PRACOVNÍ SEŠIT

CHEMIE

obecná a anorganická

GYMNÁZIUM ŽIDLOCHOVICE

VYŠŠÍ STUPEŇ

Vyučující: Ing.Ivan VITULA

1

Chemické názvosloví.

1. Druhy chemických vzorců.

Stechiometrický (empirický) vzorec udává pouze vzájemný poměr atomů v molekule. Zápis se

uzavírá do složených závorek. Př. NH4NO2 se zapíše {H2NO}. Hydroxid vápenatý by byl

{CaH2O2} Vzorec udává pouze poměr prvků ve sloučenině. Prvky se zapisují v abecedním

pořadí, užívají se omezeně, např. údaje chemické analýzy.

Molekulový (souhrnný )vzorec udává skutečné počty atomů v jednotlivé molekule. Např.

vzorec dusitanu amonného - H4N2 O2, H2O2 . Sestavují se na základě experimentálního určení

relativní molekulové hmotnosti.

Funkční (racionální )vzorec: zachycuje tzv. funkční skupiny na př. OH, SO4 ,NH4, NO3, např.

NH4 NO2, Ca(OH)2, používají se v chemii nejčastěji.

Strukturní (konstituční) vzorce zobrazují vazebné poměry v molekule, ale nikoliv skutečné

rozložení atomů v prostoru: H-O-H. Doplníme-li i nevazebné elektronové páry, dostáváme

elektronový strukturní vzorec H-O-H

Geometrické (konfigurační) vzorce berou podle možností v úvahu i úhly sloučených atomů.

O

H H

2. Oxidační číslo.České koncovky k rozlišení oxidačních čísel. Součet oxidačních čísel atomů v molekule.

K probírání této látky použijeme tabulky Názvosloví anorganických sloučenin.

Oxidační číslo je náboj, který by měl atom v molekule, kdyby vazebné elektrony přešly zcela na elektronegativnějšího z obou partnerů.

Český jazyk rozlišuje díky svým možnostem oxidační čísla podle koncovek .

I - ný, II - natý, III - itý, IV - ičitý, V - ičný (ečný), VI - ový, VII - istý, VIII - ičelý

Pozor na záměnu -ný a -ičný(ečný) a -itý a ičitý !!!

Součet oxidačních čísel všech atomů v neutrální molekule = 0, v nabité částici (iontu) pak

náboji této částice.

Oxidační číslo je pouze konvence, nemá nic společného se skutečným rozmístěním elektronů v

molekule.

3. Názvosloví oxidů (sulfidů, selenidů, telluridů), 4.halogenidů, 5.hydroxidů, 6.kyslíkatých kyselin,

7.solí kyslíkatých kyselin, 8.hydrogensolí a 9.hydrátů solí probíráme s pomocí tabulky Názvosloví

anorganických sloučenin.

2

10. Názvosloví dvouprvkových (binárních) sloučenin. (neuvedených v tabulce).

Peroxidy obsahují dva vzájemně vázané atomy kyslíku (-O-O-). Vzájemná vazba kyslíků

k oxidačnímu číslu nepřispívá, takže skupina má oxidační číslo (-O-O-)-II, tj. na jeden atom je

jedno záporné oxidační číslo O-I. Název se skládá z podstatného jména peroxid a genitivu

druhého sloučeného prvku (peroxid vodíku, sodíku atd.)

Dvouprvkové sloučeniny vodíku:

Sloučeniny H s prvky 1. a 2. skupiny se nazývají hydridy. Obsahují H s oxidačním číslem –I.

Název se tvoří z podstatného jména hydrid a přídavného jména určujícího druh a oxidační

číslo kationtu. Př.: hydrid sodný NaH, hydrid vápenatý CaH2 .

U sloučenin prvků 13. – 17. skupiny s H se odvozuje název z latinského názvu s koncovkou

-an. Boran – BH3, alan - AlH3, silan – SiH4, german GeH4, stanan SnH4, plumban – PbH4,

fosfan – PH3, arsan – AsH3, stiban – SbH3, sulfan H2S, selan – H2Se, tellan – H2Te. Nověji se

zavádí rovněž názvy halogenovodíků podle všeobecného pravidla s koncovkou – an

fluorovodík – fluoran HF, chlorovodík – chloran HCl , bromovodík – broman HBr,

jodovodík – jodan HI . Triviální názvy zůstávají pro methan CH4, amoniak – NH3 a vodu –

H2O. Všimněme si, že ve sloučeninách 16. a 17. skupiny je H uváděn na místě kationtu, u ostatních na místě aniontu.

Vodné roztoky binárních sloučenin vodíku s prvky VI. a VII. skupiny mají kyselou reakci.

Jde o kyseliny: sirovodíkovou – sulfanovou , selenovodíkovou – selanovou , tellurovodíkovou –

tellanovou , fluorovodíkovou, chlorovodíkovou, bromovodíkovou, jodovodíkovou.

Důležitou sloučeninou je kyanovodík HCN, jehož vodný roztok je kyselina kyanovodíková a

její soli jsou kyanidy s aniontem CN-.

Náhradou H v dvouprvkových sloučeninách prvků IV.- VII.sk. kovem obdržíme:

IV. sk.: karbidy (od CH4), silicidy

V. sk.: nitridy (Mg3N2), fosfidy (Ca3P2), arsenidy (GaAs)

V těchto názvech neuvádíme koncovku příslušného oxidačního čísla, ale název druhého prvku

v genitivu: karbid wolframu, fosfid vápníku atd.)

VI. sk.: sulfidy, selenidy, telluridy.

VII.sk.: fluoridy, chloridy, bromidy, jodidy.

Tyto sloučeniny lze považovat za soli příslušných bezkyslíkatých kyselin.

Ve vzorcích binárních sloučenin nekovů se značky prvků píší v následujícím

pořadí:B,Si,C,Sb,As,P,N,H,Te,Se,S,I,Br,Cl,O,F

Tam, kde je to nezbytné, uvádíme číslovkové předpony: Fe3C - karbid triželeza.

3

11.Deriváty kyslíkatých kyselin.

Strukturní vzorce kyslíkatých kyselin vychází z pravidla, že odštěpitelný vodík je v kyselinách

vázán na centrální atom přes kyslík. Zbývající atomy kyslíku jsou vázány na centrální atom

dvojnou vazbou.

12. Thio, seleno, telluro kyseliny.

Atomy O mohou být v kyslíkatých kyselinách nahrazeny atomy S (Se,Te). Názvy těchto

kyselin obsahují v předponě thio- (seleno-,telluro-), v případě, že nahrazujících atomů je více,

i řeckou číslovku. Př. kyselin thiosírová, trihydrogentetrathioarseničná. S (Se,Te) mají v

substituovaných kyselinách oxidační číslo -II.

12. Halogenkyseliny a jiné substituované oxokyseliny.

Ve vícesytných kyselinách (t.j. obsahujících 2 nebo více odštěpitelných atomů H) lze -OH

skupinu nahradit halogenem nebo amidoskupinou -NH2. Dostáváme kyselinu halogen - nebo

amido- (př. kyselina amidoselenová, difluorofosforečná).

Náhradou všech -OH skupin pak dostáváme funkční deriváty kyselin. (př. diamid kyseliny

sírové, dichlorid kyseliny uhličité).

13. Atomové skupiny .

Jsou odvozeny z molekuly kyseliny po odštěpení všech OH skupin. Dostaneme tak na př.

z kyseliny dusičné NO2+nitryl, dusité NO+ nitrosil, sírové SO2

+2 sulfuryl , siřičité - thionyl

SO+2, fosforečné fosforyl PO+3, uhličité - karbonyl CO+2.

4

5

Stavba atomu.

14. Jádro atomu, protony a neutrony. Protonové, neutronové a nukleonové číslo.

Jádro se skládá z protonů a neutronů. Klidová hmotnost neutronu je jen nepatrně vyšší než

protonu a převyšují téměř 2000x hmotnost elektronu (přesněji mn = 1850 me, mp = 1840 me ).

Protonové číslo udává počet protonů v jádře, značí se Z. Zapisuje se dolním indexem před

značkou prvku.

Počet neutronů v jádře udává neutronové číslo, značí se písmenem N. Normálně se neuvádí u

značky prvku.

Nukleonové číslo představuje součet protonů a neutronů v jádře.

A = Z + N

Z+N = A ZX

15. Prvek, nuklid, izotop, izobar.

Prvek je látka tvořená atomy stejného protonového čísla .

Nuklid je množina atomů se stejným protonovým i nukleonovým číslem.

Izotopy jsou atomy se stejným protonovým, ale různým neutronovým číslem.

Izobary jsou atomy se stejným nukleonovým , ale různým protonovým číslem.

16. Radioaktivita.

Samovolná přeměna jader prvků se nazývá radioaktivita.

Je to schopnost některých atomových jader samovolně se rozpadat a přitom vysílat záření.

Může být přirozená nebo umělá. Přirozená radioaktivita představuje přeměny v přírodě se

vyskytujících nuklidů. Umělá radioaktivita představuje přeměny nuklidů uměle vyrobených.

Částice radioaktivního záření při průletu látkou mají pro svou velkou energii schopnost

štěpit molekuly na ionty - říká se mu proto ionizující záření.

Prolétá-li částice ionizujícího záření živou tkání, může poškozovat biologické molekuly – hlavně molekuly ribonukleových kyselin. Buňky živých

organismů s těmito událostmi počítají – mají řadu opravářských enzymů, které poškození ihned napravují. Je-li však ozáření příliš masivní, nestačí se

všechny škody napravit a může dojít k nevratnému poškození buňky. Pro nás je nejnebezpečnější poškození, které může vést k rakovinnému zvratu.

Faktorem, rozhodujícím o stabilitě nebo nestabilitě daného nuklidu je poměr počtu

neutronů k počtu protonů N/Z . U lehkých prvků jsou nejstabilnější jádra s N:Z = 1:1, se

zvyšujícím se Z tato hodnota roste až do poměru 3:2.

17.Princip uvolňování jaderné energie

Vychází z Einsteinova vztahu mezi hmotností a energií E = m . c2

Uvolňování jaderné energie spočívá na faktu, že součet hmotností jednotlivých jaderných částic je větší, než hmotnost

těchto částic sloučených do atomového jádra. Např. při vzniku 1mol He ve Slunci (nebo vodíkové bombě) ze čtyř

protonů dojde ke snížení hmotnosti asi o 0,03g, která se uvolní jako energie. Nejstabilnější jádra jsou ta, kde je

úbytek hmotnosti na jeden nukleon největší (Fe, Co, Ni). Takže u lehkých prvků je možno získávat energii slučováním

jejich jader, u těžkých jejich štěpením.

Při zásahu jádra některých nuklidů (235U 233U 239Pu) neutronem dochází k jejich štěpení na jádra prvků s přibližně poloviční hmotností. Zároveň se uvolní 2 – 3 další neutrony, které mohou způsobit štěpení dalších jader štěpitelného nuklidu. Úlomky jádra se rozletí od sebe s ohromnou kinetickou energií, která se projeví jako teplo.

Řízená jaderná reakce probíhá v jaderných reaktorech, dnes většinou užívaných k výrobě elektrické energie. Nejběžnější typ reaktoru obsahuje jako náplň jaderné palivo, kterým je zpravidla mírně obohacený uran (asi 4% 235U), regulační tyče s obsahem boru, který silně pohlcuje neutrony, moderátor a chladicí látka, která odvádí uvolněné teplo z prostoru reaktoru. . Úlohou moderátoru (zpravidla voda nebo grafit) je zpomalovat neutrony tak, aby zůstávaly co nejdéle v pracovním prostoru reaktoru a zvyšovala se pravděpodobnost jejich srážky s dalším štěpitelným atomem. Typ reaktoru používaný v Dukovanech a v Temelíně (VVER) obsahuje obyčejnou vodu jako moderátor a zároveň chladicí látku. Zasouváním a vysouváním regulačních tyčí a obsahem kyseliny trihydrogenborité ve vodě se činnost reaktoru zpomaluje, nebo zrychluje. Jaderné reaktory nachází i výzkumné využití, nebo jsou v nich vyráběny radionuklidy pro lékařské a technické použití.V dostatečně čistém materiálu, jehož množství je větší, než tzv. kritické, může takováto reakce proběhnout v nepatrném zlomku sekundy. Obrovská uvolněná energie se projeví jako jaderná exploze. Využití našla v jaderných zbraních. V těchto zbraních bývá používána i reakce slučování jader vodíku na jádra helia v tzv. vodíkové pumě. V ní je při výbuchu atomové nálože sloužící jako roznětka stlačen deuterid a tricid 6Li na nesmírné hodnoty a zahřát na stovky milionů stupňů. V těchto podmínkách dojde k přeměně těžkých izotopů vodíku na helium a uvolnění nesmírné energie. Nejsilnější vyrobené vodíkové (termonukleární) zbraně měly sílu přesahující sílu hirošimské jaderné bomby řádově 1000 x .

18. Druhy radioaktivních přeměn.

Přechod nestabilních jader na stabilní je provázen uvolňováním částic z prostoru jádra.

Existují 3 základní druhy jaderného záření:

Jsou to kladně nabitá jádra helia 42He. Mají velmi malou

pronikavost, ale velikou ionizační schopnost.

Jaderné záření Jsou to prudce letící záporné částice - elektrony e- (- ) nebo

jejich antičástice- kladné elektrony - pozitrony e+ ( +)

Mají větší pronikavost, ale menší ionizační schopnost.

Je to velmi tvrdé (krátkovlnné) elektromagnetické záření

s vysokou energií a pronikavostí a poměrně malou ionizační

schopností. Podobá se RTG záření, ale je ještě pronikavější.

19. Radioaktivní rozpady.

Rozpad je charakteristický pro těžké prvky, které takto snižují své Z  i A. Z se snižuje o 2 jednotky, A o 4.

ZA X Z-2

A-4 X + 24He

Rozpad - je charakteristický pro nuklidy s přebytkem neutronů v jádře. Srovnává počet n a p do řeky stability. Z se zvýší o 1, A se nemění.

ZA X Z +1

AX + e- +

Rozpad + je vlastní některým umělým nuklidům, které mají vůči řece stability přebytek protonů. Z se sníží o 1, A se nemění

ZA X Z -1

AX + e+ + je symbol pro částici, která doprovází přeměny i některé další jaderné procesy. Je to částice bez náboje velmi malé hmotnosti, která dostala název neutrino (z italštiny – neutronek) Tyto částice pronikají vesmírnými tělesy aniž s nimi jakkoli reagují. Stěna z olova, která by měla zachytit polovinu prolétajících neutrin, by musela být silná řádově desítky světelných let.

K- záchyt má pro jádro stejné důsledky jako rozpad +. Jde o zachycení elektronu z první elektronové vrstvy (vrstvy K). Tím se zneutralizuje v jádře jeden proton a změní se v neutron.

ZA X K záchyt Z -1

AX

Poločas rozpadu - - je doba, za kterou se rozpadne polovina přítomných jader radionuklidu. Polovrstva je taková vrstva určitého materiálu, která odstíní 50% procházejícího záření.

Znalost poločasů rozpadu radionuklidů se využití při datování archeologických a geologických nálezů. Např. 14C je radioaktivní izotop uhlíku

( poločas rozpadu = 5730 let) který vzniká v malém množství vlivem kosmického záření a během života organismu je v tkáních zastoupen

v konstantním množství. Po odumření organizmu se už jeho zastoupení neobnovuje a z jeho úbytku je možno stanovit stáří archeologického nálezu.

Pro datování stáří hornin se používá dlouhožijících radionuklidů (např. uran – poločas rozpadu 235U je 7.107 let, 238U je 4,5.109 let).

20. Stavba elektronového obalu atomu, orbital.

Elektrony mají elementární záporný elektrický náboj. Jejich hmotnost je asi 2000x menší,

než hmotnost nukleonu. Elektrony obíhají kolem atomového jádra a v neutrálním atomu je

jejich počet shodný s počtem protonů v jádře – je udán protonovým číslem.

Mikročástice nelze popisovat metodami klasické fyziky. Jeví – v  závislosti na povaze pokusu –

někdy vlnovou, někdy částicovou (korpuskulární) povahu. Tuto dvojakou (dualistickou)

povahu mikročástic popisuje kvantová mechanika.Klasická částice je v prostoru ostře ohraničená. Vlnění je vzruch, šířící se hmotným prostředím a jsou pro ně charakteristické ohybové a interferenční

jevy.

Elektron se pohybuje v atomu obrovskou rychlostí, řádově tisíce km/s, kolem jádra vykoná řádově biliardy oběhů / s. Nelze si tedy představit, že

elektron je „v danou chvíli zde“. Je možné pouze určit pravděpodobnost, se kterou se elektron v určité části prostoru nachází.

Orbital je část prostoru v okolí atomového jádra, kde se příslušný elektron vyskytuje

s pravděpodobností 95%.

21. Kvantová čísla elektronů. 22. Tvary a prostorová orientace orbitalů.

Stav elektronu v atomu je popsán čtyřmi údaji, kterým říkáme kvantová čísla.

Představme si adresu obyvatele ve vícepatrovém domě. Jsou nutné 4 údaje: patro, chodba, číslo

dveří, pan nebo paní. Podobně je každý elektron v atomu popsán 4 čísly, kterým říkáme kvantová:

Hlavním n, vedlejším l , magnetickým ml a spinovým ms.

n = patro, l = chodba, ml = číslo dveří, ms = Mr. (Mrs.)

Těmito čtyřmi čísly je elektron v atomu jednoznačně popsán. V atomu nemohou existovat dva

elektrony se všemi stejnými kvantovými čísly. (Pauliho princip výlučnosti).

Elektronová vrstva je určena hlavním kvantovým číslem (n). Udává pořadí elektronové vrstvy

směrem od jádra ven. Rozhoduje o energii elektronu a jeho vzdálenosti od jádra. Nabývá

celočíselných hodnot 1,2,3, 4....

Někdy se tato čísla nahrazují velkými písmeny K, L, M, N ......

Tak jako předmět ve vyšším patře má větší potenciální energii vůči Zemi, tak má i elektron ve

vzdálenější vrstvě vyšší energii vůči jádru.

Tvar orbitalu udává vedlejší kvantové číslo (l). Nabývá celočíselných hodnot od 0 do n-1.

Spoluurčuje s hlavním kvantovým číslem energii elektronu a určuje tvar orbitalu.

Orbitaly s vedlejším kvantovým číslem 0 mají kulový tvar a tím nejmenší energii. Při l = 1 je

tvarem orbitalu prostorová osma. Dalším číslům l odpovídají složitější tvary. Elektrony s l = 0

označujeme jako elektrony s, při l = 1 jako elektrony p, l = 2 elektrony d, l = 3 elektrony f .

Orientace orbitalů v prostoru se určuje vzhledem k trojrozměrným souřadnicím (k ose x,y,z)

a vyjadřuje ji magnetické kvantové číslo (ml). Může nabývat celočíselných hodnota od - l do + l

Orbitaly se stejným n a l a různým ml mají stejnou energii, liší se jenom orientací v prostoru.

Spinové kvantové číslo si můžeme představit jako rotaci částice kolem jádra jedním, nebo

druhým směrem. Nabývá hodnot +1/2 nebo -1/2. Značíme ho ms.

23. Obsazení orbitalů.

Orbital, jehož l = 0 má tvar koule. Tento orbital může být v každé vrstvě (pro každé n)

pouze jeden, obsazen dvěma elektrony s opačným spinem, celkem 2 elektrony. Tento orbital

se označuje jako orbital s.

Pro vedlejší kvantové číslo l = 1 mohou existovat tři orbitaly (m l = -1,0,1), které označujeme

jako orbitaly p . Na každý z nich se vejdou dva elektrony s obráceným spinem, celkem 6

elektronů. Mají všechny stejnou energii, ale liší se orientací v prostoru. Takovým orbitalům

říkáme orbitaly degenerované. Ty mají stejné n i l, liší se ml.

Hodnotě l = 2 odpovídá pět hodnot ml : -2,-1, 0, 1, 2 a tím pádem i pět orbitalů,

označovaných jako orbitaly d . Jde rovněž o degenerované orbitaly. Mohou obsahovat 2x5,

celkem 10 elektronů.

Orbitalů pro l = 3 může být 7 (-3,-2,-1, 0, 1, 2, 3), označujeme je jako orbitaly f. Může na

nich být 7 dvojic ( 14 ) elektronů s opačnými spiny.

24. Výstavbový princip 25. Zápis orbitalů. .

V jednom orbitalu mohou být nejvýš 2 elektrony, lišící se spinem. Tyto elektrony tvoří tzv. elektronový pár.

V degenerovaných orbitalech vznikají páry, až teprve když je každý orbital zaplněn jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin.

Elektronovou strukturu atomu znázorňujeme pomocí rámečkového zápisu nebo pomocí zápisu hlavního a vedlejšího kvantového čísla.

Orbitaly znázorňujeme stejně velkými rámečky, přičemž degenerované orbitaly se spojují do jednoho celku ( 3pro elektrony p, 5pro elektrony d, 7 pro elektrony f). Jednotlivé elektrony jsou znázorněny šipkami. Např. zápis třetí elektronové vrstvy Fe : 3s 3p 3d

Jiný typ zápisu je pomocí hlavního kvantového čísla a typu orbitalu:

3s2 3p6 3d6

3 = hlavní kvantové číslo, s,p,d = typ orbitalu, exponent = počet elektronů v orbitalu.

Orbitaly s energií nižší se zaplňují dříve, než s energií vyšší.

Energii orbitalu u jednodušších prvků poznáme podle pravidla n + l . Čím vyšší je součet n+l,

tím vyšší je energie orbitalu. V případě rovnosti součtu má přednost nižší n.

Podle tohoto pravidla hodnota n + l pro 1s = 1 + 0 = 1,

2s = 2 + 0 = 2, 2p = 2+1 = 3

3s = 3 + 0 = 3, 3p = 3+1 = 4, 3d = 3+2 = 5,

4s = 4 + 0 = 4, 4p = 4+1 = 5, 4d = 4+2 = 6, 4f = 4+3 = 7

5s = 5 + 0 = 5, 5p = 5+1 = 6, 5d = 5+2 = 7, 5f = 5+3 = 8

6s = 6 + 0 = 6, 6p = 6+1 = 7, 6d = 6+2 = 8, 6f = 6+3 = 9

Počet orbitalů pro každé n je n2. V každém orbitalu mohou být dva elektrony s opačným

spinem. Maximální počet všech elektronů ve vrstvě je tedy 2n2.

26. Souvislost stavby elektronového obalu a poloha prvku v   periodické soustavě.

Periodická soustava prvků je grafickým znázorněním periodického zákona :

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

Pořadové číslo periody je totožné s počtem elektronových vrstev neboli s hlavním kvantovým číslem n.

Prvky, zaplňující ve své poslední (n-té) vrstvě pouze s - elektrony nazýváme s - prvky.

Prvky zaplňující v poslední (n - té)vrstvě p - elektronové orbitaly nazýváme p - prvky.

Prvky s a p nazýváme prvky nepřechodné. Jsou v tabulce zařazeny jako prvky skupin A.

Prvky zaplňující d - orbitaly v předposlední (n-1 ) vrstvě se nazývají d - prvky, neboli prvky přechodné. Jsou v tabulce zařazeny jako prvky skupin 3 – 12, dříve skupin B.

Prvky zaplňující f - orbitaly ve vrstvě n - 2 se nazývají f-prvky, neboli prvky vnitřně přechodné . Jsou v tabulce zařazovány jako lanthanoidy a aktinoidy.

27. Skupiny.

Naše forma periodické tabulky je rozdělena do 18-ti svislých sloupců , kterým říkáme

skupiny.

Ve skupinách jsou pod sebou seřazeny prvky se stejným počtem elektronů v poslední, resp.

předposlední elektronové vrstvě, což se projevuje podobnými chemickými vlastnostmi těchto

prvků.

Chemické chování prvků je určováno tzv. valenčními (vazebnými) elektrony. Ty s e nachází u

nepřechodných prvků v orbitalech ns a np, u přechodných prvků v orbitalech ns a (n-1 )p,

Pro prvky ve skupinách se používají názvy odvozené od čísla skupiny (prvky 1. skupiny, prvky 2.

skupiny), nebo skupinovými názvy (alkalické kovy, kovy alkalických zemin, chalkogeny,

halogeny, vzácné plyny).

Poslední vrstva elektronů může obsahovat max. 8 elektronů ( s výjimkou 1.periody). Poslední

vrstva zaplněná 8 elektrony je charakterizována vysokou stabilitou, proto prvky které ji

mají, jsou velmi stabilní – nereaktivní (vzácné, netečné, inertní plyny).

Zkrácený zápis elektronové konfigurace: Využíváme zpravidla předchozího vzácného plynu

a zapisujeme jenom ty elektrony, které má popisovaný prvek navíc.

4s

20Ca : 18Ar 4s2 nebo 20Ca : 18Ar

Výhodné je též použití elektronové konfigurace Pd.

28. Hmotnost atomů. 29. Relativní atomová a molekulová hmotnost.

Skutečná hmotnost atomu je velmi malá - u H je to pouze 1,67348 . 10 -27kg. Proto pro

praktické určování výpočty byla definována atomová hmotnostní jednotka (konstanta) jako

1/12 hmotnosti atomu uhlíku 12C .

mu = m(12C)/ 12 = 1,66057 . 10-27kg

Relativní atomová hmotnost ( Ar ) je definována jako poměr skutečné hmotnosti atomu

k atomové hmotnostní konstantě mu .

Ar (ZAX) = m (Z

AX) / mu

Relativní molekulová hmotnost ( Mr ) je definována jako poměr skutečné hmotnosti molekuly

a hmotnostní atomové jednotky. Lze ji získat součtem relativních atomových hmotností

atomů tvořících molekulu.

Relativní atomová (molekulová) hmotnost udává, kolikrát je atom nebo molekula hmotnější,

než základní jednotka.

30. Chemická vazba. 31. Molekuly

Spojení atomů uskutečněné prostřednictvím valenčních elektronů se nazývá chemická vazba.

Molekuly jsou částice chemických látek složené ze dvou nebo více atomů vázaných navzájem

chemickou vazbou. Poloha atomů v molekule i typ vazby mezi nimi je přesně definován.

Stejné protonové číslo sloučených atomů - molekuly prvku Molekuly Různé protonové číslo sloučených atomů - molekuly sloučeniny

Podle polarity vazby rozeznáváme vazbu kovalentní, polárně kovalentní a iontovou.

31.Vaznost. 32.Vazba kovalentní.

Vazba kovalentní je vazba založená na společném sdílení elektronového páru - tedy polární

nebo nepolární (nikoli iontová). Latinská předpona ko – značí společné sdílení .

Počet chemických vazeb, kterými je atom vázán se sousedními atomy se označuje jako vaznost

atomu.

33.Vazba jednoduchá a násobná. 34. Vazby a .

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

Energie potřebná ke zrušení chemické vazby se nazývá energie disociační. Má stejnou hodnotu, ale

opačné znaménko.

Jsou-li atomy vázány jedním společným párem elektronů, jde o jednoduchou vazbu, neboli

vazbu . Jsou-li atomy vázány dvěma nebo třemi společnými elektronovými páry, jde o

vazbu dvojnou nebo trojnou. U násobných vazeb je jedna z vazeb typu , druhá, resp. třetí

je vazbou typu .

Vazby většinou zapisujeme pomocí čárek mezi značkami vázaných atomů

H – Cl O = O N N

Pro vazbu je charakteristické rozmístění elektronového oblaku na spojnici jader.

U vazby je největší elektronová hustota mimo tuto spojnici.

35. Vazba polární.Čistě kovalentní vazba je pouze mezi atomy prvků, v ostatních případech dochází k posunu vazebných elektronů k jednomu z  partnerů. Schopnost

atomu přitahovat elektrony zavedl L.Pauling a nazval ji elektronegativitou. Při rozdílných elektronegativitách vznikají na

atomech vázaných chemickou vazbou částečné ( parciální ) náboje: na elektronegativnějším

-, na elektropozitivnějším +. Tato vazba má tedy dva póly – je polární.

U velmi polárních vazeb může být valenční elektron zcela vtažen do valenční vrstvy atomu

druhého. Vzniknou tím elektricky nabité částice s celým(i) nábojem (náboji) a vazba se nazývá

iontová.

Čistě kovalentní vazba je mezi atomy stejných prvků. Rozdíl elektronegativit je roven 0.

Dohodou bylo stanoveno, že vazbu při rozdílu elektronegativit

0 – 0,4 považujeme za nepolární,

0,4 - 1,7 považujeme za polární,

nad 1,7 za iontovou.

36. Kovy a kovová vazba .

Platí pravidlo: Prvek je kovem, jestliže počet elektronů nejvyšší zaplňované vrstvy elektronů je

menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází.

Vlastnosti kovů: kovový lesk, tažnost, kujnost , tepelná a elektrická vodivost.

Kovová vazba: v uzlových bodech krystalové mřížky jsou umístěny kationty a vazebné elektrony se mezi nimi volně pohybují jako tzv. elektronový plyn. Tato vazba je delokalizovaná. Volná pohyblivost elektronů je příčinou i dobré tepelné a elektrické vodivosti kovů. Při poklesu teplot k 10K dochází k tak velkému poklesu tepelného pohybu částic v mřížce, že

skokem dochází k extremnímu zvýšení vodivosti Elektrický odpor klesne prakticky k nule. Tento

jev se nazývá supravodivost.

37. Iontové sloučeniny.

Ve sloučeninách s velkým rozdílem elektronegativit sloučených atomů dochází k úplnému přesunu elektronů na elektronegativnější prvek a vzniku iontů. Ionty jsou mezi sebou poutány pouze elektrostatickým přitahováním opačně nabitých iontů. V krystalech takových sloučenin je nejvýhodnější uspořádání střídající kladné a záporné ionty tak, že každý ion je přitahován všemi okolními ionty s opačným nábojem. Takový krystal je vlastně jednou velkou molekulou. Vlastnosti iontových látek:

- vysoké teploty tání a varu- v pevném stavu elektricky nevodivé- roztoky a taveniny vedou elektrický proud (hůře než kovy)- jsou křehké

- rozpouští se v polárních rozpouštědlech (voda)- při rozpouštění jsou ionty obklopovány molekulami polárního rozpouštědla - solvatace,

což se v případě vody nazývá hydratace.

38. Vazba koordinačně kovalentní.

Jednoduchá vazba vzniká zpravidla spojením dvou elektronů dvou atomů do společného

elektronového páru. V případě, kdy oba vazebné elektrony poskytne jediný dárce (donor),

mluvíme o vazbě koordinačně kovalentní. Přijímající atom se nazývá příjemce - akceptor.

Např. vznik amonného a oxoniového kationtu. Dárcem elektronového páru je v těchto případech

atom dusíku nebo kyslíku. Nově vzniklá vazba je nerozlišitelná od dříve existujících.

H H H H

N – H + H+ H – N+ – H O + H O+ – H

H H H H

Obecně: B + A + = B+ - A

Částice B je donor, částice A je akceptor elektronového páru.

39. Slabé vazebné interakce. 40. van der Waalsovy síly.

Kromě chemických vazeb v molekulách existují i vazby mezi molekulami navzájem. Uplatňují se

zejména ve skupenství pevném a kapalném. Dělíme je na van der Waalsovy síly a vodíkové

můstky.

Dipólový moment je definován jako součin parciálního náboje a délky vazby l . Dipólový

moment je vektorová veličina orientovaná od záporného pólu ke kladnému (lze srovnat

s momentem síly).

l

K van der Waalsovým sílám patří : Coulombické síly, indukční síly a disperzní síly.

Coulombické síly (orientační) jsou čistě elektrostatickým přitahováním permanentních dipólů.

V kapalinách se toto uspořádání v důsledku pohybu molekul stále rozrušuje a znovu

obnovuje.

Indukční síly vznikají působením částic s permanentním dipólovým momentem na jiné.

částice, polární nebo nepolární. Např. působení molekul vody na oxid uhličitý a HCl.

Disperzní síly vznikají oscilací (kmitáním) elektronových obalů v molekule a jejich

synchronizací s kmitáním sousedních molekul.

41. Vodíkové můstky.

Vodíkové můstky vznikají je-li atom vodíku vázán na vysoce elektronegativní atom nebo

skupinu atomů ( tj. je nositelem náboje +) a jsou - li přítomny atomy s volným

elektronovým párem. Poodhalené vodíkové jádro se elektrostaticky poutá na volný

elektronový pár sousední molekuly a vytváří vodíkový můstek.

Energie vazby vodíkovým můstkem je podstatně menší, než běžná kovalentní vazba, ale při

dostatečně silném vodíkovém můstku jsou výrazně ovlivněny fyzikální vlastnosti látek.

(Kyseliny, HF, voda, amoniak, alkoholy ).

42. Tvar molekul s   jedním centrálním atomem . Teorie hybridizace.

Současná chemie se při výrobě nových látek stále více přemísťuje od náhodného pokusnictví

k vědomé a plánované konstrukci molekul. (význam – léčiva a další látky).

Tvar molekul lze dnes určit řadou fyzikálních metod, ale znalost zákonitostí výstavby molekul nám

umožňuje jejich tvary předpovědět s dosti velikou přesností.

Prostorové tvary molekuly jsou určovány počtem jejich vazeb a volných elektronových

párů v povrchové vrstvě centrálního atomu. ( - vazby se na tvarování molekul prakticky

nepodílejí.)

Vazby a elektronové páry směřují od centrálního atomu a poněvadž se vzájemně odpuzují,

zaujímají stabilní polohy .

Počet vrcholů tzv. základního tvaru z  určíme jako součet vazeb ( a ) a volných

elektronových párů ( b). )

z = a + bPři z = 2 je základním tvarem molekuly přímka Při z = 3 je základním tvarem molekuly trojúhelníkPři z = 4 je základním tvarem molekuly čtyřstěn (tetraedr)Při z = 5 je základním tvarem molekuly trigonální bipyramida. Při z = 6 je základním tvarem molekuly osmistěn (oktaedr)

Oblaky volných elektronových párů jsou blíže k centrálnímu atomu než oblaky vazeb, jsou

tam více zhuštěné a je obtížnější je deformovat než oblaky vazeb.

Nejvíce se odpuzují dva volné elektronové páry, méně pár a vazba, nejméně dvě vazby. Je –li

vazba zesílena jednou nebo dvěma vazbami jejich odpuzování se zvětšuje.

Úhel, který svírají dvě vazby, vycházející téhož atomu se nazývá vazebný úhel.Teorie hybridizace.

Hybridizace je energetické vyrovnání různých orbitalů daného atomu, ke kterému dochází těsně před reakcí. Je to přibližný stav, matematická metoda, která nám umožňuje pochopit vznik chemických vazeb. Představíme si, že z normálních orbitalů vznikají hybridní orbitaly. Např. : Uhlík má elektronovou strukturu 2s2 2p2. Orbitaly s a p se od sebe liší tvarem – s jsou kulovité, p tvoří prostorovou osmu. V molekule methanu jsou však vazby zcela rovnocenné a směřují do vrcholů pravidelného čtyřstěnu. To vysvětlujeme právě teorií hybridizace. Z  orbitalů 2s2 2p2

vznikájí v okamžiku těsně před reakcí orbitaly 2s 2p3.

2s 2p

2s 2p

43. Atomové (kovalentní) krystaly. 44. Molekulové krystaly.

Na rozdíl od iontových krystalů jsou v atomových krystalech atomy prvku nebo sloučeniny vázány

se sousedními atomy kovalentní vazbou. Celý krystal je jedinou obrovskou molekulou. Tyto

sloučeniny mají zpravidla velkou tvrdost a velmi vysokou teplotu tání. Příkladem je diamant, karbid

křemíku, nitrid boru nebo křemen..

Každou za běžných podmínek plynnou látku lze zkapalnit a převést do stavu pevného. Těmto

krystalům říkáme molekulové. Teplota tání a varu závisí na velikosti sil mezi molekulami. Patří

k nim všechny plynné prvky a plynné oxidy. U podobných molekul rostou tyto hodnoty s rostoucí

molekulovou hmotností (uhlovodíky). Molekuly jsou v krystalech vázány pouze van der

Waalsovými silami. Mají nízké teploty tání a varu, jsou snadno těkavé. Jsou špatně rozpustné

v polárních rozpouštědlech, dobře rozpustné v nepolárních (benzin).

Přechodem mezi oběma typy krystalů jsou krystaly jsou krystaly vrstevnaté – např. grafit. Mezi

částicemi ve vrstvách jsou vazby kovalentní, mezi vrstvami působí van der Waalsovy síly. Jsou

zpravidla měkké a dobře se otírají.

44. Vodík, vlastnosti , výroba.

Vodík, hydrogenium, H, je za normálních podmínek nejlehčí prvek ve všech skupenstvích,

plynný je 2x lehčí než helium. je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru, je hlavní složkou hvězd

a mlhovin.

T. t. = -257oC (16 K), t.v. –253oC (20K). Tvoří dvouatomové molekuly H2. Je nejjednodušším

prvkem, ostatní z něj vznikají ve hvězdách. Jako nekov má na rozdíl od ostatních prvků I.A

skupiny podstatně větší elektronegativitu . Většina vodíku na Zemi je vázána ve vodě, zbytek

v organických sloučeninách .

Vodík je směsí dvou izotopů 11H a 2

1H (těžký vodík, deuterium, D). Třetí izotop je

radioaktivní 31H (tritium, T ), mění se rozpadem s poločasem rozpadu asi 12let.

r.

13H 2

3HeTritium vzniká vlivem kosmického záření nebo uměle, jeho množství v přírodním vodíku je zcela zanedbatelné.

Vodík se laboratorně připravuje reakcí zředěné kyseliny sírové se zinkem. Uvolňuje se též

reakcí amfoterních kovů s alkalickými hydroxidy.

Průmyslová výroba: vodní plyn z koksu a vodní páry:

H2O + C CO + H2

H2O + CO CO2 + H2

nebo z methanu a vodní páry 1100oC,Ni

CH4 + H2O CO +3 H2

Velmi čistý vodík se vyrábí z H2O elektrolysou. Voda je okyselena kyselinou sírovou.

2H2O 2 H2 + O2

45. Sloučeniny vodíku. 46. Použití vodíku.

Vodík vytváří buďto

– kovalentní vazby polární ( H2O, kovalentní hydridy polární – HCl ),nebo nepolární

(H2, kovalentní hydridy nepolární - PH3, CH4 ). Nepolární kovalentní hydridy

s vodou nereagují, polární reagují s vodou za uvolnění protonu .

– iontové hydridy ( NaH, CaH2) přijetím elektronu od silně elektropozitivního kovu

(s – prvky). Zde je ovšem vodík oxidačním činidlem.

– Odštěpuje se v roztocích jako kation H+(proton), který však není schopen samostatné

existence a ihned se spojuje s volným elektronovým párem rozpouštědla ( H3O+ , NH4+)

– Při vazbě na silně elektronegativní prvek s volným elektronovým párem vytváří

vodíkové můstky.

Vodík hoří v chloru i kyslíku klidně za vzniku HCl a H2O. Ve směsi ale prudce vybuchuje.

Vodík je silné redukční činidlo, redukuje řadu oxidů kovu na kovy.

CuO + H2 = Cu + H2O

Užívá se v metalurgii k tavení kovů a redukci těžko redukovatelných kovů, v organické chemii

se používá k hydrogenačním reakcím, kapalný jako raketové palivo pro kosmické lety.

Dodává se v ocelových lahvích s červeným pruhem. Dříve se užíval jako náplň vzducholodí a

balonů.

47. Kyslík, vlastnosti

Kyslík, bezbarvý plyn, t.t. –218, t.v. –183oC, tvoří dvouatomové molekuly, poutané dvojnou

vazbou, je nejrozšířenějším prvkem zemské kůry, po F má druhou největší elektronegativitu.

Je biogenním prvkem nezbytným k dýchání.

Další formou kyslíku je ozon. Je složen z  molekul O3. Ozon má charakteristický zápach a velmi silné oxidační účinky. V atmosféře se vyskytuje ve výškách 25-30 km (ozonosféra). Ozon

v atmosféře stále vzniká ve velkých výškách vlivem UV záření ze Slunce. Vzniká tak, že částice (foton) UV záření rozštěpí molekulu O2 na

jednotlivé atomy, ty reagují s další molekulou O2 za vzniku O3. Zkapalněný ozon je tmavomodrá kapalina.

O2 UV záření 2O O2 + O O3

Množství ozonu se udává v tzv. Dobsonových jednotkách (DJ). Touto jednotkou by byla vrstvička ozonu při normálním atmosférickém

tlaku silná 1/100 mm. Množství ozonu v atmosféře se pohybuje okolo 300 DJ a kolísá s ročním obdobím. V meteorologických zprávách se

množství ozonu udává také v procentech dlouhodobého normálu. Tato hodnota se zjišťuje jako odchylka od průměrného množství ozonu za

několik desítek let sledování pro příslušný den v roce. Je-li tedy např. dlouhodobý průměr pro příslušný den 300 DJ a současný stav je 270

DJ, je stav ozonu -10% dlouhodobého normálu.

Ozon chrání život na zemi před tvrdým UV zářením, které může poškozovat živé organizmy, vyvolávat šedý oční zákal, stárnutí nebo

zhoubné nádory kůže. Některé látky produkované lidskou činností (např. freony) mohou za jistých okolností velmi intenzivně ozon

rozkládat. Velký úbytek ozonu nad určitým územím nazýváme ozónová díra . Naopak přítomnost většího množství ozonu v přízemních

vrstvách atmosféry je rovněž škodlivá, neboť vdechovaný ozon může silně poškodit dýchací cesty.

48. Výroba a použití kyslíku.

Laboratorně se připravuje z manganistanu draselného, katalytickým rozkladem peroxidu

vodíku nebo chlorečnanu draselného. Průmyslově se vyrábí destilací zkapalněného vzduchu.

Používá se v hutnictví, letectví, k svařování a řezání kovů, v lékařství, letectví a v kosmické

technice.

49. Sloučeniny kyslíku a jejich chemické chování.

Kyslíkaté sloučeniny neznáme pouze od prvků He, Ne, Ar. Některé se neslučují přímo, ale lze

je připravit jinou cestou.

Oxidy (dřívější název kysličníky) obsahují kyslík s oxidačním číslem –II. Některé prvky

tvoří s kyslíkem více oxidů.

Molekulové oxidy tvoří kyslík s prvky s vysokou elektronegativitou a výjimečně s některými

kovy s vyššími oxidačními čísly (Cl2 O7, SO3, Mn2 O7, OsO4 ).

Oxidy s atomovou strukturou (kovalentní vazba mezi atomy) tvoří většina kovů a některých

nekovů.

Oxidy s iontovou strukturou, obsahující O-2, tvoří hlavně prvky s1 a s2 .

Dělení oxidů podle chemického chování: kyselinotvorné, zásadotvorné (bazické), amfoterní a neutrální. Kyselinotvorné: molekulové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem větším než V(oxidy: uhličitý, dusičitý, sírový, chromový, manganistý atd.)Zásadotvorné(bazické): oxidy kovů s nízkou elektronegativitou. (Na, Ca, Mg, Ba, K).Amfoterní: (Zn, Al, SnII ), mohou vytvářet kationty nebo mají atom kovu v aniontu.Neutrální : nereagují s kyselinami ani se zásadami (uhelnatý, dusný.)

50. Voda.

Nejrozšířenější sloučeninu kyslíku na Zemi je voda. Je základní podmínkou a kolébkou

biologického života. Známe ji jako led, vodu a páru. Za běžných podmínek je led schopen

sublimace. Je nejdůležitější rozpouštědlem, je nepostradatelná pro běžný život, pro průmysl i

zemědělství. V přírodě se nikdy nevyskytuje čistá, ale vždy s rozpuštěnými i nerozpuštěnými

látkami.

Voda, H2O, je za normální teploty kapalina bez chuti, barvy a zápachu. T.t. je 0oC, t.v. je 100oC,

hustota = 1g/cm3. Při tuhnutí jako jediná v přírodě se vyskytující látka zvětšuje objem (snižuje

hustotu, led plave). Její vlastnosti vyplývají ze struktury jejích molekul, které tvoří silné vodíkové

můstky.

Jsou-li ve vodě rozpuštěny soli vápníku a hořčíku způsobují tzv. tvrdost vody. Ta se projevuje

srážením mýdla nebo tvorbou kotelního kamene. Tvrdost vody rozdělujeme na přechodnou a

trvalou. Přechodná tvrdost je zapříčiněna hydrogenuhličitany vápníku a hořčíku. Varem se odstraní.

Ostatní soli Ca a Mg se varem neodstraní a způsobují tzv. tvrdost trvalou.

51. Peroxid vodíku.

Další sloučeninou vodíku a kyslíku je peroxid vodíku. Obsahuje dva atomy kyslíku vázané

peroxidickou vazbou – O – O – . Každému z kyslíků připisujeme oxidační číslo –I. Je to

bezbarvá olejovitá kapalina, v čistém stavu explozivní. S vodou se mísí v každém poměru.

V prodeji je 30%, který má leptavé účinky, ředí se na 10% používaný v kosmetice (odbarvování

vlasů) nebo 3%, používaný k desinfekci povrchových poranění. zahříváním nebo katalyticky se

rozkládá na vodu a kyslík(rovnice). Má silné oxidační účinky (odbarvování vlasů, bělení látek

(Lanza, desinfekce). Se silnými oxidačními činidly – např. manganistanem draselným – může

vystupovat jako činidlo redukční.

52. Látkové množství a molární objem plynů .

K probírání této látky užíváme tabulku Chemické veličiny, vztahy a výpočty.

Jednotkou látkového množství je jeden mol. Je to množina částic se stejným počtem prvků,

jako je atomů v 12g uhlíku 12C. Tento počet je dán Avogadrovou konstantou ( NA):

N(A) = 6,023 . 1023 (částic).mol-1

Hmotnost jednoho mol látky v g je číselně rovna relativní molekulové hmotnosti Mr,

hmotnost atomové hmotnostní jednotky mu = 1,66057. 10-27 kg.

Chceme-li vědět, kolik molů látky je v určitém množství m(g) obsaženo, můžeme vypočítat:

M(g.mol-1).................................. 1mol látky

m (g látky) ................................ n “ “

n (mol) = 1 . m(g) / M (g/mol)

Za normálních podmínek ( 0 oC, 1013,25 hPa) zaujímá 1mol plynné látky přibližně stejný

objem 22,4 l.

53. Směsi homogenní a heterogenní.

Směsi jsou látky obsahující minimálně dvě složky (chemické látky – chemická individua), které lze

od sebe oddělit fyzikálně - chemickými metodami.

Homogenní směs má ve všech svých částech stejné složení (směsi plynů, roztoky solí, dvě

navzájem mísitelné kapaliny.) Velikost částic je pod 10-9m.

Heterogenní směs se skládá ze dvou nebo více homogenních oblastí - fází. Fáze je od ostatních

částí oddělena rozhraním, na němž se vlastnosti mění skokem. Velikost částic heterogenní směsi

je větší než 10-7m.

Na hranici mezi směsmi homogenními a heterogenními leží oblast disperzních soustav, někdy

přiřazovaná k heterogenním.

hrubě dispersní - nad 5. 10-7m (aerosoly, suspenze, emulze, pěny) Dispersní soustava

jemně dispersní soustava - 10-9 až 5.10-7m , nepravé nebo koloidní roztoky. Částice v něm se neusazují. (roztoky bílkovin a makromolekulárních látek.).

54. Roztoky Jsou to homogenní směsi dvou nebo více látek. Vznikají rozpouštěním jedněch látek v druhých a mísí se na molekulární úrovni. Mohou při tom vznikat nová uskupení (asociáty) tvořené částicemi rozpouštědla a rozpuštěné látky.

Za rozpouštědlo považujeme zpravidla látku, která je v roztoku v nadbytku, je -li v roztoku kapalina, považujeme za rozpouštědlo zpravidla kapalinu, je -li ve směsi voda, považujeme za rozpouštědlo téměř vždy vodu.

Podle skupenství dělíme roztoky na pevné (slitiny, skla), kapalné (sůl-voda, líh-voda) a plynné (směsi plynů).

Roztoky s kapalným rozpouštědlem: kapalina - plyn, kapalina - kapalina, kapalina - tuhá látka.

Podle povahy rozpouštěné látky rozlišujeme

neelektrolytů (cukr - voda)

roztoky elektrolytů (sůl - voda)

potenciálních elektrolytů ( HCl - voda)

Roztoky neelektrolytů vznikají rozpouštěním látek s nepolárními, nebo jen slabě polárními

kovalentními vazbami, které přechází do roztoku jako celek. S molekulami rozpouštědla se

ovlivňují pouze van der Waalsovými silami. Tyto roztoky nevedou elektrický proud.

Roztoky elektrolytů vznikají rozpouštěním iontových sloučenin v polárních rozpouštědlech

(NaCl). Při jejich rozpouštění se ionty rozpouštěné látky obalují molekulami rozpouštědla

(solvatace, v případě vody hydratace). Ionty jsou v roztoku volně pohyblivé a roztoky vedou

elektrický proud.

Potenciální elektrolyty jsou látky s polárně kovalentní vazbou, jejíž molekuly se vlivem

polárního rozpouštědla rozpadají na ionty (HCl) .

55. Vlastnosti roztoků.

Neomezeně mísitelné látky: lze je mísit v libovolném poměru. Jsou to všechny plyny a některé kapaliny (líh - voda, voda - kyselina sírová).

Omezeně mísitelné látky tvoří homogenní směs jen v určitém rozsahu vzájemného poměru. Roztoky mohou být nasycené a nenasycené. V nenasyceném roztoku lze za dané teploty rozpustit další rozpuštěnou látku, v nasyceném nelze. Rozpustnost udáváme v množství látky, která se přidané teplotě rozpustí v určitém váhovém nebo objemovém množství kapaliny za vzniku nasyceného roztoku. ( Na 100g rozpouštědla, na 1l rozpouštědla). Také se udává v hmotnostních zlomcích. Nemísitelné látky jsou navzájem nerozpustné ( olej-voda, voda - baryt). Ideálně nerozpustné látky neexistují, 1l nafty znehodnotí 6 000 000 l vody.

56. Složení kapalných roztoků

Tato látka se probírá s pomocí tabulek Chemické veličiny, vztahy a výpočty.

Roztok je homogenní směs složená z rozpouštědla a rozpuštěné látky.

Rozpouštědlem bývá zpravidla látka, která je v roztoku v nadbytku. Je-li jedna ze složek

kapalina ostatní jsou látky pevné nebo plynné, bývá za rozpouštědlo považována kapalina.

Pokud je jednou ze složek voda, považuje se za rozpouštědlo téměř vždy voda. Značka pro

roztok je .

nasycený – při dané teplotě v něm nelze rozpustit další rozpouštěnou látku

Roztok

nenasycený – při dané teplotě v něm lze rozpustit další rozpouštěnou látku

Roztoky obsahující volně pohyblivé ionty vedou elektrický proud – jsou elektrolyty.

Množství látky v roztoku se zpravidla udává ve hmotnostních nebo objemových procentech,

ve hmotnostních nebo objemových zlomcích. Označíme-li hmotnost rozpuštěné látky ms a

hmotnost celého roztoku m, bude hmotnostní zlomek

Ws = ms / m

Hmotnostní procento = Ws . 100 %

Při vyjadřování složení roztoků dvou kapalin se užívá objemové procento a objemový

zlomek . Postup výpočtu je stejný jako u Ws a hmotnostního %

Dále lze složení vyjádřit koncentrací (mol / l resp. m3 ). Změny složení počítáme pomocí

směšovací rovnice nebo křížovým pravidlem.

57. Kyseliny a zásady.

Arheniova teorie kyselin a zásad:

Kyseliny jsou látky, schopné ve vodném roztoku odštěpit vodíkový kation H+.

HA = H+ + A-

Zásady jsou látky schopné ve vodných roztocích poskytovat anionty OH-.

ZOH = Z+ + OH-

Vodíkový kation není schopen samostatné existence, ale váže se na H2O jako oxoniový kation

H3O+.

Neutralizace je vzájemná reakce kyseliny a zásady, při které vzniká voda a sůl. Příklad.

58. Teorie kyselin a zásad Bronsted - Lowryho.

Bronsted - Lowryho definuje kyseliny a zásady obecnějším způsobem než Arrhenius.

Při některých reakcích si látky vzájemně vyměňují protony. Těmto reakcím říkáme protolytické.

Kyselina je částice (molekula, ion), která je schopna odštěpit proton. Je donorem – dárcem

protonu.

Zásada je částice (molekula, ion), která je schopna proton vázat. Je akceptorem – příjemcem

protonu.

HCl + H2O H3O + + Cl –

konjugovaný pár

konjugovaný pár

HCl se chová jako kyselina, H2O jako zásada. Když uvažujeme obrácený průběh reakce, je situace

obrácená.

Konjugovaný pár je tvořen kyselinou a zásadou, která z kyseliny vznikne po odštěpení

protonu. Členové konjugovaného páru se vzájemně liší o proton.

Protolytickým reakcím říkáme rovněž acidobazické (acidum – kyselina, báze – zásada.)

Jako kyseliny nebo zásady mohou podle této teorie vystupovat molekuly nebo ionty. Kyselina je

donorem (dárcem ) protonů, zásada akceptorem (příjemcem). Některé částice mohou vystupovat

obojím způsobem.

Látka, která se chová jako kyselina i zásada má obojaký (amfoterní ) charakter.

59. Síla kyselin a zásad.

Kyselina se může vůči silnější kyselině chovat jako zásada, vůči slabší jako kyselina.

Kyselina je tím silnější, čím snadněji proton odštěpí.

Zásada je tím silnější, čím snadněji proton váže.

60. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek, jednotka pH.

K výměně protonu může dojít i mezi molekulami protického rozpouštědla (schopného

odštěpit proton). . Tomuto ději říkáme autoprotolýza .

H2 O + H2 O H3 O+ + OH-

Molární koncentrace iontů vzniklých autoprotolýzou vody za standardních podmínek

c( H+ ) = c (OH- ) = 1.10-7 mol/dm3.

Kladná hodnota exponentu koncentrace c( H+ ), se označuje jako pH , c (OH- ) jako pOH.

Matematicky to lze vyjádřit, že pH = -log H+ = -log H3O+ Platí:

pH + pOH = 14

Zvýší-li se koncentrace H+ iontů, musí klesnout koncentrace OH- iontů a naopak.

Roztoky, které mají více iontů H než OH (pH < 7 ) jsou kyselé.

Roztoky, které mají stejně H a OH iontů ( pH =7) jsou neutrální

Roztoky, které mají více OH iontů než H (pH > 7) jsou zásadité.

61. Hydrolýza solí.

Při rozpouštění soli ve vodě dochází k jejich ionizaci. Reagují–li kationty soli s vodou za

vzniku nedisociovaného hydroxidu je výsledkem zvýšení koncentrace oxoniových iontů –

roztok se okyselí. Dochází-li ke vzniku nedisociované kyseliny, roztok je zásaditý.

Roztok soli silné kyseliny a silné zásady je neutrální.

Roztok soli silné kyseliny a slabé zásady reaguje kysele.

Roztok soli slabé kyseliny a silné zásady reaguje alkalicky.

Roztok soli slabé kyseliny a slabé zásady reaguje neutrálně.

Lewisova teorie kyselin a zásad.

Lewisova teorie považuje za zásadu látku obsahující alespoň jeden volný elektronový pár, schopný zúčastnit se donor- akceptorní vazby.

Mohou to být neutrální molekuly s volným elektronovým párem (voda, amoniak), nebo anionty (hydroxyl, halogenidový anion).

Kyselinou je podle této teorie látka schopná přijmout do svých volných (vakantních) orbitalů volný elektronový pár. Těmito látkami jsou

kationty kovů, víceatomové kationty a také elektroneutrální molekuly s volnými orbitaly na centrálním atomu.

Tuto teorii lze bez problémů aplikovat na neutralizaci.

H+ + OH- = H2O

lewisovská kyselina lewis. zásada

Lewis. kyselinou jsou např. halogenidy boru, - reakce s halogenidovým aniontem nebo s neutrální molekulou obsahující elektronový pár

(dimethylether).

62. Chemické reakce.

Podle vnějších změn dělíme chemické reakce na :

a. analýzu (rozklad) Ze složitějších látek vznikají jednodušší.

CuO = Cu+O

b. synthezu (skladné ) Z jednodušších molekul vznikají složitější.

Zn + S = ZnS .

c. substituci (nahrazení, vytěsnění) Atom nebo skupina atomů je nahrazena jiným

atomem nebo skupinou atomů.

CuSO4 +Zn = ZnSO4 + Cu

d. konverze ( podvojná záměna)

- neutralizace ( kyseliny nebo kyselinotvorné oxidy reagují se zásadami nebo

zásadotvornými oxidy za vzniku vody a soli).

KOH + HCl = KCl + H2O

CaO + 2 HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O

- reakce srážecí - produktem reakce je málo rozpustná sloučenina

Ag NO3 + KCl = AgCl + KNO3

- vytěsňování slabší kyseliny (nebo zásady) z jejich solí silnější kyselinou (zásadou)

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH

63. Termochemie. 64. Chemické reakce podle tepelného zabarvení

Termochemie je oblast termodynamiky zabývající se studiem tepelného zabarvení

chemických reakcí.

exotermní - při reakci se teplo uvolňuje

Chemické reakce

endotermní - při reakci se teplo spotřebovává

65. Chemická termodynamika. Chemická termodynamika se zabývá studiem fyzikálních a chemických dějů spojených s energetickými změnami.

otevřená - je možná výměna látek a energií s okolím

Soustava uzavřená - je možná výměna energií, nikoli látek

izolovaná - není možná žádná výměna látek a energií s okolím.

Stavové veličiny popisují stav soustavy. Je to na př. p, T, V, chemické složení soustavy atd. Stavové veličiny jsou závislé pouze na počátečním a konečném stavu soustavy, ne na cestách, kterými se z jednoho stavu do druhého přešlo.

intensivní nezávisí na velikosti soustavy (p, , T)Stavové veličiny extensivní závisí na velikosti soustavy ( m, V, n)

izobarický probíhá při p = const.

Děje izotermický probíhá při T = const.

izochorický probíhá při V= const.

V termochemických rovnicích je rovněž třeba uvádět skupenství látek, protože skupenské

změny souvisí se změnou energie –

s - solidus pevný

l - liquidus - kapalný

g - gasseous - plynný

aq - aquatic - vodný roztok

Většina chemických reakcí probíhá za stálého tlaku - je izobarická. V těchto případech

používáme k popisu výměny tepla s okolím extenzivní stavové veličiny - entalpie H . Velikost

entalpie není možno přesně určit, ale je možno měřit její změnu H. Změnu entalpie

porovnáváme s tzv. standardním stavem. Za standardní stav se volí takový stav látky, ve

kterém je při 298,15 K (250C) a tlaku 101,325 kPa (1013,25 hPa) látka nejstálejší.

Množství tepla, které soustava během izobarické reakce ( probíhající za konstantního tlaku )

a v rozsahu jednoho molu základních reakčních přeměn vymění s okolím se označuje jako

reakční teplo H.

Pro exotermické reakce je H záporná - soustava odevzdává energii okolí

Pro endotermické reakce je H kladná - soustava přijímá energii z okolí (její vlastní se

zvyšuje).

66. Termochemické zákony

I. termochemický zákon (Laplaceův - Lavoisierův)

Reakční teplo přímé i protisměrné chemické reakce je až na znaménko stejné.

II. termochemický zákon (Hessův)

Výsledné reakční teplo chemické reakce nezávisí na způsobu jejího průběhu, ale pouze na

počátečním a konečném stavu.

Celkové tepelné zabarvení vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních tepel reakcí

dílčích.

Standardní slučovací teplo(H0298)sluč. v kJ/mol je reakční teplo (změna entalpie), které se

uvolní nebo spotřebuje při vzniku 1mol sloučeniny přímo z prvků. Reagující prvky i produkty

uvažujeme ve standardním stavu. Standardní slučovací tepla prvků jsou nulová.

Standardní spalné teplo ( H 0298)spal v kJ/mol je reakční teplo reakce, při které je 1mol látky

spálen v nadbytku kyslíku. (Reaktanty i produkty se uvádí ve standardních stavech.)

67.Kinetika chemických reakcí. Vliv koncentrace na průběh chemické reakce.

Rychlost chemické reakce si můžeme definovat jako časový úbytek molární koncentrace

některého z reaktantů nebo přírůstek molární koncentrace některého produktu.

Podle Gultberga a Waaga je rychlost chemické reakce přímo úměrná součinu okamžitých

koncentrací reaktantů. U jednoduché rovnice A + B produkty

je rychlost reakce

v = k.

kde A a B jsou relativní molární koncentrace.

V obecné chemické rovnici

aA + bB reaktanty

je u jednoduchých reakcí rychlost reakce

v = k. Aa . Bb

V soustavě, kde probíhá reakce oběma směry, se po určitém čase ustavuje dynamická

rovnováha, kdy v1 = v 2 :

aA + bB cC + dD

v1 = v 2

k1. Aa . Bb = k2. Cc . Dd

Konstanty k1 k2 nezávisí na koncentracích složek a poměr k1/ k2 se nazývá rovnovážná

konstanta reakce Kc . Platí

k1 Cc . Dd k2 Aa . Bb

68. Vliv teploty na průběh reakce.

Molekuly reagujících látek se k sobě musí přiblížit tak, že vytvoří aktivovaný komplex, který se

potom rozpadá na produkty rekce. Tento komplex charakterizuje aktivační energie EA , kterou je

třeba dodat, aby reakce vůbec začala probíhat.

Se zvýšením teploty výchozích látek o 10o C zvyšuje rychlost chemické reakce 2 – 4 x .

Vzhledem k vyšší rychlosti se též ustavuje rychleji reakční rovnováha. Se změnou teploty se mění i

rovnovážná konstanta reakce, která závidí na teplotě.

69. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce.

Katalyzátory jsou látky, které se chemickou reakcí nemění, ale umožňují značné snížení

aktivační energie reakce a tím ji značně zhospodárňují.

Je-li katalyzátor i reaktanty ve stejné fázi, mluvíme o katalýze homogenní.

Jsou –li reaktanty a katalyzátor v různé fázi, jde o katalýzu heterogenní. Jsou –li reaktanty

plynné nebo kapalné a katalyzátor pevný, probíhá reakce na jeho povrchu – mluvíme o

kontaktní katalýze.

Negativní katalyzátory, které zpomalují průběh chemické reakce se nazývají inhibitory.

Mají -li všechny reaktanty stejné skupenství mluvíme o reakcích homogenních.

H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl(g)

2 NaOH (aq) + H2SO4(aq) = 2 H2O (l) + Na2SO4(aq)

Je-li skupenství reaktantů různé mluvíme o reakcích heterogenních.

Ca(OH)2(aq) + CO2(g) = CaCO3(s) + H2O(l)

70. Chemické rovnice.

Zápis chemické reakce pomocí značek, vzorců a koeficientů, který respektuje zákon

zachování hmotnosti nazýváme chemickou rovnicí.

Zákon zachování hmotnosti při chemických reakcích:

Hmotnost reaktantů = hmotnost produktů

Vyrovnávání rovnic :

K vyrovnání rovnice potřebujeme znát druh reaktantů a produktů.

Vyrovnání neutralizačních rovnic: Při neutralizačních reakcích vzniká voda a sůl. Voda

vzniká z H+ kyseliny a OH- hydroxidu. Musí tedy být na levé straně rovnice stejný počet

hydroxidových skupin a vodíků. Ze zbytků kyseliny a kationtu hydroxidu se zkombinuje sůl.

2 : 1 musí tedy být :

Mg(OH)2 + HNO3 = Mg (NO3)2 + H2O ; Mg(OH)2 + 2 HNO3 = Mg (NO3)2 + 2 H2O

2 : 3 musí tedy být :

Ca(OH)2 + H3PO4 = Ca3(PO4)2 + H2O; 3Ca(OH)2 + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Místo hydroxidu nebo kyseliny mohou být zastoupeny jejich oxidy. Sůl můžeme považovat

za složenou z hydroxidotvorného a kyselinotvorného oxidu: CaSO4 = CaO + SO3 . Kyslík

hydroxidotvorného oxidu váže 2 vodíky kyseliny na 1 vodu.

K2O + 2 HCl = 2 KCl + H2O

U jiných podvojných záměn bez změny oxidačního čísla se vyměňují kationty podle počtu

oxidačních čísel.

AlIII(NO3)3 + 3NaIOH = 3 NaNO3 + Al(OH)3

71. Redoxní rovnice.

K probírání této látky užíváme tabulku Chemické veličiny, vztahy a výpočty.

Rovnice, ve kterých se mění oxidační čísla atomů nazýváme redukčně - oxidační (redoxní).

Oxidační číslo je rovno náboji, který by získal prvek ve sloučenině, kdyby vazebné elektrony

všech vazeb které z něj vycházejí přešly zcela na stranu elektronegativnějšího z  partnerů

tvořících vazby.

Oxidační číslo zapisujeme římskou číslicí jako pravý horní index na př. Al III, O-II. Narozdíl

od označení náboje iontu nemusíme u kladného oxidačního čísla uvádět +.

Oxidační číslo atomu volného nebo vázaného v molekule prvku = 0. Vazba mezi atomy

stejného prvku k oxidačnímu číslu nepřispívá.

Kyslík má ve svých sloučeninách (s výjimkou peroxidů a sloučenin s F) vždy oxidační číslo -II.

Vodík má ve svých sloučeninách s výjimkou hydridů (sloučeniny H s prvky I.A a II.A

skupiny periodické soustavy) oxidační číslo I.

Oxidační čísla prvků ve sloučeninách mohou nabývat hodnot od -IV do VIII.

Oxidace a redukce probíhají vždy současně

Oxidační činidlo je látka schopná odebrat jiné látce elektrony a tím ji oxidovat. (Samo činidlo

se tím redukuje).

Redukční činidlo je látka schopná dodávat elektrony a tím látku redukovat (sama se při tom

oxiduje).

72. s- prvky.

Prvky, na jejichž valenční elektronové vrstvě se nachází pouze s-elektrony se nazývají s-prvky

Patří k nim prvky 1. a 2. skupiny periodické soustavy. Prvky 1. skupiny nazýváme alkalické

kovy, ve 2. skupině se nachází Be, Mg a kovy alkalických zemin – Ca, Sr, Ba, Ra.

73. Alkalické kovy – s 1 prvky. V  1. skupině periodické soustavy jsou zařazeny prvky Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Na vnější elektronové vrstvě mají jako H jeden elektron, ale

mnohem volněji vázaný, takže nemohou za žádných okolností vytvářet anionty. Naopak, odštěpují tento elektron velmi snadno, takže patří

k prvkům silně hydroxidotvorným a nazývají se též alkalické kovy. Jejich kationty vzniklé M = M+ + e- mají strukturu nejbližšího

vzácného plynu. Jejich elektronegativita klesá od Li k Fr, a je nejnižší ze všech prvků. Jsou měkké a mají malou hustotu .Jejich soli barví

plamen: Li karmínově, Na – žlutě, K – fialově, Rb a Cs modrofialově.

Výroba: Elektrolysou taveniny svých solí, nejčastěji chloridu. Elektrolyzér má katodu

železnou a anodu grafitovou.

2 NaCl 2Na + Cl2

Alkalické kovy jsou velmi reaktivní, na vzduchu rychle oxidují, přičemž vznikají hydroxidy a uhličitany. Při spalování ve vzduchu dává Li

oxid, ostatní peroxidy. (rovnice). V čistém kyslíku dává Li oxid s příměsí peroxidu, Na peroxid, ostatní hyperoxidy s aniontem O2-.

Bouřlivě reagují s vodou za vzniku hydroxidů. Reaktivita vzrůstá od Li k Fr. S prvky 17.

skupiny se slučují přímo se světelným efektem nebo výbuchem. Používají se do světelných

výbojek, směs Na + K jako chladivo do některých typů jaderných reaktorů.

Nejvýznamnějším halogenidem je chlorid sodný – kuchyňská sůl NaCl. Získává se z  mořské

vody nebo těžbou z ložisek.

Hydroxid sodný NaOH a draselný KOH jsou jedny ze základních průmyslových a

laboratorních chemikálií. Vyrábí se elektrolysou vodných roztoků NaCl a KCl . K výrobě

mýdel, léčiv, čištění olejů atd.

Dusičnan sodný se vyskytuje čilském ledku, dříve hnojivo a surovina na výrobu kyseliny

dusičné, lze je konversí s KCl převést na dusičnan draselný. Je významným oxidačním

činidlem hnojivem (výroba černého střelného prachu).

Uhličitan sodný (soda) . Dnes se vyrábí Solvayovým způsobem:

NaCl + H2 O + NH3 + CO2 = NaHCO3 + NH4Cl

2 NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2

Soda se užívá k měkčení vody, k výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu atd.

Hydrogenuhličitan sodný – jedlá, zažívací soda NaHCO3 je součástí kypřících prášků a

k neutralizaci žaludeční kyseliny.

Uhličitan draselný – potaš – je surovinou pro výrobu draselných (mazlavých) mýdel a

chemického skla.

74. ns 2 prvky

Be, Mg, a prvky alkalických zemin Ca, Sr, Ba, Ra mají elektronovou strukturu ns2. Jejich oxidy jsou MO, , jejich zásaditost roste odshora dolů, hydroxidy jsou M (OH)2. Be (OH)2 je amfoterní, Mg (OH )2 je slabou zásadou,

Ca(OH)2 a Sr(OH)2 jsou zásady středně silné, Ba(OH)2 je silnou zásadou.

Sloučeniny Be jsou velmi nebezpečné pro zdraví při vdechování a poranění, sloučeniny Ba jsou jedy s výjimkou nerozpustného síranu.

Ca a Mg jsou jedny z nejrozšířenějších prvků na Zemi, jsou biogenní. Nedostatek Ca vyvolává křeče svalstva, dlouhodobý řídnutí kostí, u

dětí křivici(také nedostatek vitaminu D).Nedostatek hořčíku vyvolává podle stupně různě těžké nervové poškození. Poměr Ca:Mg v potravě

by měl být hmotnostně 2:1. Poranění slitinami hořčíku (elektron) je třeba chirurgicky vyčistit (jako u Be). Ca barví plamen cihlově, Sr

červeně, Ba světlezeleně.

75. Vápenec, vápno, krasové jevy, přechodná tvrdost vody.

Ze sloučenin Ca jsou nejdůležitější uhličitan vápenatý – vápenec , dihydrát síranu

vápenatého – sádrovec, fosforečnany vápenaté – fosforit a apatit.

Uhličitan vápenatý CaCO3 se vyskytuje v přírodě jako nerost kalcit a aragonit. Vápenec je

hornina obsahující převážně CaCO3, je-li krystalický a leštitelný , jde o mramor.

Slouží k výrobě oxidu vápenatého – páleného vápna: 900 – 1000 oC pálené vápno

CaCO3 CaO + CO2

Z páleného vápna se reakcí s vodou (hašením) vyrábí hydroxid vápenatý – hašené vápno.

CaO + H2O Ca(OH)2

Hašené vápno se používá hlavně ve stavebnictví jako pojivo do malty. Malta tuhne

působením vzdušného oxidu uhličitého zpět na uhličitan vápenatý.

Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O

Uhličitan vápenatý je látka prakticky ve vodě nerozpustná. V  přírodě však přichází do styku

s vodou obsahující rozpuštěný oxid uhličitý a je tedy slabou kyselinou uhličitou H2 CO3. S ní

reaguje za vzniku hydrogenuhličitanů, které jsou ve vodě rozpustné. Tvoří tzv. přechodnou

tvrdost vody, protože zahříváním se opět rozkládají na nerozpustný uhličitan. Tento jev je i

příčinou krasových jevů.

CaCO3 + H2 CO3 Ca(HCO3 )2

76. Síran vápenatý, sádrovec, sádra, trvalá tvrdost vody.

Dihydrát síranu vápenatého CaSO4 . 2 H2O se v přírodě vyskytuje jako minerál sádrovec.

Jeho zahřátím nad 100oC se uvolní část krystalové vody a mění se na hemihydrát

CaSO4.1/2H2O – sádru . Sádra smísením s vodou znovu vykrystalizuje – tvrdne.

2CaSO4 . 2 H2O 2CaSO4 . 1/2 H2O + 3H2O

Sádrovec je poněkud rozpustný ve vodě a tvoří hlavní součást tzv. trvalé tvrdosti vody –

varem neodstranitelné.

Dusičnan vápenatý – ledek vápenatý Ca(NO3)2 a dihydrogenfosforečnan vápenatý

superfosfát Ca(H2 PO4 )2 se používají jako hnojiva v zemědělství.

77. Hořčík – Mg

se vyskytuje v přírodě v magnezitu MgCO3 a dolomitu CaCO3 . Mg CO3 . Magnesit se používá k výrobě

vyzdívky vysokých pecí. Mg(HCO3)2 je součástí přechodné tvrdosti vody, MgSO4 je obsažen v minerálních

vodách s projímavým účinkem (Šaratice).

Prvky s2 se vyrábí elektrolysou chloridů. Kovový hořčík se používá do slitin – elektron. Poranění kovovým

hořčíkem se obtížně hojí, je třeba je chirurgicky ošetřit jako u Be.

78. p 1 prvky. Bor. Tato skupina zahrnuje prvky B,Al, Ga, In, Tl s elektronovou konfigurací ns2np1. S výjimkou B jsou tyto prvky kovy. Nejvyšší dosažitelné oxidační číslo s1 – prvků je III. Ga, In, Tl mohou mít ve sloučeninách oxidační

číslo I, které je pro Tl stálejší – proto sloučeniny TlIII jsou silným oxidačním činidlem. Oxidy: boritý – kyselý, hlinitý –amfoterní, ostatní

zásadité, zásaditosti přibývá směrem dolů. Tl2O a TlOH jsou silné zásady.

Bor je nereaktivní pevná, tmavá, kovově lesklá látka.

Sloučeniny s vodíkem se nazývají borany, nejjednodušší je diboran. Obsahuje elektronově

deficitní vazbu – zde třícenterní dvouelektronová.

Kyselina boritá (trihydrogenboritá) – bílé šupinkovité krystaly, velmi slabá kyselina. Po

hydrataci reaguje jako jednosytná kyselina. 3% roztok je borová voda.

Tetraboritan disodný (borax) je součástí smaltů, glazur, žáruvzdorných skel, detergentů,

kosmetických přípravků, herbicidů atd. Sloučeniny borité jsou součástí vnějších léků (borová voda, Opthal), nesmí být užíván vnitřně.

79. Hliník

je po kyslíku a křemíku nejrozšířenějším prvkem zemské kůry. Je to stříbrolesklý kov t.t.

660oC, dobře tvárný, vede výborně elektrický proud. Je značně reaktivní a v přírodě se vyskytuje pouze ve sloučeninách. Hlavní rudou je bauxit, AlO(OH). Další rudou je kryolit –

hexafluorohlinitan sodný Na3 Al F6. Při výrobě se bauxit rozpustí v NaOH, izoluje se hydroxid hlinitý, žíháním při 1200oC se převede na

oxid, elektrolyzuje se ve směsi s kryolitem.

Al se na vzduchu povléká vrstvičkou oxidu, která jej chrání před další oxidací, proto je

značně stálý. Je amfoterní prvek, s kyselinami i louhy reaguje za vzniku vodíku.Použití v metalotermii (zde aluminotermie) se používá k redukci jiných kovů. Termit je směs Al a Fe2O3. Při jeho zapálení vzniká vysoká

teplota a vytavuje se železo. Použití např. na svařování kolejí.

Oxid hlinitý má modifikace aje rozpustná v kyselinách, žíháním přechází na

Ta je těžko tavitelná, rozpustit se dá tavením s hydroxidy. V přírodě se vyskytuje jako

korund, safír, rubín, smirek.

Síran hlinitý použití pro papírenský průmyslu a textilním (impregnace) a čiření vody.

Sloučeniny Al (oxid, hydroxid ) jsou součástí léků k neutralizaci žaludečních šťáv i jiných (Superpyrin).

Sloučeniny Tl jsou jedovaté (jed na krysy).

80. p 2 prvky. Uhlík.

Mezi p2prvky patří C, Si, Ge, Sn, Pb. elektronová struktura je ns2np2. Směrem dolů roste

jejich kovový charakter. C je nekov, Si a Ge jsou polokovy, Sn a Pb kovy.

Uhlík tvoří v přírodě dvě alotropické modifikace – tuhu(grafit) a diamant.

Grafit má ze všech prvků nejvyšší t.t. Tuha (grafit) tvoří krystalovou mřížku s vrstevnatou strukturou (str. 143). Pevná vazba na tři sousední atomy a kolmo k nim orientovaný

pz orbital jsou příčinou vlastností tuhy – snadnost otěru ve směru vrstev a elektrická vodivost.

Použití: Elektrody pro elektrolysu a elektrický oblouk, do náplně monočlánků, do tužek a

mazacích tuků. Jako moderátor v jaderných reaktorech.

Diamant je nejtvrdší nerost. V krystalu každý atom vázán se čtyřmi sousedními atomy

rovnocennými vazbami směřujícími do vrcholu tetraedru.

Použití : Dobře vyvinuté přírodní diamanty ve šperkařství, řezání skla, brusné pasty a

kotouče.

Uhlík se užívá jako redukční činidlo. Místo čistého uhlíku se ale používá uhlí nebo koks.

Aktivní uhlí je uhlík s velkým povrchem. Používá se k adsorpci např. plynných nebo

barevných látek – plynové masky, rafinace cukrovarské šťávy, živočišné uhlí.Buckminsterfullereny - nově objevená modifikace – původně byl navrhován název fotbaleny pro podobnost molekuly s  fotbalovým míčem -

připravovaná odpařováním C v He atmosféře. Izolovány molekuly C60, C70, C80, C84, C90, C94 atd. Využití je předmětem výzkumu.

Sloučeniny uhlíku jsou organické a anorganické.

Všechny organické sloučeniny obsahují C a je jich nesrovnatelně víc, než všech anorganických sloučenin dohromady.

Oxid uhelnatý – bezbarvý plyn, bez zápachu, prudce jedovatý. Vzniká nedokonalým

spalováním paliv.

2C + O2 2 CO

V těle se s hemoglobinem váže na karboxyhemoglobin, který je poté pro přenos kyslíku

nefunkční. Ve větším množství může způsobit vnitřní zadušení.

Oxid uhličitý – bezbarvý plyn ve větším množství štiplavého zápachu, těžší než vzduch,

nejedovatý, ale nedýchatelný. Je produktem živočišného metabolizmu, reaktant fotosyntézy.

Kapalný v sněhových hasicích přístrojích, pevný jako chladivo a k výrobě dýmových efektů

(suchý led). Vodný roztok obsahuje kyselinu uhličitou, slabou a nestálou od které odvozujeme

dvě řady solí – hydrogenuhličitany a uhličitany. (Významné uhličitany – viz prvky I.A a II.A

skupiny).

81. Křemík a germanium.

Křemík je po kyslíku druhý nejrozšířenější prvek v zemské kůře, vyskytuje se pouze ve

sloučeninách. Připravuje se redukcí oxidu křemičitého – křemene velmi čistým koksem.

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Krystalický křemík je odolný vůči kyslíku (vrstvička oxidu), odolný vůči kyselinám ale

rozpouští se v roztocích hydroxidů . Křemík je polovodičem, jeho odpor s teplotou klesá.

Používá se pro výrobu polovodičů – pro mikroprocesory. Pro výrobu tranzistorů je třeba Si s obsahem nečistot pod 10-9 až 10-10 %, někdy 10-12%

Za vysoké teploty se slučuje s kyslíkem na oxid, s halogeny na halogenidy SiX4 , s C na SiC a

s většinou kovů na silicidy.

Oxid křemičitý je podstatou křemene, v přírodě jako křišťál, ametist, růženín, morin, citrin,

záhněda .

SiO2 je základní surovinou pro výrobu skla. Složením skla lze ovlivňovat jeho vlastnosti.

(draselná skla, boritá, olovnatá)

Křemenné sklo vzniká roztavením a rychlým zchlazením křemene. Je značně tepelně odolné.

Karbid křemíku SiC – karborundum, vyrábí se reakcí křemene s mírným nadbytkem koksu

nebo antracitu v elektrické peci. Tvrdost 9,5, brusný materiálSilany SinH2n+2, bezbarvé plyny nebo kapaliny na vzduchu samozápalné.

Halogenidy SiX4 reakcí Si nebo SiC s halogeny. SiCl4 se vyrábí se ve velkém množství jako meziprodukt pro výrobu velmi čistého křemíku

pro polovodiče a pro výrobu silikonů.

Kyseliny křemičité existují pouze ve vodných roztocích.

Vodní sklo – roztok křemičitanů Na a K.

Germanium je polokov, který se získává z popílku vznikajících při výrobě zinku. Dříve k

výrobě tranzistorů a pro zhotovování okének propouštějících infračervené záření. Nemá

toxikologický význam.

82.Cín a olovo.

Obvyklá oxidační čísla těchto prvků jsou II a IV. SnII přechází snadno na SnIV , je tedy silným redukčním činidlem, naopak PbIV přechází snadno na PbII a je činidlem oxidačním. Cínovou rudou je cínovec (kassiterit) SnO2, ze kterého je cín vyredukován uhlím. Cín je jedním z nejstarších známých kovů. Existuje ve třech známých modifikacích. Nejzávažnější je změna bílého cínu na šedý (práškový) která probíhá při teplotách pod 13,2oC. Cín dlouhodobě uložený při nízké teplotě se rozpadá na šedý prášek (cínový mor). Bílý cín časem ztrácí lesk a pokrývá se vrstvičkou oxidu, která jej chrání před další oxidací. Používá se k výrobě pocínovaných plechů pro potravinářství, bronzů, ložiskových kovů, klempířských pájek, tiskařských liter(liteřina). Oxid ciničitý se užívá k výrobě smaltů. Cín nemá toxikologický význam, kromě některých organických sloučenin cínu (př. Lastanox = bis-tributylcínoxid).Olovo je rovněž využíváno od starověku. Hlavní rudou je galenit PbS. Pražením se převádí na oxid a ten se redukuje C na Pb (rovnice).Olovo a oxid olovičitý se používá pro výrobu akumulátorů. Užití podobné jako u cínu do pájek, ložiskových kovů a liteřiny s  výjimkou potravinářských aplikací (jedovatost olova). Velké množství olova k vylepšování oktanového čísla benzinů (tetraethylolovo)Olovo je jedním z nejčastějších průmyslových jedů. Působí na krvetvorbu a na nervovou soustavu. Pro životní prostředí představuje nebezpečí používání olovnatých benzinů.

83. p 3 – prvky, dusík.

K těmto prvkům patří N,P,As,Sb,Bi. Jejich valenční elektronová vrstva má strukturu ns2 np3

N a P jsou nekovy, As a Sb jsou polokovy a Bi je kov.

Dusík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, t.t. –210,5oC, t.v.-193 oC. Je tvořen

dvouatomovými molekulami poutanými velmi pevnou trojnou vazbou, což je příčinou jeho

malé reaktivity. Ve vzduchu je 78% nesloučeného dusíku. Je biogenním prvkem, je vázán ve všech živých organizmech nebo jejich přeměněných produktech (chilský ledek)

Vyrábí se destilací zkapalněného vzduchu.

Dusík může nabývat oxidačních čísel od –III do +V. S kyslíkem tvoří oxidy +I až +V,

nejvýznamnější jsou N2O, NO a NO2.N2O je plyn bez barvy nasládlého zápachu, má narkotizační účinky (rajský plyn –laughing gas), používá se při operacích jako narkotizační

prostředek, do bombiček na výrobu šlehačky.

Oxid dusnatý NO je bezbarvý plyn, který se na vzduchu rychle oxiduje na NO2. Je

meziproduktem při výrobě kyseliny dusičné, vzniká při spalování fosilních paliv, je ve

výfukových plynech.

Oxid dusičitý NO2 je hnědočervený plyn, vedlejší produkt řady chemických výrob, vzniká při

spalování fosilních paliv. Patří mezi zdraví škodlivé látky a jeho koncentrace v ovzduší je

sledovaná. S vodou dává kyselinu dusičnou a oxid dusnatý. Tato reakce se užívá při výrobě

kyseliny dusičné.

NO i NO2 podílí se na vzniku kyselých dešťů. Jejich koncentrace v ovzduší se uvádí jako

směs oxidů dusíku NOx .

Amoniak, NH3, bezbarvý plyn štiplavého zápachu, vyrábí se z dusíku a vodíku. Pt, 700 oC

N2 + 3H2 2 NH3

Prodává se jako 25% roztok (čpavek). Ve vodném roztoku je kromě molekul NH3 a H2O i

část iontů NH4+ a OH-. Má tedy zásaditou reakci. Amonné ionty jsou přítomny v mnoha

amonných solích. Použití: Výroba dusíkatých hnojiv, kyseliny dusičné a jako chladicí medium

v chladicích zařízeních.

Kyselina dusičná, HNO3, dříve se vyráběla z chilského ledku působením kyseliny sírové, dnes

katalytickou oxidací amoniaku.

4NH3 + 5O2 4 NO + 6 H2O

Pro výrobu výbušin a barviv, je silným oxidačním činidlem. Při její reakci s kovy se

neuvolňuje vodík, ale oxiduje je. Její směs s HCl v poměru 1 : 3 rozpouští i zlato a platinové

kovy (lučavka královská). Její amonné, vápenaté a draselné soli jsou hnojiva zvaná ledky.

84. Fosfor

P, v přírodě pouze ve sloučeninách, hlavně soli kyseliny fosforečné, hlavně fosforečnan Ca,

tvořící podstatnou složku fosforitu a apatitu. Je přítomen v kostech, zubech a v organických

sloučeninách  (např. nukleových kyselinách. ) Je biogenním prvkem. Čistý ve třech modifikacích, bílý, červený a černý. Jsou to tzv. alotropické modifikace = různé krystalové modifikace téhož prvku.

Bílý fosfor P4, na vzduchu samozápalný, velmi jedovatý, dříve používaný k výrobě sirek.

Červený fosfor vzniká z bílého zahříváním, není jedovatý, méně reaktivní, k výrobě zápalek. Černý P má kovový vzhled a vlastnosti. Vzniká zahříváním červeného za vysokých teplot a tlaků. Vede teplo a elektrický proud. Je nejméně

reaktivní.

Oxidační číslo P je jako u N -III až +V

Oxid fosforečný, P2O5, ve skutečnosti P4O10, bílá látka, vzniká spalováním P s nadbytkem

vzduchu, silně hygroskopický, s největší sušicí mohutností.

Reakcí P2O5 s vodou vznikají kyseliny fosforečné, HPO3, H4P2O7 a nejstálejší

trihydrogenfosforečná H3PO4. Pro výrobu odrezovačů, povrchová úprava železa (fosfátování)

a pro výrobu hnojiv. Tvoří tři řady solí .

Fosforečnan vápenatý je součástí fosforitu a apatitu, vyrábí se z něj superfosfát pro výživu

rostlin . Arsen, As, kovový lesk, využití do slitin (liteřina, broky, akumulátorové desky) a pro polovodiče. Sloučeniny jsou jedovaté , oxid arsenitý

(utrejch, otrušík – Maryša). K výrobě léčiv, barviv, jed na krysy, konzervace zoologických preparátů. Malá dávka svěží vzhled(koně). je

podezřelý z karcinogenity.

Antimon – do podobných slitin jako arsen, toxikologické vlastnosti jako u As, otravy lehčí.

Bismut – stříbrolesklý kov, použití do nízkotajících slitin (Woodův kov), sloučeniny v lékařství. Rozpustné sloučeniny mohou být jedovaté.

85. p 4 – prvky, chalkogeny.

Patří k ni O,S,Se,Te,Po. Jejich elektronová struktura je ns2np4, kromě kyslíku mohu

nabývat oxidačních čísel od –II do +VI .

Sloučeniny s vodíkem : H2O, H2S, H2Se, H2Te.

Voda kapalina, ostatní plyny, páchnoucí a jedovaté, čím níže v periodické soustavě, tím víc

páchnou a jsou jedovaté.

Síra.

Zpravidla žlutá krystalická látka složená z cyklických  molekul S8, krystalizující

kosočtverečně nebo jednoklonně. B.t. podle modifikace 95,5 – 102,5oC. Kromě toho

síra plastická a sirný květ.

Vyskytuje se zpravidla ve formě síranů a sulfidů, volná v blízkosti sopek a v sopečných

plynech, v sirných ložiscích.

Oxid siřičitý, bezbarvý, poněkud jedovatý plyn štiplavého zápachu. Vzniká spalováním síry:

S + O2 SO2

častěji pražením pyritu:

4 Fe S2 + 11 O2 8 SO2 + 2 Fe2 O3

V laboratoři rozkladem siřičitanů.

Na2 S O3 + H2 S O4 Na2 S O4 + H2 O + S O2

Použití k bělení tkanin, cukrovarnické šťávy, k desinfekci sklepů a sudů a hlavně k výrobě

kyseliny sírové. Vodný roztok je slabou kyselinou. Je silným redukčním činidlem, kyslíkem se

za přítomnosti katalyzátoru oxiduje na oxid sírový.

2 SO2 + O2 2SO3

Oxid sírový se vyskytuje jako trimer a polymer, prudce reaguje s vodou na kyselinu sírovou(rovnice). Pro prudkost reakce se zpravidla

rozpouští nejprve v kyselině sírové na oleum ( 25 –65% oxidu sírového v kyselině sírové) a to se teprve ředí.

Kyselina sírová je nejpoužívanější chemikálií, slouží při výrobě barviv, léčiv, výbušin, pracích

prostředků, akumulátorový elektrolyt atd. Dodává se jako 96-98%roztok s  asi 1,8 g/cm3,

při ředění vzniká mnoho tepla, vždy lijeme kyselinu do vody. Je silně hygroskopická,

organické látky jejím účinkem uhelnatí.

Oxidy síry jsou součástí tzv. kyselých dešťů.

Sulfan (sirovodík), bezbarvý, páchnoucí, jedovatý plyn, vzniká hnitím bílkovin nebo

rozkladem sulfidů kyselinami. Vodný roztok je slabou kyselinou od níž se odvozují dvě řady

solí – sulfidů: Hydrogensulfidy jsou ve vodě rozpustné, ze sulfidů jen sulfidy alkalických kovů.

Na2S se používá k depilaci.

Selen je polokov, který značně snižuje odpor s osvětlením, používá se ve fotodiodách. Dnes je hlavním použitím Se kopírovací technika a

výroba některých slitin. Je podobně jedovatý jako arsen, ale v organizmu má funkci jako stopový prvek. Chrání před rakovinou. (asi 50

mikrogramů denně).

Tellur má kovový vzhled, ale chemické chování jako nekov. Používá se do speciálních slitin. Požití sloučenin v  malém množství způsobuje

česnekový zápach dechu (15mg až 3/4 roku).

Polonium je velmi vzácný radioaktivní prvek (1mg v 1t uranové rudy).

86. p 5 – prvky – halogeny.

Elektronová struktura halogenů je ns2np5. Patří k nim F, Cl, Br, I, At. Všechny tvoří

dvouatomové molekuly. Do úplného zaplnění vnější vrstvy na elektronový oktet jim chybí 1

elektron, což vyvolává jejich vysokou elektronegativitu. Elektronegativita klesá směrem dolů.

F2 je žlutozelený plyn, Cl2 zelenožlutý, Br2 hnědočervená kapalina, I2 tmavě fialová

krystalická látka. V přírodě se vyskytují výhradně ve sloučeninách. Oxidační čísla mohou

být(vyjma F) –I do +VII.

Fluor má ze všech prvků největší elektronegativitu. Jeho oxidační číslo je vždy –I.

V přírodě se vyskytuje jako fluorit (kazivec)CaF2, kryolit Na3AlF6. Proud fluoru způsobuje na kůži okamžitě hluboké a těžko se hojící

popáleniny. K výrobě plastických hmot(teflon). Kyselina fluorovodíková (vodný roztok HF) používá se k leptání skla, odmašťování oceli

před smaltováním, v analytické chemii k rozkladu křemičitanů.

Chlor se vyskytuje v přírodě nejčastěji ve formě chloridů, hlavně NaCl, z jehož nasyceného

roztoku nebo taveniny se vyrábí elektrolysou. Laboratorně z oxidu manganičitého a  HCl.

Reakcí Cl2 s vodíkem se připravuje chlorovodík. Dříve se vyráběl z NaCl a kyseliny sírové.

Vodný roztok HCl je kyselina chlorovodíková. S neušlechtilými kovy reaguje přímo,

s ušlechtilými za přítomnosti oxidačního činidla (s HNO3 – lučavka královská). Její soli jsou

chloridy.

Chlor se užívá k výrobě plastických hmot, k desinfekci vody, k řadě dalších chemických

výrob, byl v I.válce zneužit jako bojový plyn.

Z kyslíkatých sloučenin chloru jsou důležité chlornany s – prvků (chlorové vápno, Savo),

chlorečnany a chloristany sloužící k výrobě pyrotechniky a zápalek. Brom a jod se získávají zaváděním Cl do roztoků bromidů a jodidů.

Brom je velmi agresivní na kůži a pro oči velmi nebezpečný. Používá se k výrobě klidnících léků a v analytické chemii.

Jod se rozpouští v alkoholu (jodová tinktura), v nepolárních rozpouštědlech a roztocích jodidů. Slouží k desinfekci a v analytické chemii.

87. p 6 – prvky – vzácné plyny.

Patří k nim He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Mají zcela zaplněné valenční orbitaly, He 1s 2, ostatní

ns2np6

netvoří tedy víceatomové molekuly a jsou mimořádně neslučivé. Od He, Ne, Ar neznáme žádné sloučeniny, Od Kr, Xe a Rn jsou nyní některé

sloučeniny známy. Např. od xenonu je znám oxid xenonový a xenoničelý, fluoridy xenonatý, ičitý, ový, a soli kyseliny xenonové a xenoničelé.

Použití do žárovek a výbojek - neony. Ne – oranžové,Ne+Hg modré, je-li trubice ze žlutého skla, zelené,He ve žluté trubici - žluté, He dříve

k plnění balonů, k přípravě dýchacích směsí pro potápěče do velkých hloubek, ve fyzice nízkých teplot (má nejnižší b.t. a b.v.). Radon se

používá v lázeňských zařízeních k léčení revmatismu. Svou radioaktivitou je dlouhodobě nebezpečný.

88. Elektrochemie.

Elektrochemie je vědní disciplína, zabývající se soustavami obsahujícími částice s elektrickým nábojem.

Elektrická dvojvrstva vzniká mezi povrchem kovu a elektrolytem, do kterého je kov ponořen. Přechází-li ionty z  kovu do elektrolytu, kov se

nabíjí záporně, přechází-li ionty z elektrolytu na kov, kov se nabíjí kladně.

Kov ponořený do roztoku své soli se nazývá poločlánek, spojením dvou různých poločlánků

solným můstkem (vysvětlit) získáme galvanický článek. Potenciál dvojvrstvy není možné měřit, ale je možno změřit potenciální rozdíl dvou libovolných poločlánků.

Jako srovnávací poločlánek se používá vodíková elektroda, které byl dohodou přiřazen potenciál 0 V.

Stanovený potenciální rozdíl mezi vodíkovou elektrodou a kovovou elektrodou ponořenou do roztoku své soli o jednotkové molární

koncentraci se nazývá standardní potenciál E0. Podle standardních potenciálů jsou kovy seřazeny v řadě napětí kovů a vodíku

Po svém objeviteli se řada nazývá Beketovova.

Neušlechtilé kovy ušlechtilé kovy

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Tl Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au

Kovy, nacházející se vlevo od H jsou neušlechtilé (v přírodě se nachází pouze ve sloučeninách),

kovy vpravo od H jsou ušlechtilé ( nachází se i ryzí).

Kov ležící v tabulce vlevo je redukčním činidlem pro kov ležící od něj vpravo – kov s nižším

potenciálem redukuje kovy s potenciálem vyšším.

Ušlechtilé kovy mají E0 kladný, neušlechtilé záporný.

Kovy ležící v řadě před vodíkem reagují s kyselinami za vývoje vodíku (nahrazují - redukují

vodík ).Kovy ležící za vodíkem reagují pouze s kyselinami, které mají oxidační účinky – oxidují se na úkor centrálního atomu kyseliny. Při těchto

reakcích se neuvolňuje vodík!

Na základě znalostí potenciálů můžeme rozhodnout, kterým směrem chemické reakce

samovolně probíhají.

89. Galvanické články a akumulátory.

K nejjednodušším článkům patří článek Daniellův, tvořený Zn a Cu poločlánky. Nejužívanějším je Leclancheův článek, používaný jako běžné baterie do svítilen.

Sekundární články – akumulátory lze po vybití znovu nabít průchodem stejnosměrného

elektrického proudu.

Nejznámějším akumulátorem je akumulátor olověný. Obsahuje elektrody z olova (mají šedivou barvu)

a oxidu olovičitého (hnědočervené). Nabíjení a vybíjení Pb akumulátoru lze zapsat: vybíjení

Pb + PbO2 + 2H2 SO4 2H2O + 2PbSO4 nabíjení90. Elektrolýza.

Při vedení elektrického proudu v kovech nedochází k jejich změně. Při vedení proudu

v elektrolytech dochází k redoxním změnám.

Na katodě ( - ) dochází k předávání elektronů kationtům - snižuje se oxidační číslo – probíhá

redukce.

Na anodě ( + ) dochází k odnímání elektronů aniontům - zvyšuje se oxidační číslo – probíhá

oxidace.

Rozklad látek stejnosměrným elektrickým proudem nazýváme elektrolýza.

Př: elektrolýza chloridu měďnatého, vodného roztoku NaCl, taveniny NaCl. Proč oddělujeme

anodický a katodický prostor.

Použití elektrolýzy: výroba Al, alkalických kovů, chloru, fluoru, čištění (rafinace) mědi,

pokovování.Při pokovování se jako katoda použije pokovovaný předmět, na který se vylučuje vrstvička kovu, která chrání nebo zdobí.

91. Komplexní – koordinační – sloučeniny.

Koordinační částice se skládají z centrálního atomu nebo iontu, ke kterému je připojeno

(koordinováno) několik donorových částic (dárců elektronů) – ligandů ( z lat. ligare -

vázati se), atomových skupin, molekul nebo iontů. Počet ligandů musí být vyšší než je

oxidační číslo středového atomu. Centrálním atomem bývá zpravidla ion atomu

přechodného prvku (FeIII, CoIII, NiII,CrIII, PtIV atd. ), ve smyslu Lewisovy teorie je

kyselinou, akceptorem volných elektronových párů. Ligandy jsou neutrální molekuly

nebo atomové skupiny (H2O, NH3, CO) nebo anionty halogenů, CN- , OH-, NO2-. Ligand

je dárcem (donorem ) elektronového páru pro vytvoření koordinační vazby.Ve smyslu

Lewisovy teorie jsou ligandy zásadami. Koordinační sloučenina může obsahovat

koordinační částici v kationtu, aniontu nebo v obou současně.

Nejobvyklejší ligandy

aniontové neutrální

CN- kyano

SCN- thiokyano

NO2- nitro

NO3- nitrato

SO4-2 sulfato

OH- hydroxo

H- hydrido

F- fluoro

Cl- chloro

Br- bromo

O-2 oxo

S-2 thio

H2O aqua

NH3 ammin

NO nitrosyl

CO karbonyl

N2 dinitrogen

C2H4 ethylen

V názvu sloučeniny jsou v předponách uváděny názvy ligandů a jejich počet řeckými

číslovkami. Komplexní ionty jsou umísťovány v hranatých závorkách.

hexakyanoželezitan draselný : oxidační číslo aniontu vypočteme součtem oxidačních

čísel všech částic které ho tvoří: 6 CN-I skupin +1 centrální ion FeIII : -I . 6 + III . 1 = - III

KI3 [FeIII (CN)-I

6]1-III = K3[Fe (CN)6]

V iontu komplexních sloučenin mohou být přítomny ligandy různého typu. V tom případě při

určování oxidačního čísla komplexního iontu sečteme všechna oxidační čísla přítomných

skupin a tento součet je oxidačním číslem komplexního iontu.

Př.: diammin - dikyano - dinitrokobaltitan vápenatý:

III.1 + 0 . 2 + (-I). 2 + (-I). 2 = -I

CaII1 [CoIII (NH 3)0

2 (CN)-I2 (NO2)-I

2 ]-I2 = Ca[Co(NH3)2(CN)2(NO2)2]2

Komplexní může být jak kation, tak anion komplexní sloučeniny:

hexachloroplatičitan tetraamminplatnatý

[PtII (NH3)04]II

2 [PtIV Cl-I6 ]-II

2 krátíme 2: [Pt(NH3)4] [Pt Cl6 ] tetraaminplatnatý hexachloroplatičitan

Počet ligandů vázaných na centrální částici nazýváme koordinační číslo. Zpravidla se setkáváme s koordinačním číslem 2-7.

Koordinační číslo 2 a 3 není příliš rozšířeno. Koordinační číslo 4 je charakterizováno čtvercovým nebo tetraedrickým uspořádáním ligandů.

Koordinační číslo 5 je charakterizováno uspořádáním tetragonální pyramidy nebo trigonální bipyramidy. Koordinační číslo 6 znamená

oktaedrické uspořádání ligandů. Vyšší koordinční čísla jsou u těžších a objemnějších centrálních atomů (aktinoidy). Komplexní sloučeniny jsou

důležité látky používané v analytické a jaderné chemii a jsou součástí životně důležitých látek (hemoglobin, chlorofyl, B12.

Barevnost komplexních sloučenin.

Zajímavou vlastností komplexů přechodných kovů (prvky B. skupin) je jejich barevnost. Ta souvisí se schopností komplexu absorbovat určité

množství energie v podobě kvanta viditelného světla. Bílé světlo je směsí barev. Zachytí -li (absorbuje) komplex určitý díl spektra, jeví se v

tzv. doplňkové barvě.

92. d – prvky a f – prvky.

V dlouhém tvaru periodické soustavy leží mezi prvky s a p (dříve prvky skupin A) prvky d,

zařazené do 3 – 12 skupiny periodické soustavy (dříve do skupin B). V jejich elektronovém

uspořádání se doplňují elektrony d – elektrony na n –1 elektronové vrstvě.

- Všechny tyto prvky jsou kovy

- Mají většinou různá oxidační čísla

- Většina sloučenin d – prvků je barevná

Vnitřně přechodné prvky – tzv. f – prvky (lanthanoidy a aktinoidy ) doplňují elektrony (n-2)f,

které už prakticky neovlivňují jejich chemické chování. Proto jsou si velmi podobné.

93. Výskyt a zpracování kovů.Kovy se v přírodě vyskytují ryzí ( ušlechtilé), nebo ve sloučeninách jako jsou oxidy, sulfidy, halogenidy, sírany, uhličitany, křemičitany. Těžba

rud, jejich zpracování a výroba kovů je energeticky náročná a zatěžuje přírodní prostředí (ekologické aspekty) .

Redukční pochody: Před redukcí se případné sulfidy převádí na oxidy, které se následně

redukují. Redukce se provádí hlavně uhlíkem – nejekonomičtější redukční činidlo je koks např.

Fe ve vysokých pecích, další možnosti jsou redukce vodíkem, méně ušlechtilým kovem (např.

aluminotermie, nebo redukce ušlechtilého kovu neušlechtilým (Au - Zn) nebo jiné kovy v

elektrických pecích. Některé kovy nelze redukovat C, protože tvoří s C karbidy (Cr).Těmito postupy vyrobené kovy nejsou příliš čisté a podle potřeby se dále čistí.

Elektrolýza - je jedinou vhodnou metodou pro výrobu alkalických kovů , kovů alkalických zemin a Al. Při jejich výrobě se elektrolyzují

taveniny halogenidy, oxidy nebo hydroxidy příslušných kovů, které se vždy vylučují na katodě.

Elektrolýza roztoků se používá pro rafinaci kovů (Cu).

94. Kovy 3. skupiny , lanthanoidy a aktinoidy.Patří k nim Sc, Y , La, Ac.

Jejich elektronová konfigurace obsahuje uspořádání n-1 d1 ns2.

Umístění lanthanoidů a aktinoidů je dosti problematické, proto všechny tyto prvky budou probírány společně později.

Sc,Y, lanthanoidy a aktinoidy.

Skandium je lehký prvek, nejlehčí z prvků vzácných zemin.

Yttrium ve slitině s Al s přísadou Ni na výrobky vystavené změnám teplot - např. hlavy leteckých motorů a čepy.

K lanthanoidům a aktinoidům se řadí prvky 6. a 7. periody, které doplňují elektrony do (n-2 )f orbitalů. Z aktinoidů se v zemské kůře

vyskytuje pouze Th a U. Ostatní se připravují uměle. Poněvadž dochází k doplňování vnitřní vrstvy elektronů, roste při nezvětšující se

valenční vrstvě náboj jádra, které silněji přitahuje elektrony vnější vrstvy. Tím se s rostoucím protonovým číslem zmenšuje poloměr atomu -

lanthanoidová (aktinoidová) kontrakce.

Lantahanoidy mají většinou nejstabilnější oxidační číslo III, aktinoidy jsou méně uniformní - jsou mezi nimi větší rozdíly - lze je od sebe lépe

chemicky dělit.

Oxidy uranu se používají jako jaderné palivo, fluorid uranový se používá na dělení izotopů

uranu, je nebezpečně jedovatý.

Ostatní transurany jsou nebezpečné hlavně radioaktivitou, Pu je jedovaté i přímo, DL50 i.v. u

psa je 0,3mg/kg, u myši i.p. 1750 mg/kg.

Kovy 4. skupiny (IV.B).

Ti, Zr a Hf (někdy označované jako prky skupiny titanu) mají valenční vrstvu ( n-1) d2 ns2. Jejich nejběžnějším oxidačním číslem je IV,

iontovost vazeb u Zr a Hf je vyšší než u Ti, který tvoří vazby hlavně kovalentní. I když mají nízké hodnoty elektronegativity rozpouští se špatně

v kyselinách, protože se jejich povrch pasivuje.

Ti: Jeho výroba je obtížná, protože běžné metody výroby kovů se na něj nehodí. V zemské kůře je značně rozšířen (7. místo), ale jeho rudy jsou

dosti vzácné (ilmenit FeTiO3 a rutil TiO2). Převádí se na chlorid titaničitý, který reaguje s Mg v ochranné argonové atmosféře při 900 oC

(rovnice). Reakcí s jodem se převede na jodid, který se při 1300oC rozloží za vzniku velmi čistého Ti.

Je to tvrdý a kujný kov ocelového vzhledu a vysokým b.t. 1668 oC), = 4,5 g/cm3, značně odolný vůči korozi. Podle úpravy povrchu je jeho

chemická odolnost, vyleštěný vzdoruje i kyselinám. Používá se v letecké a raketové technice.

Vyskytuje se v oxidačních stupních -II až IV včetně 0, sloučeniny v jiných oxidačních stupních než IV se snadno oxidují na IV, jsou

paramagnetické a barevné, IV je diamagnetický a bezbarvý.

Oxid titaničitý je nejznámější sloučeninou (titanová běloba).

při tavení s hydroxidy nebo uhličitany alkalických kovů vznikají titaničitany.

Halogenidy titaničité se chovají jako lewisovské kyseliny. Jsou hygroskopické a s vodou hydrolyzují až na oxid titaničitý a halogenovodíkovou

kyselinu. Nejdůležitějším je chlorid titaničitý, který je důležitým meziproduktem při výrobě Ti a polymeračních Ziegler - Nattových

katalyzátorů.

Zr a Hf se vyskytují méně často než Ti, Zr se používá v jaderné technice (palivové proutky), jsou velmi odolné vůči korozi. Vzhledem k větším

atomovým poloměrům mají polárnější vazby a vyšší koordinační čísla než Ti.

Ti se vyskytuje konstantně v organismu s neznámou biologickou funkcí, toxikologicky není tato skupina významná. V medicíně k výrobě

protéz.

Kovy 5 skupiny (V.B).

Jsou to V, Nb, Ta s valenční vrstvou (n-1)d3ns2. Jejich maximální oxidační číslo je V, v elementárním stavu odolné vůči vodě a kyselinám,

poněvadž dochází k jejich povrchové pasivaci. Existence iontových vazeb je ještě méně reálná, než v předchozí skupině.

V je značně rozšířen, je součástí asi 60 minerálů. Je obsažen i v některých ropách, z jejichž destilačních zbytků se získává.

Ruda se s chloridem nebo uhličitanem sodným převádí na vanadičnan sodný, který se vyluhuje s vodou, převede se na oxid a ten se redukuje

železem v elektrické peci na ferrovanad. Přísada V k oceli zlepšuje její mechanické vlastnosti, zvláště opotřebení za vysokých teplot

(rychlořezná ocel).

Je to ocelově šedý tvrdý kov t.t. 1890oC, nabývá oxidačních čísel od -I do V, sloučeniny s nižším oxidačním stupněm jsou paramagnetické a

barevné.

Oxid vanadičný je nejdůležitější sloučeninou V, používá se jako katalyzátor, je to hnědočervený prášek kyselé povahy. Odvozuje se z něj

kyselina trihydrogenvanadičná a její soli - vanadičnany.

V se nachází v těle s neznámou funkcí, nadbytek rozpustných sloučenin může vyvolat neurčitá zdravotní poškození.

Nb a Ta se vzácně spolu vyskytují, Ta má t.t. 3000 oC , je velmi odolný, používá se místo Pt.

Toxikologický význam nemají.

Kovy 6. skupiny (VI.B) .Cr, Mo, mají konfiguraci valenční vrstvy n-1 d5 ns1 , W n-1 d4 ns2. Všechny prvky mají vysoké b.t., W má vysokou hustotu - 19,3, jako důsledek

lanthanoidové kontrakce.

Nejznámější chromová ruda je chromit FeO . Cr2O3, čistý chrom se připravuje redukcí oxidu chromitého hliníkovým práškem. Průmyslově z

chromitu redukcí C v el. peci, vzniká ferrochrom.

Může nabývat oxidačních čísel -II až VI , obvyklé jsou II, III a VI, nejstálejší je III.

Oxid chromitý je znám jako chromová zeleň v keramickém průmyslu, sklářství, v tisku bankovek. Je to zelený prášek nerozpustný ve vodě,

kyselinách a hydroxidech. Připravuje se pálením dichromanu amonného.

Hydroxid chromitý je amfoterní, vzniká působením hydroxidů na chromitou sůl, rozpouští se v kyselinách na soli chromité, v hydroxidech na

chromitany.

Kamenec chromito- draselný (předvést) se vyrábí zaváděním SO2 do okyseleného dichromanu draselného. Používá se v koželužství. Výroba :

K2Cr2O7 + H2SO4 + 3SO2 = 2KCr(SO4)2 + H2O

Sloučeniny chromové:

Oxid chromový - tmavočervené hygroskopické krystaly, leptavé rozpustné v H2O na kyselinu chromovou, koncentrovaný dichromovou. Jejich

soli jsou chromany a dichromany . (předvést). Žluté roztoky chromanů se působením kyselin mění na dichromany, dichromany působením

hydroxidů na chromany.

Základní sloučeninou je chroman sodný, který se získává z chromitu tavením se sodou a oxidem vápenatým. Okyselením kyselinou sírovou se

převede na dichroman,

Chroman olovnatý - chromová žluť Chroman barnatý - žlutý ultramarín Chroman zinečnatý - je stálejší než chromová žluť.

Chromany a dichromany se používají v analytice, barvířství, tiskařství a koželužství.

Cr je nezbytným stopovým prvkem. Toxikologické účinky jsou závislé na oxidačním čísle, pro II a III jsou velmi malé, pro VI závažné.

Poškozují sliznice a po delší době práce mohou vyvolat rakovinu.

Mo se vyskytuje jako molybdenit MoS2 a Wulfenit PbMoO4, Wolfram jako wolframan vápenatý - scheelit. Vyrábějí se redukcí oxidů vodíkem,

mají vysoký b.t. , snadno se pasivují a josou odolné vůči kyselinám. W (předvést) se zpracovává na vlákna žárovek a oba do rychlořezných

ocelí.

Mo je stopovým prvkem nezbytným pro život, toxikologický význam Mo i W je zanedbatelný.

Kovy 7. skupiny (VII.B).

Patří k nim Mn, Tc, Re. Valenční vrstvu má Mn a Re n-1 d5 ns2, Tc n-1 d6 ns1.

Nejvyšší dosažitelné oxidační číslo je VII, u Mn není příliš stálé, proto Mn VII patří k silným oxidačním činidlům.

Mn je v přírodě značně rozšířen a provází Fe rudy. Hlavní rudy jsou jeho oxidy: pyroluzit- MnO 2(burel), braunit Mn2O3, manganit MnO(OH)

a hausmanit MnO . Mn2O3

Většina Mn se spotřebovává k výrobě oceli. Jeho rudy se zpracovávají především na ferromangan redukcí směsi oxidů Mn a Fe. Mn se vyrábí z

oxidů aluminotermicky, čistý elektrolysou síranu manganatého. Mn se podobá Fe, liší se tím, že není ferromagnetický. Oxidační čísla Mn jsou -

III až VII, nejčastější II,III, IV, VI a VII. Nejstálejší jsou II, dále IV a VII. IV a VII se poměrně snadno redukují a tím působí jako oxidační

činidla.

Oxidy II a III jsou zásadotvorné, IV je amfoterní, VII je kyselinotvorný.

Mn2O7 se získává působením konc. kyseliny sírové na manganistan draselný, je to zelená olejovitá kapalina, silně oxidující (za výbuchu)

organické látky.

Oxid manganičitý je poměrně stálý, v kyselém prostředí je silným oxidačním činidlem - na př. z HCl vyoxiduje Cl (rovnice). Používá se v

ocelářském průmyslu, při výrobě barviv a nátěrů. Používá se k výrobě měkkých ferritů a k výrobě Leclancheových článků. Ve sklářství se

používá k odbarvování skla. Tavením s hydroxidem draselným za přístupu vzduchu vzniká manganan draselný. Manganany v neutrálním

nebo kyselém prostředí přechází na manganistany. Manganistany se vyrábí průmyslově elektrolytickou oxidací mangananů.

Fialové manganistany v zásaditém prostředí přechází na zelené manganany, v neutrálním prostředí na burel a v kyselém prostředí oxiduje látky

za současné redukce na II.

Manganistan draselný je silným oxidačním činidlem, používá se k desinfekci, odbarvování desinfekci vody.

Mn je prvkem pro člověka nezbytným, jeho funkce souvisí s krvetvorbou. Nadbytek manganu vyvolává manganismus, který se projevuje

neuropsychickými poruchami.

Tc je ve všech izotopech radioaktivní, nejstálejší izotop 99Tc má poločas 2140 let. Lze ho získat z vyhořelého paliva atomových elektráren.

Re je velmi vzácný prvek, získává se z létavých prachů, které vznikají při pražení Mo rud. Pouze do speciálních přístrojů jako katalyzátor. Tc

i Re se liší od Mn, jejich nejstabilnější oxidační stupeň je VII. Toxikologicky jsou nevýznamné pro svou vzácnost.

Prvky 8.,9.,10.skupiny (VIII.B)

Dříve se zařazovaly po tzv. triádách : Fe,Co,Ni - Ru,Rh,Pd,- Os,Ir,Pt.

Železo se v přírodě zřídka vyskytuje ryzí (meteorické), jeho rudy jsou podle obsahu Fe:

magnetit (magnetovec) Fe3O4 , hematit (krevel) Fe2O3 , limonit (hnědel) Fe2O3 . nH2O a siderit

(ocelek) Fe CO3.

Je to stříbrolesklý kov, kujný, ferromagnetický, hustota 7,86 g/cm3 , t.t. 1530 oC. Na suchém

vzduchu je stálé, na vlhkém rezaví. Dokonale čisté Fe vůbec nerezaví.

Fe se vyrábí redukcí kyslíkatých rud ve vysokých pecích koksem. Rudy redukujeme CO a C

Fe2O3 + 3C 2 Fe + 3CO

Fe2O3 + 3CO 2 Fe + 3CO2

nečistoty se vážou na struskotvorné přísady (CaCO3) a tvoří strusku. Ve vznikajícím Fe se

rozpouští značné množství C (až 7%). Toto surové Fe je křehké (litina), obsahuje ještě další

prvky (P,S,) a z větší části se zpracovává na ocel v konvertorech se odstraňují P a S a obsah C

se snižuje pod 1,7%. Tím se stává Fe kujným a kalitelným. Fe zcela zbavené C kalitelné není.

Nejobvyklejším oxidačním číslem Fe je II a III, nejstálejší je III. Železnaté sloučeniny nejsou většinou stálé a na vzduchu pomalu přecházejí na

železité.

Nejznámější jsou:

heptahydrát síranu železnatého FeSO4 . 7H2O – zelená skalice. Používá se v barvířství jako

mořidla a na výrobu inkoustu, ve vodárenství k čištění pitné vody.Síran železnato - amonný - Mohrova sůl (vzorec) je poměrně stabilní a užívá se v analytické chemii.

Sloučeniny železité :

Hydroxid železitý - vzniká srážením železitých solí hydroxidy. Má amfoterní povahu.

Chlorid železitý - tvoří různě zbarvené hydráty, používá se k leptání kovů (leptané spoje).

Kamenec železitý - podvojná sůl ze síranu železitého a draselného fialové barvy.

Komplexní sloučeniny železa:

Červená krevní sůl, hexakyanoželezitan draselný.

Žlutá krevní sůl, trihydrát hexakyanoželeznatanu draselného - žlutá krevní sůl - používá se na výrobu berlínské modři.

Kyanoželeznatan železitý - n-hydrát - berlínská modř a

Kyanoželezitan železnatý - Thurnbullova modř se dříve používaly k výrobě inkoustů a nátěrových hmot.

Z karbonylových sloučenin Fe je nejznámější pentakarbonyl Fe, prudce jedovatá kapalina. Jeho rozkladem se vyrábí velmi čisté Fe.

Koroze Fe: Jde o elektorochemický děj, na kterém se účastní voda a kyslík. Koroze je

způsobena spoluúčastí vody, kyslíku a elektrolytu (sírany, sůl). Proti korozi chráníme Fe

nátěry, pasivací povrchu nebo pokovováním.

Fe je nezbytným biogenním prvkem, je součástí hemoglobinu a při přenosu kyslíku hraje

hlavní roli.Sloučeniny Fe nejsou zpravidla jedovaté, nemá zvláštní toxikologický význam. Při chudokrevnosti se podávají léky obsahující Fe - Feronat,

Feronat C.

Ru a Os Jsou velmi vzácné, získávají se z kalů po rafinaci Ni, z nichž se získávají i další kovy těchto skupin - Pt, Ir, Pd a Rh.

Ru zvyšuje tvrdost Pt a Pd, Os je přísadou do velmi tvrdých slitin. Používají se též omezeně jako katalyzátory.

Prvky 9. skupiny.Jsou to Co,Rh a Ir.

Nejčastější oxidační číslo Co je II a III, v komplexních sloučeninách zpravidla III, v nekomplexních II.

Co je ferromagnetický, používá se do magnetických a rychlořezných ocelí. Jeho sloučeniny se používají k barvení skla a keramiky (kobaltová

modř), hydráty solí jsou červeně zbarveny, zbaveny vody jsou modré (signalizace u sušících látek). Co je prvek pro život nezbytný (vitamin B12

důležitý pro krvetvorbu).

Rh a Ir jako katalyzátory, Ir je odolnější než Pt.

Prvky 10. skupiny. Ni, Pd a Pt .

Ni je stříbrolesklý, ferromagnetický, kujný a tažný kov. Pro výrobu slitin a ocelí, k povrchové úpravě železných kovů, v potravinářském

průmyslu jako katalyzátor ke ztužování tuků.

Sloučeniny Ni mají zpravidla zelenou barvu. V malých množstvích snad má v organizmu biologickou funkci, dosud neznámou. Ve větších

expozicích je podezřelý z karcinogenity.

Pd a Pt jsou vzácné. Oba se používají jako katalyzátory, Pd v sobě rozpouští velká kvanta vodíku. Pt je velmi odolná, používá se na laboratorní

náčiní a některé její sloučeniny jsou velmi účinnými protinádorovými léky.

Prvky 11. skupiny( I.B).

Jsou to Cu, Ag, Au. Všechny tyto kovy jsou ušlechtilé, reagují pouze s oxidujícími kyselinami,

Cu a Ag s HNO3 , Au s lučavkou královskou.

Měď se používá pro svou vysokou vodivost hlavně v elektrotechnice, na suchém vzduchu je

stálá, pouze tmavne působením sulfanu. Při volném uložení se pokrývá tenkou vrstvičkou

hydrogenuhličitanů (měděnkou). Její sloučeniny (zpravidla s oxidačním číslem I a II) jsou v hydratovaném stavu většinou modré nebo zelené.

Pentahydrát síranu měďnatého CuSO4 . 5H2O (modrá skalice) se používá v galvanotechnice, k

moření osiva, ochraně rostlin před houbovými chorobami. Je ve stopových množstvích biogenním prvkem pro život nezbytným. Jednorázové velké dávky působí jedovatě.

Stříbro na vzduchu černá působením sulfanu, jinak je stálé. Používá se v elektrotechnice,

halogenidy jsou nerozpustné a užívají se na výrobu fotografických materiálů, k výrobě zrcadel,

k dezinfekci vody. (baktericidní vlastnosti Ag). Ryzost stříbra se udává v tisícinách.

Zlato se získává rýžováním, z chudších rud amalgamací nebo kyanidovým způsobem. Používá

se ve zdravotnictví, šperkařství a jako směnitelná hodnota. Rozpouští se pouze v lučavce

královské (směs HCl a HNO3 3:1). Ryzost zlata se udává ve zlomcích (tisícinách), nebo

v karatech. 1000/1000 = 24 karatů.

Prvky 12. (II.B) skupiny

jsou zinek, kadmium a rtuť.

Odshora dolů klesá teplota tání i varu a roste hustota. Tyto kovy jsou relativně stálé na

vzduchu, v přírodě se vyskytují v podobě sulfidů, Hg někdy jako ryzí (ušlechtilý kov).

Charakteristické oxidační číslo je II, u Hg formálně i I .

n-1 elektronová vrstva má 18 elektronů, které se však neúčastní chemických vazeb jako v 11. skupině.

Nejdůležitější Zn rudou je sfalerit - ZnS, nebo smitsonit uhličitan zinečnatý.

Při výrobě se praží na vzduchu a vzniklý oxid se redukuje koksem.

Zn - k výrobě galvanických článků, povrchové ochraně železných kovů, do slitin (mosaz), k

laboratorní přípravě vodíku.

Oxid zinečnatý - zinková běloba. Má amfoterní povahu. Používá se k výrobě zinkových mastí, v průmyslu barev a laků, k výrobě tmelů a

speciálních skel, pudrů, zásypů a líčidel.

Hydroxid zinečnatý má amfoterní povahu, dává soli zinečnaté i zinečnatany. Dihydrát chloridu zinečnatého ZnCl2 . 2H2O je hygroskopický a výborně ve vodě rozpustný. Má antiseptické vlastnosti a impregnuje se jím

dřevo. V textilním průmyslu, k přípravě lisovaného papíru. Při pájení k očišťování pájených míst.

Heptahydrát síranu zinečnatého ZnSO4 . 7 H2O – bílá skalice, k výrobě barev, pro galvanické pozinkování. V lékařství k dezinfekci a leptání,

1% roztok jako emetikum (k vyvolání zvracení). D.L. je asi 3-5 g. ZnS je součástí některých minerálních barviv, některé světélkují, na stínítka přístrojů, obrazovek, zářivek.

Zinek je prvek pro život nezbytný, v těle je ho asi 2g, je součástí mnoha enzymů (insulin, atd.,),

důležitý pro imunitu, dýchací procesy atd.

Cd se získává při výrobě Zn, který doprovází. Na vzduchu je stálejší než Zn, povrchově lépe chrání, používá se k výrobě akumulátorů, vrže.

Cd je velmi rizikové pro životní prostředí, doprovází Zn a s ním proniká do organizmu , váže se podobně, ale trvale zůstává v těle, poškozuje ledviny, játra a pohlavní žlázy. Sulfid kademnatý má žlutou barvu - kadmiová žluť. Je polovodičem a slouží pro fotoelektrické odporové články.

Rtuť Hg je za normální teploty jediný kapalný kov, t.t. -39oC, t.v 357oC, = 13,6 g/cm3. Vzácně se vyskytuje ryzí, většinou jako cinabarit - rumělka – HgS . Z ní se získává Hg pražením na vzduchu. Rozpouští se v kyselině dusičné a

lučavce královské. Používá se jako náplň teploměrů, elektrických výbojek s UV spektrem, zářivek, výroba třaskavin (třaskavá rtuť).

Rtuť se všemi kovy s výjimkou Pt, Fe,Co,Ni tvoří roztoky zvané amalgamy. Ag amalgam se

používá jako výplň zubů. Sloučeniny Hg :

chlorid rtuťný - kalomel, téměř nerozpustný, k výrobě elektrod v měřicí technice.

Chlorid rtuťnatý - sublimát - je prudkým jedem, používal se jako dezinfekční prostředek v lékařství, k impregnaci dřeva a zoologických

preparátů.

Rumělka - cinabarit - HgS je dobře kryjící červená barva, nerozpustná – nejedovatá. (Nejedovatost je daná nerozpustností).

Hg samotná i její sloučeniny jsou vesměs nebezpečné jedy, jedovaté jsou i rtuťové páry. Kuriozní je případ zdravotní sestry, která si v sebevražedném úmyslu vstříkla do žíly 27g Hg a měla v srdci RTG zjistitelné Hg jezírko. Po 20ti letech

zemřela na TBC. Sloučeniny Hg jsou tím jedovatější, čím jsou rozpustnější. Otrava Hg má různé příznaky často nervové, poruchy ledvin a jater. Při

atkuní otravě bylo rozhodující postižení ledvin.

Děkuji p. Jiřímu Chaloupkovi za provedení korektury a cenné připomínky.

Otázky k opakování

1. Druhy chemických vzorců: stechiometrický (empirický), molekulový, funkční (racionální),

strukturní (konstituční), geometrický (konfigurační).

2.Stechiometrický (empirický ) vzorec udává:a. Skutečný počet atomů v jednotlivé molekule.b. Základní složení sloučeniny z prvků. c. Charakteristická atomová uskupení.d. Pořadí navzájem sloučených prvků.

3.Molekulový (souhrnný) vzorec udává:a. Skutečný počet atomů v jednotlivé molekule.b. Základní složení sloučeniny z prvků. c. Charakteristická atomová uskupení.d. Pořadí navzájem sloučených prvků.

4.Funkční ( racionální) vzorec udává:a. Skutečný počet atomů v jednotlivé molekule.b. Základní složení sloučeniny z prvků. c. Charakteristická atomová uskupení.d. Pořadí navzájem sloučených prvků.

5.Strukturní (konstituční) vzorec udává:a. Skutečný počet atomů v jednotlivé molekule.b. Základní složení sloučeniny z prvků. c. Charakteristická atomová uskupení.d. Pořadí navzájem sloučených prvků.

6.Geometrický (konfigurační ) vzorec udává. a. Charakteristická atomová seskupení ve sloučenině.b. Pořadí navzájem sloučených atomů.c. Skutečný počet atomů v jednotlivé molekule.Prostorové uspořádání atomů, iontů nebo molekul.

6. Oxidační číslo.

7. Oxidační číslo může být :a. jen kladnéb. jen záporné

c. kladné, záporné nebo nulové,d. jen nulové nebo kladné

8. Součet oxidačních čísel všech atomů v molekule se rovnáa. vždy jen nuleb. nule jen v případě plynů c. nule jen v případě solíd. nemusí se vždy rovnat 0

9. České koncovky k rozlišení oxidačních čísel. Součet oxidačních čísel atomů v molekule.

10. Názvosloví : oxidů (sulfidů, selenidů, telluridů), halogenidů, hydroxidů, kyslíkatých

kyselin, solí kyslíkatých kyselin, hydrogensolí a hydrátů solí – probrat s pomocí tabulky

Názvosloví anorganických sloučenin.

11. Názvosloví binárních sloučenin vodíku, peroxidů, derivátů kyselin

12. Napiš vzorce sloučenin: hydrid sodný, boran, bromovodík.

13. Napiš vzorce sloučenin: hydrid vápenatý, fosfan, fluorovodík.

14. Pentahydrogenjodistá kyselina je H5IO5 H5IO3 HIO6 H5IO6

15. Napiš vzorec kyseliny tetrahydrogenkřemičité.

16. Napiš vzorec kyseliny trihydrogenjodisté.

17. Napiš vzorec hydrogensiřičitanu sodného.

18. Napiš vzorce: kyselina chlorosírová , hydrid hořečnatý

19. Nazvi sloučeninu NaH3P2O5

20. Nazvi sloučeninu K2H2As2O7

21. Napiš vzorec sloučeniny: dekahydrát síranu sodného

22. Napiš vzorec sloučeniny: hexahydrát chloridu železitého.

23. Napiš vzorce: kyselina trihydrogendithiofosforečná, arsan

24. Napiš vzorec hydrogenuhličitanu vápenatého.

25. Jádro atomu, protony a neutrony. Protonové, neutronové a nukleonové číslo.

26. Prvek, nuklid, izotop.

27. Atom je úplně charakterizován

a. magnetickým číslemb. průměrem jádrac. nukleonovým číslem d. žádným z uvedených.

28. Atom je úplně charakterizována. protonovým číslemb. jen hmotnostním číslem

c. protonovým a nukleonovým číslemd. žádným z uvedených

29. Radioaktivita.

30. Jaderné záření je a. proudem rychle letících elektronů nebo pozitronůb. tvořeno kladně nabitými jádry 2

4Hec. elektromagnetické vlnění s velmi krátkou vlnovou délkoud. proud rychle letících neutronů

31. Jaderné záření je a. proudem rychle letících elektronů nebo pozitronůb. tvořeno kladně nabitými jádry 2

4Hec. elektromagnetické vlnění s velmi krátkou vlnovou délkoud. proud rychle letících neutronů

32. Rozpadem se prvek v periodické tabulce posunea. o jedno místo vlevob. o jedno místo vpravoc. o dvě místa vlevod. žádná z uvedených možností

33. Elektronovým záchytem (K – záchyt) se prvek v periodické tabulce posunea. o jedno místo vlevob. o jedno místo vpravoc. o dvě místa vlevod. žádná z uvedených možností

34. Jaderné záření je a. proudem rychle letících elektronů nebo pozitronůb. tvořeno kladně nabitými jádry 2

4Hec. elektromagnetické vlnění s velmi krátkou vlnovou délkoud. proud rychle letících neutronů

35. Rozpadem se prvek v periodické tabulce posunea. o jedno místo vlevob. o jedno místo vpravoc. o dvě místa vlevod. žádná z uvedených možností

36. Rozpadem se prvek v periodické tabulce posunea. o jedno místo vlevob. o jedno místo vpravoc. o dvě místa vlevod. žádná z uvedených možností

37. Rozpadem se prvek v periodické tabulce posunea. o jedno místo vlevob. o jedno místo vpravoc. o dvě místa vlevod. nikam, pouze se zmenší energie jádra

38. Co je poločas rozpadu.

39.Princip uvolňování jaderné energie.

40. Základní části jaderného reaktoru a průběh řízené jaderné reakce. Rozdíl mezi reaktory

RBMK (Černobyl) a VVER (Dukovany, Temelín).

41. Druhy radioaktivních přeměn. Radioaktivní rozpady. Napiš rovnici jaderné přeměny.

42. Stavba elektronového obalu atomu, orbital.

43. Tvary a prostorová orientace orbitalů.

44. Obsazení orbitalů.

45. Výstavbový princip

46. Zápis orbitalů. .

47. Souvislost stavby elektronového obalu a poloha prvku v periodické soustavě.

48. Kvantová čísla elektronů.

49.Magnetické kvantové číslo určuje:a. Tvar orbitalu.b. Velikost orbitalu.c. Směr orbitalu.d. Orientaci orbitalu v prostoru.

50.Magnetické kvantové číslo může nabývat např. hodnot:a. Jen 0.b. Jen +1 a -1.c. -1,+1 a 0d. Od -1 do +1 mimo 0.

51.Hlavní kvantové číslo určuje: a. Tvar orbitalu.b. Směr orbitalu.c. Celkovou energii elektronů a jejich vzdálenosti od jádra.d. Orientaci orbitalu v prostoru

52.Jestliže hlavní kvantové číslo n = 1, pak vedlejší kvantové číslo l nabývá hodnoty:a. 1.b. -1c. 0.d. nelze určit.

53. Jestliže hlavní kvantové číslo n = 2, pak vedlejší kvantové číslo l nabývá hodnoty:a. Jen 0.b. Jen 1.c. 0 nebo 1d. nelze určit.54. Hlavní kvantové číslo může mít hodnoty:a. Všechna kladná celá čísla.b. Jen celá čísla od 1 do 6

c. Jen celá čísla od 1 do 10d. Jen celá čísla od 1 do 18

55. Magnetické kvantové číslo může mít při l = 2 tyto hodnoty:a. jen -1,0,1b. jen -1,1c. jen -2,-1,0,1,2d. jen -2,-1,1,2

56. Magnetické kvantové číslo může mít při l = 1 tyto hodnoty:a. 0,b. -1,1c. -1,0,1d. 1

57.Spinové číslo elektronu může mít hodnoty:a. 1,0,-1b. +1/2,-1/2c. 1 až 6d. žádné z uvedených

58.Na hladině s může být maximálně elektronů: a. 2b. 6c. 10d. 18 59.Na hladině p může být maximálně elektronů: a. 2b. 6c. 10d. 18 60.Na hladině d může být maximálně elektronů: a. 2b. 6c. 10d. 18

61.Na hladině f může být maximálně elektronů: a. 2b. 6c. 14d. 18

62.Napište zkráceně ( s použitím nejbližšího vzácného plynu a rámečků) elektronovou konfiguraci hliníku.

63.Napište zkráceně ( s použitím nejbližšího vzácného plynu a hlavního a vedlejšího kvantového čísla ) elektronovou konfiguraci fosforu.

64. Hmotnost atomů.

65. Relativní atomová a molekulová hmotnost.

66. Chemická vazba.

67. Molekuly

68.Vaznost.

69. Vaznost je počet:a. atomů v molekuleb. atomů, které se mohou jakýmkoli způsobem vázatc. kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučeniněd. kovalentních, nebo iontových vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučenině

70.Vazba kovalentní.

71.Vazba jednoduchá a násobná.

72. Vazby a .

73. Jednoduchá vazba je téměř vždy

a. vazbou b. vazbou c. vazbou id. neplatí ani jedna možnost z uvedených

74. Dvojná vazba je téměř vždy a. vazbou b. vazbou c. vazbou id. neplatí ani jedna možnost z uvedených

75.Urči charakter vazby ve sloučenině Ca O

76. Energie potřebná ke zrušení chemické vazby a. je označována jako disociační energieb. má stejnou hodnotu jako energie vazebnác. má stejnou hodnotu jako energie vazebná, ale opačné znaménkod. je přímo úměrná délce chemické vazby

77. Vazba polární.

78. Kovy a kovová vazba .

79. Iontové sloučeniny.

80. Vazba koordinačně kovalentní.

81. Slabé vazebné interakce.

82. van der Waalsovy síly.

83. K Van der Waalsovým silám patřía. dispersní sílyb. coulombické sílyc. indukční sílyd. kovalentní vazby

84. Coulombickými silami na sebe působía. molekuly všech látekb. molekuly obsahující vodík vázaný na silně elektronegativní atom a atom s volným

elektronovým párem c. molekuly s permanentními elektrickými dipóly d. žádná z uvedených možností

85. K Van der Waalsovým silám patřía. vodíkové můstkyb. coulombické sílyc. indukční sílyd. vazby

86. Dispersními silami na sebe působía. molekuly všech látekb. molekuly obsahující vodík vázaný na silně el. negativní atom a atom s volným

elektronovým párem c. molekuly s permanentními elektrickými dipóly d. žádná z uvedených možností

87. Vodíkové můstky.

88. Vodíkové můstky se mohou vytvořit u sloučenin vodíku sa. sodíkemb. fluoremc. hliníkemd. sírou

89. Vodíkové můstky se nemohou vytvořit u sloučenin vodíku aa. kyslíkub. fluoruc. dusíkud. boru

90. Které z uvedených molekul mají předpoklad pro vznik vodíkových můstků H2 S O4 , HF , CH4

91.Které z uvedených molekul mají předpoklad pro vznik vodíkových můstků CH3OH , CF4,

HNO3

92. Tvar molekul s jedním centrálním atomem . Teorie hybridizace

93. Atomové (kovalentní) krystaly. 44. Molekulové krystaly.

94. Vodík, vlastnosti , výroba.

95. Sloučeniny vodíku.

96. Použití vodíku.

47. Kyslík, vlastnosti

48. Výroba a použití kyslíku.49. Sloučeniny kyslíku a jejich chemické chování.

50. Voda.51. Peroxid vodíku.52. Látkové množství a molární objem plynů .24.Co udává relativní atomová hmotnost 1, Kolik gramů dusičnanu sodného je třeba na přípravu 1,5dm3 2M roztoku? Mr (NaNO3) = 85 Kolik gramů Zn je třeba na přípravu 500l H2 reakcí Zn s HCl ? Ar H = 1 , Ar Cl = 35,5 , Ar Zn = 65,4 Kolik l CO2 vznikne rozkladem 400 g CaCO3 ? Ar Ca = 40 , Ar C = 12 , Ar O = 16

2, Vyrovnej rovnici:

Mg(OH)2 + H3AsO4 = Mg3 (As O4)2 + H2O

3, Kolik cm3 40% HNO3 a kolik vody je třeba na přípravu 250g 15% roztoku?

4, Nazvi sloučeninu Na3 P O4

Prověrka B1, Jaká je molární koncentrace roztoku KBr, který obsahuje v 5dm3 254g KBr. Mr(KBr)= 119

2, Vyrovnej rovnici:

Fe(OH)3 + H4 P2 O7 = Fe4 ( P2 O7)3 + H2 O

3, Jaká bude výsledná koncentrace roztoku, který vznikne smísením 250g 50% a 300g 15% HNO3

Nazvi sloučeninu K2 S O3

1.Chlorid amonný ve vodném roztoku reagujekysele,zásaditě,neutrálně,je nerozpustný

2. Který z uvedených prvků muže mít jen oxidační číslo –I:FClBrI

3. Sulfan je HSH2SHS2

H2S2

4. Prvky Ne,Ar,Rn a Kr patří mezi prvkys2

p2

p4

p6

5.Přechodnou tvrdost vody způsobuje předevšímCa(HCO3)2

CaSO4

CaCO3

CaO 6. Které znáš alotropické modifikace uhlíku

7. Použití oxidu sířičitého

8. Výroba kyseliny sírové

9. Použití vzácných plynů

10. Vyjmenuj halogeny

1.Síran barnatý ve vodném roztoku reagujekysele,zásaditě,neutrálně,je nerozpustný 2.Mezi P4 prvky patříTeBrInP

4. Mezi prvky p3 nepatří:AsSbSn

Bi

5.Přechodnou tvrdost vody způsobuje předevšímhydrogenuhličitan vápenatýsíran vápenatýuhličitan vápenatýuhličitzan sodný

6. Které znáš alotropické modifikace fosforu

7. Použití selenu

8. Výroba kyseliny dusičné z amoniaku

9. Vyjmenuj alkalické kovy

10. Použití hydroxidů alkalických kovů

A.1. Napiš elektronovou konfiguraci prvků III.A skupiny (13. Skupiny) periodické

soustavy a vyjmenuj je.

2. Které sloučeniny způsobují trvalou tvrdost vody?

3. Jak lze odstranit přechodnou tvrdost vody? Napiš rovnici.

4. Jaké je nejstabilnější oxidační číslo Sn a jaký účinek na jiné látky mají sloučeniny SnII ?

B.1. Napiš elektronovou konfiguraci prvků IV.A skupiny (14. Skupiny) periodické

soustavy a vyjmenuj je.

2. Které sloučeniny způsobují přechodnou tvrdost vody.

3. Popiš rovnicí vznik krasových jevů.

4. Jaké je nejstabilnější oxidační číslo Pb a jaký účinek na jiné látky mají sloučeniny PbIV ?

21.Napiš vzorce sloučenin: hydrid sodný, boran, bromovodík.

22.Napiš vzorce sloučenin: hydrid vápenatý, fosfan, fluorovodík.

23.Napiš vzorec kyseliny tetrahydrogenkřemičité.

24.Napiš vzorec kyseliny trihydrogenjodisté.

25.Napiš vzorec hydrogenuhličitanu vápenatého.

26.Napiš vzorec hydrogensiřičitanu sodného.

27.Nazvi sloučeninu NaH3P2O5

28.Nazvi sloučeninu K2H2As2O7

29.Napiš vzorec sloučeniny: dekahydrát síranu sodného

30.Napiš vzorec sloučeniny: hexahydrát chloridu železitého.

Ch 4.

e.

7. Napiš vzorce: kyselina trihydrogendithiofosforečná, arsan

1. Chlorid amonný ve vodném roztoku reagujekysele,zásaditě,neutrálně,je nerozpustný

2. Který z uvedených prvků muže mít jen oxidační číslo –I:FClBrI

3. Sulfan je HSH2SHS2

H2S2

4. Prvky Ne,Ar,Rn a Kr patří mezi prvkys2

p2

p4

p6

5.Přechodnou tvrdost vody způsobuje předevšímCa(HCO3)2

CaSO4

CaCO3

CaO 6. Které znáš alotropické modifikace uhlíku

7. Použití oxidu sířičitého

8. Výroba kyseliny sírové

9. Použití vzácných plynů

10. Vyjmenuj halogeny

11. Síran barnatý ve vodném roztoku reagujekysele,zásaditě,neutrálně,je nerozpustný 12.Mezi P4 prvky patříTeBrInP 13. Pentahydrogenjodistá kyselina jeH5IO5

H5IO3

HIO6

H5IO6

14. Mezi prvky p3 nepatří:AsSbSnBi

15.Přechodnou tvrdost vody způsobuje předevšímhydrogenuhličitan vápenatýsíran vápenatýuhličitan vápenatýuhličitzan sodný

16. Které znáš alotropické modifikace fosforu

A56. Magnetické kvantové číslo může mít při l = 1 tyto hodnoty:a 0,b -1,1c -1,0,1d 1

59.Na hladině p může být maximálně elektronů: a. 2

b. 6c. 10d. 18

60.Na hladině d může být maximálně elektronů: a. 2b. 6c. 10d. 18

62.Napište zkráceně ( s použitím nejbližšího vzácného plynu a rámečků) elektronovou konfiguraci hliníku.

B57.Spinové číslo elektronu může mít hodnoty:

e. 1,0,-1f. +1/2,-1/2g. 1 až 6h. žádné z uvedených

58.Na hladině s může být maximálně elektronů: a. 2 b. 6c. 10d. 18

61.Na hladině f může být maximálně elektronů:

a. 2 b. 6c. 14d. 18

63.Napište zkráceně ( s použitím nejbližšího vzácného plynu a hlavního a vedlejšího kvantového

čísla ) elektronovou konfiguraci fosforu.

A

Magnetické kvantové číslo může nabývat např. hodnot: Jen 0. - Jen +1 a -1. -1,+1 a 0 Od -1 do +1 mimo 0.

Magnetické kvantové číslo určuje:Tvar orbitalu. - Velikost orbitalu. - Směr orbitalu. - Orientaci orbitalu v prostoru.

Jestliže hlavní kvantové číslo n = 1, pak vedlejší kvantové číslo l nabývá hodnoty:1. –1. 0. nelze určit.

Na hladině f může být maximálně elektronů: 2 6 14 18

B Hlavní kvantové číslo může mít hodnoty:Všechna kladná celá čísla. Jen celá čísla od 1 do 6 Jen celá čísla od 1 do 10 Jen celá čísla od 1 do 18

Na hladině d může být maximálně elektronů: 2 6 10 18

Magnetické kvantové číslo může mít při l = 2 tyto hodnoty:jen -1,0,1 jen -1,1 jen -2,-1,0,1,2 jen -2,-1,1,2

Magnetické kvantové číslo může mít při l = 1 tyto hodnoty:0, -1,1 -1,0,1 1

57.Spinové číslo elektronu může mít hodnoty:e. 1,0,-1f. +1/2,-1/2g. 1 až 6h. žádné z uvedených

58.Na hladině s může být maximálně elektronů: e. 2f. 6g. 10h. 18 59.Na hladině p může být maximálně elektronů: e. 2f. 6g. 10h. 18e.

e.

A

1. Co je mol?

2. Jaký je vztah mezi relativní atomovou a molekulovou hmotností a molem?

3. Kolik částic obsahuje 1 mol plynu?

4. Vypočti relativní molekulovou hmotnost Ca SO4 (Mr Ca =40, S = 32, O = 16)

B.

1. Co je základní jednotkou relativní atomové a molekulové hmotnosti?

2. Co je Avogadrovo číslo?

3. Jaký objem zaujímá 1 mol plynné látky za normálních podmínek ?

4. Vypočti molární hmotnost K2 CO3 (Mr K = 39, C = 12, O = 16)

A. Kolik g H2O vznikne spálením 1 m3 methanu ?

CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O

B. Kolik dm3 vodíku vznikne elektrolysou 1 kg vody?

2 H2O O2 + 2 H2

A.

1. Kolik m3 C O2 vznikne pálením 1 t CaCO3 ? Ar Ca = 40, O = 16, C = 12

Ca CO3 CO2 + CaO

2. Jaký typ směsi je emulze a mlha

B.

1. Kolik dm3 ozonu vznikne z 1000 dm3 kyslíku ?

3O2 2 O3

2. Jaký typ směsi je suspenze dým

A.

Acetylen je možno vyrobit z karbidu vápníku a vody. Kolik m3 acetylenu vznikne z 1t

karbidu vápníku? Kolik je na to třeba vody? (Ar Ca = 40, H =1, O = 16, C = 12 )

CaC2 + 2 H2 O C2 H2 + Ca(OH)2

B.

Kolík hydroxidu vápenatého vznikne při výrobě 1m3 acetylenu? Kolik je na to

potřeba karbidu vápníku? (Ar Ca = 40, H =1, O = 16 , C = 12 )

CaC2 + 2 H2 O C2 H2 + Ca(OH)2

A.

Kolik m3 CO2 a kolik g H2 O vznikne spálením 1 kg benzenu C6 H6 .

2 C6 H6 + 15 O2 6 H2 O + 12 CO2

B.

Kolik m3 CO2 a kolik g H2 O vznikne spálením 1 kg sacharosy C12H22O11

C12H22O11 + 12 O2 11 H2 O + 12 CO2

A. Ca CO3 reagoval s nadbytkem HCl . Kolik bylo Ca CO3 , když se uvolnilo 40 dm3

CO2?

Mr Ca = 40, C = 12, O=16, H = 1, Cl = 35,5

Ca CO3 + 2 HCl Ca O + CO2 + H2O

Kolik gramů NaCl bude izolováno z 2500g  roztoku w = 0,14

B.Kolik oxidu vápenatého vznikne z 900 kg vápence s obsahem Ca CO3 95% ? Mr Ca

= 40, C = 12, O=16,

Ca CO3 Ca O + CO2

Kolik g KCN bylo izolováno ze 750 g 15% roztoku?

A

V jakém poměru smísíte 45% kyselinu a 5% kyselinu, abyste dostali kyselinu 20% ?

Kolik vody a 75% roztoku cukru musíme smísit, abychom dostali 5kg roztoku 25%?

B

V jakém poměru smísíte 65% roztok a15% roztok, abyste dostali roztok 25% ?

Kolik vody a 65% kyseliny dusičné musíme smísit, abychom dostali 5kg kyseliny 10%?

A.

1.V rovnici označ spojením šipkami konjugované páry :

HCl + H2O H3O + + Cl –

2. Koncentrace KOH je 0,001 mol/l. Jaké je jeho pH ?

3. Podle teorie Brönsted – Lowryho je částice H3O + kyselinou nebo zásadou?

4. Sůl slabé kyseliny a silné zásady ve vodném roztoku může mít pH 2 - 7 - 10

B.

1.V rovnici označ spojením šipkami konjugované páry :

HCl O4 + H2O H3O + + Cl O4 –

2.Koncentrace HCl je 0,1 mol/l . Jaké je jeho pOH ?

3.Podle teorie Brönsted – Lowryho je částice Cl - kyselinou nebo zásadou?

4.Sůl silné kyseliny a silné zásady ve vodném roztoku může mít pH 2 - 7 - 10

A

1. Výroba páleného vápna. Napiš rovnici.

2. Co tvoří přechodnou tvrdost vody.

3. Které prvky označujeme jako prvky alkalických zemin.

4. Napiš vzorec kyseliny pentahydrogen dithio triarsenité

B.

1. Hašení vápna – napiš rovnici.

2. Co tvoří trvalou tvrdost vody.

3. Vyjmenuj a napiš značky s1 prvků

4. Napiš vzorec kyseliny dithiouhličité

A

1. Krasové jevy. Napiš rovnici.

2. Co je zažívací soda, chem. název a vzorec

3. Které prvky patří k p1 prvkům, názvy a značky.

4. Napiš vzorec trihydrogenheptaoxodifosforečnan vápenatý.

B.

5. Výroba hliníku.

6. Triviální název uhličitanu draselného, vzorec.

7. Které prvky patří k s2 prvkům, názvy a značky.

8. Napiš vzorec dihydrogentetraoxofosforečnan železitý

A

1. Kolik elementárních částic obsahuje částice 612C-4

2. Kolik vazeb obsahuje močovina H2N – CO - N H2

3. Kolik dvojných vazeb obsahuje 1-buten – 3 – on

4. Kolik vazeb obsahuje 2 – methyl – 1,3 butadien

B

1. Kolik elementárních částic obsahuje částice 714N+5

2. Kolik vazeb obsahuje močovina H2N – CO - N H2

3. Kolik vazeb obsahuje 1-buten – 3 – on

4. Kolik dvojných vazeb obsahuje 2 – methyl – 1,3 butadien

A.

Urči, zda zápis je správný nebo ne: 2d2 4d10

Urči, zda je správný zápis: n=3 l = 0 m = 0 n=4 l = -3 m = -3

Jaký nejvyšší počet elektronů může být v orbitalech 3s 3p

V jakém pořadí se zaplní orbitaly : 4s 3d 3p

B.

Urči, zda zápis je správný nebo ne: 3f4 4p7

Urči, zda je správný zápis: n=1 l = 0 m = 0 n=0 l = -1 m = -1

Jaký nejvyšší počet elektronů může být v orbitalech 4f 5d

V jakém pořadí se zaplní orbitaly : 2s 3s 2p

A. Určete, který z uvedených párů nuklidů jsou izotopy, které izobary:

613C 7

13N 817O 8

16O

Řešte rovnici jaderné přeměny:

510B + 0

1n ............ + 24He

Vypočítej střední relativní molekulovou hmotnost Al (NO3)3

Které z uvedených sloučenin tvoří vodíkové můstky:

HCOOH HI PH3 CH3 CH2OH

B.

Určete, který z uvedených párů nuklidů jsou izotopy, které izobary:

13T 1

2D 24He 2

3He

Řešte rovnici jaderné přeměny:

............ 511B + +1

0e

Vypočítej střední relativní molekulovou hmotnost Fe(NO3 )3

Které z uvedených sloučenin tvoří vodíkové můstky:

H2 S O4 HBr CH3O CH3 CH4

A

Vypočítejte jakou hustotu v g/dm3 má za normálních podmínek methan CH4 .

Vypočtěte, kolik molů a kolik molekul je za normálních podmínek v 5 dm3 kyslíku.

B

Vypočítejte jakou hustotu v g/dm3 má za normálních podmínek chlor Cl2 .

Vypočtěte, kolik molů a kolik molekul je za normálních podmínek v 15 dm3 vodíku.

A

Jaký je WAgNO3 v roztoku, který vznikne rozpuštěním 5 g Ag NO3 ve 195 g vody?

Kolik gramů vody je potřeba na rozpuštění 50 g NaCl, pokud WNaCl má být 0, 15 ?

B

Jaký je WNaNO3 v roztoku, který vznikne rozpuštěním 50 g Na NO3 ve 200 g vody?

Kolik gramů vody je potřeba na rozpuštění 75 g KCl, pokud WNaCl má být 0,25 ?

A

Vyrovnej rovnice:

H6 Te O6 + SO2 Te + H2 S O4

H2 S O4 + Cu Cu S O4 + H2 O + SO2

B

Vyrovnej rovnice:

Se + Cl2 + H2 O H Cl + H2 Se O4

Xe F4 + Hg Xe + HgF2

A.

1. Kolik g vody je třeba, aby z 25 g manganistanu draselného byl připraven 2%

roztok?

2. Kolik uhličitanu draselného se vyloučí ze 750 ml 25% roztoku, jehož = 1,2

g/cm3 .

B.

1. Jaké množství jodidu draselného je rozpuštěno v 15% roztoku, k jehož přípravě

bylo použito 135 g vody?

2. Kolik síranu draselného se vyloučí ze 1250 ml 15% roztoku, jehož = 1,15 g/cm3

A

Vyrovnej rovnice:

H ClO3 + Te + H2 O H6 Te O6 + Cl2

H2 Se O3 + HClO3 H2 Se O4 + H2 O + Cl2

B

Vyrovnej rovnice:

Se + HNO3 + H2 O NO + H2 Se O3

H2 Se O3 + H2 S S + Se  + H2 O

A.

1. Kolik g manganistanu draselného je třeba, aby byl připraven 2% roztok z 250g

vody ?

2. Kolik síranu draselného se vyloučí ze 1750 ml 15% roztoku, jehož = 1,1 g/cm3 .

B.

3. Jaké množství vody je v 15% roztoku jodidu draselného, k jehož přípravě bylo

použito 15 g jodidu?

4. Kolik chloridu draselného se vyloučí ze 250 ml 25% roztoku, jehož = 1,25

g/cm3 ?

A.

Jakou koncentraci bude mít roztok vzniklý z 5kg 12% roztoku a 2,5kg vody?

Jakou koncentraci bude mít roztok vzniklý z 10 kg 20% roztoku CuSO4 , do něhož

přidáme 1 kg CuSO4 . 5 H2O ? (Mr CuSO4 = 159,6 Mr H2 O = 18).

B.

Jakou koncentraci bude mít roztok vzniklý z7,5kg 20 % roztoku a 5 kg vody?

Jakou koncentraci bude mít roztok vzniklý z 15 kg 12% roztoku FeSO4 , do něhož

přidáme 1 kg FeSO4 . 7H2O ? (Mr FeSO4 . 7H2O = 278,0 Mr H2 O = 18).

A

Vodík, izotopy, vlastnosti, použití.

Se + HNO3 + H2 O NO + H2 Se O3

B

Kyslík, vlastnosti, použití

H6 Te O6 + SO2 Te + H2 S O4

KvartaANapiš vzorce sloučenin: hydrid sodný,

boran,

bromovodík.

Napiš vzorec kyseliny trihydrogenjodisté.

BNapiš vzorce sloučenin: hydrid vápenatý,

fosfan,

fluorovodík.

Napiš vzorec kyseliny tetrahydrogenkřemičité.A1.Napiš vzorce sloučenin: hydrid sodný, boran, bromovodík.

2.Napiš vzorec kyseliny tetrahydrogenkřemičité.

3.Napiš vzorec kyseliny dithiowolframové

4.Napiš vzorec dihydrogendisírové a odvoď její fluorid

B.1.Napiš vzorce sloučenin: hydrid vápenatý, fosfan, fluorovodík.

2.Napiš vzorec kyseliny trihydrogenjodisté.

3.Napiš vzorec kyseliny diselenosiřičité

4.Napiš vzorec kyseliny pentahydrogentriarseničné a odvoď její dichlorid

A

Jaký je WAgNO3 v roztoku, který vznikne rozpuštěním 5 g Ag NO3 ve 200 g 10%

roztoku AgNO3?

Kolik gramů vody je v 1 litru roztoku w (s) = 0,45 , jehož hustota je 1,25 g/ cm3.

B

Jaký je WNaNO3 v roztoku, který vznikne rozpuštěním 50 g Ag NO3 ve 500 g 10%

roztoku NaNO3?

Kolik g soli dostaneme z 0,5 litru roztoku w (s) = 0,15 , jehož hustota je 1,05 g/cm3.

ACo je prvek a co jsou izotopy.

K čemu slouží v jaderném reaktoru regulační tyče a co obsahují?

Co je moderátorem v reaktoru RBMK (Černobyl.)

239Np se mění - rozpadem a následně Co vznikne, napiš rovnice.

BCo je nuklid a co jsou izobary?

K čemu slouží v jaderném reaktoru moderátor?

Co je moderátorem v reaktoru VVER (Dukovany)

222Ra se mění rozpadem a následně - . Co vznikne, napiš rovnice.

A. Vypočtěte molární hmotnost NaCl K2 CO3

Kolik molekul je za normálních podmínek obsaženo v

40 dm3 kyslíku 120,24 g Ca

A. Vypočtěte molární hmotnost Cs Cl K2 SO4

Kolik molekul je za normálních podmínek obsaženo v

60 dm3 vodíku 120 g síry

AJaká bude za normálních podmínek hmotnost 3 dm3 sulfanu ? Ar H = 1, Ar S = 32

Kolik dm3 plynného chlorovodíku zreaguje za normálních podmínek s 20g amoniaku ArH=1, Ar N = 14

NH3 + HCl = NH4 Cl

BJaký objem bude mít za normálních podmínek 20 g NH3 ? Ar H= 1, Ar N = 14

Kolik dm3 vodíku zreaguje za normálních podmínek s 20 g kyslíku? Ar H = 1, Ar O = 16

2 H2 + O2 = 2 H2 O

A

1. Vzorec hydrátu Na2 SO4 o hmotnosti 16 g byl zahříváním zbaven veškeré krystalové

vody. Úbytek hmotnosti byl 9 g. Stanovte vzorec hydrátu. Ar: Na: 23,00 S:32,00

O:16,00, Mr H2O 18,00

2. Kolik vody je třeba přidat k 350 g 10% roztoku, aby vznikl 6% roztok?

B

1. Analýzou bylo zjištěno, že zkoumaná látka obsahuje 43,4 % Na, 11,32% C,

45,28%O. Vypočtěte stechiometrický vzorec sloučeniny. Ar: Na: 23,00 C:12,00

O:16,00,

2. Jaká je výsledná koncentrace roztoku, který vznikl z 250 g 10% kyseliny

chlorovodíkové, do které bylo zavedeno 50dm3 plynného chlorovodíku? Mr HCl je

36,5

A1. Jaký počet molekul obsahuje za normálních podmínek 40 dm3 oxidu uhličitého?

2. Jakou hmotnost má atom jodu jehož relativní atomová hmotnost je 126,9 ?

B1. Vypočítejte, jakou hustotu v g / dm3 bude mít za normálních podmínek oxid

uhelnatý?

2. Vypočtěte relativní atomovou hmotnost sodíku, víte-li, že atom jodu je 5,52 x hmotnější než atom sodíku. Relativní atomová hmotnost jodu je 126,9

A.Nazvi následující sloučeniny:

K2 Ti F6 . H2 O Ni (NH3)6 I2

Napiš vzorec:

Monohydrát tetrachlorortuťnatanu draselného hexabromseleničitan draselný

B

Nazvi následující sloučeniny:

K2 Hg I4 Co (NH3)6 Cl2

Napiš vzorec: Chlorid hexaaminnikelnatý Dihydrát hexachlorothallitanu sodného

A.

1. Kolik dm3 C O2 vznikne pálením 1 kg CaCO3 ? Ar Ca = 40, O = 16, C = 12

Ca CO3 CO2 + CaO

2.Kolik g KCN bylo izolováno ze 750 g 15% roztoku?

B.

1. Kolik kg Ca O vznikne pálením 1 kg CaCO3 ? Ar Ca = 40, O = 16, C = 12

Ca CO3 CO2 + CaO

2. Kolik gramů NaCl bude izolováno z 2500g  roztoku w = 0,14 ?