebudeme.

Nižší borany jsou plynné, vyšší borany kapalné a nejvyšší vlastnosti boranůborany jsou látky pevné. Všechny borany jsou velmi reaktivní.Jejich reaktivita však klesá s rostoucí molekulovou hmotností.Některé borany jsou na vzduchu samozápalné a hoří za vzniku oxidu boritého a vody.

3.2. Hliník

Hliník je po kyslíku a křemíku třetím nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Latinský název hliníku - aluminium - je odvozen ze slova alumen, což značí hořkou sůl. Hořkou solí byl ve starém Řecku a Římě nazýván dodekahydrát síranu draselno-hlinitého - KA1(S04)2 . 12H20 , který byl v lékařství užíván jako stahující látka při krvácení.

Hliník se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách, výskytz nichž nejrozšířenější jsou různé hlinitokřemičitany - živce a slídy. Jeho nejvýznamnější rudou je bauxit, který svým chemickým složením odpovídá oxidu-hydroxidu hlinitému AIO(OH). Vyskytuje se jako monohydrát nebo jako trihydrát.Další průmyslově významnou sloučeninou hliníku je kryolit.

Bauxit, který je základní surovinou pro výrobu hliníku, se výrobanejprve rozpustí v roztoku hydroxidu sodného a po oddělení nerozpustných nečistot se dále zpracovává. Z roztoku je izolo­ván hydroxid hlinitý, který je při teplotě kolem 1200 °C převe­den na oxid hlinitý. Hliník se vyrábí elektrolýzou taveniny směsi oxidu hlinitého a kryolitu.

Hliník je stříbrobílý, lehký kov s bodem tání 660°C. Je vlastnostitažný, kujný a dobře vede elektrický proud (má asi 60% vodi­vosti mědi).

* Kryolit NaatAIRí] (hexafluorohlinitan trisodný) je vzácnější minerál než bauxit a jeho přírodní zdroje nestačí. Proto se musí vyrábět:6HF + Al(OH)3 + 3NaOH -> Na3[AlF6] + 6H20

148použití

reakce s kyselinami

reakce s hydroxidy

aluminotermie

Hliník se používá k výrobě předmětů denní potřeby - např. kuchyňského nádobí. Je významným obalovým mate­riálem používaným v potravinářském průmyslu. (Alobal je komerční název pro tenkou hliníkovou fólii.) Kovový hliník je také základem pro aluminotermickou výrobu manganu, chrómu a kobaltu z jejich oxidů. Slitiny hliníku s hořčíkem, křemíkem a manganem (dural aj.) se požívají jako kon­strukční materiál v automobilovém a leteckém průmyslu.

Chemické reakce hliníku

Hliník je i přes svoji vysokou elektropozitivitu na vzduchu stálý, protože jeho povrch je pokryt souvislou vrstvičkou oxidu hlinitého, která ho chrání před další oxidací. Pokud tvorbě ochranné povrchové vrstvy zabráníme, reaguje hliník i se vzdušnou vlhkostí. V průběhu reakce vzniká hydroxid hlinitý.

2A1 + 6H20 -> 2Al(OH) 3 + 3H2

Reakcí hliníku s kyselinami (HC1, H2S 0 4) vzniká vodík a sůl příslušné kyseliny.

2A1 + 3H2S04 A12(S04 ) 3 + 3H2

S koncentrovanou kyselinou dusičnou však tento kov nereagu­je, protože se jejím působením povrchově pasivuje.

Hlinité soli slabých kyselin podléhají snadno hydrolýze. Soli silných kyselin, např. halogenidy a dusičnany, jsou vůči ní odolnější. Hydrolýza síranu hlinitého má praktické uplatnění při čištění vody (viz dále).

Hliník je amfoterní prvek. Jeho reakcí s hydroxidy vznikají tetrahydroxohlinitany. V průběhu reakce se opět uvolňuje vodík.

2A1 + 2NaOH + 6H20 -> 2Na[Al(OH)4] + 3H2

tetrahydroxohlinitan sodný

Díky své elektropozitivitě má hliník značnou afinitu ke kyslíku, který je po fluoru druhým nejelektronegativnějším prvkem. Této vlastnosti hliníku využívá aluminotermie - metoda, pomocí které je možné za vysoké teploty připravit celou řadu prvků z jejich oxidů. Jako příklad si uvedeme alu­minotermickou výrobu železa:

Fe2 C>3 + 2Al —> A120 3 + 2Fe

149Obecně se příprava kovů založená na tomto principu ozna­

čuje jako metalotermie. (Viz příprava boru.) Kromě hliníku se metalotermie při metalotermických reakcích používají i jiné elektropozitivní prvky, např. Li, Mg atd.

Sloučeniny hliníku

Oxid hlinitý AI20 3 se připravuje spalováním práškového hliníku na vzduchu. Reakce je exotermní a je provázena inten­zivním světelným efektem.

4Al + 3 0 2 -> 2Al20 3

Oxid hlinitý se vyskytuje ve dvou modifikacích - a a y. modifikaceModifikace y -A l20 3 je rozpustná v kyselinách a roztocích oxidu hlinitéhohydroxidů. Žíháním přechází na modifikaci a - A l 20 3, která je velmi těžko tavitelná a ve vodě ani v roztocích kyselin a hydroxidů se nerozpustí. V přírodě se a - A120 3 vyskytuje jako minerál korund, který patří mezi nejtvrdší přírodní látky (korund je 9. členem Mohsovy stupnice tvrdosti).

Hydroxid hlinitý Al(OH)3 je amfotemí látka. V kyseli­nách se rozpouští za vzniku hlinitých solí. Reakcí se silnými hydroxidy poskytuje hydroxohlinitany.

2Al(OH)3 + 3H2S 0 4 -> Al2(S04)3 + 6H20

Al(OH)3 + NaOH -> Na[Al(OH)4]

Z halogenidů hlinitých jsou nejstabilnější sloučeniny, je- halogenidyjichž složení lze vyjádřit obecným vzorcem AlX3 (X = F, Cl,Br, I). Všechny bezvodé halogenidy snadno hydrolyzují - na vlhkém vzduchu se to projevuje dýmáním. Praktický význam má zejména chlorid hlinitý A1C13, který se používá jako výchozí látka pro výrobu celé řady sloučenin hliníku. Nej­častěji se vyrábí zahříváním směsi oxidu hlinitého a uhlíku v proudu chloru.

Al20 3 + 3C + 3Cl2 -> 2AlCl3 + 3CO

Chlorid hlinitý v pevném stavu (a při nižších teplotáchi v parách) tvoří dimerní molekuly Al2Cl6- Obdobně je tomu v případě analogického bromidu a jodidu.

Dva z šesti atomů chloru jsou společné oběma atomům hliníku. Dimerní molekula má proto tvar dvou deformovaných tetraedrů sdíle­jících společnou hranu. Je třeba upozornit na fakt, že přes strukturní

150

strukturachloriduhlinitého

čiření vody

vlastnosti

použití

podobnost s molekulou diboranu nejsou vazby A l-C l-A l elektronově deficitní, ale donor-akceptomí (využívají se volné elektronové páry atomů chloru).

Síran hlinitý A12(S04)3 se připravuje reakcí hydroxidu hlinitého s kyselinou sírovou. Užívá se v papírenském a textil­ním průmyslu a je významnou sloučeninou používanou při úpravě vody čiřením.

O čiření vody se zmíníme podrobněji. V čistírnách vod se z vody odstraňují rozmanité nečistoty, mimo jiné i látky ko- loidního charakteru, které procházejí filtry. Tyto koloidy se dobře zachycují na povrchu (adsorbce) čerstvě vytvořených vloček hydroxidu hlinitého, který vzniká hydrolýzou hlinitých solí, například síranu hlinitého. Přirozená alkalita vody umož­ňuje neutralizaci kationtů H30 +, které při hydrolýze této soli vznikají. V případě potřeby lze pH vody upravit přidáním hydroxidu vápenatého nebo uhličitanu sodného.

3.3. Galium, indium, thallium

Zbývající prvky III. skupiny - galium, indium, thallium - se vyskytují poměrně vzácně. Gallium provází hliník a zinek v jejich ru­dách, indium je obsaženo jako příměs v rudách zinku a thallium bývá součástí galenitu PbS, který je průmyslově nej významnější rudou olova.

Všechny tři prvky jsou stříbrobílé, měkké kovy s velmi nízkými body tání (gallium má bod tání pouze 29,8 °C.). Jsou ušlechtilejší než hliník.

Velmi čisté gallium se používá v polovodičových technologiích (la­serové diody) a jako náplň do křemenných teploměrů, určených pro měření teplot do 1200 °C. Indium bývá součástí nízkotajících slitin a thallium se používá při výrobě infračervených detektorů.

151

4. Prvky IV. skupiny

Do IV. skupiny periodické soustavy prvků patří uhlík (C), křemík (Si), germanium (Ge), cín (Sn) a olovo (P b ). Elektro­nová konfigurace valenční vrstvy všech prvků IV. skupiny je ns"np . S rostoucím protonovým číslem roste i kovový charak­ter prvků IV. skupiny. Uhlík je typický nekov, křemík a germa­nium jsou polokovy, cín a olovo jsou kovy.

4.1. Uhlík

13III

14

L■

15V

13

AI31

Ga49

J i81

TI

14

SI32

Ge50

Sn82

Pb

15

P33

As51

Sb83

Bi

Uhlík se v přírodě vyskytuje jak volný ve formě grafitu a diamantu, tak vázaný v oxidu uhličitém a v uhličitanech. Je také hlavní stavební jednotkou veškeré živé hmoty.

Elementární uhlík se vyskytuje ve třech alotropických mo­difikacích - jako grafit, diamant a fulereny. První dvě modi­fikace jsou přírodní, fulereny byly teprve nedávno připraveny uměle.

Pro grafit neboli tuhuje charakteristická vrstevnatá struk­tura.

modifikace uhlíku

tuha

vrstevnatá struktura tuhy

Každý z atomů uhlíku je velmi pevně vázán se třemi sou­sedními atomy ležícími s ním v jedné rovině. Kolmo k vytvo­řené rovině jsou orientovány pz orbitaly všech uhlíkových atomů, ve kterých se nacházejí zbývající valenční elektrony. Vzniká tak velmi rozsáhlý delokalizovaný n systém, v němž se mohou elektrony volně pohybovat. Vytvořený vazebný systém je příčinou černošedého zbarvení tuhy, její neprůsvitnosti, ko­vového lesku a elektrické vodivosti. Jednotlivé vrstvy, vysta­věné z šestičetných cyklů, jsou vzájemně poutány pouze van der Waalsovými silami, a proto se mohou po sobě posouvat. Tuha se otírá - píše.

152

reakce grafitu

fluorid grafitu

diamant

strukturadiamantu

fullereny

Vrstevnatá struktura grafitu ovlivňuje i jeho chemické vlastnosti. Při vyšších až vysokých teplotách reaguje grafit s alkalickými kovy (M) za vzniku sloučenin obecného vzorce MC8 - MC16. Jiným příkladem je sloučenina CgBr, která vzniká, pokud je grafit nasycen parami bromu. Uvedené slou­čeniny mají elektrickou vodivost srovnatelnou s vodivostí kovů.

Při teplotě 450 °C reaguje grafit s fluorem za vzniku tzv. fluoridu grafitu, jehož složení lze vyjádřit obecným vzorcem CxFy (x : y > 1). Tato sloučenina je elektricky nevodivá, protože při reakci grafitu s fluo­rem dochází k postupnému odstranění delokalizovaného n systému.

Grafit má rozsáhlé využití. Používá se k výrobě elektrod, žáruvzdorných materiálů, tužek, mazadel a pigmentů.

Přírodní zdroje grafitu jsou vzhledem k jeho hospodář­skému významu omezené, a proto je třeba jej vyrábět. Suro­vinami pro jeho výrobu jsou koks a křemen, které se za ne­přístupu vzduchu zahřívají v elektrické peci.

V diamantu je každý atom uhlíku poután se čtyřmi sou­sedními atomy, které jsou umístěny ve vrcholech tetraedru

Vazby mezi uhlíkovými atomy jsou velmi pevné. Diamant je nejtvrdší přírodní látkou (10. stupeň Mohsovy stupnice tvrdosti) a má nejvyšší známou tepelnou vodivost (tepelná vodi­vost diamantu je 5x větší než mědi). Pro svoji tvrdost je diamant používán k výrobě nejrůznějších řezných a vrtných nástrojů, které se díky jeho výtečné tepelné vodivosti nepřehrívají.

Třetí modifikace uhlíku nazvaná buckminsterfullereny nebo zkráceně fullereny byla připravena uměle. Získává se odpařováním grafitové elektrody v elektrickém oblouku. Reakce se provádí v heliové atmosféře. Na rozdíl od grafitu a diaman­tu je tato modifikace tvořena molekulami o různém složení. Byly izolovány např. molekuly Cgo, C70, C80, C ^ , C90, C94

153a další. Molekuly fullerenů mají tvar mnohostěnů. S ohledem na první identifikovanou molekulu Cgo, která svým tvarem připomíná fotbalový míč, byl pro fullereny navrhován i „lidovější název“ - fotbaleny. V molekule je každý atom uhlíku poután se sousedními atomy třemi vazbami a a jednou n vazbou.

Chemií fullerenů se v současné době zabývá celá řada renomovaných pracovišť.

Sloučeniny uhlíku s kyslíkem

Uhlík se slučuje s řadou prvků. Z jeho kyslíkatých slou­čenin jsou velmi významné oxidy a soli kyseliny uhličité.

Oxid uhelnatý CO je bezbarvý plyn, velmi málo roz­pustný ve vodě. V laboratoři se připravuje dehydratací kyse­liny mravenčí koncentrovanou kyselinou sírovou. (Kyselina mravenčí HCOOH patří mezi významné organické kyseliny.)

HCOOH H2 4 CO + H20

Oxid uhelnatý vzniká při spalování uhlíku za nedostateč­ného přístupu kyslíku (vzduchu). Skutečný průběh reakce spo­čívá ve tvorbě oxidu uhličitého, který je následně redukován nezreagovaným uhlíkem na oxid uhelnatý. Popsaný děj vy­jadřují následující chemické rovnice:

c + o2 — co2

C + C 0 2 —) 2CO

Oxid uhelnatý je velmi reaktivní látka, která má redukční vlastnosti. Je jedovatý a nebezpečí otravy zvyšuje skutečnost, že je bez zápachu. Příčinou jedovatosti oxidu uhelnatého je jeho schopnost vázat se s červeným krevním barvivém hemo­globinem, které v těle celé řady živočichů přenáší kyslík. Vaz­

struktura molekuly fullerenu C60

oxidy

reaktivita oxidu uhelnatého

154jedovatost

oxidu uhelnatého

suchý led

solikyseliny uhličité

deriváty kyseliny uhličité

ba hemoglobinu s oxidem uhelnatým je v porovnání s obdob­ně vázaným kyslíkem mnohem pevnější. Oxid uhelnatý se však na rozdíl od kyslíku v tkáních neuvolňuje a „postižený“ hemoglobin je pro další přenos plynů z plic do tkání zablokován. Při větším zasažení hrozí smrt vnitřním udušením. Člověka otrá­veného oxidem uhelnatým je třeba přenést na čerstvý vzduch a nechat jej (pokud je to možné) vdechovat vzduch obohacený kyslíkem. Někdy je nevyhnutelná transfuze krve.

Oxid uhličitý C 0 2 je bezbarvý plyn slabě kyselého zá­pachu. Je l,5krát těžší než vzduch. Není jedovatý, ale je ne- dýchatelný. Jak již bylo uvedeno, vzniká přímým slučováním uhlíku s kyslíkem. Pevný oxid uhličitý se pod názvem „suchý led“ používá jako chladivo. Můžete jej vidět u pouličních prodavačů ledňáčků jako bílou, ledu podobnou hmotu, ze které se „kouří“. (Pevný oxid uhličitý při teplotě -78,5 °C subli- muje.) Zkapalněný se přepravuje v tlakových lahvích ozna­čených černým pruhem. Kapalný oxid uhličitý se kromě jiného používá jako náplň sněhových hasicích přístrojů. „Sněhové“ se nazývají proto, že oxid uhličitý při vypouštění z tlakové lahve tuhne a je vypuzován v podobě vloček podobných sněhu.

Kyselina uhličitá H2CO3 vzniká rozpouštěním oxidu uhli­čitého ve vodě. Vzniklý roztok má slabě kyselou reakci, ale většina oxidu uhličitého je přítomna pouze ve volně hydra- tované formě: C 02.n H20 .

Od kyseliny uhličité, kterou není možné z roztoku izolovat, se odvozují dvě řady solí: hydrogenuhličitany, pro které je charakte­ristický hydrogenuhličitanový anion - HCO3, a uhličitany, obsa­hující anion uhličitanový - C 03~. K hospodářsky významným uhličitanům patří například uhličitan sodný Na2C 03, který znáte pod názvem soda, uhličitan draselný K2C 0 3 neboli potaš a uhličitan vápenatý CaC03, který se v přírodě vysky­tuje ve formě vápence a používá se k výrobě páleného vápna.

Mezi nejvýznamnější deriváty kyseliny uhličité patří její diamid, který je znám pod svým historickým názvem močo­vina, a dichlorid, nazývaný též fosgen.

Močovina CO(NH2 ) 2 se vyrábí reakcí oxidu uhličitého s amoniakem za zvýšeného tlaku a teploty. Meziproduktem reakce je karbaminan amonný.

C 0 2 + 2NH3 NH2C 0 2NH4 CO(NH2)2karbaminan amonný

155Močovina je surovinou pro výrobu močovinoformaldehy-

dových plastů a pryskyřic. Je dobře rozpustná ve vodě a velmi pomalu hydrolyzuje přes karbaminan amonný až na uhličitan amonný. Právě tato reakce je příčinou stále většího využití močoviny jako průmyslového dusíkatého hnojivá.

Fosgen COCl2 je silně toxický. Poprvé byl připraven na počátku minulého století reakcí oxidu uhelnatého s chlorem, za využití slunečního záření. Odtud pochází i jeho název, který vznikl z řeckého phos (světlo) a genes (vznikat). V současné době je fosgen důležitou průmyslovou surovinou, která se vyrábí z CO a Cl2 za katalytického působení aktivního uhlí. Fosgen byl za první světové války zneužit jako bojová chemická látka.

Sloučeniny uhlíku s vodíkem

Sloučeniny uhlíku s vodíkem se označují jako uhlovodíky. Zahrnují obrovské množství látek, které jsou v závislosti na počtu uhlíkových atomů vázaných v jejich molekulách plynné, kapalné nebo pevné. Podle typu vazeb přítomných mezi uhlí­kovými atomy dělíme všechny uhlovodíky na nasycené a ne­nasycené. V molekulách nasycených uhlovodíků jsou vazby pouze jednoduché, zatímco nenasycené uhlovodíky mají ve svých uhlíkatých řetězcích alespoň jednu vazbu násobnou (dvojnou nebo trojnou). Uhlíkaté řetězce mohou být přímé, rozvětvené nebo cyklické.

Hlavními zdroji uhlovodíků jsou ropa, zemní plyn a černo- uhelný dehet. Plynné uhlovodíky se často uplatňují jako topné plyny a kapalné jsou podstatou pohonných látek, které znáte pod názvy benzin, nafta, petrolej apod. (S jednotlivými skupi­nami uhlovodíků se podrobněji seznámíte při studiu organické chemie, která je součástí II. dílu naší učebnice.)

Sloučeniny uhlíku s halogeny

S halogeny tvoří uhlík celou řadu významných sloučenin.O několika z nich se zmíníme podrobněji, s dalšími se sezná­míte při studiu organické chemie.

Chlorid uhličitý CCI4 je jedovatá kapalina nasládlého zá­pachu s karcinogenními účinky. Často se používá jako roz­pouštědlo. Dříve se jím také plnily hasicí přístroje, ale v sou­časné době se pro svou jedovatost k těmto účelům nepoužívá.

V posledních letech jsou nejdiskutovanější skupinou slou­čenin uhlíku s halogeny tzv. freony. Z chemického hlediska se

jedovatost f osgenu

rozděleníuhlovodíků

zdrojeuhlovodíků

freony

156

vliv freonů na životní prostředí

acetylidy

karbidvápenatý

jedná o fluorochloroderiváty uhlovodíků. (Jejich vzorce lze odvodit od uhlovodíků náhradou vodíkových atomů haloge­ny.) Tyto sloučeniny nejsou jedovaté a nepůsobí korozivně. Pro svoje vysoká skupenská vypařovací tepla se používaly jako náplně do chladicích zařízení. Značné množství freonů se také spotřebovalo jako hnací médium do rozmanitých sprejů (laky na vlasy apod). Tímto způsobem se freony postupně dostá­valy do atmosféry. Později bylo zjištěno, že ničí ozonovou vrstvu, a proto se od jejich výroby a využití postupně upouští.

Karbidy

Karbidy jsou binární sloučeniny uhlíku s elektropozitiv- nějšími prvky. Nejčastěji se připravují reakcí uhlíku s kovy nebo jejich oxidy při vysokých teplotách. Některé z nich lze také připravit reakcí zahřátého kovu s uhlovodíky. Podle struk­tury se karbidy dělí na iontové, intersticiální, prvků skupiny železa a kovalentní.

a) Iontové karbidy lze považovat za soli acetylenu*, protože atomy vodíku vázané v jeho molekule jsou mírně kyselé a lze je nahradit elektropozitivním kovem. Vznikající soli se nazývají acetylidy a ve své struktuře obsahují acetylidové ionty C 2_.

Mezi iontové karbidy patří především acetylidy alkalických ko­vů a acetylidy kovů alkalických zemin. Acetylidy alkalických kovů M2C2 (např. Na2C2) se nejčastěji připravují reakcí acetylenu s rozto­kem alkalického kovu v kapalném amoniaku. Acetylidy kovů alka­lických zemin MC2 (např. CaC2) lze připravit zahříváním příslušného kovu s acetylenem na teplotu vyšší než 500 °C, můžeme je však také získat reakcí daného kovu nebo jeho oxidu s uhlíkem.

Acetylidy reagují s vodou za vývoje acetylenu. Jako příklad si uvedeme acetylid neboli karbid vápenatý CaC2, který se vyrábí reakcí oxidu vápenatého s koksem v elektrické peci.

CaO + 3C —> CaC2 + CO

Reakce karbidu vápenatého s vodou se dříve využívala při prů­myslové výrobě acetylenu:

CaC 2 + 2H20 -> C 2H2 + Ca(OH)2

V současné době se karbid vápenatý používá především jako suro­vina pro výrobu kyanamidu vápenatého CaCN 2, který je význam­ným průmyslovým hnojivém.

K iontovým karbidům se také řadí acetylid stříbrný, acetylid měďný a acetylid zlatný, které se však vodou nerozkládají. Vazebné

* Acetylen C 2H2 patří mezi plynné nenasycené uhlovodíky. Ve své molekule obsahuje trojnou vazbu H -C =C -H . Více se o této sloučenině dozvíte při probírání organické chemie, která je součástí II. dílu naší učebnice.

interakce v jejich molekulách mají převážně kovalentní charakter. Všechny uvedené sloučeniny jsou výbušné.

b) Interstidální karbidy mají atomy uhlíku umístěny v mezerách krystalových mřížek kovů. Poloměr kovového atomu však nesmí být menší než 135 pm. Tůto podmínku splňují např. Ti, Zr, V, Mo a W. Interstidální karbidy jsou žáruvzdorné, extrémně tvrdé a zacho­vávají si některé charakteristické vlastnosti kovů (lesk, vodivost). Jako příklad si uvedeme TaC a W C, které se používají k výrobě rychlořezných nástrojů.

c) Karbidy prvků skupiny železa - O3C2, Mn3C, Fe3C, C03C a Ni3C - lze považovat za určitý přechod mezi iontovými a intersticiálními karbidy. Jsou tvořeny kovy, jejichž atomové poloměry jsou příliš malé, a proto nesplňují podmínku pro vznik intersticiálních karbidů. Ve struktuře těchto látek se vyskytují řetězce tvořené uhlíkovými atomy. S vodou a zředěnými kyselinami reagují za vzniku uhlo­vodíků a vodíku.

d) Kovalentní karbidy - Be2C, AI4C3 SiC a B4C - tvoří trojrozměrné atomové mřížky. Lze je připravit reakcí prvku nebo jeho oxidu s uhlíkem. První dva - Be2C, AI4C3 - reagují s vodou za vzniku methanu, zbývající dva - SiC a B4C - jsou chemicky značně odolné a mimořádně tvrdé.

Poslední významnou sloučeninou uhlíku, o které se zmíní­me, je kyanovodík. Kyanovodík HCN je bezbarvá kapalina s bodem varu 25,6 °C. Tvoří lineární molekuly H-C = N a bez přítomnosti stabilizátoru polymeruje. Vyrábí se reakcí metha­nu s amoniakem při teplotách nad 1200 °C. Reakci je třeba katalýzo vat platinou.

CH4 + NH3 -> HCN + 3H2

Kyanovodík je výborným rozpouštědlem elektrolytů a sám se velmi dobře rozpouští ve vodě. Jeho vodný roztok se chová jako velmi slabá kyselina. Je prudce jedovatý, protože způsobuje ochrnutí dýchacího centra nervové soustavy.

Kyanovodík je důležitou surovinou pro výrobu kyanidu sodného NaCN, kyanidu draselného KCN, methylmetakrylátu a acetonitrilu.

4.2. Křemík

Křemík je po kyslíku druhým nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře. V přírodě se vyskytuje pouze v kyslíkatých sloučeninách. Přípravě čistého křemíku dlouho bránila jeho

jedovatostkyanovodíku

výskyt

158

výroba

vlastnosti

reaktivitakřemíku

značná afinita ke kyslíku. Připravil jej teprve počátkem minu­lého století Berzelius redukcí hexafluorokřemičitanu draselné­ho K2[SiF6] roztaveným draslíkem.

Elementární křemík se vyrábí redukcí křemene velmi čistým koksem; S i02 musí být v nadbytku. Reakce probíhá v elektrické obloukové peci.

S i02 + 2C -> SÍ + 2CO

Jinou možností je redukce oxidu křemičitého karbidem vápenatým.

Si02 + CaC2 —) Si + Ca + 2CO

Vysoce čistý křemík se získává redukcí hexafluorokřemiči­tanu sodného Na2[SiF6] sodíkem. Křemík používaný v elek­trotechnickém průmyslu se dále čistí tzv. zonální tavbou . Tímto způsobem se připravuje křemík obsahující méně než 10-9až 1(T10 % nečistot.

Křemík je modrošedá, lesklá, velmi tvrdá krystalická látka se strukturou podobnou struktuře diamantu. Je polo­vodičem - to znamená, že jeho měrný odpor s rostoucí teplo­tou klesá. Křemík se nejčastěji vyskytuje v oxidačním čísle IV a -IV. Na rozdíl od uhlíku jeví malou ochotu k vytváření řetězců. Důvodem je podstatně nižší energie vazby Si-Si v po­rovnání s analogickou vazbou mezi atomy uhlíku. Rovněž vazby Si-H jsou slabší než vazby C-H. Sloučeniny křemíku s vodíkem (silany) jsou proto nestálé. Vazba křemíku s kyslí­kem je naproti tomu pevnější než vazba kyslíku s uhlíkem, což má za následek existenci velké skupiny křemičitanů. Uhlík analogické sloučeniny netvoří.

Křemík je poměrně odolný vůči působení vzdušného kyslíku a vody, protože se jeho povrch pokrývá velmi tenkou vrstvou oxidu křemičitého. Odolává roztokům kyselin, ale snadno se rozpouští v horkých vodných roztocích alkalických hydroxidů (např. NaOH) za uvolňování vodíku.

Si + 20H~ + H20 -> SÍO3' + 2H2

* Při zonální tavbě se čištěná látka umístí do trubice ze žáruvzdorného mate­riálu a pomalu se posunuje úzkým, vyhřívaným pásmem, ve kterém taje. Po průchodu taviči zónou čištěná látka opět tuhne. Z taveniny se nejdříve vylu­čuje čistá složka (v našem případě křemík), která má nejvyšší bod tání. Nečistoty zůstávají v tavenině a postupují společně s roztavenou zónou. Koncentrace nečistot v tavenině roste. Celý čistící proces se několikrát opa­kuje a postupně tak získáme velmi čistou látku.Metoda zonální tavby se někdy užívá i pro izolaci látek, které se v taveném materiálu nacházejí pouze ve stopových množstvích.

159Křemík není příliš reaktivní, ale za vysoké teploty se sluču­

je s kyslíkem na oxid křemičitý, s halogeny na halogenidy obecného vzorce SiX4, s uhlíkem na karbid SiC a s většinou kovů na silicidy. S vodou reaguje křemík až za červeného žáru.

Si + 2H20 —) S i02 + 2H2

Sloučeniny křemíku s kyslíkem

Oxid křemičitý Si02 je - na rozdíl od oxidu uhličitého - pevná, těžko tavitelná sloučenina. Značná rozdílnost vlastností obou látek je způsobená tím, že oxid křemičitý je polymerní.V oxidu křemičitém je každý atom křemíku vázán se čtyřmi atomy kyslíku, které jsou kolem něj rozmístěny ve vrcholech pravidelného tetraedru. Vzájemná poloha tetraedrů umožňuje vznik různých modifikací oxidu křemičitého. K nejvýznam­nějším patří křemen, tridymit a cristobalit. Všechny tři modi­fikace mají navíc a a (3 - formu. (Prohlédněte si umístění tetraedru S i04 ve struktuře cristobalitu.)

V přírodě nejrozšířenější modifikací je křemen. Nejčastěji se vyskytuje ve formě písku a bývá zpravidla znečištěn. Větší průzračné krystaly křemene se nazývají křišťál a užívají se pro výrobu optických přístrojů. Různě zbarvené odrůdy křemene jsou známy pod názvy ametyst (fialový), růženín (růžový), záhněda (hnědá), citrín (žlutý) apod.

Dalšími kyslíkatými sloučeninami křemíku jsou jeho kyse­liny. Kyseliny křemičité (např. H2Si0 3 , H4Si04, H2Si20 5 , H6Si20 7) jsou známé pouze ve formě vodných roztoků. Při pokusech o jejich izolaci dochází ke kondenzačním reakcím, a tím ke vzniku polymerů.

binárnísloučeninykřemíku

strukturacristobalitu(vlevo)

tetraedrická struktura SÍO4(vpravo)

kyselinykřemičité

160

křemičitany

reaktivita silanů

reaktivitahalogenidíi

SoJi křemičitých kyselin patří mezi hospodářsky význam­né sloučeniny. Struktura křemičitanů je tvořena tetraedrickými jednotkami S1O4, které mohou být izolované, spojené do řetěz­ců, dvojitých řetězců, případně kruhů.

Sloučeniny křemíku s vodíkem a halogeny

Silany jsou sloučeniny křemíku s vodíkem obecného vzor­ce SinH2n+2 (n = 1, 2 ... až 8 ). Monosilan SiH4 a disilan Si2H6 jsou bezbarvé plyny, zatímco vyšší homology jsou těka­vé kapaliny. Silany jsou velmi reaktivní a na vzduchu samo- zápalné. Jejich termická stabilita klesá s délkou řetězce. S vodou reagují silany za vývoje vodíku. Příklad:

Si2H6 + 4H20 -» 2Si02 + 7H2

Halogenidy křemičité SinX2n+2 (X = F, Cl, Br, I) se připra­vují reakcí křemíku s halogeny. Lze je považovat za substi­tuční deriváty silanů, protože je můžeme odvodit náhradou vodíkových atomů vázaných v těchto sloučeninách atomy jed­notlivých halogenů. Příklad:

H Cli i

H — Si — H C l— Si — ClI I

H Cl

SÍH4 monosilan SiCl4 chlorid křemičitý

Všechny halogensilany ochotně reagují s vodou. Jejich reaktivitu lze vysvětlit tím, že atom křemíku využívá pro reakci s vodou své neobsazené d-orbitaly, do nichž může přijí­mat volné elektronové páry kyslíku vázaného v molekulách vody. Sumárně lze celou hydrolýzu vyjádřit rovnicí:

SiX4 + 2H20 -> S i02 + 4HX (X = F, Cl, Br, I)

Nej významnější z halogenderivátů křemičitých je chlorid křemičitý SiCl4, který se vyrábí v tisícitunových množstvích jako meziprodukt potřebný pro výrobu křemíku o polovodi­čové čistotě.

Významnými sloučeninami křemíku jsou také alkylhalogensilany. Odvozují se od silanů náhradou atomů vodíku halogeny a alkyly. Od monosilanu SiH4 lze například odvodit dimethyldichlorsilan (CH3)2SiCl2.

161Poznámka: Alkyl je částice, která je odvozena od nenasyceného uhlovodíku odtržením atomu vodíku z jeho molekuly. Např. od methanu CH4 lze odvodit methyl -CH3. Název alkylu je odvozen z názvu odpovídajícího uhlovodíku pomocí koncovky -yl: např. methan - methyl, ethan - ethyl apod. Více se dozvíte v kapitole organická chemie, která je součástí II. dílu naší učebnice.

Hydrolýzou alkylhalogensilanů vznikají tzv. siloxany. V případě dialkyldihalogensilanů lze dospět k polymemím látkám (polysiloxany), jejichž řetězec je tvořen střídajícími se atomy kyslíku a křemíku. Podle délky řetězce jsou to oleje, pryskyřice nebo kaučukovité látky.

R R RI I I

O — Si — O — Si — O — Si —I I IR R R

Polysiloxany neboli silikony mají značné využití jako hydraulické kapaliny, mazací prostředky (oleje, tuky) nebo jako termicky odolné silikonové kaučuky. (O polymemích sloučeninách se více dozvíte ve třetím dílu naší učebnice.)

Poslední významnou sloučeninou křemíku, o které se zmí­níme, je karbid křemíku.

Karbid křemíku SiC neboli karborundum se vyrábí reakcí křemenného písku s nadbytkem koksu nebo antracitu v elek­trické peci. Celý děj popisují následující chemické rovnice:

S i02 + 2C -> Si + 2CO

Si + C —> SiC

Karborundum je velmi tvrdé (jeho tvrdost vyjádřena v Mohsově stupnici je 9,5; pro srovnání, tvrdost diamantu je 10) a používá se jako brusný materiál.

Výroba skla

Velké množství křemene se spotřebuje ve formě sklářského písku při výrobě nejrůznějších druhů skel. K základním suro­vinám kromě Si02 patří: Na2C 0 3, Na2S 04, K2C 0 3 a CaC03. Pro výrobu speciálních skel se navíc používá MgO, BaO, ZnO, PbO, B20 3 a další.

Při výrobě skla se nejdříve promísí sklářský písek s uhli­čitanem vápenatým a uhličitanem sodným. Jemně zrnité kom­ponenty musí být dokonale promíseny. Jejich směs, nazývaná sklářský kmen, se zahřátím na teplotu 1400 - 1500 °C roztaví. Roztavená sklovina obsahuje bublinky plynů, které se odstraní

siloxany

karborundum

sklářský kmen

162

složení skla

druhy skla

vodní sklo

přídavkem tzv. čeřících látek (As20 3, NH4NO3). V této fázi výroby je nutná vyšší teplota, protože tavenina musí mít níz­kou viskozitu. Po odstranění plynů se tavenina ochladí na pracovní teplotu a může být zpracována. Hotové sleněné vý­robky musí být pomalu ochlazovány, aby nedošlo k jejich popraskání.

Složení skel se běžně udává vzorci, které jsou složeny ze vzorců oxidů, i když některé z nich - např. oxid sodný či draselný - jsou v čisté formě poměrně obtížně připravitelné. Sumární složení skla vyjadřuje vzorec: Na20 . CaO . 6Si02.

Vlastnosti skla je možné do určité míry měnit prostřed­nictvím změn ve složení sklářského kmene. Například odol­nost skla k tepelnému namáhání se zvýší, je-li sodík nahrazen draslíkem (místo Na2C 0 3 je použit K2C 0 3). Pokud je sou­časně vápník nahrazen olovem, vzniká sklo s vysokým inde­xem lomu, které se pod názvem flintové sklo používá pro výrobu čoček a hranolů optických přístrojů. Kromě vyjme­novaných druhů skel existuje celá řada dalších. V chemických laboratořích se velmi často používá křemenné sklo (tavený křemen), které má velmi nízký koeficient tepelné roztažnosti, a je proto značně odolné vůči tepelnému šoku. Toto sklo navíc velmi dobře odolává působení chemikálií a propouští ultra­fialové záření. Určitou nevýhodou křemenného skla je vysoká teplota měknutí, která je nutná pro jeho zpracování.

Pokud se taví sklářský písek s uhličitanem sodným, pří­padně draselným, vznikají odpovídající křemičitany, které jsou rozpustné ve vodě a do obchodní sítě jsou dodávány pod názvem vodní sklo. Využívají se k impregnaci různých materiálů.

4.3. Germanium, cín, olovo

O prvcích IV. skupiny víte, že jejich valenční vrstva má elektronovou konfuguraci ns2np2. Se stoupajícím protonovým číslem prvků IV. skupiny stoupá jejich kovový charakter a současně klesá schopnost elektronových párů umístěných v ns orbitalech podílet se na tvorbě vazeb. To vysvětluje, proč se u olova, případně u cínu, podílejí na tvorbě a vazeb pře­devším elektrony umístěné v np orbitalech.

Tendence k tvorbě sloučenin, ve kterých je Ge, Sn a Pb vázáno v oxidačním stupni II (Mn), roste od germania k olovu

a výrazně ovlivňuje chemické vlastnosti těchto prvků. Slou­čeniny cínaté se snadno oxidují na cíničité, a proto se řadí mezi redukční činidla. Sloučeniny olovičité mají naopak tendenci přijímat elektrony za vzniku sloučenin olovnatých, proto často působí jako oxidační činidla.

Germanium, cín a olovo tvoří dvě řady halogenidů obecného vzorce MX2 a MX4 (M = atom Ge, Sn, Pb; X = atom některého z halogenů). I v této skupině sloučenin platí, že halogenidy olovnaté jsou stálejší než olovičité, zatímco u ha­logenidů germania je tomu naopak.

Další společnou vlastností germania, cínu a olova je tvorba amfoterních oxidů obecného vzorce MO a kyselinotvorných oxidů, jejichž složení vystihuje vzorec M 02.

Germanium a cín jsou, stejně jako první dva prvky IV. sku­piny (C, Si), netoxické. Olovo však patří mezi jedovaté těžké kovy.

Germanium a jeho sloučeniny

Germanium je ve stopovém množství obsaženo v řadě nerostů.V současné době se vyrábí z popílku, který odpadá při hutním zpra­cování zinečnatých rud.

Germanium je šedobílá, lesklá, krystalická látka. Krystalizuje ve stejné soustavě jako diamant. Patří mezi polovodiče. Většina jeho vlast­ností tvoří přechod mezi vlastnostmi křemíku a cínu.

Germanium je poměrně málo reaktivní. Za laboratorní teploty na vzduchu neoxiduje. Odolává vodě, účinkům zředěné kyseliny chlo­rovodíkové, sírové i vodným roztokům hydroxidů. Při zahřátí na teplotu červeného žáru hoří a v průběhu reakce vzniká oxid germaničitý GeC>2 . S vodíkem tvoří germanium obdobné sloučeniny jako křemík. Z těchto sloučenin obecného vzorce GenH2n+2 (n = 1 až 5) je nej­významnější monogerman GeH4, který je za běžných podmínek plyn­ný. Připravuje se redukcí oxidu křemičitého.

Cín a jeho sloučeniny

Cín se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách. Nejzná­mější rudou cínuje cínovec (kassiterit) Sn02, který je jediným hospodářsky významným zdrojem tohoto kovu.

Cín se z oxidu cíničitého získává redukcí žhnoucím uhlím. Při výrobě cínu je hlavním problémem odstranění železa, které bývá obsaženo v rudě a způsobuje nežádoucí tvrdost produktu.

halogenidy

oxidy

vlastnosti

výroba

164

modifikace cínu

použití

sloučeniny

Cín se v závislosti na teplotě vyskytuje ve třech krysta­lických modifikacích, které se často označují písmeny řecké abecedy:

13,2 °C „ 161 °Cšedý (a) cín ■ ■ ^ bílý ((3) cín křehký (y) cín

soustava soustava soustavakrychlová čtverečná kosočtverečná

Bílý (p) cín je poměrně měkký, stříbrolesklý kov, ze které­ho se dá zhotovit drát, případně vyválcovat tenká fólie (sta­niol). Cín na vzduchu postupně ztrácí lesk, protože se na jeho povrchu vytváří souvislá vrstvička oxidu ciničitého S n02, kte­rá ho chrání před další oxidací. Modifikace p při zahřátí nad 161 °C přechází na modifikaci y.

Šedý (a) cín má vzhled šedého prášku a vzniká při dlou­hodobém skladování bílého cínu při teplotách nižších než 13,2 °C. Možnost vzniku této modifikace je důvodem, proč cínové předměty (například historicky cenné nádobí, poháry apod.) nelze delší dobu uchovávat při nízkých teplotách. Vzni­kající krystalky šedého cínu působí jako zárodky pro modi- fikační přeměnu a „infikují“ ještě nezasažená místa bílého cínu. Tento jev bývá označován jako cínový mor.

Cín je pro svou odolnost vůči vzduchu, vodě, zředěným roztokům kyselin i hydroxidů používán k povrchové úpravě méně odolných kovů. Velké množství cínu se spotřebuje na výrobu „bílého plechu“, používaného pro potravinářské účely (konzervy aj.). Cín je také součástí řady slitin jako jsou bronzy (slitiny mědi a cínu), ložiskové kovy (cín, antimon, měď, olovo aj.), klempířské pájky (cín a olovo) nebo liteřina (cín, antimon, olovo).

Při vyšších teplotách reaguje cín s kyslíkem. Vznikající oxid cíničitý Sn02 se používá při výrobě smaltů.

Cín tvoří s vodíkem pouze stannan SnH4 a distannan Sn2H6. Uvědomte si, že schopnost prvků IV. skupiny tvořit řetězce klesá s rostoucím protonovým číslem. (Pouze pro úpl­nost uvádíme, že nejméně charakterizovanou sloučeninou těchto prvků s vodíkem je monoplumban PbH4. O jeho sku­tečné existenci se dosud vedou spory.)

165

Olovo a jeho sloučeniny

Olovo je lidstvem využíváno od starověku. Z historických pramenů je známo, že již ve starém Římě našlo uplatnění při zřizování vodovodů a kanalizací. Pro podobné účely se užívalo ještě v první polovině našeho století.

Nej významnější rudou olova je galenit PbS, ze kterého se olovo nejčastěji vyrábí. V první fázi výroby se sulfid olovnatý převede pražením za neomezeného přístupu vzduchu na oxid olovnatý a ten je následně redukován uhlíkem za vzniku ele­mentárního olova:

2PbS + 3 0 2 2PbO + 2S02

PbO + C Pb + CO

Olovo je šedý, měkký, dobře tvarovatelný kov, ale výrobky z něj zhotovené (dráty, tyče, plech) mají malou pevnost.

Olovo je reaktivnější než cín. Na vzduchu se pokrývá tenkou vrstvičkou oxidu olovnatého PbO, který jej chrání před další oxidací.

Olovo se rozpouští v kyselinách za vzniku vodíku. Vý­jimku tvoří reakce s koncentrovanou kyselinou sírovou a du­sičnou, při kterých dochází k redukci centrálního atomu kyse­liny. Při reakci s kyselinou sírovou se uvolňuje oxid siřičitý, kyselina dusičná reaguje s olovem za vzniku oxidu dusnatého.

3Pb + 8 HNO3 -> 3Pb(N03)2 + 2N0 + 4H20

Mezi významné sloučeniny olova patří oxid olovičitý Pb02, který se používá při výrobě olověných akumulátorů. Praktické využití našel také chroman olovnatý PbCr04, který se pod názvem chromová žluť používá jako pigment.

Závěrem ještě jedno upozornění: zapamatujte si, že páry olova i jeho rozpustné sloučeniny jsou jedovaté.

výskyt a výroba

vlastnosti

sloučeniny

jedovatostolova

166

14 15 16 IV W VI 5. Prvky V. skupiny

14

Sí32

Ge50

Sn82

Pb

N15

As

16

S34

Se52

Te84

Po

K prvkům V. skupiny patří dusík (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb) a bismut (Bi). Valenční vrstva jejich elektronového obalu má elektronovou konfiguraci ns2p3. Z to­ho vyplývá, že prvky V. skupiny mají pět valenčních elektronů. S rostoucím protonovým číslem roste i kovový charakter těch­to prvků. Dusík a fosfor jsou nekovy, arsen polokov a antimon a bismut kovy.

5.1. Dusík

výskyt Dusík se v přírodě vyskytuje volný i vázaný. Vzduch, kterýnás obklopuje, obsahuje 78 objemových % tohoto plynu. I přes svou malou reaktivitu je dusík vázán v celé řadě přírodních sloučenin. Příkladem jsou soli kyseliny dusičné (NaN0 3 - čilský ledek). Dusík je také součástí všech živých organizmů, patří proto mezi významné biogenní prvky.

výroba Průmyslová výroba dusíku je založena na frakční destilacizkapalněného vzduchu. Laboratorně se připravuje termickým rozkladem dusitanu amonného.

n h 4n o 2 N2 + 2H20

použití Elementární dusík se používá jako surovina při výroběamoniaku, kyseliny dusičné a dusičnanů (např. KNO3), kte­ré jsou významnými průmyslovými hnojivý. Směsí dusíku s argonem se plní žárovky. Je také využíván ke tvorbě inert­ní atmosféry, používané k přečerpávání hořlavin, např. ben­zínu.

vlastnosti Dusík je bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Jeho bod táníje -210,5 °C, bod varu -193 °C. Molekuly dusíku jsou tvořeny dvěma atomy, vzájemně poutanými trojnou vazbou, která je velmi pevná a je příčinou velmi malé reaktivity molekulárního dusíku.

Ve valenční vrstvě dusíku se nachází pět elektronů. Nej- vyšší kladné oxidační číslo, kterého může ve sloučeninách dosáhnout, je rovno V a nejnižší -III. Vzhledem k umístění v pravé horní části periodické tabulky má dusík vysokou hod­notu elektronegativity (3,0), díky které se může podílet na tvorbě vodíkových můstků.

167Vzhledem k tomu, že dusík tvoří velké množství význam­

ných sloučenin, rozdělíme šije do několika skupin.

Sloučeniny dusíku s vodíkem

Amoniak NH3 je bezbarvý, snadno zkapalnitelný plyn šti- vlastnostiplavého zápachu. Jeho poměrně vysoké body tání a varu (b.t.- 77,7 °C, b.v. -33,4 °C ) jsou dokladem existence vodíkových můstků mezi jeho molekulami. Vyrábí se přímou syntézou z prvků.

N2 + 3H2 -> 2NH3

Amoniak je dobře rozpustný ve vodě. V jeho vodném roztoku se kromě molekul NH3 vyskytují i ionty NH4 a OH- .Vodný roztok amoniaku má proto zásaditou reakci. (Ve starší literatuře často uváděná sloučenina - hydroxid amonný NH4OH - neexistuje ani volná, ani ve vodném roztoku.)

Amoniak je při běžných teplotách stálý, ale za vysokých teplot, se zvláště v přítomnosti katalyzátorů, rozkládá na dusík a vodík. Touto reakcí lze vysvětlit jeho redukční vlastnosti. Při vysokých teplotách redukuje oxidy ušlechtilých kovů. Jako příklad si uvedeme reakci amoniaku s oxidem měďnatým.

3CuO + 2NH3 -> 3Cu + 3H20 + N2

Do prodeje přichází amoniak ve formě 25% vodného rozto­ku nebo zkapalněný v tlakových lahvích. Velké množství amo- použití niaku se spotřebuje především při výrobě kyseliny dusičné a při výrobě průmyslových dusíkatých hnojiv. Amoniak se také používá jako chladící médium v některých chladicích zařízeních. Od tohoto využití se však postupně upouští.

Velký průmyslový význam má reakce amoniaku s kyslí­kem. Produktem jeho katalytického spalování je oxid dusnatý.Pokud je však reakce provedena bez přítomnosti katalyzátoru vzniká elementární dusík a voda. Směs amoniaku se vzdu­chem, která obsahuje 16 až 27% amoniaku, je výbušná.

V molekule amoniaku je na atomu dusíku volný elek- vznik kationtutronový pár, který se může účastnit tvorby donor-akcep- NH4

torních vazeb. Jako příklad si uvedeme reakci amoniaku s vo­díkovým kationtem, která vede ke vzniku kationtu amonného NH4. (Další sloučeniny, které patří mezi tzv. komplexy, jsou uvedeny ve II. dílu této učebnice.)

ŇH3 + H+ -> NHj

168

příprava

použití

Amonné soli jsou pevné krystalické látky, které ve své struktuře obsahují amonný kation NH4. Většinou jsou dobře rozpustné ve vodě. Nejčastěji se připravují zaváděním plynné­ho amoniaku do vodného roztoku příslušné kyseliny nebo vzájemnou reakcí jejich vodných roztoků. Většina amonných solí se při zvýšené teplotě rozkládá na plynný amoniak a kyse­linu. Například:

NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)

Pokud má anion kyseliny oxidační vlastnosti, vznikající amoniak se oxiduje až na elementární dusík nebo jeho oxid.

NH4NO3 -> N20 + 2H20

Příkladem amonných solí je chlorid amonný NH4C 1, uží­vaný jako elektrolyt v Leclancheových suchých článcích, a du­sičnan amonný NH4NO3, který je významným průmyslovým hnojivém.

K významným sloučeninám dusíku s vodíkem patří také hydrazin a azoimid. Zmíníme se rovnéž o derivátech amoniaku, které se nazývají amidy.

Hydrazin N2H4 je bezbarvá, dýmavá kapalina, která se neomezeně mísí s vodou. Chová se jako zásada, aleje slabší bází než amoniak. Tvoří dvě řady solí s kationty N2HI a N2H5+ (porovnejte vznik uvedených kationtů se vznikem NHÍ). V zásaditém prostředí je hydrazin silným redukčním činidlem.

Azoimid HN3 je bezbarvá kapalina pronikavého zápachu, která je explozivní a velmi jedovatá. Ve vodném roztoku je poměrně stálý. Azoim id je přibližně stejně silnou kyselinou jako kyselina octová. Její soli, nazývané azidy, obsahují ve své struktuře anionty N 3. Iontové azidy (NaN3) jsou poměrně stálé, zatímco kovalentní (Pb(N3)2, A gN 3) jsou extrémně výbušné.

Amidy jsou bezbarvé krystalické látky, obsahující ve své struktuře anion NH2. Připravují se rozpouštěním alkalických kovů v kapalném amoniaku. Amidy kovů alkalických zemin, Ag, Zn, Cd, Mn a Ni lze připravit srážením roztoku příslušné soli roztokem alkalického amidu. Anion NH2 je velmi silnou zásadou. Je například schopen odejmout proton vodě.

NHž + H20 -> NH3 + OH"

Amidy mají redukční účinky. Jako příklad si uvedeme amid sodný NaNH2, který se používá k přípravě kyanidu sodného NaCN.

Sloučeniny dusíku s kyslíkem/

Dusík tvoří s kyslíkem několik oxidů. K nejvýznamnějším patří oxid dusný, oxid dusnatý a oxid dusičitý.

169Oxid dusný N20 je plynná látka. Není jedovatý, ale má

narkotizační účinky. Používá se při operacích jako uspávači prostředek.

Oxid dusnatý NO je bezbarvý plyn. Na vzduchu se velmi rychle oxiduje na oxid dusičitý. Vzniká jako meziprodukt při výrobě kyseliny dusičné (viz dále) a je také obsažen ve výfu­kových plynech.

Oxid dusičitý N 0 2 je hnědočervený plyn, který za nor­málních podmínek obsahuje malé množství bezbarvého dime- ru N20 4. Podíl dimeru ve směsi s klesající teplotou roste. Oxid dusičitý je vedlejším produktem řady průmyslových výrob a vzniká také při spalování pohonných hmot. Patří mezi zdraví škodlivé látky a jeho koncentrace v ovzduší je proto trvale sledo­vána. Oxid dusičitý se také podílí na vzniku kyselých dešťů.

Oxid dusičný N2O5 je bezbarvá krystalická látka, která je v pevném stavu tvořena ionty NOÍ a NO3. V roztocích a v plynném stavu má však povahu molekulární sloučeniny se symetrickou strukturou O2NONO2. Na rozdíl od výše uvedených oxidů se nedá získat přímou syntézou prvků. Získává se proto dehydratací kyseliny dusičné oxidem fosforečným.

2HN0 3 + P2O5 2HP0 3 + N2O5

Oxid dusičný se poměrně snadno rozkládá na oxid dusičitý a kyslík.V některých případech probíhá rozklad explozivně. Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina dusičná.

Dalšími významnými kyslíkatými sloučeninami dusíku jsou kyseliny a jejich soli.

Kyselina dusitá HN02 patří mezi středně silné kyseliny. Její soli se připravují termickým rozkladem dusičnanů nebo jejich redukcí kovy.

2NaN03 -> 2NaN0 2 + 0 2

KNO3 + Pb -» KN02 + PbO

Dusitany jsou s výjimkou dusitanu stříbrného AgN02 dob­ře rozpustné ve vodě. Dusitan amonný NH4N 0 2 je sloučeni­nou používanou k laboratorní přípravě dusíku.

Kyselina dusičná HNO3 patří mezi nejvýznamnější anor­ganické kyseliny. Dříve se vyráběla reakcí čilského ledku (dusičnanu sodného) s kyselinou sírovou. Skutečný průběh reakce vyjadřují dvě následující rovnice:

NaN03 + H2S 0 4 -> NaHS04 + HNO3

oxidy dusíku

kyselé deště

kyseliny

dusitany

výrobykyseliny dusičné

NaN03 + NaHS04 -> Na2S 0 4 + H N03

170

použití

vlastnosti

výskyt

Reakce se často zapisuje jedinou souhrnnou rovnicí:

2NaN03 + H2S0 4 -> Na2S 0 4 + 2HN03

V současné době se kyselina dusičná vyrábí katalytickou oxidací amoniaku. Vznikající oxid dusnatý reaguje se vzduš­ným kyslíkem na oxid dusičitý a ten pak reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusičné.

4NH3 + 5 0 2 4NO + 6H20

2NO + 0 2 -> 2N 02

3N02 + H20 -> 2HN03 + NO

Poslední ze tří uvedených rovnic je pouze sumárním vy­jádřením složitějšího děje.

Kyselina dusičná se nejčastěji prodává ve formě 65% vod­ného roztoku. Má značné využití např. při výrobě výbušnin a bar v i v.

Zapamatujte si, že kyselina dusičná vystupuje v celé řadě chemických reakcí jako oxidační činidlo. Zředěná reaguje například s mědí (tedy s ušlechtilým kovem) za vzniku dusič­nanu měďnatého a oxidu dusnatého.

3Cu + 8HN03 -> 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20

Uvědomte si, že v průběhu reakce se neuvolňuje vodík. Tato skutečnost je dána polohou mědi v řadě napětí kovů.

5.2. Fosfor

Fosfor se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách. Nej­významnější z nich je fosforečnan vápenatý, který tvoří pod­statnou složku fosforitu a apatitu. Oba zmíněné minerály jsou základní surovinou pro výrobu elementárního fosforu. Fosfo­rečnan vápenatý je též stavebním materiálem kostí a zubů živočichů. Fosfor je vázán i v organických sloučeninách. Ně­které z nich jsou součástí šedé kůry mozkové, nervů a bu­něčných jader. Fosfor je tedy významným biogenním prvkem. Fosfor se vyskytuje ve třech modifikacích.

171Bílý fosfor je ze všech modifikací nejreaktivnější. Jeho modifikace

molekuly jsou složeny ze čtyř atomů. fosforu

molekula bílého fosforu

Tato alotropická modifikace je na vzduchu samozápalná, proto se bílý fosfor uchovává pod vodou. Je velmi jedovatý.

Červený fosfor vzniká z bílého zahříváním v inertní (ne­tečné) atmosféře a podle způsobu přípravy má různou barvu - od tmavočervené přes hnědou až po fialovou. Molekuly červe­ného fosforu mají podobu řetězců. Červený fosfor není na rozdíl od bílého jedovatý a je podstatně méně reaktivní.

Černý fosfor je krystalický, má kovový lesk a od bílého a červeného fosforu se kromě jiného liší tím, že dobře vede teplo a elektrický proud. Ze všech modifikací je nejméně reaktivní.

Nejvyšší kladné oxidační číslo, kterého může fosfor váza- vlastnostiný ve sloučeninách dosáhnout, je +V, nejnižší -III. Fosfor má fosforu poměrně nízkou elektronegativitu (2 , 1), a proto se na rozdíl od dusíku, který je prvním prvkem V. skupiny, nemůže podílet na tvorbě vodíkových můstků. S většinou prvků (s výjimkou Sb, Bi a vzácných plynů) tvoří binární sloučeniny. Za laboratorní teploty reaguje fosfor s kyslíkem a halogeny, reakce s ostatními prvky probíhají až po zahřátí.

Fosfor tvoří velké množství významných sloučenin, proto šije rozdělíme do několika větších skupin.

Sloučeniny fosforu s vodíkem

Fosfan PH3 je bezbarvý, jedovatý plyn, který páchne po česneku. Připravuje se reakcí fosfidů (binární sloučeniny fos- přípravaforu s kovy) s vodou nebo zředěnými kyselinami. Jeho přímá syntéza z prvků není možná.

Ca3P2 + 6H20 -> 3Ca(OH)2 + 2PH3 fosfid vápenatý

2AIP + 3H2S 0 4 -> A12(S04)3 + 2PH3 fosfid hlinitý

172

vlastnosti

fosfonium

příprava

složení

hydrolýza PCI3

Fosfan je silné redukční činidlo. Jako příklad si uvedeme jeho reakci s elementárním chlorem. Produktem reakce je chlorid fosforečný.

PH3 + 4C12 PCI5 + 3HC1

Fosfan je špatně rozpustný ve vodě a je podstatně slabší zásadou než amoniak. Se silnými kyselinami reaguje za vzniku fosfoniových solí (PH^ - fosfonium), které jsou obdobou solí amonných. Tyto soli však ve vodných roztocích snadno hydro- lyzují za vzniku příslušné kyseliny a fosfanu. Fosfoniové soli reagují i s roztoky hydroxidů. V průběhu reakce vzniká fosfan, sůl kyseliny a voda. Například:

PH4I + KOH -> PH3 + KI + H20 jodid fosfonia

Další binární sloučeninou fosforu s vodíkem je difosfan P2H4. Je to bezbarvá kapalina, jejíž páry jsou na vzduchu samozápalné. Svojí struk­turou se podobá hydrazinu, nemá však jeho bazické vlastnosti.

Sloučeniny fosforu s kovy

Fosfidy jsou sloučeniny fosforu s elektropozitivnějšími prv­ky. Připravují se zahříváním kovů s červeným fosforem na vysokou teplotu v inertní atmosféře. Složení fosfidů je ob­dobně jako složení boridů a karbidů velmi rozmanité a pohy­buje se v rozmezí M4P až MP15 (M = atom kovu). Jako příklad si uvedeme fosfid vápenatý Ca3P2 a fosfid hlinitý AIP, které se používají k přípravě fosfanu.

Sloučeniny fosforu s halogeny

Fosfor tvoří s halogeny tři typy binárních sloučenin: halo- genidy fosforité, fosforečné a tetrahalogendifosfany.

Z halogenidů fosforitých PX3 (X = atom halogenu) má největší praktický význam chlorid fosforitý PC13. Vodou se všechny tyto sloučeniny rozkládají za vzniku příslušného ha- logenovodíku a kyseliny fosforité. Například:

PCl3 + 3H20 -> H3P 0 3 + 3HC1

Halogenidy fosforečné mají obecný vzorec PX5 (X = F, Cl, Br). Jejich stabilita klesá s rostoucím atomovým poloměrem halogenu. Působením vody se všechny tyto sloučeniny rozklá­

173dají. Prvním stupněm reakce je vznik trihalogenidu fosforylu neboli trihalogenidu kyseliny fosforečné POX3 (názvosloví těch­to sloučenin je uvedeno na straně 223), který v nadbytku vody přechází až na kyselinu trihydrogenfosforečnou. Obě reakce jsou doprovázeny vznikem příslušného halogenovodíku. Jako příklad si uvedeme hydrolýzu chloridu fosforečného.

PCI5 + H20 -> POCI3 + 2HC1 trichlorid fosforylu

POCI3 + 3H20 -» H3PO4 + 3HC1

Dalšími binárními sloučeninami fosforu s halogeny jsou tetrahalo- gendifosfany obecného vzorce P2X4. Při zahřívání tyto látky dispro- porcionují na halogenidy fosforité a fosfor. Působením vody se rozklá­dají na směs fosfanů a kyslíkatých kyselin fosforu. Nejméně známým tetrahalogendifosfanem je tetrabromdifosfan P2Br4, jehož existence ne­byla dosud jednoznačně prokázána.

Sloučeniny fosforu s kyslíkem

V současné době je známo šest dobře definovaných oxidů fosforu. My se však budeme věnovat pouze dvěma nejvýznam­nějším - oxidu fosforitému a oxidu fosforečnému.

Oxid fosfority P4 0 6 je bílá krystalická látka, vznikající řízeným spalováním fosforu. Je velmi jedovatý. Základem jeho struktury je tetraedr P4, ve kterém jsou všechny atomy fosforu pospojovány pomocí kyslíkových můstků.

Oxid fosforitý je anhydridem kyseliny fosforité H3PO3, která vzniká jeho reakcí se studenou vodou. S horkou vodou reaguje za vzniku fosfanu, červeného fosforu a kyseliny tri- hy drogenfosforeč né.

Oxid fosforečný P4Oj0 je znám v několika modifikacích. Vzniká se spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu.

hydrolýza PCl5

oxidy fosforu

struktura molekuly oxidu fosforitého

174

struktura molekuly oxidu fosforečného

kyslíkatékyseliny

příprava

Velmi ochotně reaguje s vodou (má mimořádné dehydratační vlastnosti). Afinita oxidu fosforečného k vodě je tak vysoká, že je schopen odejmout vodu i kyselině sirové a dusičné za vzniku jejich anhydridů. V laboratořích se proto užívá k sušení plynů. S vodou energicky reaguje a konečným produktem po­měrně složitého sledu reakcí je kyselina trihydrogenfosforečná.

Pouze pro zajímavost uvádíme reakci oxidu fosforečného s chlo­ridem fosforečným, která se často užívá k přípravě trichloridu fosforylu.

P4O10 + 6PCI5 -> IOPOCI3

Dalšími významnými kyslíkatými sloučeninami fosforu jsou kyseliny a jejich soli.

Kyselina fosfomá (dihydridohydrogenfosforečná) H3P 0 2

je bílá krystalická látka, která vzniká reakcí fosfanu s jodem v přítomnosti vody.

PH3 + 2I2 + 2H20 -> H3P 0 2 + 4HI

Její strukturu vyjádřuje následující strukturní vzorec:

HI

HO — P = O

H

vlastnosti Kyselina fosfomá je jednosytnou kyselinou, protože dvaatomy vodíku, které jsou v její molekule vázány přímo na atom fosforu, nelze při reakci s hydroxidy nahradit kovem.

Kyselina fosfomá není termicky stabilní a při teplotách vyšších než 130 °C se rozkládá za vzniku fosfanu, fosforu, kyseliny fosforité a vodíku. Kyselina fosforná i její soli jsou dobře rozpustné ve vodě a mají silné redukční vlastnosti.

175Kyselina fosforitá (hydridodihydrogenfosforečná) H3PO3

je bezbarvá, ve vodě dobře rozpustná krystalická látka. Je dvojsytná a její strukturu vystihuje vzorec:

HI

H O — P = 0I

OH

Kyselina fosforitá není termicky stabilní a při zvýšené teplotě dis- porporcionuje za vzniku fosfanu a kyseliny trihysdrogenfosforečné.V přítomnosti vody probíhá reakce za uvolňování vodíku.

4 H3P0 3 -> PH3 + 3H3PO4

H3PO3 + H20 ->• H3PO4 + H2

Kyselina hydrogenfosforečná (HP03)n je polymemí, sklo­vitá látka, dobře rozpustná ve vodě. Rekací s vodou přechází na kyselinu trihydrogenfosforečnou.

Kyselina trihydrogenfosforečná H3P 0 4 je bezbarvá krys­talická látka s vrstevnatou strukturou. Je velmi dobře roz­pustná ve vodě a patří mezi poměrně silné kyseliny. Do prode­je je dodávána ve formě svého 85% vodného roztoku. Používá se k povrchové antikorozní úpravě kovů (tzv. fosfátování) a k okyselování nápojů (potravinářský průmysl).

Kyselina fosforečná je trojsytnou kyselinou, která tvoří tři řady solí. Všechny dihydrogenfosforečnany obsahují anion H2PO4 a jsou rozpustné ve vodě. Z hydrogenfosforeč- nanů a fosforečnanů jsou rozpustné pouze soli alkalických kovů. Anionty fosforečnanový PO^- a hydrogenfosforečnanový HPC>4~ podléhají ve vodném roztoku hydrolýze.

PO4" + H20 — HPO4" + OH-

HPO^ + H20 — H2P04 + OH"

Jednou z významných solí kyseliny trihydrogenfosforečné je fosforečnan vápenatý Ca3 (P04)2. Je podstatnou složkou fosforitu a apatitu, které jsou základní surovinou pro výrobu průmyslových fosforečných hnojiv. Je ve vodě nerozpustný, a proto se reakcí s kyselinou sírovou převádí na rozpustný dihydrogenfosforečnan vápenatý. Jeho směs s dihydrátem sí­ranu vápenatého, který je dalším produktem této rekace, se nazývá superfosfát.

vlastnosti H^PO^

vlastnosti H3 P0 4

S O li H3PO4

superfosfát

176

fosfazeny

výskyt

výroba arsenu

Ca3(P04)2 + 2H2S 0 4 + 2H20 -»

Ca(H2P 0 4)2 + 2CaS04 . 2H20 superfosfát

Další průmyslově významnou sloučeninou fosforu je tri- fosforečnan sodný Na5P3O10. Používá se jako změkčovadlo vody, protože váže hořečnaté a vápenaté ionty, které způsobují její tvrdost (viz str. 142).

Mezi velmi důležité sloučeniny fosforu, které našly uplatnění jako retardéry hoření, speciální plastické hmoty apod., náležejí tzv. fosfa­zeny. Jejich základní skelet je tvořen střídajícími se atomy dusíku a fosforu. Každý z atomů fosforu v jejich molekule nese dva substi- tuenty:

XI

N — P = N —I X = substituent;

X např. F, Cl, Br, -N H 2 aj.

Fosfazeny mají jak lineární, tak i cyklickou strukturu a celá řada z nich je polymemí povahy.

5.3. Arsen, antimon, bismut

Arsen, antimon a bismut jsou v zemské kůře poměrně vzácné. Nejčastěji se vyskytují ve sloučeninách s chalkogeny (S, Se, Te). Všechny tři uvedené prvky jsou známé odedávna. Byly izolovány dříve než elementární dusík nebo fosfor. Jedo­vatost arsenu byla například známa již v 5. stol. př. n.l. a bis­mut se od roku 1450 používá k výrobě slitiny zvané liteřina, ze které se zhotovují tiskařské typy.

Arsen se vyrábí žíháním arsenopyritu FeAsS (nejvýznam­nější ruda As) za nepřístupu vzduchu.

FeAsS —» FeS + As

Vyskytuje se v několika alotropických modifikacích, ze kterých je za běžných podmínek nejstabilnější kovový neboli šedý arsen. Je to kovově šedá, ocelově lesklá, křehká krysta­lická látka s vrstevnatou strukturou.

177Antimon se získává tavením sulfidu antimonitého se žele­

zem. Průběh reakce vyjadřuje následující chemická rovnice:

Sb2S3 + 3Fe -> 3FeS + 2Sb

Je známý v šesti alotropických modifikacích. Stálý je kovo­vý neboli šedý antimon, který má podobně jako arsen vrstev­natou strukturu.

Bismut se vyrábí stejným způsobem jako antimon. Je to křehký, bílý kov, který má lehký nádech do červena. Svojí strukturou se podobá šedému arsenu.

Arsen a antimon se svými vlastnostmi řadí mezi polokovy. Nejsou tažné ani kujné a mají vysoký měrný elektrický odpor. Bismut je typický kov, podobný cínu nebo olovu.

Sloučeniny arsenu, antimonu a bismutu

Všechny tři prvky reagují s vodíkem za vzniku sloučenin obecného vzorce MH3. Jejich stabilita klesá od arsanu k bis- mutanu. Arsan AsH3 se připravuje obdobně jako fosfan PH3 rozkladem arsenidů neušlechtilých kovů vodou nebo zředě­nými kyselinami.

Na3As + 3H20 -> AsH3 + 3NaOH

Není termicky stabilní a při zahřívání se rozkládá na arsen a vodík. Tato reakce se využívá při tzv. Marshově zkoušce, která slouží ke kvalitativnímu důkazu arsenu. Arsan je silným redukčním činidlem. Stiban SbH3 a bismutan BiH3 mají obdobné vlastnosti jako arsan.

Reakcí arsenu, antimonu a bismutu s halogeny vznikají halogenidy, jejichž složení lze vyjádřit obecnými vzorci MX3 (např. AsCl3) a MX5 (např. BiF5).

Halogenidy arsenité AsX3 a halogenidy antimonité SbX3 (X = F,Cl, Br, I) působením vody snadno hydrolyzují, zatímco halogenidy bismutité BiX3 jsou vůči hydrolýze poněkud odolnější a lze je izolovati z jejich vodných roztoků.

Z halogenidů obecného vzorce MX5 (M = As, Sb, Bi) jsou známy pouze fluoridy (např. fluorid bismutičný BÍF5) a chloridy As a Sb. Nejreaktivnější z halogenidů je fluorid bismutičný BiFs, který reaguje s vodou explozivně.

výroba antimonu

výroba bismutu

Marshovazkouška

halogenidy

178

oxidy a kyslíkaté

kyseliny

Mezi kyslíkaté sloučeniny arsenu, antimonu a bismutu patří oxidy, kyseliny a jejich soli. Oxid arsenitý As4 0 6 a oxid antimonitý Sb40 6 mají obdobnou strukturu jako P40 6 a vzni­kají hořením prvků na vzduchu. Oxid bismutitý BÍ2O3 se připravuje obdobně jako výše uvedené oxidy nebo termickým rozkladem dusičnanu bismutitého. Na rozdíl od oxidu arse- nitého a antimonitého nemá již kyselé vlastnosti.

Kyselina arsenitá H3ASO3 existuje pouze ve vodných roztocích. Je velmi slabou kyselinou. Arsenitany alkalických kovů jsou rozpustné ve vodě.

Kyselina antimonitá a její soli jsou v porovnání s analo­gickými sloučeninami arsenu méně známé a většinou hůře definované.

Jednou z významných sloučenin této skupiny je oxid arse- ničný As2Os, který reaguje s vodou za vzniku kyseliny trihy- drogenarseničné H3As04. Od této trojsytné kyseliny lze od­vodit tři řady solí, které se podobají fosforečnanům.

Oxid antimoničný Sb2Os je ve vodě málo rozpustný a oxid bismutičný Bi20 5 nebyl v čisté formě dosud připraven.

179

6. Prvky VI. skupiny

Šestou skupinu periodické soustavy prvků tvoří: kys­lík (O), síra (S) a selen (Se), které patří mezi nekovy, polokov tellur (Te) a kovové polonium (Po). Tyto prvky bývají ozna­čovány skupinovým názvem chalkogeny (tzn. rudotvomé). Ve valenční vrstvě mají šest elektronů; její elektronová konfi­gurace je proto ns2np4.

6.1. Kyslík

Kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Je nedílnou součástí vzduchu, který ho obsahuje 21 objemových procent. Vázaný se vyskytuje v hydrosféře a litosféře. Je také význam­ným biogenním prvkem, protože je součástí všech živých organizmů. Přírodní kyslík je směsí tří izotopů lóO (99,76%), ,70 (0,04%) a l80 (0,2%). Vyskytuje se ve dvou alotropických modifikacích, známých pod názvy dikyslík 0 2 a ozon 0 3.

15 16 17 v MM vit

výskyt kyslíku

modifikacekyslíku

Ozon 0 3, jehož molekuly jsou tvořeny třemi atomy kyslí­ku, je jedovatý, bezbarvý, v silnějších vrstvách modrý plyn charakteristického zápachu. Kapalný ozon je modrý a pevný čemofialový.

Ozon se v přírodě vyskytuje především ve výších vrst­vách atmosféry, kde vzniká působením ultrafialového záření na kyslík. Největší množství ozonu je obsaženo v tzv. ozo- nové vrstvě, která je částí stratosféry a nachází se 25 - 30 km nad zemským povrchem. Ozonová vrstva působí jako filtr chránící živé organizmy před negativním vlivem ultra­fialového záření.

ozon

K přípravě ozonu se používají tzv. ozonizátory. V ozonizátoru do­chází účinkem tichého elektrického výboje na vzdušný kyslík k rozště­pení části molekul O2 na atomární kyslík, který potom reaguje s dalšími molekulami O2 za vzniku ozonu. Získaný ozon se používá při sterilizaci vody, bělení olejů a škrobu.

Ozon je velmi reaktivní. Snadno se rozkládá za uvolnění atomární­ho kyslíku, a proto má silné oxidační účinky. Jeho směs se vzduchem, která obsahuje více než 70% ozonu, je výbušná. Ozon reaguje téměř se všemi kovy (s výjimkou zlata, platiny a iridia) za vzniku oxidů. Reakcí s alkalickými hydroxidy poskytuje nestabilní sloučeniny, zvané ozoni- dy, obecného vzorce MO3.

pripravaa reaktivita ozonu

180

kyslík

příprava

výroba

Dikyslík 0 2 (dále jen kyslík) je za normálních podmínek bezbarvý plyn s bodem varu -183 °C a bodem tání -218,8 °C. Je tvořen dvouatomovými molekulami, ve kterých jsou atomy kyslíku poutány dvojnou vazbou.

Kyslík se připravuje několika způsoby:a) Některé kyslíkaté soli a oxidy se účinkem tepla rozkládají

za uvolnění kyslíku:- Z kyslíkatých solí se pro tuto reakci nejčastěji používají:

chlorečnan sodný (draselný), dusičnan sodný (draselný) a manganistan draselný.

2KC103 k4 2KC1 + 3 0 2

2KN03 -> 2KN02 + 0 2

2KMn04 —> K2M n04 + M n02 + 0 2

Z uvedených solí je nej výhodnějším zdrojem kyslíku chlo­rečnan. Jeho termický rozklad však probíhá dostatečnou rychlostí pouze za katalytického působení oxidu manga- ničitého, zatímco oba zbývající děje katalýzu nepotřebují.

- Kyslík lze také připravit termickým rozkladem některých oxidů, např. rtuťnatého a stříbrného:

2HgO -> 2Hg + 0 2

2Ag20 4Ag + 0 2

b) Další možností laboratorní přípravy kyslíku je katalytický rozklad vodného roztoku peroxidu vodíku. Reakce je kata- lyzována oxidem manganičitým:

2H20 2 -> 2H20 + 0 2

c) Kyslík je možné také získat elektrolýzou zředěného rozto­ku kyseliny sírové. (Podrobnější informace získáte v kapitole nazvané elektrochemie, která je součástí II. dílu učebnice).

Průmyslová výroba kyslíku je založena na frakční desti­laci zkapalněného vzduchu. Čistý i vzdušný kyslík se uplatňu­je v celé řadě oxidačních reakcí a při spalování nejrůznějších

* Práce se rtutí je pro je jí jedovatost ve školní laboratoři přísně zakázána.

181materiálů. Používá se také v lékařství (dýchací přístroje, kyslí­kové stany apod.) a při sváření či řezání kovů.

Kyslík se nachází v VI. skupině periodické soustavy prvků. Vzhledem ke svému umístění v pravé horní části periodické tabulky je po fluoru druhým nejelektronegativnějším prvkem. Je velmi reaktivní. Molekulární kyslík se přímo slučuje s vět­šinou prvků za vzniku oxidů. Existují prvky, např. W, Pt a Au, které s kyslíkem přímo nereagují, a proto se jejich oxidy připra­vují jiným způsobem. Jediné prvky jejichž oxidy nebyly dosud připraveny, jsou He, Ne a Ar. Některé prvky, např. uhlík, dusík, síra a fosfor, tvoří s kyslíkem několik různých oxidů. Zapa­matujte si, že oxidační číslo kyslíku v oxidech je vždy -II.

Atomární kyslík je v porovnání s molekulárním podstatně reaktivnější. Jeho reakce mají často explozivní charakter.

Oxidy

Oxidy jsou binární sloučeniny prvků s kyslíkem, ve kte­rých je kyslík elektronegativnější složkou. Tyto sloučeniny lze dále dělit na základě různých kritérií. Velmi často se vychází z jejich chemického chování, na jehož základě rozlišujeme oxidy kyselé, bazické, amfotemí a neutrální.

a) Do skupiny kyselých oxidů patří většina oxidů odvoze­ných od nekovových prvků (C 02, N 02, S 0 3 apod.) a oxidy kovů s oxidačním číslem vyšším než V (Cr03, M o03, W 03 aj.). Některé oxidy tohoto typu reagují s vodou za vzniku kyslíkatých kyselin. Jiné, které jsou ve vodě nerozpustné, se rozpouštějí v zásadách za vzniku příslušných solí.

b) Skupinu bazických oxidů tvoří sloučeniny elektropozi- tivních prvků (Na20 , CaO, BaO, MgO aj.). S vodou reagují za vzniku hydroxidů.

c) Mezi amfoterní oxidy patří oxidy kovů s nižšími oxidační­mi čísly (např. ZnO). Je pro ně charakteristické, že reagují s kyselinami i se zásadami za vzniku solí. Soli vzniklé reakcí amfoterních oxidů se zásadami mají atom kovu (v tomto případě zinku) vázaný v aniontu.

ZnO + H2S 04 —> ZnS04 + H20

ZnO + 2NaOH + H20 -> Na2[Zn(OH)4]tetrahydroxozinečnatan sodný

vlastnosti

rozdělení oxidů podle vlastností

d) Db skupiny neutrálních oxidů jsou řazeny látky, které nereagují ani s kyselinami ani se zásadami (např. CO, NO).

rozdělení oxidů podle struktury

Oxidy lze také dělit na základě struktury, která pocho­pitelně ovlivňuje i jejich vlastnosti. Lze hovořit o oxidech iontových, polymerních, molekulových a podvojných.

a) Struktura iontových oxidů je tvořena oxidovými anionty O 2“, které se váží vazbami převážně iontového charakteru s kationty elektro- pozitivních kovů. Tyto oxidy jsou známy především u alkalických kovů, kovů alkalických zemin, lathanoidů, aktinoidů a některých přechodných kovů v nízkých oxidačních stupních. Anion O2- je velmi silnou zásadou. S vodou reaguje za vzniku hydroxidového aniontu OH- (odnímá j í proton).

O 2- + H20 20 řT

Vzhledem k tomu se iontové oxidy, které reagují s vodou, označují jako zásadotvorné. Ty, které se s vodou neslučují, reagují se zředě­nými silnými kyselinami. V průběhu reakce vzniká sůl příslušné kyseliny a voda.

b) Polymerní oxidy tvoří řetězovitá rovinná, případně trojrozměrná uskupení, ve kterých jsou kyslíkové atomy vázány s atomy kovů převážně kovalentními vazbami. Uvedené oxidy jsou známy přede­vším u kovů se střední a vyšší elektronegativitou (hodnota jejich elektronegativity bývá větší než 1,5) a u některých polokovů a neko­vů (B, Si, Ge, Se, Te).Většina oxidů této skupiny s vodou nereaguje, avšak reakcí někte­rých, tzv. kyselinotvorných oxidů (CrOi, SeC>2, B2O3), vznikají odpovídající kyseliny. Další oxidy (např. CuO, HgO) reagují se silnými kyselinami a jiné, tzv. amfoterní (např. Z11O), s kyselinamii hydroxidy. V krystalickém stavu je však řada amfotemích oxidů (např. BeO, AI2O3) vůči kyselinám i zásadám velmi odolná.

c) Pro molekulové oxidy je charakteristické, že tvoří přesně defi­nované molekuly, ve kterých jsou atomy kyslíku a příslušného prvku vázány kovalentními vazbami. Jako příklad si můžeme uvést NO, CI2O, Mn207, N2O4, P4O10 a P4O6. Tyto oxidy tvoří většinou nekovy (dusík, uhlík, fosfor, vodík, chlor, brom, jod a síra), arsen, antimon

VII VIIIa některé kovy ve vysokých oxidačních stupních (Mn , Os ). Většina zmíněných oxidů této skupiny je kyselinotvomá. Patří sem však také oxidy, které s vodou nereagují (např. CO), a proto se označují jako oxidy neutrální.

d) Podvojné oxidy obsahují ve svých molekulách atomy dvou kovů, které jsou vázány s kyslíkovými atomy do trojrozměrných struktur. Jako příklad si uvedeme SrSnOí a KNb03. Více se uvedenými sloučeninami zabývat nebudeme.

183

Voda

Nejvýznamnější sloučeninou kyslíku a současně nejrozší­řenější látkou vůbec je voda H20 . V přírodě se běžně vysky­tuje ve skupenství pevném (led), kapalném (voda) a plynném (vodní pára).

Čistá voda je za běžných podmínek bezbarvá kapalina bez zápachu, v silných vrstvách blankytně modrá. Její hustota je při 4 °C = 1,0 g . c rrf3.

Voda se v přírodě nikdy nevyskytuje čistá. Podle původu jsou v ní rozpuštěny, případně rozptýleny různé látky. Proto se voda s ohledem na způsob využití čistí, sterilizuje nebo zbavu­je tvrdosti. V chemických laboratořích apod. se nejčastěji uží­vá voda destilovaná, kterou však nelze považovat za vodu chemicky čistou.

Atomy vázané v molekule vody nejsou uspořádány v jedné přímce, ale svírají úhel přibližně 105°.

Molekuly vody mají díky svému tvaru a polaritě vazeb mezi kyslíkem a vodíkem silně polární charakter (podrobněji viz str. 46). Voda proto velmi dobře rozpouští látky složené z iontů, např. chlorid sodný. Při jejich rozpouštění se uvolněné ionty obklopují polárními molekulami vody, neboli se hydra- tují. Struktura molekuly vody umožňuje také tvorbu vazeb prostřednictvím vodíkových můstků. Ty významným způso­bem ovlivňují její vlastnosti (viz str. 48). Voda se účastní celé řady reakcí, proto některé její chemické vlastnosti byly probrá­ny již dříve (např. teorie kyselin a zásad).

Led tvoří řadu polymorfních modifikací. Obyčejný led, který vzniká ochlazením vody na 0 °C při atmosférickém tlaku, krystalizuje v šeste- rečné soustavě. Bylo zjištěno, že struktura obyčejného ledu je poměrně prázdná. Jinými slovy řečeno, jsou v ní velké dutiny podmíněné vzá­jemnou orientací jednotlivých molekul vody. I v ledu se vyskytují vodí­kové nůstky. Díky své struktuře má obyčejný led nižší hustotu než voda, a proto plave na jejím povrchu.

Při nízkých tlacích provázených teplotami -8 0 až -140 °C krysta­lizuje led v soustavě krychlové. Jeho hustota je přibližně stejná jako u obyčejného ledu. Další modifikace ledu, která je amorfní, vzniká kondenzací vodní páry při teplotě nižší než -110 °C. Při vysokých tlacích může vznikat dalších šest modifikcí ledu, pro které je charakte­ristické, že mají větší hustotu než voda.

vlastnosti

tvarmolekuly vody

184

hydráty

krystalová voda

komplexnísloučeniny

Doposud jsme se zabývali vodou jako chemickou látkou. Voda se však také uplatňuje jako součást chemické struktury mnohých látek, tzv. hydrátů. Jejich problematika je poměrně složitá.

V některých „hydrátech“ chemická individualita vázaných molekul vody zcela zaniká. Proto se pro tyto sloučeniny název hydrát nepoužívá. Nejvýznamnější z nich jsou některé kyse­liny a hydroxidy, které lze formálně považovat za hydráty odpovídajících oxidů (kyselé a bazické oxidy, viz výše). Pro hydráty je však charakteristické, že v jejich struktuře zůstává chemická individualita molekul vody zachována. Do této sku­piny patří především krystalohydráty a aquakomplexy, které se vzájemně liší vazebnými poměry ve svých molekulách.

Krystalohydráty. V krystalech některých solí je vázáno určité množství rozpouštědla, v našem případě vody, z něhož sůl krystalizovala. Voda vázaná tímto způsobem se označuje jako krystalová. Uvedenou skutečnost vyjadřují i stechiome- trické vzorce příslušných sloučenin. Některé z nich již znáte. Například: C uS04 . 5H20 ; Na2S 0 4 . 10H2C) aj.

Krystalová voda je součástí krystalové struktury krysta- lohydrátů a přímo ovlivňuje jejich fyzikální, případně i che­mické vlastnosti (barvu, rozpustnost aj.). Jako příklad si může­me uvést sádrovec a sádru, která vzniká v průběhu jeho zahří­vání (viz str. 142). Některé krystalohydráty jsou velmi lab iln í, snadno ztrácejí krystalovou vodu a přecházejí na nižší krysta­lohydráty, případně bezvodou látku.

Aquakomplexy patří mezi komplexní sloučeniny, se který­mi se seznámíte ve II. dílu této učebnice. Aquakomplexy ve svých molekulách obsahují donor-akceptomí vazby, na kte­rých se podílejí volné elektronové páry přítomné na atomech kyslíku vázaných v molekulách vod^. Jako příklad lze uvést kation tetraaquaměďnatý [Cu(H20 ) 4] .

Peroxid vodíku a jeho soli

Peroxid vodíku H20 2 je další významnou sloučeninou kyslíku s vodíkem. Všimněte si, že jeho molekula není pla- námí - atomy vodíku leží v různých rovinách.

Peroxid vodíku je bezbarvá, sirupovitá kapalina, ve které se vodíkové můstky uplatňují ještě více než ve vodě. Proto je

* Mírou stálosti krystalohydrátů je tlak vodní páry, která je při dané teplotě v rovnováze s krystalohydrátem. Touto problematikou se však zabývat nebu­deme.

185

peroxid vodíku výborným polárním rozpouštědlem. Připra- přípravavuje se reakcí peroxidu barnatého B a0 2 se zředěnou kyselinousírovou.

B a02 + H2SO4 —> B aS04 + H20 2

struktura molekuly peroxidu vodíku

Nerozpustný síran barnatý se z reakční směsi odstraňuje filtrací a získaný filtrát obsahuje zředěný roztok peroxidu vodíku. Peroxid vodíku není termicky příliš stabilní a ještě před dosažením bodu varu se explozivně rozkládá. Jeho bod varu - 152,1 °C - byl stanoven výpočtem. Za laboratorní teploty je však peroxid vodíku poměrně stálý a jeho rozklad na kyslík a vodu probíhá jen pomalu.

Rozklad peroxidu vodíku probíhá radikálovým mechanizmem a urychlují ho jem ně rozptýlené kovy a prach. Rozklad je však možné také zpomalit. Jako stabilizátory se používají některé anorganické kyse­liny.

Sumárně lze rozklad peroxidu vodíku popsat následující chemickou rovnicí:

2H20 2 -> 2H20 + 0 2

Peroxid vodíku má velmi silné oxidační účinky. Na- oxidačnípříklad v kyselém prostředí oxiduje iodidový anion až na vlastnostimolekulární jod:

2\~ + H20 2 + 2H30 + -> I2 + 4H20

Je rovněž schopen oxidovat sulfidy (soli kyseliny siro­vodíkové) na sírany:

S2~ + 4H20 2 SC>4- + 4H20

Ve styku s některými silnými oxidačními činidly však může peroxid vodíku působit jako činidlo redukční. To redukčnídokazuje, že chování látek je podmíněno i jejich okolím. Pří- vlastnosti

186

kladem takové reakce je redukce oxidu stříbrného nebo reakce manganistanu s peroxidem vodíku v kyselém prostředí, která bývá často využívána k přípravě kyslíku.

Ag20 + H20 2 — 2Ag + H20 + 0 2

5H20 2 + 2MnO^ + 6H30 + -> 5 0 2 + 2Mn2+ + 14H20

Peroxid vodíku má charakter slabé kyseliny a v jeho molekule může dojít k náhradě jednoho nebo obou atomů vodíku. Se silnými hydroxidy tak vytváří dva typy solí - hydrogenperoxidy M!H 0 2 a peroxidy M20 2.

peroxidy kovů Peroxidy jsou známé u alkalických kovů a kovů alka­lických zemin. Lze je například připravit spalováním někte­rého z alkalických kovů (s výjimkou Li) v kyslíku. Děj vysti­huje obecná rovnice:

2M + 0 2 —> M20 2

Peroxid bamatý se připravuje zahříváním oxidu barnatého (nad teplotu 500 °C) v proudu kyslíku.

2BaO + 0 2 —) 2B a02

Peroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin patří mezi iontové sloučeniny. Je třeba si uvědomit, že peroxidický

bazicita 0% anion of~ je extrémně silnou bází. Je například schopenodejmout proton molekule vody.

O 2~ + 2H20 -> H20 2 + 2QYT

Hyperoxidy

Kyslík tvoří s alkalickými kovy (s výjimkou Li) ještě tzv. hyperoxidy M!0 2, které ve své struktuře obsahují hyperoxi- dový anion 0 2 vázaný s kationtem kovu. Hyperoxidy draselný, rubidný a česný vznikají přímým slučováním příslušného kovu s kyslíkem (str. 133), zatímco hyperoxid sodný se připravuje při zvýšené teplotě a tlaku reakcí peroxidu sodného s kyslí­kem. Hy^eroxidový anion 0 2, je podobně jako peroxidový

bazicita 0 ~2 anion 0 2~, silnou bází. Hyperoxidy velmi ochotně reagují s vodou. V průběhu reakce vzniká odpovídající hydroxid, pe­roxid vodíku a kyslík.

2 0 2 + 2H20 -> 20H~ + H20 2 + 0 2

187

6.2. Síra

Síra je druhým prvkem VI. skupiny periodické soustavy prvků. Volná se nachází v blízkosti sopek a je obsažena i v so­pečných plynech. Častěji se však vyskytuje vázaná, zvláště ve formě sulfidů a síranů. Ze sulfidů jsou nejdůležitější pyrit FeS2, sfalerit ZnS, rumělka (cinabarit) HgS, galenit PbS, chalkozin Cu2S a chalkopyrit CuFeS2. K nejznámějším síra­nům patří například Glauberova sůl Na2S 0 4 . 10H20 , sádro­vec C aS04 . 2H20 , a baryt B aS04. Mnohé z uvedených slou­čenin jsou využívány jako rudy. Š íraje také nedílnou součástí bílkovin, a patří proto mezi biogenní prvky. Pro síruje charak­teristické žluté zabarvení.

Síra se nejčastěji těží tzv. Frashovou metodou, založenou na roztavení síry v jejích podzemních ložiscích přehřátou vod­ní párou, která je do ložiska vháněna sondami. Zkapalněná síra se pak odtud vyhání stlačeným horkým vzduchem. Získáná síra je velmi čistá (99,6 %), a proto se většinou dále neupra­vuje.

Síra se v pevném stavu vyskytuje ve dvou alotropických modifikacích - kosočtverečné a jednoklonné. Obě modi­fikace jsou tvořeny cyklickými molekulami S8, liší se však jejich uspořádáním v krystalové struktuře.

S

Kromě krystalické síry jsou také známy její amorfní for­my - plastická síra a sirný květ. Plastická síra vzniká prudkým ochlazením kapalné síry a sirný květ ochlazením sirných par.

Plastická síra však není stabilní a časem přechází na síru kosočtverečnou.

Síra má bod tání 119 °C. Při této teplotě se mění ve žlutou kapalinu, která při zahřívání nad 160 °C hnědne a zvyšuje svoji viskozitu. Příčinou je otevírání cyklických molekul Ss a jejich následné spojování do dlou­hých řetězců obsahujících až 200 000 atomů síry. Další zvyšování teploty vede ke zkracování vytvořených řetězců, což je spojeno s opět­ným poklesem viskozity. Bod varu síry je 444,6 °C. Při vyšší teplotě vznikají simé páry tvořené 2 až 8 atomovými molekulami. Při teplotách nad 900 °C jsou však schopné existence pouze molekuly S2.

výskyt

těžba

modifikace síry

struktura molekuly síry Ss

188

vlastnosti

příprava

redukční účinky

oxidační účinky

Síra tvoří velké množství anorganických i organických sloučenin. Její elektronegativita je v porovnání s kyslíkem niž­ší (2,60). Nejvyšší kladné oxidační číslo, kterého může síra vázaná ve sloučeninách dosáhnout, je +VI a nejnižší -II. Síra se s většinou prvků slučuje přímo. Některé z těchto reakcí je však třeba provádět za vyšších teplot.

Sloučeniny síry s kyslíkem

Mezi nejvýznamnější sloučeniny této skupiny patří oxid siřičitý, oxid sírový, dále kyselina siřičitá, sírová a jejich soli.

Oxid siřičitý S 0 2 je bezbarvý plyn štiplavého zápachu, který lze získat přímou reakcí prvků.

S + o2 —> so2

V chemické laboratoři se nejčastěji připravuje reakcí siři- čitanu sodného s kyselinou sírovou:

Na2S 0 3 + H2S 0 4 —> Na2S 0 4 + S 0 2 + H20

Průmyslově se oxid siřičitý vyrábí spalováním síry nebo pražením pyritu FeS2.

4FeS2 + 1102 —> 2Fe20 3 + 8 S 0 2

Oxid siřičitý má výrazné redukční účinky. Ve většině reakcí proto vystupuje jako redukční činidlo. Je například schopen redukovat mangan v oxidačním čísle VII (manga­nistany) až na mangan v oxidačním čísle II.

5 S 0 2 + 2M n04 + 2H20 -> 2Mn2+ + 5 S 0 4" + 4H*

Redukuje také chlor, případně i kyselinu dusičnou:

Cl2 + S 0 2 + 2H20 -> 2HC1 + H2S 0 4

2H N 03 + 3S 0 2 + 2H20 -> 2NO + 3H2S 0 4

Existují však i reakce, ve kterých oxid siřičitý vystupuje jako činidlo oxidační. Tímto způsobem například reaguje s uhlíkem a vodíkem. Obě reakce probíhají za zvýšené teploty.

so2 + C -» S + co2

S 0 2 + 2H2 -> S + 2H20

189

Za přítomnosti katalyzátoru reaguje oxid siřičitý s kyslí­kem za vzniku oxidu sírového.

2S 0 2 + 0 2 -> 2S 0 3

Oxid siřičitý má značné průmyslové využití, např. při výro­bě kyseliny sírové nebo celulózy. Na druhé straně však patří mezi látky ohrožující naše životní prostředí. Velká množství oxidu siřičitého se dostávají do ovzduší při spalování nekva­litního hnědého uhlí a některých ropných výrobků.

Oxid siřičitý je součástí kyselých dešťů, podporuje korozi kovů, ničí jehličnaté lesy i další vegetaci a ohrožuje lidské zdraví. Způsobuje záněty průdušek apod. Ve vyspělých ze­mích se koncentrace obsah oxidu siřičitého v ovzduší sleduje a o jeho výskytu je veřejnost informována.

Kyselina siřičitá H2S 0 3 vzniká reakcí oxidu siřičitého s vodou. Vzniklý roztok je mírně kyselý, avšak molekuly kyse­liny siřičité jsou v něm obsaženy pouze v nepatrném množství. Většina oxidu siřičitého totiž zůstává v tzv. hydratované for­mě: S 0 2 . nH20 . Kyselina siřičitá tvoří dvě řady solí. Hydro- gensiřičitany, pro které je charakteristický anion H S 03, a siři- čitany s aniontem S 0 3~.

Hydrogensiřičitany se připravují zaváděním oxidu siři­čitého do vodného roztoku nebo suspenze hydroxidů, případně uhličitanů.

NaOH + S 0 2 -> N aH S03

C aC 03 + 2S 0 2 + H20 -> Ca(HS03)2 + C 0 2

Nej významnější je hydrogensiřičitan vápenatý Ca(HS03)2, který se používá při získávání celulózy ze dřeva.

Siřičitany alkalických kovů se připravují reakcí hydro- gensiřičitanů s ekvivalentním množstvím hydroxidu.

NaHSOj + NaOH -> Na2S 0 3 + H20

Jako příklad si uvedeme siřičitan sodný Na2S 03, který se používá k odstraňování chloru v papírenském a textilním průmyslu a je základní součástí fotografických vývojek.

použití

škodlivost oxidu siřičitého

solikyseliny siřičité

190

redukční vlastnosti S 0 2

kyselinadithioničitá

modifikace oxidu sírového

trimerní oxid sírový

Siřičitany i hydrogensiřičtany patří mezi středně silná redukční činidla. Siřičitany se na vzduchu a zejména v roztocích snadno oxidují na sírany. Tyto reakce probíhají již při běžných teplotách.

2Na2SC>3 + O2 —> 2Na2SC>4

Žíháním siřičitanů alkalických kovů vznikají sulfidy a sírany. Někte­ré siřičitany se však při vysokých teplotách rozkládají za vzniku oxidů.

4K2S 0 3 -» 3K2S 0 4 + K2S

M gS 03 —> MgO + SO2

Kondenzací hydrogensiřičitanů vznikají disiřičitany. Disiřičitany mají podobně jako siřičitany a hydrogensiřičitany redukční vlast­nosti.

2 KHSO3 -> K2S2O5 + H20

Jejich anionty jsou nesymetrické (O2S - S 0 3)2~ a obsahují síru ve dvou oxidačních stavech S 1 a Sv .

Redukcí hydrogensiřičitanů vznikají soli kyseliny dithioničité H2S2O4, která však nebyla doposud připravena.

2 NaHSC>3 + Zn + SO2 —> Na2S2C>4 + ZnS0 3 + H2O

Anion dithioničitanový S2 0 Í~ je tvořen dvěma skupinami SO2 a má tedy strukturu O2S-SO 2. Nej významnější z uvedených solí je dithio- ničitan sodný. Ve formě dihydrátu Na2S2C>4 . 2H 2O se uplatňuje jako průmyslové redukční činidlo. Redukuje například ionty těžkých kovů na příslušný kov. Této jeho vlastnosti bývá využíváno při čištění odpadních vod.

Oxid sírový SO3 je v plynném stavu tvořen molekulami, které mají tvar rovnostranného trojúhelníku s atomem síry ve středu. Za norm álních podm ínek (teplota 0 °C a tlak 101,325 kPa) se oxid sírový vyskytuje v několika modifika­cích.

Modifikace y - S 0 3 je pevná, ledu podobná látka, která je tvořena cyklickými molekulami (S 0 3)3. Další dvě modifikace, a - S 0 3 a P - S 0 3, jsou polymemí. Ve všech třech uvedených modifikacích je každý atom síry tetraedricky obklopen čtyřmi atomy kyslíku, z nichž dva jsou vždy společné se dvěma sou­sedními atomy síry.

191

Oxid sírový se nejčastěji připravuje vydestilováním z olea. (Oleum je 25 - 65% roztok oxidu sírového v kyselině sírové, viz dále.) Jinou možností je termický rozklad některých síranů.

Fe2(S 0 4)3 Fe2 0 3 + 3S 0 3

Průmyslově se oxid sírový vyrábí katalytickou oxidací oxidu siřičitého (viz dále).

Oxid sírový je silně hygroskopický. Je například schopen odnímat vodu organickým sloučeninám, které v důsledku toho uhelnatí. S oxidy některých kovů reaguje za vzniku síranů. Tyto reakce mají průmyslové využití při odstraňování oxidu sírového z kouřových plynů.

Kyselina sírová H2S 0 4 je bezbarvá, olejovitá kapalina. Vzniká reakcí oxidu sírového s vodou. Průběh reakce je tak prudký, že dochází ke vzniku aerosolu. Při průmyslové výrobě se proto nerozpouští oxid sírový ve vodě, ale v koncentrované kyselině sírové. Vzniká oleum, ze kterého se kyselina sírováo požadované koncentraci získává ředěním. Ředění olea, pří­padně koncentrované kyseliny sírové, je provázeno vývojem velkého množství tepla. Z uvedeného důvodu je nutné lít kyse­linu do vody, nikdy naopak.

Pro výrobu kyseliny sírové byly postupně vyvinuty dvě metody - nitrozní a kontaktní. Nitrozní metoda se v současné době již téměř nepoužívá. V jejím průběhu se oxid siřičitý v přítomnosti vody oxiduje prostřednictvím oxidu dusičitého. Vznikající meziprodukt, kterým je hydrogensíran nitrosylu NOHSO4, reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírové a oxidu dusnatého. Oxid dusnatý reaguje se vzdušným kyslíkem zpět na oxid dusičitý a ten se vrací do výroby. Celý proces lze sche­maticky vyjádřit následujícími rovnicemi:

N02 + S02 + H20 -> H2SO4 + NO

2NO + 0 2 -> 2N02

Uvědomte si, že oxidy dusíku se v průběhu reakce nespotřebovávají. Uplatňují se pouze jako přenašeč kyslíku.

Mnohem používanější je kontaktní způsob výroby kyseliny síro­vé, při kterém je oxid siřičitý oxidován na oxid sírový za katalytického působení oxidu vanadičného. Průběh reakce popisují následující rovni­ce:

V2O5 + S 0 2 - * SO3 + 2V 0 2

4 V 0 2 + O2 —> 2V2O5

Vyrobený oxid sírový je pohlcován v koncentrované kyselině sírové za vzniku olea.

příprava

vlastnosti

výrobakyseliny sírové

192

vlastnosti

solikyseliny sírové

příprava

použití kyseliny sírové

přípravathiosíranii

Kyselina sírová má značnou afinitu k vodě a je ji schopna (podobně jako oxid sírový) odnímat organickým látkám, které v důsledku tohoto děje uhelnatí. Koncentrovaná kyselina síro­vá má značné oxidační účinky a za horka oxiduje i některé ušlechtilé kovy, např. měď.

Cu + 2H2SO4 —> C uS04 + 2H2O + SO2

Zředěná však reaguje pouze s kovy neušlechtilými, např. se zinkem:

Zn + H2SO4 —> H2 + Z nS04

Kyselina sírová patří mezi silné kyseliny a tvoří dvě řady solí: hydrogensírany s aniontem HSO4 a sírany, pro které je charakteristický anion S04~.

V pevném stavu jsou známy pouze hydrogensírany alka­lických kovů. Připravují se reakcí kyseliny sírové s hydroxidy, sírany nebo chloridy alkalických kovů.

Sírany se připravují reakcí kyseliny sírové s kovy, jejich oxidy nebo uhličitany. Můžeme je však také získat neutralizací kyseliny sírové hydroxidy nebo oxidací sulfidů, případně siři- čitanů.

Termickou kondenzací hydrogensíranů vznikají disírany. Jako pří­klad si uvedeme vznik disíranu sodného:

2N aH S04 -> Na2S20 7 + H20

V disíranovém aniontu jsou atomy síry spojeny přes atom kyslíku. Složení disíranového aniontu lze tedy vyjádřit vzorcem (O3S - O - SO3)

Kyselina sírová i oleum slouží jako výchozí suroviny v celé řadě průmyslových výrob. Uplatňují se např. při výrobě barev, léčiv a výbušnin. Do obchodů je kyselina sírová dodávána ve formě 96% vodného roztoku.

Jestliže necháme zreagovat oxid sírový se sulfanem (H2S) při teplotě -78 °C, vzniká kyselina thiosírová H2S20 3, která je velmi nestálá. Její soli - thiosírany - obsahují anion S2 0 3 ~. Jeho struktura je podobná struktuře síranového aniontu, ve kterém je jeden atom kyslíku nahrazen sírou. Z toho vyplývá, že atomy síry vázané v thiosíranech nejsou ekvivalentní.

Thiosírany se připravují zaváděním plynné směsi oxidu siřičitého a sulfanu (ve vhodném poměru) do roztoků hydro­xidů alkalických kovů.

193

Thiosírany se působením silnějších oxidačních činidel (např. CI2, Br2 apod.) oxidují na sírany. Jako příklad si uvedeme oxidaci thiosíranu sodného chlorem.

Na2S20 3 + 4C12 + 5H20 2N aH S04 + 8HC1

Slabší oxidační činidla (např. I2) reagují s thiosírany za vzniku tzv tetrathionanů.

2S203_ + I2 S4OÍ" + 2 r

Uvedená reakce je základem tzv. jodometrie, která se často využívá jodometriev analytické chemii.

Jedním z nej významnějších thiosíranu je thiosíran sodný Na2S20 3 , který je podstatnou složkou ustalovače používaného v černobílé fotografii. (Více informací o této problematice obsahuje kapitola nazvaná stříbro, která je součástí II. dílu učebnice.)

Sloučeniny síry s vodíkem

Sulfan H2S je jednou z bezkyslíkatých sloučenin síry. Je to bezbarvý, velmi jedovatý plyn, páchnoucí po zkažených vej­cích. Je dobře rozpustný ve vodě a vzniklý roztok má kyselou reakci. Bývá rozpuštěný v simých minerálních vodách, v ma­lém množství je obsažen také ve vzduchu. Sulfan je možno příprava připravit přímou reakcí z prvků, nejčastěji se však připravuje reakcí sulfidu železnatého s kyselinou chlorovodíkovou:

FeS + 2HC1 H2S + FeCl2

Za dostatečného přístupu vzduchu hoří sulfan namodra- vlastnostilým plamenem. Produktem reakce je oxid siřičitý a voda.Pokud je však vzduchu nedostatek, místo oxidu siřičitého vzniká síra.

Sulfan má výhradně redukční vlastnosti. Za vzniku ele­mentární síry je oxidován např. halogeny nebo kyselinou dusičnou.

H2S + Cl2 -» S + 2HC1

3H2S + 2H N 03 -» 2NO + 3S + 4H20

Od sulfanu jsou odvozeny dvě řady solí: hydrogensulfidy, solis anionem HS”, a sulfidy, které ve svých molekulách obsahují anion S2-. Všechny hydrogensulfidy jsou rozpustné ve vodě, ze sulfidů jsou rozpustné pouze sulfidy alkalických kovů.

194

pyrit

příprava

výskyt

výroba

modifikace selenu a telluru

Kromě sulfanu existují i polysulfany obecného vzorce H2S11, které ve své struktuře obsahují nerozvětvené řetězce síry. V čisté formě byly zatím izolovány polysulfany se dvěma až osmi atomy síry v molekule.

Soli těchto sloučenin se nazývají polysulfídy a ve svých molekulách obsahující řetězovité anionty Sn . Nejvýznamnější z polysulfidů je pyrit neboli disulfíd železnatý FeS2- Jeho pražením vzniká oxid siřičitý, který je základní surovinou pro výrobu kyseliny sírové.

Sloučeniny siry s halogeny

Síra tvoří s halogeny celou řadu sloučenin. Chemické slo­žení většiny z nich lze vyjádřit obecnými vzorci S2X2 (X = F, Cl, Br), SnX2 (X = Cl, Br, I), SX2, SX4 (X = F, Cl), případně vzorci SF6 a S2F |0.

Halogenidy síry se většinou připravují přímou syntézou z prvků. Mnohé jsou reaktivní a vodou se rozkládají. Za běžné teploty reaguje síra s fluorem za vzniku fluoridu sírového SF6. Tento halogenid se od ostatních liší svojí stálostí a che­mickou inertností. Vodou se nerozkládá a je nehořlavý.

6.3. Selen, tellur, polonium

Selen a tellur se v přírodě vyskytují ve sloučeninách, z nichž nejběžnější jsou selenidy, resp. telluridy. Oba prvky často provázejí síru v jejích rudách, ale většinou se vyskytují pouze v nepatrných množstvích.

Selen a tellur se získávají ze svých rud, případně z jejich koncentrátů, reakcí s koncentrovanou kyselinou sírovou, která je oxiduje a převádí do roztoku. Odtud lze oba prvky vyre- dukovat plynným oxidem siřičitým.

Polonium vzniká radioaktivním rozpadem nuklidu 2l0Bi a je radioaktivní. V přírodě se vyskytuje především ve smo­linci, který je významnou rudou uranu. Přírodní zdroje však nemohou zdaleka pokrýt jeho spotřebu, a2 roto se polonium vyrábí také uměle - ostřelováním nuklidu Bi neutrony.

Selen je znám v šesti různých alotropických modifikacích. Červené krystalické modifikace, označované a , P a y, jsou tvořeny kruhy Ses a vzájemně se liší pouze jejich umístěním v krystalech. Další dvě modi­fikace obsahují spirálovité polymemí řetězce Sen. Jednou z nich je šedý „kovový“ selen, který je krystalický, zatímco druhá modifikace je

* Polonium bylo objeveno až v roce 1898 M. Curie-Sklodowskou, která jej pojmenovala na počest své vlasti, Polska.

195

amorfní. Nejběžnější modifikací selenu je sklovitý černý selen. Jeho struktura je velmi složitá a nepravidelná. Je tvořena z velkých poly- memích kruhů, které čítají až 1000 atomů Se.

Tellur je znám pouze v jediné modifikaci, která je krystalická. Je tvořena sítí spirálovitých řetězců Ten.

Selen a tellur jsou polovodiče, polonium je kov. Současně se vzrůstem kovového charakteru těchto prvků roste i jejich tendence ke tvorbě kationtů. Zatímco selen s kyselinou chlo­rovodíkovou téměř nereaguje, tellur se v ní za přístupu vzdu­chu částečně rozpouští. Reakcí polonia s kyselinou chlorovo­díkovou vznikají růžově zbarvené roztoky, které již obsahují kationty Po2+.

Sloučeniny selenu, telluru a polonia

Selen, tellur a polonium se s většinou prků slučují pří­mo, ale méně ochotně než kyslík a síra. Jejich nejstálejšími sloučeninami jsou selenidy, telluridy a polonidy, odvozené od alkalických kovů, kovů II. skupiny a lanthanoidů. Stálé jsou také jejich sloučeniny s elektronegativními prvky - s kyslí­kem, fluorem a chlorem.

Všechny tři prvky reagují s vodíkem za vzniku sloučenin obecné­ho vzorce H2X (X = Se, Te, Po).

Selan H2Se a tellan H2Te jsou bezbarvé a nestálé plyny, které se snadno oxidují. Jejich hořením na vzduchu vzniká oxid seleničitý, pří­padně telluričitý a voda.

2H2X + 3 0 2 -> 2 X 02 + 2H20 (X = Se, Te)

Selan i tellan se dobře rozpouštějí ve vodě. Vzniká kyselina sele- novodíková, resp. tellurovodíková. Obě jsou silnějšími kyselinami než kyselina sirovodíková. Na vzduchu jsou nestálé a jejich oxidací vzniká elementární selen nebo tellur. Kyselina selenovodíková tvoří dvě řady solí: hydrogenselenidy obecného vzorce IV^HSe a selenidy M^Se. Kyselina tellurovodíková tvoří pouze telluridy M^Te. Ve vodě jsou dobře rozpustné pouze selenidy a telluridy alkalických kovů.

Polán H2P0 je v porovnání s tellanem a selanem nejméně stálý.

Od selenu i telluru je známá celá řada halogenidů, ve kterých jsou oba prvky vázány v oxidačních číslech I, II a IV. Ve sloučeninách s fluorem se však vyskytují i v oxidačním stupni VI. Obecně lze říci, že halogenidy selenu i telluru jsou stálejší než halogenidy síry.

Chloridy, bromidy a jodidy polonia jsou známy pouze v oxi­dačních stupních II a IV.

Z kyslíkatých sloučenin selenu, telluru a polonia se zmíníme o oxi­dech a některých kyselinách.

vlastnosti

sloučeniny s vodíkem

halogenidy

196

oxidy

kyseliny

Oxidy SeO aTeO jsou schopné krátkodobé oxistence v plameni, ale není možné je izolovat. PoO byl připraven jako černá látka, snadno podléhající oxidaci.

Oxidy typu XO2 (X = Se, Te, Po) se připravují přímým slučováním prvků. Oxid seleničitý Se02 reaguje s vodou za vzniku kyseliny sele- ničité H2Se0 3 . Oxid telluričitý Te02 není ve vodě rozpustný a má již amfotemí charakter. Proto reaguje jak se silnými kyselinami, tak i s roz­toky hydroxidů. Reakcí oxidu telluričitého s roztoky hydroxidů alka­lických kovů vznikají telluričitany, zatímco výsledkem jeho reakce například s kyselinou sírovou je sloučenina, jejíž složení lze vyjádřit vzorcem Te203S04.

Oxid poloničitý P0O2 má rovněž amfotemí charakter, je však zása­ditější než oxid telluričitý. S kyselinou sírovou tvoří například síran poloničitý Po(S04)2, který není u telluru znám.

Další skupinou oxidů jsou sloučeniny, jejichž složení lze vyjádřit obecným vzorcem XO3. Oxid selenový SeC>3 je bílá pevná látka, která velmi ochotně reaguje s vodou za vzniku kyseliny selenové. Oxid sele­nový i kyselina selenová H2Se04 mají výrazné oxidační vlastnosti. Kyselina selenová je silnější oxidační činidlo než kyselina sírová. Roz­pouští například i zlato a palladium a je schopna oxidovat halogenidové ionty (s výjimkou F") na halogeny.

Oxid tellurový Te0 3 se vyskytuje ve dvou modifikacích - žluto- oranžové a šedé. Vůči vodě je inertní, ale s horkými koncentrovanými roztoky hydroxidů alkalických kovů reaguje za vzniku telluranů. Kyse­lina hexahydrogentellurová HéTeOé je na rozdíl od kyseliny selenové slabou kyselinou. Je však poměrně silným oxidačním činidlem.

Odpovídající oxid poloniový P0O3 nebyl dosud připraven ve važi- telném množství.

197

7. Prvky VII. skupiny

Prvky VII. skupiny jsou označovány společným názvem halogeny. Patří mezi ně fluor (F), chlor (Cl), brom (Br), jod (I) a astat At). Astat je radioaktivní. (Jeho nejstabilnějším izotopem je At, který má poločas rozpadu 8,3 hodiny.)

Všechny halogeny mají sedm valenčních elektronů, pro­to je konfigurace jejich valenční vrstvy ns2np5. Do úplného zaplnění valenční vrstvy (elektronový oktet) jim chybí pouze jediný elektron. To je příčinou jejich vysoké elektronegativity.

Hodnota elektronegativity jednotlivých halogenů klesá s rostoucím protonovým číslem (ve skupině směrem dolů). Vysvětlení je snadné. Směrem od fluoru k jodu se vzdálenost valenční vrstvy od jádra atomu zvětšuje, a proto jsou elektrony této vrstvy stále méně poutány jádrem. V důsledku toho mají halogeny s vyšším protonovým číslem menší snahu doplnit chybějící elektron do valenční vrstvy než halogeny nacházející se ve skupině výše.

Všechny halogeny tvoří dvouatomové molekuly a dobře se rozpouštějí v nepolárních rozpouštědlech. V polárních rozpouštědlech se rozpouštějí hůře, např. v 1 litru vody se rozpustí pouze 2,3 1 chloru. Páry halogenů silně leptají slizni- ce. Při práci s nimi je třeba dbát zvýšené opatrnosti a pracovat v dobře táhnoucí digestoři.

Fluor, který má ze všech halogenů nejvyšší elektro- negativitu, se může ve svých sloučeninách vyskytovat pouze v oxidačním čísle -I. Ostatní dosahují nejvyššího oxidačního čísla +VII a nejnižšího -I.

práce s halogeny

7.1. Výskyt a příprava halogenů

Všechny halogeny jsou velmi reaktivní. V přírodě se proto vyskytují pouze ve sloučeninách.

Fluor

Fluor je za normálních podmínek žlutozelený plyn. Jeho výskytnejvýznamnějšími sloučeninami jsou kazivec (fluorit) CaF2, kryolit Na3AlF6 a apatit Ca5(P 04)3F. Je také obsažen v kos­tech a zubní sklovině živočichů i člověka.

198

výroba

reaktivita fluoru

výskyt

příprava

výroba

Fluor se vyrábí výhradně elektrolýzou taveniny KF . nHF (n = 1, 2, případně 3), prováděnou v ocelových reaktorech vyložených tzv. Monelovým kovem (slitina obsahující 68% Ni, 32% Cu a stopy Mn a Fe). Anoda, na které se fluor vylučuje, je z grafitu, katodu tvoří vlastní nádoba reaktoru.

Elentární fluor se využívá především při výrobě uranu a separaci jeho izotopů.

Fluor je nej reaktivnějším prvkem VII skupiny. Příčinou jeho vysoké reaktivity je poměrně nízká energie vazby v mole­kule F2 a vysoké energie vazeb vznikajících mezi ním a atomy ostatních prvků v průběhu chemických reakcí. Fluor se s vět­šinou prvků slučuje přímo. S vodíkem reaguje explozivně již za teploty -250 °C, s Br, I, S, P, Si a některými kovy za vzniku plamene. Měď a nikl jsou vůči působení fluoru odolné, protože se pokrývají vrstvičkou fluoridu, která brání jejich další oxidaci. Fluor oxiduje elektronegativní složky většiny sloučenin. Jako příklad je možno uvést jeho reakci s vodou a amoniakem.

2H20 + 2F2 -» 4HF + 0 2

2NH3 + 3F2 -> 6HF + N2

Chlor

Chlor je za normálních podmínek zelenožlutý plyn. Chlor je ze všech prvků VII. skupiny nejrozšířenější a průmyslově nej významnější. V přírodě se nejčastěji vyskytuje ve formě solí kyseliny chlorovodíkové (NaCl, KC1, MgCl2). Uvedené chloridy jsou dobře rozpustné, a proto se ve velké míře nachá­zejí v mořské vodě a v solných ložiskách, která vznikla odpa­řením moří.

Laboratorně se chlor nejčastěji připravuje reakcí kyseliny chlorovodíkové s burelem (oxid manganičitý) nebo manga­nistanem draselným.

4HC1 + M n02 -> Cl2 + MnCl2 + 2H20

2KM n04 + 16HC1 -> 5C12 + 2MnCl2 + 2KCI + 8H20

Průmyslová výroba chloruje založena na elektrolýze téměř nasyceného vodného roztoku chloridu sodného. (Elektrolýza je probrána ve druhém dílu učebnice.)

199

Chlor je podobně jako fluor velmi reaktivní. S většinou prvků reaguje přímo, neslučuje se pouze s kyslíkem, dusíkem a uhlíkem. Odpovídající sloučeniny se proto připravují nepří­mo.

Brom a jod

Brom je za normálních podmínek červenohnědá kapalina a jod tmavě fialová krystalická látka. Sloučeniny bromu a jodu se nejčastěji vyskytují společně se sloučeninami chloru. Rela­tivně velké množství bromu je obsaženo v bromidech roz­puštěných v mořské vodě, zatímco jod je součástí mořských řas, chaluh, hub a korálů. Ve formě jodičnanu se jod vyskytuje v čilském ledku, který je významným zdrojem tohoto prvku. Vydatným zdrojem jodu jsou také výluhy některých vyso- kopecních prachů. Jod patří mezi biogenní prvky, protože je nezbytný pro správnou funkci štítné žlázy, ve které je vázán v podobě složité organické látky. Jeho nedostatek způsobuje vznik Bazedovy choroby, jejímž projevem je vytvoření stru- my, lidově zvané vole.

Brom a jod se nejčastěji připravují oxidací bromidů, pří­padně jodidů chlorem.

Cl2 + 2KBr 2KC1 + Br2

Cl2 + 2KI -> 2KC1 + 12

Objasnění průběhu uvedených reakcí není složité. Chlor má v porovnání s bromem a jodem vyšší hodnotu elektro- negativity, a proto je schopen odebrat bromidovému nebo jodidovému aniontu elektron.

Cl2 + 2Br_ -> 2C1” + Br2

Cl5 + 2I” -> 2CF + I2

Oba prvky lze také připravit reakcí odpovídajících halo- genidů s manganistanem draselným, případně oxidem manga- ničitým v kyselém prostředí (porovnejte tuto možnost přípravy s analogickými reakcemi u chloru - viz výše).

reaktivita

výskyt

příprava a výroba

200

vlastnosti

výroba

příprava

halogenovodíkovékyseliny

7.2. Sloučeniny halogenů

Mezi nejvýznamnější sloučeniny halogenů patří halogeno- vodíky, halogenidy, oxidy, kyslíkaté kyseliny a jejich soli.

Sloučeniny halogenů s vodíkem

Halogenovodíky HX (X = F, Cl, Br, I) jsou bezbarvé, ostře páchnoucí plyny. Body varu halogenovodíků jsou vzhledem k jejich molekulové hmotnosti poměrně vysoké. Extrémně vy­soký bod varu má fluorovodík (19,5 °C), mezi jehož mole­kulami existují velmi silné vodíkové můstky.

Všechny halogenovodíky lze získat přímou syntézou z prv­ků. Jako příklad si uvedeme syntézu chlorovodíku.

H2 + Cl2 -> 2HC1

V chemické laboratoři se fluorovodík a chlorovodík nejčas­těji připravují reakcí příslušného halogenidu se silnou, netě- kavou kyselinou.

CaF2 + H2S 0 4 -> C aS04 + 2HF

NaCl + H2S 0 4 N aH S04 + HC1

Pro přípravu bromovodíku a jodovodíku nelze tuto metodu použít, protože koncentrovaná kyselina sírová oxiduje bromo- vodík i jodovodík na elementární prvky. Oba halogenovodíky se však dají snadno připravit hydrolýzou bromidu, případně jodidu fosforitého.

PX3 + 3H20 -> H3PO3 + 3HX (X = Br, I)

Nej významnějším halogenovodíkem je chlorovodík HC1, který je základní surovinou pro výrobu kyseliny chlorovo­díkové (viz dále). V současné době se nejčastěji vyrábí spalo­váním vodíku v chloru.

Halogenovodíky se výborně rozpouštějí ve vodě a jejich roztoky se označují jako halogenovodíkové kyseliny.

Pod názvem kyselina fluorovodíková H F se prodává 40 % vodný roztok fluorovodíku ve vodě. Podobně, kyselina chlorovodíková HC1 je 36 %, kyselina bromovodíková H B r 48 %, a kyselina jodovodíková HI 57 % roztokem příslušného halogenovodíků ve vodě.

201

Kyselina fluorovodíková je slabou kyselinou, zatímco roz­toky ostatních halogenovodíků se chovají jako kyseliny silné. Jejich síla roste s protonovým číslem halogenu. Z uvedeného vyplývá, že z halogenovodíkových kyselin je nejsilnější kyse­lina jodovodíková.

Kyselina bromovodíková a hlavně kyselina jodovodíková podléhají oxidaci vzdušným kyslíkem. V průběhu reakce vzni­ká elementární brom a jod, proto jejich roztoky časem tmav­nou.

Z halogenovodíkových kyselin je nej významnější kyselina chlorovodíková HC1, která se dříve vyráběla reakcí chloridu sodného s kyselinou sírovou.

NaCl + H2S 0 4 -» HCl + N aH S04

Vznikající hydrogensíran sodný reaguje při vyšších teplotách s další molekulou NaCl za vzniku síranu sodného a kyseliny chlorovodíkové.

N aH S04 + NaCl -> Na2S 0 4 + HCl

Díky výchozí surovině - chloridu sodnému - se kyselina chlorovodíková často označuje technickým názvem „kyselina solná“.

Halogenidy

Soli halogenovodíkových kyselin se nazývají halogenidy. Jsou to sloučeniny halogenů s elektropozitivními prvky. Podle struktury se dělí na iontové, polymemí a molekulové.

a) Mezi iontové halogenidy patří halogenidy alkalických kovů, hořčí­ku, kovů alkalických zemin a některých přechodných kovů. Pro všechny tyto sloučeniny jsou charakteristické převážně iontové vaz­by a vysoké body tání a varu.

b) V polymerních halogenidech jsou atomy halogenu a kovu vázány převážně kovalentními vazbami do řetězců, vrstev nebo trojroz­měrných struktur. Do této skupiny patří většina chloridů, bromidů a jodidů kovů se střední a vyšší elektronegativitou (nad 1,5). Neko­nečné řetězce tvoří například chlorid a bromid měďnatý.

* Kyselina fluorovodíková je velmi jedovatá a nebezpečná látka. Popáleniny, které způsobuje, jsou bílé a mimořádně bolestivé. Je tomu tak proto, že fluoridové ionty reagují s vápenatými ionty přítomnými ve tkáni za vzniku nerozpustného fluoridu vápenatého. Díky úbytku iontů Ca2+ je v tkáni rela­tivní nadbytek iontů K+, což má za následek zvýšenou dráždivost nervů.

sílahalogeno­vodíkovýchkyselin

kyselina solná

rozděleníhalogenidů

202

chloridměďnatý

přípravahalogenidů

Cl Cl Cl Cl/ \ / \ / \ / \

Cu Cu Cu\ / \ ^ / \ ^ \ ^ /

Cl Cl Cl Cl

Většina halogenidů kovů v oxidačním stupni II - např. Zn11, Cd11, M n11, Fe11 a Ni11 má vrstevnatou strukturu.

c) Molekulové halogenidy jsou tvořeny jednotlivými molekulami, ve kterých jsou atomy halogenu a kovu vzájemně poutány kovalentními vazbami. Tvoří je například kovy Ti, Sn, Pb, V, Nb, Mo, W a Os ve vyšších oxidačních stupních, ale také nekovy a polokovy B, C, Si, N, P, As, Sb, S, Se, Te.Tyto halogenidy jsou těkavé a špatně vedou elektrický proud.

Halogenidy lze připravit několika způsoby.a) Jednou z možností je přímá syntéza z prvků. Jako příklad

si uvedeme syntézu chloridu železitého a chloridu sodného.

2Fe + 3C12 -> 2FeCl3

2Na + Cl2 -> 2NaCl

b) Halogenidy se velmi často připravují rozpouštěním ne- ušlechtilých kovů v halogenovodíkových kyselinách.V průběhu uvedených reakcí vzniká příslušný halogenid a uvolňuje se vodík. Například:

Zn + 2HC1 -> ZnCl2 + H2

c) Halogenidy se připravují i reakcemi halogenovodíkových kyselin s oxidy nebo hydroxidy, případně se solemi slabých kyselin.

ZnO + 2HC1 -> ZnCl2 + H20

NaOH + HC1 -> NaCl + H20

C aC 03 + 2HBr -> CaBr2 + C 0 2 + H20

d) Málo rozpustné halogenidy lze připravit působením halo­genovodíkových kyselin, případně roztoků rozpustných halo­genidů, na roztoky solí některých kovů. Například:

Pb(N 03)2 + 2KI -> Pbl2 + 2K N 03

HC1 + AgNOa -> AgCl + H N 03

203

Některé halogenidy patří mezi hospodářsky významné sloučeniny. Za všechny si uvedeme chlorid draselný, použí­vaný v zemědělství jako draselné hnojivo, a chlorid sodný, který je nezbytnou složkou potravy a významnou chemickou surovinou.

Sloučeniny halogenů s kyslíkem

Halogeny tvoří s kyslíkem celou řadu sloučenin. Obecně platí, že relativně nejstálejší jsou kyslíkaté sloučeniny jodu, zatímco obdobné sloučeniny fluoru jsou stálé jen za velmi nízkých teplot.

Ve sloučeninách fluoru s kyslíkem je elektropozitivnější složkou kyslík (má kladné oxidační číslo), proto nelze uvedené sloučeniny řadit mezi oxidy fluoru, ale naopak hovořímeo fluoridech kyslíku. Těchto sloučenin je známá celá řada, např. OF2, 02F2 a dimemí O4F4.

Difluorid kyslíku OF2 je žlutý, jedovatý plyn, který vzniká rychlým zaváděním fluoru do zředěného roztoku NaOH.

2F2 + 2NaOH -> OF2 + 2NaF + H20

Difluorid kyslíku má velmi silné oxidační účinky.Difluorid dikyslíku O2F2 se připravuje účinkem elektrického vý­

boje na směs kyslíku a fluoru. Je nestabilní (rozkládá se již při -5 0 °C) a s řadou látek reaguje explozivně.

Chlor tvoří s kyslíkem několik oxidů - C120 , C102, C120 6 a C120 7. Žádný z nich se nedá připravit přímou syntézou z prvků a všechny jsou nestálé.

Oxid chlomý CI2O je žlutohnědý plyn, který má silné oxidační účinky. Dobře se rozpouští ve vodě a je anhydridem kyseliny chlomé, která je však velmi nestálá.

Oxid chloričitý CIO2 je žlutozelený plyn, který kondenzuje na hnědočervenou explozivní kapalinu s bodem varu 11 °C. Je silným oxidačním činidlem.

Oxid chlorový je tmavočervená kapalina, tvořená dimemími mole­kulami CI2O 6. V plynném stavu je však dimer v rovnováze s mono­merem.

Oxid chloristý CI2O7 je bezbarvá, olejovitá kapalina. Z oxidů chlo­ru je nejstálejší, ale při zahřátí prudce vybuchuje. Je anhydridem kyse­liny chloristé.

Brom tvoří pouze dva oxidy, hnědý oxid bromný Br20 a žlutý oxid bromičitý B r0 2. Oba jsou stálé jen při nízkých teplotách.

význam a využití halogenidu

fluoridykyslíku

oxidy chloru

oxidy bromu

204

oxidy jodu Jod tvoří s kyslíkem tři oxidy, z nichž je nejlépe prozkou­mán oxid jodičný I2O5 (O2I - O - 1 0 2), který má silné oxi­dační účinky.

kyslíkaté Dalšími významnými sloučeninami halogenů jsou kyslí-kyseliny katé kyseliny a jejich soli. V následující tabulce jsou uvedeny

halogenů kyslíkaté kyseliny jednotlivých halogenů:

. ; ;t ■ : ' ..... .: '■ ". . .. . ,F luor H O FC hlor HCIO, HCIO2, HCIO3, HCIO4B rom HBrO, HB1O 3, HBr04Jod HIO, HIO4, H5IO6

Jedinou kyslíkatou kyselinou fluoru je kyselina fluomá HOF. Z kyslíkatých kyselin ostatních halogenů byly izolovány v čisté formě HCIO4, H I0 3, HIO4 a H5I 0 6. Síla kyslíkatých kyselin stoupá se zvyšujícím se oxidačním číslem halogenu. Z hlediska centrálního atomu roste síla kyseliny s jeho proto­novým číslem (tedy v pořadí Cl < Br < I).

soli Od výše uvedených kyselin je odvozena celá řada solí.Mezi nejvýznamnější soli patří např. chlorečnan draselný KCIO3 , používaný při výrobě třaskavin, a chlorečnan sodný NaC103, který se uplatňuje pod názvem travex jako totální herbicid.

205

Prvky VIII. skupiny 16 17 18 VI VII

Prvky VIII. skupiny periodické soustavy prvků - helium (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), xenon (Xe) a radon (Rn) - jso u často označovány souborným názvem vzácné ply­ny. Pro tyto prvky je charakteristické, že jejich valenční elek­trony zcela zaplňují poslední vrstvu elektronového obalu. Za­plněné orbitaly valenční vrstvy (u helia s orbital, u ostatních prvků s a p orbitaly) jsou příčinou mimořádné nereaktivnosti prvků VIII. skupiny.

Mezi atomy vzácných plynů působí jen slabé van der Waalsovy síly, a proto mají velmi nízké body tání a varu. Vzácné plyny se většinou získávají frakční destilací zka­palněného vzduchu, ve kterém jsou v malém množství obsa­ženy.

Helium se využívá jako chladivo pro udržení velmi níz­kých teplot a k přípravě vzduchu pro potápěče. Pro svoji mi­mořádnou nereaktivnost má uplatnění jako inertní (netečný) plyn. Helium je neoddělitelně spojeno s historií létání. Použí­valo se k plnění balónů a vzducholodí, kde postupně nahradilo lehčí, ale hořlavý vodík.

Neon, argon, krypton a xenon slouží k plnění žárovek, osvětlovacích trubic a výbojek (barevné reklamní nápisy apod.). Argon je ze všech vzácných plynů nejrozšířenější. Používá se k vytvoření inertní atmosféry při svařování hliníku, hořčíku, případně jejich slitin, a při práci s hořlavinami.

Radioaktivní radon se používal při léčbě rakoviny. Vzhle­dem k jeho velmi krátkému poločasu rozpadu byl však nahra­zen vhodnějšími zářiči.

Až do počátku šedesátých let (1962) byly vzácné plyny považovány za naprosto nereaktivní. V posledních desetiletích se však chemikům podařilo připravit řadu sloučenin kryptonu, xenonu a radonu.

Nejlépe je zatím prostudována chemie xenonu. Byl na­příklad připraven oxid xenonový, který je v pevném stavu velmi explozivní (jeho účinnost je srovnatelná s trinitrotolue- nem). Jeho vodný roztok je velmi silným oxidačním činidlem. Molekuly XeC>3 mají tvar trigonální pyramidy s atomem xeno­nu ve vrcholu.

sloučeniny vzácných plynu

sloučeninyxenonu

206

Reakcí vodného roztoku X e03 se zásadami vznikají soli kyseliny xenonové - hydrogenxenonany:

XeOs + OIT -> HXeO;

Některé xenonany se podařilo izolovat i navzdory tomu, že jejich alkalické roztoky nejsou stálé a zvolna disproporcionují na xenoničelany a plynný xenon.

2HXe04 + 20H~ -> XeOŠ" + Xe + 0 2 + 2H20

Ke známým sloučeninám xenonu patří také plynný a ne­stabilní oxid xenoničelý X e04 a následující fluoridy: XeF^, XeF4, XeF6.

NÁZVOSLOVÍANORGANICKÝCH SLOUČENIN

209

1. Chemické názvosloví

S chemickým názvoslovím jste se již při výuce chemie setkali. Pro některé z vás budou následující řádky částečným opakováním, ale řada poznatků je nových.

1.1. Chemické vzorce

Chemické vzorce se používají pro jednoduchou a názornou charakterizaci sloučenin. Podle druhu informace, kterou má vzorec sdělit, užíváme různé způsoby zápisu. S některými z nich se nyní seznámíme.

Stechiomctrické neboli empirické vzorce udávají vzá­jemný poměr atomů v molekule. Vlastní zápis se většinou uzavírá do složených závorek. Příkladem je stcchiometrický vzorec dusitanu amnonného (H2NO), který udává pouze druh a poměr atomů v molekule této sloučeniny, ale ve skutečnosti mají molekuly dusitanu amonného složení odpovídající vzorci NH4NO7. Jiným příkladem je {CaH20 2}, což je stechiomet- rický vzorec hydroxidu vápenatého - Ca(OH)2. Všimněte si, že ve stechiometrickém vzorci se zapisují atomy jednotlivých prvků v abecedním pořadí. Stechiometrické vzorce mají ome­zené využití, často se používají k zápisu výsledku elementární analýzy.

Funkční neboli racionální vzorce vycházejí ze struktury sloučenin. Jsou v nich zachycena určitá charakteristická usku­pení atomů - tzv. funkční skupiny (např. OH, NO3 apod.). Jako příklad si uvedeme racionální vzorec dusitanu amonného: NH4NO2 a hydroxidu vápenatého: Ca(OH)2. (Porovnejte ste­chiometrické a racionální vzorce obou sloučenin). Jistě jste si všimli, že právě racionální vzorce se používají v chemii nej­častěji.

Strukturní neboli konstituční vzorce zobrazují vazebné poměry v molekule, ale obvykle nepostihují rozmístění atomů v prostoru. Jako příklad si uvedeme strukturní vzorec mole­kuly vody a amoniaku:

vzorcestechiometrické

vzorceracionální

vzorcestrukturní

210

vzorceelektronové

vzorcegeometrické

zápisoxidačních čísel

přiřazování oxidačních čísel

H - O - H II —N~ III

H

Do srukturních vzorců můžeme vyznačit i nevazebnč elektronové páry. Jejich doplněním získáme zápis, který se označuje jako elektronový strukturní vzorec:

H - O - H H - N - H“ I

H

Geometrické vzorce vystihují, v rámci možností daných způsobem zápisu, prostorové uspořádání atomů. Výše uvede­né strukturní vzorce amoniaku a vody můžeme přepsat takto:

O N/ \ / | \

H H H H H

1.2. Oxidační číslo

Oxidační číslo je definováno jako náboj, který by byl přítomen na atomu určitého prvku, kdyby elektrony každé vazby, která z něj vychází, byly přiděleny clcktronegativ- nějšímu z obou vazebných partnerů.

Oxidační čísla se zapisují přímo do chemických vzorců pomocí římských číslic, umístěných vpravo nahoře u symbolu prvku. V elektroneutrální molekule je jejich součet roven nule, u iontu odpovídá jeho náboji.

Je důležité si pamatovat, že oxidační číslo atomu prvku v základním stavu je rovno nule. Vazba mezi atomy stejné­ho prvku nevede ke změnč oxidačního čísla.

Například: dusík je prvek tvořený dvouatomovými mole­kulami N2. Oba vázané atomy dusíku (N = N) mají stejnou

211sc h o p n o st přitahovat vazebné elektronové páry, proto jim ne­můžeme přisoudit náboje. Z toho vyplývá, že oxidační číslo o bou dusíkových atomů musí být rovno nule:

N° = N° tedy N?Další příklad: v molekule peroxidu vodíku je oxidační číslo

atomů kyslíku rovno -I, protože vzájemná vazba stejných ato­mu ke změně oxidačního čísla nepřispívá.

H 1 — O*1— O '1 — H 1

maximální kladné a záporné oxidační číslo

Zapamatujte si, že kyslík má téměř ve všech sloučeninách oxidační číslo -II a vodík +1 (výjimku tvoří iontové hydridy, ve kterých má vodík oxidační číslo -I).

Uvědomte si, že oxidační číslo je pouze konvence a se skutečným rozmístěním elektronů nemá nic společného.

Příklady k procvičení

1 . Vypočítejte oxidační čísla všech prvků v následujících sloučeni­nách, víte-Ii, že oxidační číslo kyslíku je -II a vodíku I.a) B2O3 b) NH3 c) CO2 d) H Br c) P4O 10 0 H2S g) J I 2S04 h) NO OHMnOi j) S 0 3 k) HCIO 1) N2O 4

24

Maximální kladné oxidační číslo, kterého může nepře­chodný prvek dosáhnout, je totožné s římským číslem sku­piny, v níž se daný prvek nachází. Výjimku tvoří kyslík a fluor pro svou velmi vysokou elektronegativitu a rovněž některé prvky VIII. skupiny (vzácné plyny). Například: dusík je prvkem V. skupiny, jeho maximální kladné oxidační číslo je rovno pěti. Maximální záporné oxidační číslo je rov­no -III.

1.3. Vaznost

vaznost atomu

Počet kovalentních vazeb, pomocí kterých je určitý atom vázán se sousedními atomy, se označuje jako vaznost atomu. (Pojem vaznost se nevztahuje na iontové slouče­niny.)

Uveďme si několik příkladů:

O/ \

H H0 +

' I s H H H

HI

N*/ l ^

H H H

H

H —C = C —H H - C - HI

Hf

Kyslík: ve vodě (a) je dvoj vazný, v oxoniovém kationtu (b) troj vazný. Dusík: v molekule amoniaku (c) je troj vazný, ale v amonném kationtu (d) je čtyřvazný. Uhlík je v acetylenu (e) i v methanu (f) čtyřvazný.

213

2. Názvosloví anorganických sloučenin

Chemické názvy většiny anorganických sloučenin jsou tvořeny ze dvou slov - z podstatného a přídavného jména. Podstatné jméno určuje typ sloučeniny, například: oxid, kyse­lina, hydroxid apod. Přídavné jméno udává, od kterého prvku je sloučenina odvozena.

2.1. Názvosloví oxidů

Oxidy jsou dvouprvkové sloučeniny kyslíku s libovolným prvkem. Kyslík má ve všech oxidech oxidační číslo -II. Oxi­dační číslo prvku vázaného s kyslíkem může nabývat hodnot v rozmezí +1 až +VIII. Přídavné jméno v názvu oxidu ozna­čuje, který prvek se s kyslíkem sloučil. Skládá se ze slovního základu názvu prvku a koncovky, která udává oxidační číslo atomu vázaného s kyslíkem. V následující tabulce jsou uvede­ny obecné vzorce oxidů pro jednotlivá oxidační čísla atomů sloučených s kyslíkem a charakteristické koncovky, které těm­to oxidačním číslům přísluší.

oxid. číslo ■ charakter.koncovka

:

W irt i <

I x2o -nýCU2On 2o

l í2o

měďnýdusnýlithný

II XO -natýCuONOCaO

měďnatýdusnatývápenatý

III x2o3 -itýAI2O3Fe203Cr203

hlinitýželezitýchromitý

IV xo2 -ičitýNO2

CO2SO2

dusičitýuhličitýsiřičitý

charakteristické koncovky pro jednotlivá oxidační čísla

214

postup při odvozování

vzorců oxidů

oxid. číslo prvku

obecnývzorec

...... - v........ .......... ....................................................................

charakter.koncovka

[iříklad

vzorec název

V X2O5-ečný

-ičný

N 2O 5

P205

V 205

dusičnýfosforečnývanadičný

VI XO3 -ovýC r 0 3

SO3Se03

chromovýsírovýselenový

VII X2O7 -i stýMn2C>7

CI2O7R e207

manganistýchloristýrhenistý

VIII XO4 -ičelý OSO4 osmičelý

Odvozování vzorců oxidů

Příklad 1: Napište vzorec oxidu dusného.a) Ze slovního základu přídavného jména zjistíme, že se jedná o slou­

čeninu prvku dusíku. Koncovka -ný značí, že oxidační číslo dusíku je +1.

b) Značky obou prvků (dusíku a kyslíku) napíšeme vedle sebe. Při psaní vzorců sloučenin většinou platí, že elektronegativnější složku, v případě oxidů kyslík, píšeme vpravo.

NOc) Zapíšeme oxidační čísla prvků:

N1 O-11d) Nyní použijeme tzv. křížové pravidlo: hodnoty oxidačních čísel (bez

znamének) zapíšeme křížem jako počty atomů vázaných v mole­kule. Číslo jedna se nepřepisuje. Pokud je to možné, získaná čísla vykrátíme.

Vzorec oxidu dusného je N2O

Příklad 2: Napište vzorec oxidu sírového.a) Z názvu je zřejmé, že se jedná o sloučeninu síry s kyslíkem.b) Zapíšeme prvkové složení sloučeniny: SOc) Doplníme oxidační čísla: SvlO”nd) S využitím křížového pravidla zapíšeme dolní indexy: S2O6

V tomto případě můžeme počty atomů vykrátit dvěma.

Vzorec oxidu sírového je SO3

215

Odvozování názvů oxidů

Příklad 1: Pojmenujte následující sloučeninu: Fe2C>3.a) Ze vzorce je patrné, že se jedná o oxid železa.b) Doplníme oxidační čísla. Víme, že kyslík má oxidační číslo -II

a oxidační číslo železa musíme vypočítat. Uvědomte si, že součet všech oxidačních čísel v molekule je roven nule. Aby byla molekula elektroneutrální, musí být oxidační číslo železa rovno plus třem

r P os"

c) Z oxidačního čísla železa (Fe111) vyplývá, že koncovka přídavného jm éna bude -itý.

Název sloučeniny je oxid železitý.

P řík lad 2: Pojmenujte následující sloučeninu: Mn2C>7.a) Ze vzorce plyne, že prvkem sloučeným s kyslíkem je mangan.b) Vypočteme a doplníme oxidační čísla:

M nVW 1

c) Oxidačnímu číslu VII (Mnvn) odpovídá koncovka -istý.

Sloučenina má název oxid manganistý.

Příklady k procvičení

Napište vzorce oxidůa) oxid sodný b) oxid uhličitýd) oxid olovnatý g) oxid vápenatý j) oxid dusičný m) oxid jodičný

2. Pojmenujte oxidy a) MnO b) I20 5 g) Li20 h) V2O3 m) SÍO2 n) Se03

e) oxid železitý h) oxid bismutičný k) oxid hořečnatý n) oxid chromitý

c) oxid sírový f) oxid manganistý i) oxid beryllnatý 1) oxid manganičitý o) oxid chloričitý

c) 0 s0 4 i) C120 7 o) SO2

d) P b 0 2 j) N20

e) NiO k) P4O10

f )W 0 3 1) BaO

2.2. Dvojprvkové sloučeniny vodíku

Dvojprvkové sloučeniny vodíku s nepřechodnými prvky se z názvoslovného hlediska dělí do tří skupin.

a) Sloučeniny vodíku s prvky I. a II. skupiny se nazývají hydridy a vodík v nich má oxidační číslo -I. Jejich názvy (např. hydrid sodný) se skládají z podstatného a přídavného jména. Podstatné jméno hydrid určuje typ sloučeniny a pří-

postuppři odvozování názvů oxidů

hydridy

216

halogenovodíky

dávné jméno udává, který prvek se s vodíkem sloučil a jaké má oxidační číslo. Při tvorbě vzorců a názvů hydridů se postupuje stejným způsobem jako u oxidů. Příklady hydri­dů: NaH - hydrid sodný; KH - hydrid draselný; CaH2 - hydrid vápenatý; BeH2 - hydrid beryllnatý atd. (Všimněte si, že elektronegativnější složka - vodík - je ve vzorci na pravé straně).

b) Sloučeniny vodíku s prvky III., IV., V. a VI. skupiny mají názvy jednoslovné, které jsou složené ze slovního základu názvu prvku, který se s vodíkem sloučil a z koncovky -an. Pro psaní vzorců těchto sloučenin si zapamatujte, že počet atomů vodíku v molekule je závislý na prvku, se kterým je vodík sloučen. Jestliže je ze třetí nebo čtvrté skupiny, počet atomů vodíku je určen číslem skupiny, do které prvek patří. Pokud je z páté nebo šesté, počet atomů vodíku vázaných v molekuke je dán velkostí rozdílu mezi číslem osm a číslem skupiny daného prvku.

V následující tabulce je uvedeno několik příkladů těchtosloučenin:

skupina vzorec název

III b h 3 boranA1H3 alan

SÍH4 silanIV GeH4 german

SnH4 stannan

SbH3 stibanV p h 3 fosfan

AsH3 arsanH2S sulfan

VI H2Se selanH2Te tellan

c) Sloučeniny prvků VII. skupiny s vodíkem mají obecný vzorec HX. Jejich názvy se tvoří tak, že na prvním místě je uveden název prvku, zakončený písmenem - o, ke kterému se připojí slovo „vodík“. Několik příkladů: HF - fluo­

217

rovodík; HCl - chlorovodík; HBr - bromovodík; HI- jodo- vodík.

Na závěr jedna poznámka k názvosloví dvouprvkových sloučenin s vo­díkem: je zaužíváno, že ve vzorcích sloučenin prvků I. - V. skupiny se značka vodíku píše vpravo od značky prvku (NaH; Cařfc; BH3; CH4; NH3) a ve vzorcích sloučenin prvků VI. a VII. skupiny vlevo (H2S; HCl).

2.3. Názvosloví kyselin

2.3.1. Bezkyslíkaté kyseliny

Názvy bezkyslíkatých kyselin se tvoří přidáním koncovky -ová k názvu příslušné sloučeniny nekovu s vodíkem. V násle­dující tabulce je uvedeno několik příkladů:

•

HF - fluorovodík kyselina fluorovodíkováHCl - chlorovodík kyselina chlorovodíkováHBr - bromovodík kyselina bromovodíkováHI - jodovodík kyselina jodovodíkováH2S - sulfan (výjimka) kyselina sirovodíková

2.3.2. Kyslíkaté kyseliny

Z probraného učiva již víte, že kyseliny jsou látky schopné ve vodném prostředí odštěpit vodíkový kation. Kyslíkaté kyse­liny patří mezi tříprvkové sloučeniny: jejich molekuly jsou tvořené atomy vodíku, kyslíku a atomem (atomy) prvku, od kterého je kyselina odvozena.

Přídavné jméno v názvu kyseliny charakterizuje centrální atom a jeho oxidační číslo. Například kyselina uhličitá: cen­trálním atomem je uhlík s oxidačním číslem IV. Oxidační číslo centrálního atomu je vždy kladné, protože na centrálním ato­mu jsou vázány atomy kyslíku s vysokou elektronegativitou.

Některé prvky tvoří pro určité oxidační číslo více kyselin, jejichž molekuly se liší počtem atomů vodíku a kyslíku.

V tomto případě vyjadřujeme počet atomů vodíku váza­ných v molekule kyseliny pomocí číselného údaje (di - dva, tri

názvoslovíbezkyslíkatýchkyselin

názvoslovíkyslíkatýchkyselin

218

sytnost kyseliny

postup při odvozování

vzorců kyslíkatých

kyselin

- tři, tetra - čtyři, penta - pět, hexa - šest atd.) a předpony hydrogen. Tím jednoznačně určíme, o kterou kyselinu se jedná. Například:

H I04 - kyselina hydrogenjodistá

H3IO5 - kyselina trihydrogenjodistá

H5I0 6 - kyselina pentahydrogenjodistá

Počet odštěpitelných atomů vodíku v molekule kyseliny bývá označován jako tzv. sytnost kyseliny. Například kyselina trihydrogenfosforečná - H3PO4 - je trojsytnou kyselinou, pro­tože v její molekule jsou vázány tři odštěpitelné atomy vodíku.

Poznámka: pokud je od určitého oxidačního čísla prvku známá jediná kyslíkatá kyselina, není nutné počet atomů vodí­ku v názvu udávat. Například:

H2S 0 4 - kyselina sírová

HCIO - kyselina chlorná

Tvorba vzorců kyslíkatých kyselin

P řík lad 1: Napište vzorec kyseliny hexahydrogentellurové.a) Napíšeme značku centrálního atomu a zapíšeme jeho oxidační číslo.

Před značku centrálního atomu napíšeme značku atomu vodíku doplněnou oxidačním číslem a indexem, který vyjadřuje, kolik je atomů vodíku v molekule.

H ÍJevl

b) Nyní sečteme všechna kladná oxidační čísla - tedy oxidační číslo centrálního atomu, ke kterému připočteme oxidační čísla všech atomů vodíku:

6 + 6 = 12

c) Součet všech oxidačních čísel v molekule musí být roven nule. Z toho vyplývá, že součet kladných oxidačních čísel je třeba vy­rovnat součtem záporných oxidačních čísel atomů kyslíku. Aby­chom zjistili počet atomů kyslíku vázaných v molekule, stačí číslo získané v bodě b) vydělit dvěma (oxidační číslo kyslíku je -II):

12:2 = 6

Vzorec kyseliny hexahydrogentellurové je HóTeOó-

219

P řík lad 2: Napište vzorec kyseliny trihydrogenborité.Budeme postupovat přesně podle schématu z minulého příkladu.a) H^B,nb) Sečteme všechna kladná oxidační čísla: 3 + 3 = 6c) Určíme počet atomů kyslíku v molekule: 6 : 2 = 3

Vzorec kyseliny trihydrogenborité je H3BO3.

P řík lad 3: Napište vzorec kyseliny dihydrogenkřemičité.a) H^Si,vb) Sečteme všechna kladná oxidační čísla: 2 + 4 = 6c) Určíme počet atomů kyslíku v molekule: 6 : 2 = 3

Vzorec kyseliny dihydrogenkřemičité je H2SÍO3.

Tvorba názvů kyslíkatých kyselin

P řík lad 4: Pojmenujte kyselinu H3PO4.a) Vypočteme oxidační číslo centrálního atomu. Provedeme to tak, že

k součtu oxidačních čísel atomů kyslíku přičteme oxidační čísla atomů vodíku. (Jedná se vlastně o obrácený postup, než při tvorbě vzorce z názvu.)

H ^ P íV 4 . (-2 ) + 3 = -5

Protože součet všech oxidačních čísel v molekule musí být roven nule, oxidační číslo atomu fosforu je rovno V.

H Í iP W

b) Víme, že centrálním atomem kyseliny je fosfor. Jeho oxidační číslo určuje koncovku přídavného jména v názvu kyseliny (k. fosforeč­ná). Zbývá vyjádřit, že ve vzorci kyseliny jsou tři atomy vodíku. Provedeme to pomocí předpony trihydrogen-.

H3PO4 = kyselina trihydrogenfosforečná.

P řík lad 5: Pojmenujte kyselinu H3ReOs.a) Vypočteme oxidační číslo centrálního atomu:

H^ReOš" 5 . (-2) + 3 = -7

Z toho vyplývá, že oxidační číslo rhenia musí být VII.

H & ev,,OJn

b) - centrální atom je rhenium- oxidačnímu číslu rhenia přísluší koncovka -istá- předpona trihydrogen vyjadřuje počet atomů vodíku v molekule

postuppři odvozování názvů kyslíkatých kyselin

řbR eO s = kyselina trihydrogenrhenistá.

Strukturní vzorce kyslíkatých kyselin

postup při odvozování

strukturních vzorců

kyslíkatých kyselin

V kyslíkatých kyselinách je odštěpitelný atom vodíku vždy vázán na kyslík. Proto je v molekulách kyslíkatých kyse­lin na centrálním atomu vázána jedna nebo více -OH skupin. Kromě -OH skupin mohou (ale nemusí) být na centrálním atomu vázány i samostatné atomy kyslíku. V tomto případě ovšem dvojnou vazbou =0 .

Příklad 6: Napište strukturní vzorec kyseliny tetrahydrogenkřemičité. Z názvu je jasné, že centrálním atomem této kyseliny je křemík s oxi­dačním číslem IV. Dále víme, že v molekule kyseliny jsou čtyři atomy vodíku - to znamená i čtyři -OH skupiny. Při psaní strukturních vzorců budeme postupovat následujícím způsobem:a) Napíšeme centrální atom kyseliny a pomocí jednoduchých vazeb

navážeme příslušný počet -OH skupin.b) Pokud je počet -OH skupin menší než oxidační číslo centrálního

atomu, doplníme ještě atomy kyslíku, které jsou s centrálním ato­mem vázaný dvojnou vazbou = 0 . V našem případě to již není nutné.

OHI

HO - Si - OHI

OH

Příklad 2: Napište vzorec kyseliny trihydrogenjodisté.Centrálním atomem molekuly kyseliny trihydrogenjodisté je jod s oxi­dačním číslem VII. V molekule jsou tři -OH skupiny.

OHI

HO - II

OH

a) Napíšeme značku centrálního atomu a doplníme -OH skupinyb) Počet navázaných -OH skupin je menší než oxidační číslo atomu .

Vzhledem k tomu, že oxidační číslo atomu jodu je rovno sedmi, doplníme dva atomy kyslíku vázané dvojnou vazbou.

221

Příklady k procvičení

1. Napište vzorce kyselina) kyselina bromná b) kyselina manganistác) kyselina uhličitá d) kyselina selenováe) kyselina dusitá f) kyselina pentahydrogenjodistág) kyselina hydrogenjodistá h) kyselina dihydrogentellurovái) kyselina siřičitá j) kyselina chlorečnák) kyselina hydrogenrhenistá 1) kyselina chloritá

2. Napište názvy kyselina) H 3IO 5 b) H 3IO4 c) H B 1O 4 d) H B 1O 3e) H 2S e 0 3 f) H 2SO 4 g) H 3PO 4 h) H N O 3O H 3BO 3 j ) H 2SÍO3 k )H 3R e 0 5 1) HCIO

3. Nakreslete strukturní vzorce kyselina) H2S e0 3 b) HCIO3 c) H N 02 d) H2S e0 4 e) HCIO2 f) H2CO3

26

2.3.3. Thiokyseliny

V molekule kyseliny je možné nahradit jeden nebo více atomů kyslíku atomy síry. V názvu kyseliny tuto náhradu vy­značíme předponou thio-, dithio, trithio-,... (Obdobným způ­sobem mohou být atomy kyslíku nahrazeny selenem nebo tellurem. Pro vytvoření odpovídajícího názvu se používá před­pona seleno- a pro tellur telluro-). Několik příkladů:

H3A s0 4 - kyselina trihydrogenarseničnáH3AsS4 - kyselina trihydrogentetrathioarseničnáH2S 0 4 - kyselina sírováH2S20 3 - kyselina thiosírováH2M o0 2S2 - kyselina dithiomolybdenová

E S I Příklady k procvičení

1. Pojmenujte následující thiokyselinya) H 3PO 2S2 b) H 3ASS3 c) H2C S3 d) H 2C O 2S

2. Napište vzorce thiokyselina) kyselina thiosiřičitá b) kyselina dithiouhličitác) kyselina tetrathiomolybdenová d) kyselina tetrathioarseničná

thiokyseliny

222

halogenokyseliny

amidokyseliny

2.3.4. Halogenokyseliny a jiné substituované kyslíkaté kyseliny

V molekulách vícesytných kyselin je také možné nahradit jednu nebo více skupin -OH halogenem nebo skupinou -NH2 (amidoskupinou). V názvu vzniklé sloučeniny se tato náhrada vyjadřuje pomocí předpony: např. chloro-, bromo-, amido- apod.

Učivo si přiblížíme na několika konkrétních příkladech. Na levé straně následujícího přehledu je uveden strukturní vzorec kyseliny a napravo vzorec a název sloučeniny, která vznikla substitucí (náhradou) -OH skupiny (skupin) v molekule dané kyseliny:

OHI

o = s=oI

OHkyselina

sírová

OHI

O = P — OHI

OH

kyselinatrihydrogenfosforečná

OHIo = s=oICl

kyselinachlorosírová

ClI

o = p - c iI

OH

kyselinadichlorofosforečná

OH OHI I0 = s=o ' 0 = s=oI I

OH NH2

kyselina kyselinasírová amidosírová

Příklady k procvičení

1. Napište strukturní vzorce sloučenina) kyselina fluorosírová b) kyselina chlorofosforečnác) kyselina diamidofosforečná d) kyselina amidoselenová e) kyselina fluoroselenová

2. Pojmenujtea) HPO2F2 b) H2P 0 3Br c) HAs0 2(NH2)2 d) H2ASO3NH2

223

2.4. Funkční deriváty kyselin

Náhradou všech -OH skupin v molekule kyseliny halo­genem nebo amidoskupinou vznikne tzv. funkční derivát kyse­liny. Pozor: tyto látky již nepatří mezi kyseliny, protože v je­jich molekulách není odštěpitelný atom vodíku. Příklad:

h 2s o 4 s o 2( n h 2)2 s o 2c i 2

OHIo=s = oI

OH

kyselinasírová

NH2I0 = s = oI

n h 2

diamid kyseliny sírové

ClI0= s = oICl

dichlorid kyseliny sírové

Příklady k procvičení

1. Napište vzorce sloučenina) diamid kyseliny uhličité b) trichlorid kyseliny fosforečnéc) diamid kyseliny selenové d) dichlorid kyseliny uhličitée) chlorid kyseliny dusité f) dichlorid kyseliny seleničité

2. Pojmenujte sloučeninya) S 0 2C12 b) POF3 c)SO(N H 2)2 d)PO (N H 2)3 e) Se0 2 (NH2)2

2.5. Atomové skupiny

Některé neutrální atomové skupiny (případně také ka- tionty) obsahující kyslík mají nezávisle na svém náboji názvy, které jsou zakončeny koncovkou -yl. Řadu těchto skupin (i s jejich nábojem) odvodíme tak, že z molekuly příslušné kyseliny odebereme všechny -OH skupiny. Několik význam­ných skupin si uvedeme i s kyselinami, od kterých byly odvo­zeny:

O

¡U M H O -f{ NO; nitry]O

funkční deriváty kyselin

odvození a názvy některých atomových skupin

nitryl

fosfo ryl

sulfuryl

thionyl

kyselina 0 = P ~ O H P 0 3+ fosfory 1tnhydrogenfosforečná ^

OH

OH

OH

kyselina 0 = S = 0 S 0 2+ sulfurylsírová |

OH

OHky“ M"a i - n S 0 2+ thionylsihčitá 5 JI

OH

Sloučeniny, jako je například diamid kyseliny sírové - S0 2(NH2)2 - a dichlorid kyseliny sírové - S 0 2C12, mohou mít ještě jeden název, který vychází z názvů výše uvedených sku­pin: diamid sulfurylu a dichlorid sulfurylu.

Příklady k procvičení

Pojmenujte sloučeniny a) SOCI2 b) S0 2(NH2)2 Napište vzorcea) diamid thionyluc) difluorid sulftirylue) diamid karbonylu

c) POF3 d) SO2CI2

b) triamid fosfory lud) tribromid fosforylu f) dichlorid thionylu

* V chemických sloučeninách se můžete setkat s částicí, kterou lze odvodit odtržením všech -OH skupin z molekuly kyseliny uhličité. Tato částice má vzorec CO2+ a nazývá se karbonyl. Funkční deriváty kyseliny uhličité mají tedy v názvu podstatné jméno karbonyl. Například COCI2 se bude nazývat chlorid karbonylu a sloučenina CO(NH2)2 má název diamid karbonylu.Oxid uhelnatý - CO - je schopen tvořit s některými kovy sloučeniny (vazeb­nými poměry se zabývat nebudeme), které mají rovněž v názvu podstatné jméno karbonyl. Tyto sloučeniny se nazývají karbonyly kovů. V karbo- nylech kovů vystupuje CO jako neutrální molekula. Kov, který je s ní sloučen má oxidační číslo rovno nule.Například:Ni(CO)4 - tetrakarbonyl niklu nebo tetrakarbonyl niklFe(CO)5 - pentakarbonyl železa nebo pentakarbonyl železoVšimněte si, že v názvech sloučenin nejsou koncovky určující oxidační čísla.

225

2.6. Názvosloví isopolykyselin

V této kapitole se budeme zabývat kyslíkatými kyselinami, které mají ve svých molekulách dva nebo více centrálních atomů téhož prvku. Počet centrálních atomů v molekule kyse­liny se vyjadřuje číslovkovou předponou - např. kyselina dísí- rová, kyselina tetrahydrogendifosforečná a podobně.

Vzorce kyselin s větším počtem centrálních atomů je mož­né odvodit tak, že napíšeme vedle sebe tolik základních jedno­tek, kolik jich udává číslovková předpona, a pak z každé dvoji­ce odebereme molekulu vody. Tímto způsobem vznikne spoje­ní centrálních atomů přes kyslíkový můstek.

P řík lad 1: Napište vzorec kyseliny disírové.

O O O oII i i li II II

H O - S - O Í H HO - S - O H tedy H O - S - O - S - O HII I i II II IIO L O o o

P řík lad 2: Napište vzorec kyseliny tetrahydrogendifosforečné.

OII

O O O

H O - P - O H H O j- P - O H tedy H O - P - O - P - O H

OH OHI

OH OH

m Příklady k procvičení

1. Napište strukturní vzorce sloučenina) kyselina pentahydrogentrifosforečnáb) kyselina hexahydrogendikřemičitác) kyselina dichromová

2. Pojmenujte sloučeninya )H 2S3 0 io b) H6P4O 13 c) H 12SÍ6O 18 d )H 2Cr4 0 i3

vznikisopolykyselin

226

postup při tvorbě

vzorců hydroxidů

postup při tvorbě

názvů hydroxidů

2.7. Názvosloví hydroxidů

Molekula každého hydroxidu se skládá z atomu kovu a jed­né nebo více hydroxidových skupin. Počet -OH skupin je totožný s oxidačním číslem kovu.

Názvy hydroxidů jsou tvořeny z podstatného jména hydro­xid a přídavného jména, které charakterizuje elektropozitivní část molekuly (kov) a jeho oxidační číslo.

Tvorba vzorců hydroxidů

Příklad 1: Napište vzorec hydroxidu hlinitého.a) Z názvu zjistíme, že centrálním atomem molekuly hydroxidu hlini­

tého je hliník s oxidačním číslem III. Napíšeme značku centrálního atomu s vyznačeným oxidačním číslem a vpravo vedle ní skupinu OH.

AlUIOHb) Počet OH skupin je shodný s oxidačním číslem centrálního atomu.

Vyjádříme ho arabskou číslicí za skupinou OH, umístěnou v zá­vorce.

Vzorec hydroxidu hlinitého je Al(OH)3 .Poznámka:Je-li v molekule větší počet stejných víceatomových iontů (jako v tomto případě), musíme celou skupinu umístit do závorky.

Tvorba názvů hydroxidů

Příklad 2: Pojmenujte sloučeninu Ca(OH)2.Ze vzorce je jasné, že uvedená sloučenina patří mezi hydroxidy.

Počet OH skupin v molekule je shodný s oxidačním číslem centrálního atomu, v našem případě vápníku.

Ca(OH)2 = hydroxid vápenatý.

Příklady k procvičení

1. Napište vzorce hydroxidůa) hydroxid měďnatý b) hydroxid lithný c) hydroxid bamatýd) hydroxid česný e) hydroxid hlinitý f) hydroxid strontnatý g) hydroxid thallný h) hydroxid vápenatý

2. Napište názvy hydroxidůa) NaOH b) Mg(OH)2 c) Fe(OH)3 d)Zn(O H )2 e) RbOH

227

2.8. Názvosloví solí

Názvy solí jsou opět složeny z podstatného a přídavného jména. Podstatné jméno charakterizuje anion kyseliny, od níž je sůl odvozena, zatímco přídavné jméno charakterizuje kation (většinou kation kovu) a jeho oxidační číslo. Náboj aniontu kyseliny je určen počtem protonů, které byly z kyseliny odště­peny.

2.8.1. Názvosloví solí bezkyslíkatých kyselin

Podstatné jméno, které je součástí názvu soli, je zakončeno koncovkou -id. Uvedeme si několik příkladů:

chlorovodíková chlorid

bromovodíková bromid

sirovodíková sulfid

kyanovodíková kyanid

Tvorba vzorců solí bezkyslíkatých kyselin

Příklad 1: Napište vzorec chloridu vápenatého.a) Napíšeme vedle sebe značky vápníku a chloru.

CaCl .

b) Z koncovky přídavného jména vyplývá, že vápník má oxidační číslo II; náboj kationtu bude tedy 2+. Kyselina chlorovodíková je jedno- sytná kyselina. Náboj chloridového aniontu vzniklého odštěpením vodíkového kationtu z molekuly HC1 bude 1-. Oba údaje doplníme ke značkám prvků. (Místo jedničky se píše samotné znaménko.)

ca2+c r

c) Součet všech oxidačních čísel v molekule musí být roven nule. Podobně jako u oxidů použijeme křížové pravidlo.

Vzorec chloridu vápenatého je CaCb.

postup při tvorbě vzorců solí bezkyslíkatých kyselin

Příklad 2: Napište vzorec sulfidu hlinitého.Sulfidy jsou soli kyseliny sirovodíkové - H2S. Sulfidový anion vzniká otržením dvou kationtů vodíku z molekuly této kyseliny.

228

postup při tvorbě názvů solí

bezkyslíkatých kyselin

a) Napíšeme značky prvků: AIS

b) Doplníme náboje: Al3+S2-

c) Použijeme křížové pravidlo: AI2S3.

Vzorec sulfidu hlinitého je AI2S3.

Tvorba názvů solí bezkyslíkatých kyselin

Příklad 3: Pojmenujte sloučeninu, jejíž vzorec je ZnBr2.a) Vypočteme a zapíšeme oxidační čísla prvků.

Z n 'W

b) Ze zadání plyne, že se jedná o bromid - sůl kyseliny bromovodíkové.

ZnBr2 = bromid zinečnatý

Příklady k procvičení

1. Napište vzorce solía) sulfid železnatý b) bromid sodný c) jodid hlinitýd) sulfid hlinitý e) chlorid vápenatý f) selenid vápenatýg) fluorid vápenatý h) chlorid thallný i) chlorid cínatýj) tellurid thallný k) chlorid křemičitý 1) chlorid stříbrný

2. Pojmenujte sloučeninya) KBr b)ZnS c)P b I2 d) NH4Br e) K2Sef) CuCl g) MnCl2 h) RbBr i) Agl j) CrCl3 k) BaCl2 1) CuS

2.8.2. Názvosloví solí kyslíkatých kyselin

Podstatné jméno v názvu soli charakterizuje anion kyse­liny, od níž je sůl odvozena a má vždy koncovku -an. Opět několik příkladů:

lilii WĚĚĚĚBmĚmĚsírová síran

křemičitá křemičitandusičná dusičnan

manganistá manganistan

33

229

Tvorba vzorců solí kyslíkatých kyselin

Příklad 1: Napište vzorec síranu železitého.a) Jedná se o sůl kyseliny sírové. Náboj aniontu, který vznikl odtržením

dvou kationtů vodíku z molekuly kyseliny sírové, je 2-. Náboj ka- tiontu, tedy železa, je 3+. Všechny údaje zaznamenáme:

Fe3+S 0 4~

b) Pomocí křížového pravidla zapíšeme vzorec sloučeniny.

Vzorec síranu železitého je Fe2(S04 )3-Poznámka: je-li v molekule větší počet stejných víceatomových iontů(jako v tomto případě), musíme celou skupinu umístit do závorky.

Příklad 2: Napište vzorec dusičnanu sodného.a) Jedná se o sůl kyseliny dusičné. Náboj aniontu odvozeného od této

kyseliny je 1-, náboj kationtu je 1+. Zapíšeme:

Na+NOŠ

b) Použijeme křížové pravidlo.

Vzorec dusičnanu sodného je NaNC>3

postup při tvorbě vzorců solí kyslíkatých kyselin

Tvorba názvů solí kyslíkatých kyselin

Příklad 1: Napište název sloučeniny, jejíž vzorec je Al2(S04 )3.a) Ze vzorce plyne, že se jedná o síran - sůl kyseliny sírové. Použitím

křížového pravidla zjistíme náboj na kationtu hliníku.

A l!f(S 0 4)3

b) Oxidační číslo hliníku je rovno m . Na jeho základě určíme koncov­ku přídavného jména: hlinitý

Sloučenina Al2(S04)3 má název síran hlinitý.

postup při tvorbě názvů solí kyslíkatých kyselin

Příklady k procvičení

1. Napište vzorce solía) dusičnan bamatý b) síran hlinitýc) uhličitan vápenatý d) siřičitan sodnýe) dusičnan draselný f) chroman draselnýg) seleničitan sodný h) dichroman amonnýi) disíran sodný j) selenan vápenatýk) chlorečnan draselný 1) síran amonným) dusitan sodný n) dusičnan amonnýo) difosforečnan sodný P) manganistan draselný

230

2. Pojmenujte solia) Na2S e0 4 b) K B r03 c )Z n S 0 4 d )A g N 0 3 e) Na3P 0 4 f )K 2Cr20 7 g) BaS20 7 h) K2CO3 í)A 1P04 j)S r (N 0 3)2 1) Na3A s0 4m) NH 4NO2 n) Ca3(P 0 4)2 o) C uS 04

2.9. Názvosloví kyselých solínázvy

kyselých solí Pro kyselé soli je charakteristické, že jejich molekuly obsa­hují atomy vodíku (tzv. kyselé vodíky), které je možné nahra­dit atomem (atomy) kovu. V chemickém názvu se přítomnost kyselých vodíků vyznačuje předponou hydrogen- před ná­zvem aniontu (například hydrogensíran, hydrogenuhličitan). Pokud je v molekule více než jeden kyselý vodík, jejich počet vyjádříme pomocí známých předpon: di-, tri- atd. (například dihydrogenfosforečnan). Náboj aniontu je opět určen počtem vodíkových kationtů odštěpených z molekuly kyseliny.

Například kyselina sírová patří mezi dvojsytné kyseliny. Její kyselé soli obsahují hydrogensíranový anion H S 04, který vznikl odštěpením jednoho vodíkového kationtu z molekuly H2S 0 4. Od kyseliny sírové lze odštěpením dvou vodíkových kationtů odvodit vám již známé sírany, ale tyto sloučeniny již mezi kyselé soli nepatří. Z toho vyplývá, že dvojsytné kyseliny (H2S 0 4, H2C 0 3) mohou vytvořit jednu řadu kyselých solí, trojsytné kyseliny (H3P 0 4) dvě řady apod.

Vzorce i názvy kyselých solí se tvoří pomocí pravidel, která již znáte z názvosloví solí. Nezapomeňte, že kyselý vo­dík je nedílnou součástí aniontu kyseliny.

Přík lad 1: Napište vzorec hydrogenuhličitanu vápenatého.a) Hydrogenuhličitan vápenatý patří mezi kyselé soli. Je odvozen od

kyseliny uhličité, která má vzorec H2CO3. Hydrogenuhličitanový anion H CO 3 vznikne odtržením jednoho vodíkového kationtu z je jí molekuly.

b) Z názvu soli vyplývá, že vápník má oxidační číslo II; náboj kationtuje 2+.

* Připomínáme, že sytnost kyseliny je dána počtem odštěpitelných atomů vodíku vázaných v molekule kyseliny. Například kyselina trihydrogenfos- forečná je trojsytnou kyselinou, protože v její molekule jsou vázány tři odštěpitelné atomy vodíku.

231

c) Oba ionty - vápenatý kation a.hydrogenuhličitanový anion napíšeme vedle sebe

Ca2+HC05

a použijeme křížové pravidlo: Ca(HC03)2

Vzorec hydrogenuhličitanu vápenatého je Ca(HC0 3 )2.

Příklad 2: Napište vzorec dihydrogenfosforečnanu draselného.a) Vzorec kyseliny trihydrogenfosforečné je H3PO4. Pro vznik di-

hydrogenfosforečnanového aniontu je nutno kyselině fosforečné odejmout jeden proton. Dihydrogenfosoforečnanový anion má vzo­rec H2PO4.

b) Z názvu plyne, že draslík má oxidační číslo I, náboj kationtu je proto 1+.

c) Oba ionty - draselný kation a dihydrogenfosforečnanový anion - napíšeme vedle sebe

K^iPO i

a použijeme křížové pravidlo: KH2PO4.

Vzorec dihydrogenfosforečnanu draselného je KH2PO4.

Příklad 3: Pojmenujte sloučeninu NaHC0 3 .a) Anion soli - H CO 3 - je odvozen od kyseliny uhličité, která má

vzorec H2CO3, odtržením jednoho vodíkového kationtu. Z toho vy­plývá, že podstatné jméno v názvu soli je hydrogenuhličitan. Použi­tím křížového pravidla zjistíme náboj kationtu sodíku.

Na+HCOŠ

b) Oxidační číslo sodíku je rovno I. Na jeho základě určíme koncovku přídavného jména: sodný.

Sloučenina NaHC0 3 má název hydrogenuhličitan sodný.

Příklad 4: Pojmenujte sloučeninu Ca(H2P04 )2- Anion soli vznikl z kyseliny trihydrogenfosforečné odtržením jednoho kationtu vodíku. Jeho náboj je proto 1-. Podstatné jméno v názvu soli je dihydrogenfosforečnan. Podle křížového pravidla je náboj kationtu 2+ a jeho oxidační číslo II.

Název soli je dihydrogenfosforečnan vápenatý.

Příklady k procvičení

1. Napište vzorce kyselých solía) hydrogensíran rubidný b) hydrogenuhličitan bamatýc) dihydrogenfosforečnan amonný d) hydrogensulfid sodný e) hydrogenuhličitan hořečnatý f) dihydrogenarseničnan sodný

2. Pojmenujte sloučeninya) KHS b) Na2H A s04 c) B aH P04 d) Cs2H4T e0 6

35

232

názvy kry stalohy drátu

2.10. Názvosloví krystalohydrátů

V krystalech solí je často vázané určité množství rozpouš­tědla (nejčastěji to bývá voda), z něhož sůl krystalovala. Na tuto skutečnost musí chemické názvosloví reagovat. Počet molekul rozpouštědla se vyjadřuje před názvem soli číselným údajem (mono-, di-, tri- atd.) doplněným informací, o jaké rozpouštědlo se jedná (např. pentahydrát).

V názvu se počet molekul rozpouštědla uvádí před názvem soli. Ve vzorci sloučeniny je však počet molekul rozpouštědla uváděn za vzorcem soli a odděluje se tečkou. Uvedeme si několik příkladů:

C uS04 . 5H20 - pentahydrát síranu měďnatého

FeS04 . 7H20 - heptahydrát síranu železnatého

BaCl2 . 2H20 - dihydrát chloridu barnatého

233

Výsledky

Pokud je u čísla úkolu místo odpovědi hvězdička, ověřte si správnost řešení přímo v učebním textu.

1 .až 6 . *

1. a) 0; b) 0; 1; 2 c)2. a) 0; b) 0; 1; 2 c)3. a) 0; b) 0; 1; 2 c)4. b)5. *

6.3s 3d 4f

7. 3p 3p

2p

t b) Ti TI TI

8. a) 3d6; b) 4p5; c) 5f7

1. 7N: [ 2He]2s22p3-, 19K: [ísArM s1;32Ge: [ i8Ar] 4s23d104p2;22T1: [ 18Ar] 4s23d2; 2gNi: [ igAr] 4s23d8; 16S: [ lo N e ^ sV

2. *

3. *4. Ge, Te O, Sn, Ca, B5.

až 7. *

1 . *2. *

3. b)4. *5. a) $C o; b) jfW ; c) |H e6.

až 8 . *

1. a) Nesprávný - v s-orbitalech nemohou býttři elektrony.

b) Nesprávný - ve vrstvě s hlavním kvanto­vým číslem 2 nemohou být d-orbitaly.

c) Správný2. *

3. Správně c) d)4. p-orbitaly5. a) 3p2; b) 4d5; c) 3s23p46. *

7. a) 3s; b) 3p; c) 3d; d) 4s; e) 4f; f) 5p;g) 6s; h) 4d; i) 5d

8. i7a : l s 22s22p63s23p5; 80 : l s 22s22p4; s B i l s ^ s W ;3sBr: I s 2 s 2 p 63s23p64s23d104p5;15P: ls22s22p 3s23p ;33 As: 1 s22s22p63s23p64s23d ,04p3

1 . *2. *

3. a) 18,0; b) 100,8; c) 98,1; d) 70,9;e) 36,5; f) 87,9

4. *

1 . až 9.

1 . až 6 .

234

^ 11.

až 10. *

11. a, b, d, f12. *

až 3. *

4. a) 0,4 mol; b) 1,6 molu; c) 1,6 molu5. 3,16 g6. Hmotnost 1 dm3 CO2 je 1,96 g a hmotnost

1 dm3 SO2 je 2,86 g.7. 5,6 dm38. 2 moly9. 2 moly

10. 1 mol11. ano12. 3 moly

11i.

až 6. *

12i. *2. a) 3 + 4 —» 3 + 1 + 2 ;

b) 1 -> 1 + 1+ 4;c) 3 + 8 -> 3 + 3 + 2 +4;d) 2 + 1 1 + 2;e) 2 + 3 —> 2 + 3 + 4;0 8 + 5 -> 4 + 4 + 1 + 4 ;g) 1 +3 + 4 —> 2 + 3 + 2;h) 10+2 + 8 —> 5 + 2 + 1 + 8

3. a) 2 + 6 + 5 —> 2 + 5 + 3;b) 2 + 1 0 + 1 6 -> 2 + 5 + 8 ;c) 5 + 2 + 6 —> 5 + 2 + 3;d) 1 + 1+ 6 1+2 + 3;e) 3 + 2 + 2 —> 5 + 4;f) 1 + 6 + 1 4 -> 2 + 3 + 7;g) 1+5 + 6 -» 3 + 3;h) 3 + 1 + 8 -> 3 + 2 + 4

131. 182,3 g2. 50 m33. 280,5 g4. 149,2 g;

5. NH4NO3 -> N20 + 2H20 ; 240 g6. 3 dm37. 15,7 m38. (NH4)2Cr2C>7 —» Cr2C>3 + N2 + 4H20 ;

271,4 g9. 378,2 g

141 . 0,222. 128 g3. 2,9 g4. 52,5 g5. 14,4 g

151. 43,75 %obj.2. 26,3 % hmotn.3. 57,9 %obj.

h > r a a R1 . 255 g2 . 0,43 M3 . 707,5 cm34 . 1,10 M5. 64 g6. 11,9%7. 1,09 M8. 1022,7 cm39. 6,4. 10'2 g

10. 426,2 cm3

1. 81 cm3 4C7o HNO3, 168,8 cm3 vody2. 32,6%3. 152,9 cm3

181. 168,3 cm32. 1 M3. 0,3418 g4. Vyšší molární koncentraci má KOH.5. 69,5 cm3

235

2. a) manganatý d) olovičitý g) lithný j) dusný m) křemičitý

b) jodičný e) nikelnatý h) vanaditý k) fosforečný n) selenový

c) osmičelý,0 wolframový i) chloristý 1) barnatý o) siřičitý

1 .až 7. *

8. -2 kJ9. -75,7 kJ

10. -197,8 kJ11. 3893,8 kJ12. -1300,1 kJ .m ol -i

1. a) HBiOd) H2Se04 g) HIO4 j) HCIO3

2. a) trihydrogenjodistác) bromistáe) seleničitág) fosforečnái) trihydrogenboritá

b) H M n04 c) H2CO 3e) HNO2 f) H 5IO6h) H2T e0 4 i) H2SO3k) H R e04 1) HCIO2

k) trihydrogenrhenistá 1) chlorná

b) trihydrogenjodičnád) bromičnáf) sírováh) dusičnáj) dihydrogenkřemičitá

46,1HO

a) ^ Se = 0 HO

b) H O - C l

e) HO - Cl = O f)HO

HOC = O

2. kyselá reakce: a, b, f, k, zásaditá reakce: c, g, i, 1 neutrální reakce: d, e, h, j

1. a) kyselina trihydrogendithiofosforečnáb) kyselina trithioarsenitác) kyselina trithiouhličitád) kyselina thiouhličitá

2. a) H2SO2S; b) H2COS2; c) H2M0S4;d) H3ASS4

1.

a) B W d) H ^ r -1g) HÍSVWj) Sv,0 3 n

a) Na2 0 d) PbO g) CaO j) N2O5 m) I20 5

b) N -,nH^ e) P^OTA1 h) NnO-u k) ř ^ ď O -11

b) CO2 e) Fe2 0 3 h) BÍ2O 5 k) MgO n) Cr2 0 3

c) C 'W o H s~" i) HlMnVIIO í11 1) N *W

c) SO3 0 Mn207 i) BeO 1) Mn02 o) CIO2

a) OHI

O = s = 0IF

d)

b) OHI

C l - P = 0

n h 2I

O = Se = O I

OH

IOH

e)

c) NH* HO — P = 0

n h 2

OHI

0 = Se = 0 I

F

2. a) kyselina difluorofosforečnáb) kyselina bromofosforečnác) kyselina dianidoarseničnád) kyselina amidoarseničná

236

c) S e 0 2(NH2)2 f) SeOCl2

1. a) CO(NH2)2 b) POCI3d) COCl2 e) NOCI

2. a) dichlorid kyseliny sírovéb) trifluorid kyseliny fosforečnéc) diamid kyseliny siřičitéd) triamid kyseliny fosforečnée) diamid kyseliny selenové

1. a) dichlorid thionylu b) diamid sulfuryluc) trichlorid fosforylu d) dichlorid sulfurylu

2. a) SO(NH2)2 b) PO(NH2)3 c) S 0 2F2d) PO B o e) CO(NH2)2 f) SOCl2

1. a) FeS b) NaBre) CaCl2 0 CaSei) SnCl2 j) Tl2Te

2. a) bromid draselnýc) jodid olovnatýe) selenid draselnýg) chlorid manganatýi) jodid stříbrnýk) chlorid barnatý

1 .a) O O O

H O - P - O - P - O - P - O HI I I

OH OH OH

HO OHI I

H O - S i - O - S i - OHI I

HO OH

O OII II

H O - C r - O - C r - O HII IIO O

2. a) kyselina trisírováb) kyselina hexahydrogentetrafosforečnác) kyselina dodekahydrogenhexakřemičitád) kyselina tetrachromová

b)

c)

c) AII3 d) A12S3g) CaF2 h) T1C1 k) SiCl4 1) AgClb) sulfid zinečnatýd) bromid amonnýf ) chlorid měďnýh) bromid rubidný j) chlorid chromitý 1) sulfid mčďnatý

a) Ba(N03)2d) Na2S0 3 g) Na2Se0 3 i) Na2S207 1) (NH4)2S 0 40) Na4P207 a) selenan sodný c) síran zinečnatýe) fosforečnan sodný g) disíran bamatý1) fosforečnan hlinitý

b ) A12(S04)3 c ) CaCC>3 e) KNO3 0 K2C r0 4 h) (NH4)2Cr20 7 j) C aSe04 k) KCIO3 m) N aN 02 n) NH4N 0 3 p) K M n04

b) bromičnan draselný d) dusičnan stříbrný 0 dichroman draselný h) uhličitan draselný j) dusičnan strontnatý

k) difosforečnan draselný 1) arseničnan sodný m) dusitan amonný n) fosforečnan vápenatý o) síran měďnatý

a) R bH S04 b) Ba(HCC>3)2c) NH4H2P 0 4 d) NaHSe) MgCHCOsfe 0 NaH2A s0 4a) hydrogensulfid draselnýb) hydrogenarseničnan sodnýc) hydrogenfosforečnan barnatýd) tetrahydrogentelluran česný

321. a) C u(O H )2 b) LiOH c) Ba(OH)2

d) CsOH e) Al(OH)3 f) Sr(OH)2g) TlOH h) Ca(OH)2

2. a) hydroxid sodný b) hydroxid hořečnatýc) hydroxid železitý d) hydroxid zinečnatýe) hydroxid rubidný

237

Rejstřík

Dacetylidy 156 akceptor 44 aktinoidy 24 alotropie 144 aluminotermie 148 ametyst 159 amfolyt 114 amidy 168 amidokyseliny 222 amoniak 167 apatit 139, 170 aquakomplexy 184 argon 205 autoprotolýza 109 atom 11 azidy 168 azoimid 168

Bbaryt 139 bauxit 147 beryl 136 beryllium 126 bor 143 borany 147 borax 145 borom 199 bronzy 164

cceiestit 139 cesium 122 citrín 159 cín 163 cín bílý 164 cín křehký 164 cín šedý 164

ččástice a 28 částice P 28 činidlo oxidační 61 činidlo redukční 61 čiření vody 150 číslo hlavní kvantové 14

číslo magnetické kvantové 14číslo neutronové 11číslo nukleonové 11číslo oxidační 60číslo protonové 11číslo spinové kvantové 15číslo vedlejší kvantové 14

Dderiváty funkční kyselin 213 délka chemické vazby 36 deuterium 127 deště kyselé 169 děj acidobazický 57 děj izobarický 87 děj izotermický 87 diamant 152 diboran 146dihydrát síranu vápenatého 142 distannan 164 disulfíd železnatý 194 donor 44 draslík 132 dusičnany 169 dusičnan draselný 135 dusičnan sodný 134 dusičnan vápenatý 142 dusík 166 dusitany 169, 135 dusitan sodný 135

Eelektrolyt potenciální 70 elektrolyt pravý 70 elektron 12 elektronegativita 39 elektronový záchyt 30 elektrony valenční 25 energie aktivační 97 energie chemické vazby 36 energie vazby - disociační 36 entalpie 88

fáze 68ferrosilicium 138 fluorid kyslíku 203 fluor 197fluorid grafitu 152 fluorid sírový 194 fosfan 171 fosfidy 172

fosfonium 172 fosforit 139, 170 fosfor 170 fosfor bílý 171 fosfor černý 171 fosfor červený 171 fosforečnan vápenatý 175 fosforyl 174 fosgen 155 freony 155 fullereny 152

Ggermanium 163 grafit 151 galenit 165 galium 150

Hhalogenidy 201 halogenidy fosforečné 172 halogenidy fosforité 172 halogenokyseliny 172 halogenovodíky 166 halogensilany 160 helium 205 hliník 147hmotnost relativní atomová 34 hmotnost relativní molekulová 34 hmotnost střední relativní atomová 34hmotnost střední relativní molekulová 34 hnojivá průmyslová 142 hořčík 137 hydrazin 168 hydráty 184, 232 hydridy 130 hydridy iontové 130 hydridy kovové 131 hydridy molekulové 131 hydridy polymemí 131 hydridy přechodného typu 131 hydrogenace 130 hydrogenuhličitan hořečnatý 127 hydrogenuhličitan sodný 135 hydrogenuhličitan vápenatý 127 hydrogensírany 192 hydrogensiřičitany 189 hydrogensulfidy 194 hydrogenxenonany 206 hydrolýza aniontu 123 hydrolýza kationtu 122

D

238

hydrolýza soli 122 hydroxid hlinitý 149 hydroxid hořečnatý 138 hydroxid sodný 134 hydroxid thallný 143 hydroxid vápenatý 141 hydroxidy 176hydroxidy alkalických kovů 133 hyperoxidy 186

Chchlor 154chlorečnan draselný 204 chlorečnan sodný 204 chlorid beryllnatý 137 chlorid hlinitý 149 chlorid křemičitý 160 chlorid uhličitý 155 chlorovodík 155 chroman olovnatý 165

Dikosaedr 144 indikátor 114 indium 150 iniciace 129interakce slabé vazebné 45 ionizace solí 122 isopolykyseliny 215 izotop 11izotopy vodíku 127

njednotka látkového množství 52 jevy krasové 141 jod 199 jodometrie 193

Kkarbid křemíku 161 karbid vápenatý 156 karbidy 156karbidy intersticiální 157 karbidy iontové 156 karbidy kovalentní 157 karbidy prvků skupiny železa 157 karbony 1 174 karbonyly kovů 174 karborundum 161 katalyzátor 105 katalyzátor negativní 108

katalyzátor pozitivní 108 katalýza heterogenní 107 katalýza homogenní 106 kation oxoniový 110 kinetika reakční 97 koeficienty stechiometrické 58 komplex aktivovaný 101 koncentrace tiiolámí 76 konstanta acidity 116 konstanta atomová hmotnostní 33 konstanta Avogadrova 52 konstanta bazicity 117 konstanta rovnovážná 104 konverze 56 korund 133 kovy 42kovy alkalické 132kovy alkalických zemin 139kovy ložiskové 164kryolit 147krypton 205krystalohydráty 182křemenné sklo 140křemičitany 160křemík 157křišťál 159květ simý 151kyanovodík 157kyselé soli 180kyselina 110kyselina boritá 145kyselina bromovodíková 200kyselina dithioničitá 190kyselina dusičná 169kyselina dusitá 169kyselina fluomá 204kyselina fluorovodíková 200kyselina fosforitá 175kyselina fosfomá 174kyselina chloristá 204kyselina chlorovodíková 200kyselina jodičná 204kyselina jodistá 204kyselina jodovodíková 200kyselina pentahydrogenjodistá 204kyselina selenová 196kyselina selenovodíková 195kyselina siřičitá 189kyselina sírová 191kyselina solná 201kyselina tellurová 196kyselina tellurovodíková 195kyselina thiosírová 193kyselina trihydrogenfosforečná 175kyselina uhličitá 154

kyseliny křemičité 159 kyslík 179

Dlanthanoidy 24 látky nemísitelné 72 led 183 led suchý 154 liteřina 164 lithium 122

metalotermie 130 metoda radiouhlíková 32 měření pH 120 mikročástice 12 mísitelnost neomezená 71 mísitelnost omezená 71 množství látkové 52 močovina 154 modifikace alotropická 129 modifikace cínu 141 modifikace fosforu 146 modifikace síry 151 modifikace uhlíku 135 mol 52 molekula 35 moment dipólový 45 mor cínový 164

Nnázvosloví kyselin 213 názvosloví oxidů 211 názvy skupinové 26 neelektrolyt 70 neon 205neutralizace 56, 112 nitry! 223 nukleony 11 nuklid 11

Oobal atomu 14oktet elektronový 26oleum 191olovo 165orbit 13orbital 13orbital s 15orbitaly d 16orbitaly degenerované 16

239oťoitaly f 17 orbitaly p 15 oxid arsenitý 177 oxid beryllnatý 136 oxid boritý 145, 149 oxid bromičitý 203 oxid bromný 203 oxid cíničitý 164 oxid dusičitý 169 oxid dusičný 169 oxid dusnatý 169 oxid dusný 169 oxid fosforečný 173 oxid fosforitý 173 oxid hlinitý 149 oxid hořečnatý 138 oxid chloričitý 203 oxid chloristý 203 oxid chlomý 203 oxid chlorový 203 oxid jodičný 204 oxid křemičitý 159 oxid olovičitý 165 oxid olovnatý 165 oxid poloničitý 196 oxid poloniový 196 oxid seleničitý 196 oxid selenový 196 oxid siřičitý 188 oxid sírový 190 oxid tellurový 196 oxid thallný 143 oxid uhelnatý 153 oxid uhličitý 154 oxid xenonový 205 oxidace 60 oxidační číslo 210 oxidační číslo kladné 211 oxidační číslo záporné 211 oxidy amfoterní 181 oxidy bazické 181 oxidy kyselé 181 oxidy iontové 182 oxidy molekulové 182 oxidy neutrální 181 oxidy podvojné 182 oxidy polymemí 182 ozon 179ozonová vrstva 149

Dpájka klempířská 164 pár konjugovaný 113 periody 23

peroxid vodíku 184 peroxidy kovů 186 pH 120plyn elektronový 42 plyn vodní 128 polán 195 polarita molekul 46 pjločas rozpadu 31 polonium 194 polymorfie 129 polysulfany 194 polysulfidy 194 potaš 135pravidlo Hundovo 19pravidlo křížové 80pravidlo n+1 20pravidlo van’t Hoffovo 105princip výlučnosti Pauliho 19procento hmotnostní 73procento objemové 74propagace 130prvek IIprvky - d 24prvky - f 24prvky nepřechodné 24prvky - p 24prvky přechodné 24prvky - s 24prvky vnitřně přechodné 24 prvky I. skupiny 127 prvky II. skupiny 136 prvky III. skupiny 143 prvky IV. skupiny 151 prvky V. skupiny 166 prvky VI. skupiny 179 prvky VII. skupiny 197 prvky VIII. skupiny 205 přeměna a 29 přeměna (3' 29 přeměna p+ 30

Dradioaktivita 27 radioaktivita přirozená 29 radioaktivita umělá 29 radon 205reakce endotermní 58 reakce exotermní 58 reakce heterogenní 57 reakce homogenní 56 reakce hydrogenační 130 reakce chemická 55, 97 reakce komplexotvomá 57 reakce metal otermická 143

reakce oxidačně redukční 57 reakce rozkladná 55 reakce řetězová 129 reakce skladná 55 reakce srážecí 56 reakce substituční 55 reakce vytěsňovací 55 redukce 60 rovnice zředovací 8 1 rovnováha dynamická 103 rozpouštědlo 69 rozpouštědlo protické 114 rozpouštění 69 rozpustnost 71 roztok 69 roztok koloidní 69 roztok kyselý 119 roztok nasycený 71 roztok nenasycený 71 roztok neutrální 119 roztok zásaditý 119 rubidium 132 růženín 159rychlost chemické reakce 102 rychlost rekace přímé 103 rychlost reakce zpětné 103

Řřady rozpadové přirozené 32 řady rozpadové radioaktivní 31 řeka stability 28

ssádra 142sádrovec 139selen 194selenidy 196schéma reakční 59silany 160silikony 161siloxany 161síla kyseliny 116síla zásady 116síly coulombické 46síly disperzní 47síly indukční 47síly Van der Waalsovy 45síra 187síra jednoklonná 187 síra kosočtverečná 187 síra plastická 187 síran hlinitý 150 sírany 192

240

siřičitany 189 sklářský kmen 161 sklo 161 skupiny 25 slídy 147 směs 68směs heterogenní 68směs homogenní 68soda 135sodík 132soli amonné 168soli bezkyslíkatých kyselin 227soli kyslíkatých kyselin 228soustava 86soustava disperzní 68soustava izolovaná 86soustava prvků periodická 23soustava otevřená 86soustava uzavřená 86stannan 164stav standardní 88sulfan 193sulfidy 194sulfuryl 174superfosfát 175syntéza 55sytnost kyseliny 118

tellan 195tellur 194telluridy 196teorie aktivních srážek 97teorie aktivovaného komplexu 100teorie Arrheniova 110teorie Brónstedt-Lowryho 112teplo reakční 89teplo standardní slučovací 92teplo standardní spalné 94terminace 130termodynamika 86termochemie 88tetrahydroxohlinitany 148thallium 150thiokyseliny 171thionyl 174thiosíran sodný 193thiosírany 193tritium 127tuha 135tuhnutí malty 127 tvrdost vody přechodná 142 tvrdost vody trvalá 142

uuhličitan draselný 135, 154 uhličitan hořečnatý 139 uhličitan sodný 135, 154 uhličitan vápenatý 141,154 uhlík 151 uhlovodíky 155

Vvápenec 139 vápník 139 vápno pálené 141 vazba dvojná 36vazba elektronově deficitní 137, 146vazba chemická 35vazba iontová 39vazbajednoduchá 36vazba koordinačně kovalentní 43vazba kovalentní 35vazba kovová 42vazba násobná 36vazba ji 37vazba polární 38vazba a 37vazba trojná 36vazba vodíkovým můstkem 48vaznost atomu 171veličiny extenzivní 87veličiny intenzivní 87veličiny stavové 86voda 183vodík 127výroba alkalických kovů 123výroba amoniaku 145výroba boru 130výroba bromu 156výroba cínu 141výroba dusíku 144výroba hliníku 132výroba chloru 155výroba jodu 156výroba křemíku 138výroba kyseliny dusičné 146výroba kyseliny chlorovodíkové 155výroba kyseliny sírové 153výroba kyslíku 149výroba olova 142výroba skla 140výroba vodíku 121výroba vzácných plynů 157výstavbový princip 14vzorce elektronové 160vzorce empirické 159

vzorce funkční 159 vzorce geometrické 160 vzorce konstituční 159 vzorce racionální 159 vzorce stechiometrické 159 vzorce strukturní 159

Xxenon 205 xenoničelany 206

Zzáhněda 159záchyt elektronový 30zákon Gultberg-Waageův 104zákon Hessův 90zákon Laplaceův-Lavoisierův 89zákon periodický 22zákon zachování hmotnosti 58záměna podvojná 56záření y 28zásada 110zlomek hmotnostní 73 zlomek objemový 75

žživce 147

C H E M I EF R O Č T Y Ř L E T Á G Y M N Á Z I A

RNDr. Aleš Mareček, CSc.

RNDr. Jaroslav Honza, CSc.

Odpovědný redaktor Aleš Mareček, Jaroslav Honza Jazyková korektura Mgr. Zdeňka Tillová Sazba DaTaPrint Brno Třetí opravené vydání, reprint 2005

Vydalo N a k l a d a t e l s t v í O l o m o u c s . r. o.Sídlo a expedice Lazecká 70a, 779 00 Olomouc

tel. 585 224 037 fax 585 231 720 e-mail: olomouc@naklol.net http://www.naklol.net

ISBN 80-7182-055-5

Prvn í díl učebnice obsahuje Ve druhém díle najdete Při studiu třetího dílu se

poznatky z obecné chemie, zbývající poznatky z obecné seznámíte s deriváty uhlo-

základn í chem ické výpočty, chemie, chemii přechod- vodíku a jejich názvos lo -

chemii nepřechodných prv- ných prvku, úvod do studia vím, b iochem ií a rozšíříte

ků a názvos lov í anorgan ic- organ ické chemie, uhlovo- si znalosti v oblasti

ké chemie. díky, jejich zdroje a názvo- obecné chemie.

šloví.