-1-

UNIVERZITA JANA EVANGELISTY PURKYNĚ V ÚSTÍ NAD LABEM PŘÍRODOVĚDECKÁ FAKULTA – KATEDRA CHEMIE

Opora pro kombinované navazující magisterské studium

Učitelství chemie pro SŠ

DIDAKTIKA CHEMIE II

pro SŠ

Doc. PaedDr. Markéta Pečivová, CSc.

RNDr. Milan Šmídl, Ph.D.

Ústí nad Labem 2014

-2-

ÚVOD

Předkládaná opora je určena pro posluchače kombinovaného studia oboru Učitelství chemie

pro SŠ. Opora je koncipována jako osnova pro samostudium a společné konzultace a je sestavena

tak, aby zahrnula nejpodstatnější tematické celky učiva chemie na střední škole. Témata nejsou

rozdělena podle ročníků, neboť díky různým modelům výuky (ve třech nebo čtyřech ročnících) a

rozdílným ŠVP mohou být probírána v různé době.

U každého tematického celku je uveden přibližný počet vyučovacích hodin, které je vhodný

danému celku věnovat, obsahová náplň, experimentální zázemí a případně i metodické zpracování

jednotlivých vyučovacích hodin. Experimentální činnost je v textu podbarvena zeleně.

Opora obsahuje následující tematické celky (jedná se o rámcový plán, který může být

upraven podle požadavků a možností školy), které jsou rozděleny do tří bloků:

Didaktika obecné a fyzikální chemie

o Didaktika chemického názvosloví

o Didaktika chemických výpočtů

o Didaktika pojmů obecné chemie - složení látek

o Didaktika struktury elektronového obalu

o Didaktika periodického systému

o Didaktika chemické vazby

o Didaktika chemických reakcí

o Didaktika redoxních dějů

Didaktika anorganické chemie

o Didaktika vodíku, kyslíku, kyselin a zásad

o Didaktika p-prvků

o Didaktika s-prvků

o Didaktika d-prvků

Didaktika organických a přírodních látek

o Didaktika základů organické chemie

o Didaktika uhlovodíků

o Didaktika derivátů uhlovodíků

o Didaktika karboxylových kyselin a jejich derivátů

o Didaktika heterocyklických sloučenin

o Didaktika alkaloidů a návykových látek

o Didaktika lipidů a isoprenoidů

o Didaktika sacharidů

o Didaktika aminokyselin a bílkovin

o Didaktika enzymů, vitaminů a hormonů

o Didaktika metabolických procesů

o Didaktika makromolekulárních látek

-3-

LITERATURA:

Povinná literatura:

PACHMANN, E. A KOL. Speciální didaktika chemie. Praha: SPN, 1986.

PACHMANN, E. HOFMANN Obecná didaktika chemie. Praha: SPN, 1981.

VACÍK A KOL. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN 1990.

KOTLÍK B. RŮŽIČKOVÁ K. Chemie II. v kostce. Praha: Fragment, 1997.

VACÍK, J. ET AL. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN, 1995.

BANÝR, J., BENEŠ, P., ET AL. Chemie pro střední školy. Praha: SPN, 1995 .

ČIPERA, J. Rozpravy o didaktice I a II. Praha: Karolinum, 2000. a 2001.

Rámcové vzdělávací programy pro gymnázia a základní školy. Praha: VÚP, 2007.

Kartotéka školních chemických experimentů.

Platné učebnice chemie pro střední školy.

Doporučená literatura:

Jakékoliv vhodné chemické tabulky

PEČIVOVÁ, M., MACHAČNÝ, J. Školní chemické pokusy. Ústí nad Labem: PF UJEP,

1994.

PEČIVOVÁ, M., BRŮHA, T. Školní pokusy z organické chemie. Ústí nad Labem: PF

UJEP, 1994.

ČTRNÁCTOVÁ, H., HALBYCH, J., HUDEČEK, J., ŠÍMOVÁ, J. Chemické pokusy pro

školu a zájmovou činnost. Praha: Prospektum, 2000.

ČTRNÁCTOVÁ, H., HALBYCH, J. Didaktika a technika chemických pokusů. Praha: UK,

1997.

-4-

Didaktika obecné a fyzikální chemie

-5-

Didaktika chemického názvosloví 5 vyučovacích hodin

Cílem celku je zopakovat základní pojmy týkající se tvorby a čtení chemického názvosloví a správných

českých a latinských názvů prvků. Tímto sjednotit různou vědomostní úroveň studentů přicházejících

z různých základních škol.

Stěžejní pojmy pojmy: oxidační číslo, anion, kation, křížové pravidlo, chemický vzorec, binární sloučenina

Očekávané výstupy žáka dle RVP definuje pojem oxidační číslo a dokáže určit oxidační číslo prvku v molekule

sestaví vzorec anorganických sloučenin (oxidy, halogenidy, hydroxidy, kyseliny, soli)

orientuje se v nejčastějších triviálních názvech anorganických sloučenin

Rozvržení učiva: Opakování ZŠ - oxidační číslo, elektronegativita, značky prvků, typy názvů 2h

Názvosloví oxidů, halogenidů 1h

Názvosloví hydroxidů, kyselin, solí 1h

Procvičování 1-2h

SEMINÁŘ: - hydridy (podle typů), komplexní sloučeniny, podvojné sloučeniny, peroxosloučeniny, organické

názvosloví

Motivace: chemické názvosloví je jako chemický jazyk, díky němuž se všichni chemici světa domluví

Osnova 1. ZÁKLADNÍ POJMY:

- pravidla chemického názvosloví jsou zaštiťuje Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii IUPAC

(International Union for Pure and Applied Chemistry)

Elektronegativita - schopnost atomu přitahovat elektrony zúčastňující se vazby

Pravidla pro práci s oxidačními čísly v molekule

Definice oxidačnho číslo - formální elektrický náboj, který by byl přítomen na atomu prvku, kdybychom elektrony

na každé vazbě tohoto atomu přidělili elektronegativnějším prvku

- nabývá hodnot od -IV do VIII

- pravidla pro oxidační čísla (fluor -I, volné atomy 0,…)

Chemický vzorec - tvoří se ze systematického názvu, vyjadřuje složení molekuly (typy vzorců)

→ počet atomů v molekule se vyjadřuje předponami, počet skupin pak násobnými

předponami:

→ sestavování chemického vzorce: podstatné jméno + přídavné jméno

zakončeno -id (oxid, halogenid, hydroxid) koncovka odpovídající ox. číslu

anion, záporná (elneg) část molekuly kation, kladná (elpoz) část molekuly

→ koncovky ox. čísel (včetně solí)

Komentář [p1]:

Komentář [p2]:

-6-

2. NÁZVOSLOVI IONTŮ - náboj arabsky, oxidační číslo římsky

- kationty → obsahuji koncovku ox. čísla odpovídající náboji

→ jednoatomové: K+ kation draselný, Ca

2+ kation vápenatý

víceatomové: NH4+ amonium (kation amonný), PH4

+ fosfonium

- anionty → zakončeny koncovkou -idový, -anový

→ jednoatomové: Cl- anion chloridový, OH

- anion hydroxidový

víceatomové od oxokyselin: NO3- anion dusičnanový

3. NÁZVOSLOVI OXIDŮ oxid + přídavné jméno s koncovkou ox. čísla

- vysvětlit sestavování chemických vzorce ze systematického názvu

→ napsat značky prvků, určit ox. čísla, křížové pravidlo

- vysvětlit určení systematického názvu z chem. vzorce

→ podstatné jméno oxid, přídavné jméno název kationtu s koncovkou ox. čísla

- sestavit tabulku ox. čísel s obecným vzorcem, koncovkou a příklady oxidů

4. NÁZVOSLOVI BEZKYSLÍKATÝCH KYSELIN

- binární sloučeniny vodíku s nekovy: název el.neg. prvku + vodík (př. kyanovodík, chlorovodík)

→ kyseliny: -ová kyselina (př. kyanovodíková kyselina)

- hydridy s prvky 3-6 skupiny PSP: lat. kmen názvu + koncovka -an (př. H2S sulfan, SiH4 silan)

4. NÁZVOSLOVI OXOKYSELIN kyselina + název centr. atomu s koncovkou ox. č.

- uvést zakončení kyselin (-ná, -natá, -itá,…)

- sestavování vzorce z názvu → kyseliny obsahují vždy H+I

, Xkoncovka

, O-II

→ dopočítat počty atomů aby byl součet ox. čísel po vynásobení počty atomů

roven nule H+X-O = 0

- sestavování názvu ze vzorce → určení ox. čísel všech prvků, z X? určit koncovku

→ sestavení názvu

5. NÁZVOSLOVÍ SOLÍ BEZKYSL. KYSELIN podst. jméno-id + kation-koncovka ox.č.

→ odvozují se náhradou H+ kationtem soli (např. HCl => NaCl chlorid sodný, HCN => KCN kyanid draselný)

6. NÁZVOSLOVÍ SOLÍ OXOKYSELIN

→ podle ox. čísla centrálního atomu koncovka (kyselina sírová → síran, kyselina dusičná → dusičnan)

→ přídavné jméno tvoří název kationtu s koncovkou ox. čísla (draselný, železitý,…)

→ křížové pravidlo

→ uvést přehled aniontů kyselin

Uvést principy tvorby hydrogensolí

PROCVIČOVÁNÍ NA PŘÍKLADECH

Komentář [p3]:

-7-

Didaktika chemických výpočtů

10 vyučovacích hodin

Pojmy: molární hmotnost (M), hmotnostní zlomek (w), látková množství (n), molární objem (Vm), Avogadrova

konstanta NA, látková a hmotnostní koncentrace (cm, cw), výpočty z chemických rovnic

Očekávané výstupy žáka dle RVP vypočítá jednoduché příklady na výpočet w, M, n,

ovládá úpravu vzorců a převody správných jednotek veličin

správně vypočítá složení roztoků a potřebná množství látek k jejich přípravě

aplikuje poznatky o chemických výpočtech na příklady běžného života

dokáže zapsat a upravit chemickou rovnici, vypočítat množství reaktantů a produktů

Rozvržení učiva: základní pojmy 1h

látková množství, molární zlomek, objemový zlomek 2h

molární hmotnost, hmotnostní zlomek 2h

látková a hmotnostní koncentrace 2h

výpočty z chemických rovnic 3h

Motivace: výpočty příkladů z běžného života (w alkoholu v nápojích,…)

Základní pojmy

1. HMOTNOST ATOMŮ A MOLEKUL

- hmotnosti částic velmi malé, přepočítávají se přes atomovou hmotnostní jednotku mu na relativní atomové a

molekulové hmotnosti

2410.66053,112

)(Cmmu g

→ relativní atomová a molekulová hmotnost:

u

rm

XmXA

)()( a

u

rm

YmYM

)()(

Látkové množství

- předpokládá se znalost zákona zachování hmotnosti a úpravy chemických rovnic

- odvození pojmu látkového množství:

1. LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ

Příklad: - reakce vodíku s dusíkem za vzniku amoniaku: N + H → NH3

→ vodík a dusík jsou dvouatomové molekuly, doplní se počty atomů na obou stranách

-8-

N2 + H2 → 2 NH3

→ správné čtení: 1 molekula N2 reaguje s 3 molekulami H2 za vzniku 2 molekul NH3

N2 + 3 H2 → 2 NH3

→ zvětším-li množství vstupujícího dusíku, změní se počty molekul:

10 N2 + 30 H2 → 20 NH3 → poměr 1:3:2

→ v reálu je množství reagujících molekul mnohem větší, ale musí platit vždy jejich poměr

→ zavádí se pojem látkové množství (n) s jednotkou 1 mol (1 mol obsahuje vždy stejný počet částic,

udávaný Avogadrovou konstantou NA = 6,022.1023

částic)

1.6,022.1023

N2 + 3.6,022.1023

H2 → 2.6,022.1023

NH3

,, 1 mol N2 reaguje s 3 moly H2 za vzniku 2 molů NH3“

→ napsat na tabuli 6022 a 20krát nulu

2. MOLÁRNÍ HMOTNOST

- hmotnost 1 molu různých látek není stejná → zavedení molární hmotnosti

M(X) = m(X).NA → tabelována M [g/mol]

→ určování molární hmotnosti molekul (součet molárních hmotností atomů vynásobených jejich

počtem)

3. VÝPOČET LÁTKOVÝCH MNOŽSTVÍ

- použít příklad s hromadou písku: Máme k dispozici hromadu písku o hmotnosti m = 10tun a kbelík

(zde jako 1 mol, počet zrnek písku), do kterého se vejde písek o hmotnosti 10 kg. Kolik kbelíků

(molů) písku je v hromadě?

→ odvození vztahu: M

mn jednotky mol

molg

g1.

použít trojúhelník nM

m

→ procvičování příkladů

Složení roztoků

1. HMOTNOSTNÍ ZLOMEK

- je vhodné navázat výpočty (zadání příkladů) na běžný život

- pozor na záměnu hmotnostní zlomek a hmotnostní procento

- lze probírat v tematickém celku směsi (složení roztoků) a při probírání oxidů, halogenidů a dalších

sloučenin na procentuální zastoupení prvku v molekule

-9-

celku

složky

složkym

mw

celku

části

částim

mw

→ algoritmus řešení:

a) Napsat zadání.

b) Vypsat stručný zápis, co známe a co počítáme.

c) Převést jednotky na potřebné rozměry.

d) Napsat obecný vzorec spolu s významem a hodnotami všech symbolů.

e) Dosadit dílčí výsledky do obecného vzorce, vypočítat, výsledek → převést na % (x100)

f) Odpověď.

2. ŘEDĚNÍ ROZTOKŮ

- lze použít křížové pravidlo nebo směšovací rovnici

Například: Připravte 3% roztok H2O2 ze zásobního 30% roztoku H2O2.

30% H2O2 3 díly

→ poměr 1:9 (1 díl H2O2, 9 dílů vody)

0% voda 27 dílů

m1.w1 + m2.w2 = m.w c1.V1 = c2.V2

3. MOLÁRNÍ KONCENTRACE

- začít pokusem (vizualizací), kdy se do 1l v litrové kádince nasype 1 mol NaCl (cvičně mohou žáci

vypočítat jakou bude mít hmotnost - 58 g)

→ odvodit látkovou koncentraci (počet molů v určitém objemu) M

nc →

VM

mc

. mol/dm

3

→ žáci by měli umět i objemový zlomek V

Vi [-]

molární zlomek: n

nx i

B [-]

hmotnostní koncentrace: V

mcw [g/mol]

→ procvičování příkladů

Výpočty z chemických rovnic → modelový příklad: Vypočtěte hmotnost jódu, který vznikne reakcí 2 g jodidu draselného s přebytkem

chlorové vody.

→ stejný bude: a) zápis, co je známé a co se počítá, sestavení a vyčíslení rovnice se známými a

neznámými veličinami (co počítám má většinou index 1)

2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2

3% H2O2

-10-

m(KI) = 2 g n(KI) = 2 υ(KI) = 2 M(KI) = 166 g/mol

m(I2) = ? n(I2) = 1 υ(I2) = 1 M(I2) = 254 g/mol

1. POUŽÍT VZOREC:

→ napsat obecný vzorec: )()(

)(

)(

)()( 22

2 KImKIM

IM

KI

IIm

→ výpočet, jednotky, odpověď

2. ROVNOST LÁTKOVÝCH MNOŽSTVÍ

→ rovnost látkových množství, s příslušnými koeficienty

2

1

)(

)( 2

KIn

In →

)(

)(

)(

)(.2

2

2

KIM

KIm

IM

Im →

)(.2

)().()( 2

2KIM

IMKImIm

3. TROJČLENKA

→ přímá úměra, dnes spíš v pozadí

ze 2.166 g KI ……………………. vznikne 1.254 g I2

ze 2 g KI …...……………………. vznikne x g I2

gx ...254.332

2

→ procvičování příkladů

-11-

Didaktika pojmů obecné chemie - složení látek

6 vyučovacích hodin

Pojmy: hmota, atom, molekula, ion, chemický děj, chemicky čistá látka, sloučenina, roztok, směs, proton, neutron,

Očekávané výstupy žáka dle RVP definuje základní chemické pojmy

popíše stavbu atomového jádra, vyjmenuje které částice ji tvoří, dokáže zapsat značku chemického prvku

uvede historii objevu radioaktivity, její definici, charakterizuje jednotlivé typy záření a poločas rozpadu

Rozvržení učiva: Hmota, základní chemické zákony, směs, chemicky čistá látka, roztok 1 hodina

Jádro atomu, protonové číslo, nukleonové číslo, izotopy, nuklidy 2-3 hodiny

Radioaktivita 1-2 hodiny

Základní pojmy HMOTA - 1.LÁTKY - tvořena částicemi s energií, mohou mít elektrický náboj, mají nenulovou klid. hm.

- elektrony, protony, neutrony, tuhé látky, kapaliny,…

2. POLE - mají nulovou klidovou hmotnost, vlnovou povahu

- elektromagnetické, gravitační, elektrické pole apod.

CHEMICKÝ DĚJ - mění se chemická povaha látek (složení molekul), oproti fyzikálnímu ději

ATOM - jednojaderná základní strukturální elektroneutrální jednotka

MOLEKULA - seskupení atomů spojených chemickými vazbami → molekuly vystupují jako samostatné částice

1.) Homonukleární molekuly: - stejnojaderné, např. H2, N2, Cl2,…

2.) Heteronukleární molekuly: - různojaderné, např. H2O, NH3, HCl, …

ION - částice s nábojem (kation kladný, anion záporný)

CHEMICKY ČISTÁ LÁTKA = chemické individuum, je to látka, která je tvořena stejnými částicemi

(atomy, molekuly, skupiny iontů) → patří sem prvky a sloučeniny

- má stále charakteristické vlastnosti (bod varu, tání, hustotu, …)

SLOUČENINA = je chemicky čistá látka tvořená stejnými molekulami složených ze dvou a více různých atomů

ROZTOK - je homogenní disperzní soustava dvou nebo více chemicky čistých látek

- dělíme je na plynné (např. vzduch), kapalné (např. roztok NaCl ve vodě), pevné (např. slitiny kovů)

-12-

SMĚS - směs je soustava složená z několika různých chemicky čistých látek (vzduch je směs kyslíku, dusíku, oxidu

uhličitého, vodní páry,…)

Historie objevů atomu

Demokritos z Abdér (4.-5. století př.n.l.) - atomy jsou nevznikající, neviditelná, nedělitelná, neměnná a

nezničitelná tělíska (atomos = nedělitelný)

John Dalton (1808) - vzkřísil Demokritovu myšlenku a dal ji do souvislosti se známými chemickými prvky

- atomová teorie = každý z prvků je složen z malých, dále nedělitelných atomů

J.J. Thomson (1856-1940) - Brit, zkoumal vodivost plynů, objevil elektron

- navrhl ,,pudingový model atomu“ → elektrony (rozinky) v kladné kouli (pudingu)

Ernest Rutherford (1911) - objev atomového jádra (kladně nabitého protonu) při pokusu dopadajícího α

záření na ZnS desku skrze zlatou folii

- sestrojil ,,planetární model atomu“ → elektrony krouží kolem jádra

Niels Bohr (1913) - elektrony by jako pohybující se částice vyzařovali energii tak dlouho, až by se přiblížily

k jádru → sestrojil ,,Bohrův model“, kdy se elektrony pohybují bez

vyzařování energie jen po určitých hladinách s určitou energií (rozdíl mezi hladinami

odpovídá kvantu energie, které je pohlceno nebo vyzářeno)

Arnold Sommerfeld (1868-1951) - upravil Bohrův model → e- nepohybují po kruhových, ale eliptických drahách

Luis de Broglie (1923) - dualistický charakter světla (povaha částice i vlnění)

Heisenberg (1923) - princip neurčitosti (nelze přesně určit polohu a zároveň hybnost částice)

Schrödinger - určil vlnovou funkci, která určuje pravděpodobnost výskytu elektronu v tzv. atomových orbitalech

(95% pravděpodobnosti)

Jádro atomu

- počet protonů a elektronů v atomu odpovídá jeho Z (pořadovému číslu prvku v periodické tabulce)

PROTON (p) - protonové (atomové) číslo Z udává počet protonů v jádře a počet elektronů v obalu

- udává pořadí v PSP, objeven Ernesten Rutherfordem

NEUTRON (n) - neutronové číslo N udává počet neutronů v jádře, objeven 1932 Chadwickem

- součet počtu protonů a neutronů udává nukleonové číslo A (svou hodnotou je blízko relat. at. hmotnosti)

A = nukleonové číslo - - oxidační číslo, iontové číslo

Z = protonové číslo -

→ procvičování na určování A, Z, N

PRVEK: - složení z atomů o stejném protonovém čísle (mohou se lišit neutronovým číslem)

- přirozená směs nuklidů 16

8O + 17

8O + 18

8O je prvek kyslík

- jen jeden nuklid má Fe, Na, Al, Be, P, Co, Sc, F, …

NUKLIDY: - látky složené z atomů o stejném protonovém a neutronovém čísle

-13-

HeYX A

Z

A

Z

4

2

4

2

__

1 eYX A

Z

A

Z

- v přírodě se vyskytuje 329 nuklidů (z toho je 273 stabilních a 56 nestabilní)

- např. nuklidem je 16

8O, další nuklid je 17

8O a další 18

8O

IZOTOPY: - nuklidy téhož prvku se liší nukleonovým číslem

- chemickými vlastnostmi se navzájem neliší, ale vlastnostmi fyzikálními ano

- např. 16

8O, 17

8O, 18

8O => izotopy kyslíku , 1

1H, 2

1H, 3

1H => izotopy vodíku

IZOBARY: - atomy a jejich soubory o stejném nukleonovém čísle (např. 40

19K, 40

29Ca)

IZOTONY: - nuklidy různých prvků lišící se nukleonovým a protonovým číslem, ale mají stejný počet

neutronů v jádře (např. 136

54Xe, 138

56Ba)

Radioaktivita

= schopnost nestabilního nuklidu (atomového jádra) se přeměnit na jiné stabilnější za současného uvolnění

radioaktivního záření

- zjistil 1896 BECQUEREL, který použil prvek v blízkosti kovové folie a zjistil, že některé vysílají záření

procházející skrz na fotografický papír, který zčernal => toto záření nazváno radioaktivita

- manželé CURIEOVI (Piere Curie a Marie Sklodowska Curie) objevili, že záření nevysílají jen sloučeniny uranu

ale i uranové rudy (smolinec) => tak objevili prvky Polonium a Radium

- ve 30.letech 20.století zjištěno, že při bombardování atomů vznikají nová jádra vyzařující záření => v laboratoři

byla vyvinuta umělá radioaktivita ¨(samovolný rozpad uměle připravených nuklidů)

- podstata 1909 RUTHERFORD - záření je způsobeno samovolnou přeměnou jádra, tyto prvky jsou radioaktivní

=> je to projev nestability nuklidů

Typy záření

1. ZÁŘENÍ ALFA - rychle letící kladně nabitá jádra 42He

- ionizační účinky (ionizují vzduch)

=> posun v PSP o 2 místa doleva

2. ZÁŘENÍ BETA - rychle letící volné elektrony

- nese záp. náboj

=> posun v PSP o 1 místo doprava

3. ZÁŘENÍ GAMMA - doprovází záření α a β (elektromagnetické vlnění)

- nemění se složení jádra

- přechod částic z excitovaného stavu do základního je provázeno uvolněním rozdílu

energie a projev energie je samotné γ-záření (foton, elektromagnetické záření)

4. ZÁŘENÍ RTG - atomové jádro se může přebytku energie zbavit i přenesením energie na některý

elektron (hlavně v K sféře obalu)

poločas přeměny (rozpadu):

-14-

- střední čas, za který se z počátečního množství

radionuklidu přemění (rozpadne) přesná polovina

Didaktika struktury elektronového obalu

8 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Elektronový obal, orbitaly 1 hodina

Kvantová čísla 2 hodiny

Pravidla o zaplňování el. obalu 2 hodiny

Valenční elektrony, ionizační energie elektronová afinita 1 - 2 hodiny

Periodický zákon, periodická soustava prvků 2 hodiny

Elektronový obal, orbitaly

- tvoří jej elementární částice elektrony (záporně nabité), zodpovědné za většinu vlastností atomu

- vypočtené hodnoty E ( energie kinetická a potenciální) a ψ (vlnová funkce), charakterizují stav elektronu v atomu

a současně vymezují jeho oblast výskytu tzv. atomové orbitaly (AO)

ATOMOVÉ ORBITALY

- popisují se kvantovými čísly, vyplývající ze Schrödingerovy rovnice

1) Hlavní kvantové číslo (n) - udává energii elektronu, nabývá hodnot 1-K, 2-L, 3-M,…

- s rostoucím n energie roste

2) Vedlejší kvantové číslo (l) - určuje energii a tvar orbitalu (nabývá hodnot od 0-s, 1-p, 2-d, 3-d, 4-f)

3) Magnetické kvantové číslo (m) - určuje orientaci AO v prostoru, nabývá hodnot (-l do +l)

4) Spinové kvantové číslo (s) - určuje orientaci rotace elektronu (+½, -½)

Elektronová konfigurace

- zápis pomocí rámečků, elektrony se znázorňují šipkami

- degenerované orbitaly mají stejné hlavní a vedlejší KČ, liší se v čísle magnetickém se zapisují u sebe

hlavní kvantové číslo (n = 2) ( Spinové kvantové číslo ½ nebo - ½ )

2s1

vedlejší kvantové číslo (l =1)

-15-

PRAVIDLA:

1) Výstavbový princip - princip minimální energie → elektrony obsazují AO postupně s rostoucí energií

S P D F

8 7 6 5

7 6 5 4

6 5 4

5 4 3

4 3 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d

3 2 např. 26 Fe (Železo): 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

6

2

1

2) Hundovo pravidlo - v degenerovaných orbitalech se zaplňují AO nejprve po jednom elektronu se stejným spinem,

po zaplnění se elektrony párují s opačným spinem

3) Pauliho princip výlučnosti - v jednom atomu nejsou elektrony se 4 kvantovými čísly stejnými,liší se minimálně o

spinové číslo

EXCITACE

Ionizační energie - energie, která musí být dodána, aby došlo k odtržení elektronu (vznik K+)

→ čím větší hodnota, tím je prvek elpoz a tím tvoří snáze kationty

Elektronová afinita - energie, která se uvolní přijetím elektronu (vznik A-)

→ čím vyšší hodnota, tím je prvek elneg a tím tvoří snáze anionty

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

-16-

Didaktika periodického systému

2 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: periodická zákon 1 hodina

periodická soustava prvků 1 hodina

Pojmy a jejich vztahy struktura atomu → chemická vazba → chemický děj

PERIODICKÝ ZÁKON

Cíle: osvojení a pochopení periodického zákona a práce s PSP, s jeho pomocí dokáže určit některé vlastnosti prvků

využívá veličin, které jsou v PSP uvedeny k praktické činnosti (výpočty)

Podoba PSP - na začátek je vhodné navázat,co již o PSP a PZ vědí, co z ní již dokáží vyčíst

Formální úpravy PSP

Periodický řetěz - lineární úprava, prvky za sebou podle rostoucího Z, periody označeny čarami

→ Prostorová spirála - vzniká z lineární vyjádřením některých společných vlastností (podobné prvky jsou ve

spirále nad sebou)

→ Plošné úpravy kruhové a spirální - plošná projekce spirály, různými řezy lze oddělit jednotlivé skupiny

→ Plošné pravoúhlé velmi dlouhá tabulka - řez mezi vzácnými plyny a alkalickými kovy, vřazeny

lanthanoidy a aktinoidy

→ Tabulka pyramidální - prvky po periodách bez mezer, nad sebou

→ Tabulka krátká - mezera u 2. až 5. periody se odstraní tak, že se pod osm prvků 2. a 3.

periody řadí prvky 4. a dalších period podle nejvyššího ox. čísla

→ Tabulka dlouhá - klasická, školní tabulka (tzv. dlouhá)

Struktura PSP

v rámečku u symbolu prvku v PSP by měl být český a latinský název, hodnota protonového čísla, atomová

relativní hmotnost, elektronegativita, elektronová konfigurace, popř. vlastnosti (kov/polokov/nekov, skupenství,

s/p/d/f prvky), oxidační čísla

po stranách PSP označení 7. period (1-K,…) a 18. skupin (preferují se čísla 1-18, tolerují se římská označení

→ pod sebou jsou prvky podobných vlastností a s analogickou stavbou valenčních elektronů

→ hlavní skupiny (nepřechodné s,p-prvky) a vedlejší skupiny (přechodné d,f-prvky)

→ vedlejší skupina A (prvkům chybí elektrony do vzácného plynu), skupině B přebývají

→ valenční elektrony jsou nejvíce ve dvou orbitalech od nižšího vzácného plynu

-17-

Periodický zákon HISTORIE:

(1789) LAVOISIER - rozdělení prvků na kovy a nekovy

(1818) BERZELIUS - uspořádání prvků podle reaktivnosti (začínal draslíkem, končil kyslíkem)

(1817) DÖBEREINER - průměr hmotností dvou sousedních prvků triády je roven hmotnosti prostředního prvku

(1863) NEWLANDS - seřadil prvky podle atomové váhy do řady, zjistil že každý 8. prvek má podobné vlastnosti

(1864) MAYER - závislost objemu atomu na atomovém čísle prvku

MENDĚLEJEV (1869) Fyzikální a chemické vlastnosti prvků a jejich chemických sloučenin jsou

periodickou funkcí jejich atomových vah (dnes protonového čísla).

→ předpověděl přítomnost dosud neznámých prvků (germanium), doplnil jej i český chemik Bohuslav

Brauner (zařadil některé prvky vzácných zemin mezi Ce a Tl, předpověděl Pm)

2. Sekundární periodicita PSP

- podobnější svými vlastnostmi jsou si prvky umístěné vždy ob jeden řádek v řádcích PSP

- např. Cl je podobnější I než Br => BrO4- se připravuje hůře, kdežto ClO4

- a IO4

- snadno

3. Diagonální periodicita PSP

- podobné vlastnosti mají prvky umístěné v PSP po diagonále

- např. Na podobné spíše Ca než K, Be podobné spíše Al než Mg, …

Vlastnosti prvků vyplývající z PSP

- závislost mezi uspořádáním elektronů v obalu atomu a zařazením v periodickém systému (vlastnostmi)

Velikost atomu (poloměr) - atomový poloměr je polovina mezijaderné vzdálenosti (určena počtem p+ a e

-)

→ velikost atomů v periodě se zmenšuje s rostoucím Z (kromě vzácných plynů), jelikož zvětšující se kladný

náboj jádra více poutá elektrony ve stejné slupce

→ velikost atomů v hlavní skupině se zvětšuje s rostoucím Z (roste počet slupek s elektrony)

→ poloměr kationtu se zmenšuje s rostoucím nábojem a zvětšuje s klesajícím nábojem

=> vhodné použít modely (kuličky atomů, iontů)

Charakter vazby

→ závisí na poloze prvků v PSP (s + p => silně iontová (iontovost stoupá od 1. k 18. skupině)

Elektronegativita a elektropozitivita

→ elektronegativita stoupá doprava a nahoru, elektropozitivita dolů a doleva (s rostoucím Z a čím méně se liší

od konfigurace předchozího vzácného plynu)

→ nejelektropozitivnější francium, nejelektronegativnější fluor

Ionizační energie a elektronová afinita

→ ionizační energie ve skupině klesá (roste poloměr) a stoupá v periodě (klesá poloměr)

→ čím je hodnota ionizační energie nižší, tím je prvek reaktivnější

→ snadněji se tvoří kation do prvního, než do druhého stupně (přitažlivé síly)

→ elektronová afinita ve skupině klesá, v periodě roste

→ snadněji se tvoří anion do prvního, než do druhého stupně (odpudivé síly)

-18-

Kovový charakter

→ ve skupině roste, v periodě klesá

Kyselý a zásaditý charakter

→ u kyselin stoupá kyselost s rostoucí elektronegativitou kyselinotvorného prvku

Teplota tání

→ kovy a polokovy teplota tání nad 0oC, plynné nekovy pod 0

oC → nejvyšší C, Mo, Ta, W

→ s1-prvky mají nižší teplotu tání než s2-prvky (stabilnější el. konfigurace)

→ Zn, Cd, Hg nižší teplota tání než ostatní kovy (stabilnější konfigurace)

Hustota

→ největší hustota u přechodných prvků (kovy) s malým poloměrem a krystalickým uspořádáním

Index lomu světla - nekovy a vzácné plyny mají index lomu světla nízký, stoupá u polovodičových

polokovů a je vysoký u kovů, které vykazují kovový lesk

Vlastnosti sloučenin vyplývající z PSP

Acidobazické vlastnosti oxidů

→ větší bazicitu mají oxidy s elektropozitivními. prvky (alkalické kovy,…) → ve vodě poskytují hydroxidy

→ kyselý charakter mají oxidy s elektronegativními prvky → ve vodě tvoří kyseliny

→ u oxidů s vícero oxidačními je zásaditý ten s nižším, mezi amfoterní a kyselý s vyšším ox. číslem

Rozpustnost

→ rozpustné jsou silně kyselé a silně zásadité oxidy (s,p-prvky), nerozpustné s kovy, polokovy a Be, Mg

→ stejnou oblast pokrývají i hydroxidy

→ fosforečnany, uhličitany, sírany a siřičitany alkalických kovů jsou rozpustné, ostatní vesměs nerozpustné,

kromě některých solí alkalických zemin

→ halogenidy většinou jsou rozpustné (kromě např. fluoridu s2-prvků)

→ sulfidy jsou nerozpustné (kromě sulfidů s1-prvků)

-19-

Didaktika chemické vazby

6 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Vznik vazby, vaznost, 1 hodina

kovalentní vazba, vazba δ a π, 1 hodina

elektronegativita, polarita vazby, iontová vazba 1 hodina

Slabé vazebné interakce 1 hodina

Struktura a vlastnosti sloučenin kovalentních, iontových a kovů 2 hodiny

Základní osnova probíraného učiva:

vznik vazby

typy vazeb

o princip vzniku kovalentní vazby a koordinační vazby

o jednoduchá, dvojná, trojná - příklady molekul

o sigma, pí - příklady molekul

o podle polarity

vaznost

pevnost vazby

teorie hybridizace - sp, sp2, sp3 → tvary, úhly

VSEPR (viz anorganika) => používat modely (AO, hAO, vazeb)

slabé vazebné interakce (H-můstky, vdá síly)

Disociační energie

o energie, kterou je nutné dodat pro rozštěpení vazby

o molární energie = energie uvolněná rozštěpením 1 molu → Qm [kJ/mol]

Příklad: Vypočítat energii uvolněnou při štěpení 1 g methanu, energie C-H je 414 kJ/mol,

M(CH4) = 16,05 g/mol.

→ vypočítat kolik molů je jeden gram methanu (0,0625 mol)

→ E= Qm . n = 414.0,0625 = …

-20-

Didaktika chemických reakcí

13 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Názvosloví anorganických sloučenin (zopakování, princip) 1 hodina

Chemické reakce, chem. rovnice, úprava, rozdělení 2 hodiny

Průběh chemických reakcí 2 hodiny

Faktory ovlivňující rychlost chem. reakcí (chem. kinetika) 2 hodiny

Chemické rovnováhy 2 hodiny

Základy termochemie 2 hodiny

Redoxní reakce, jejich úprava 2 hodiny

Chemické reakce a rovnice

Chemická reakce - chemický děj, při němž z výchozích látek (reaktantů) vznikají produkty, resp chemické

vazby ve výchozích látkách zanikají a vznikají vazby v produktech

- chemické děje (reakce) zapisujeme chemickými rovnicemi (1 a více)

Chemická rovnice: - vyjadřuje základní reakční přeměny, udává poměr reaktantů a produktů a látková množství

aA + bB cC + dD

výchozí látky (reaktanty) reakční produkty

→ obě složky zapisujeme pomocí značek a vzorců, mezi nimi se vyznačuje šipka ( ,<=>, = )

→ v rovnici uvádíme i stechiometrické koeficienty, které udávají nejmenší celistvé počty reaktantů, které musí

reagovat, aby vznikly celistvé počty produktů

→ mohou se uvádět stavové symboly u jednotlivých reakčních složek (s, l, g, aq)

Podmínky: - musí splňovat Zákon zachování hmotnosti (druh atomů na obou stranách musí být stejný a ve stejném

množství) a Z.Z. energie

- náboje na obou stranách musí být stejné (elektroneutralita)

- pro redox rovnice musí platit podmínka rovnosti vyměňovaných elektronů, pro iontový zápis

rovnost nábojů na obou stranách

- poměr látkových množství je roven poměru stechiometrických koeficientů

DĚLENÍ REAKCÍ:

A) PODLE TYPU ZÁPISU:

o stechiometrický zápis - poměry látkového množství 2 FeCl3 + 3 H2S → Fe2S3 + 6 HCl

o stavový zápis - skupenský stav látek 2 FeCl3 (aq) + 3 H2S (g) → Fe2S3 (s) + 6 HCl (aq)

o iontový zápis (úplný, zkrácený) - podstata chemické reakce 2Fe3+

+ 3HS- → Fe2S3 + 3H

+

B) PŘENÁŠENÝCH ČÁSTIC

o redoxní - přenos elektronů (mění se oxidační čísla)

o proteolytické (acidobazické) - přenos H+

o koordinační (komplexotvorné) - přenos skupin atomů, vznikají komplexy

-21-

C) PODLE REAGUJÍCÍCH ČÁSTIC

o molekulové

o iontové

o radikálové

D) PODLE REAKČNÍHO MECHANISMU:

o skladné reakce (slučování, syntéza, adice) - 2 či více látek jednodušších se sloučí na 1 látku

složitější,aniž se odloučí nějaká částice

A + B C Fe + 2 S → FeS2

o rozkladné reakce (rozklad, analýza, eliminace) - jedna složitější látka se rozkládá na 2 nebo více

jednodušších

A B + C CaCO3 → CaO + CO2

o vytěsňovací rekce (substituce, nahrazování) - atom nebo celá skupina atomů v molekule dané látky se

vymění za jiný atom nebo skupinu atomů

AX + Y AY + X Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

o podvojné přeměny (konverze) - zdvojená substituce, kdy si 2 složitější látky vzájemně vymění některé

své atomy nebo skupiny atomů

AX + BY AY + BX Na2SO4 + CaCl2 → CaSO4 + 2 NaCl

E) PODLE REAKČNÍ KINETIKY

o izolované

o simultánní (zvratné, bočné, následné)

Průběh chemických reakcí

Teorie aktivních srážek - mezi molekulami reaktantů dochází ke srážkám (částice musí mít dostatečnou kinetickou

energii – aktivační energii a vhodnou orientaci)

Teorie aktivovaného komplexu - při uskutečnění účinné srážky soustava prochází stádiem aktivovaného komplexu

→ přiblížením molekul se vazby oslabují (energie spotřebována) a vznik nových

vazeb po rozpadu komplexu (energie se uvolňuje)

→ potřebná EA je nižší než u srážkové teorie

-22-

t

c

t

c

t

c

t

cv

d.d

d

c.d

d

b.d

d

a.d

d ZYBA

ba BAkv ].[].[

Reakční kinetika

- rychlost reakce je dána změnou koncentrace látky za jednotku času

- reaktanty ubývají, produkty přibývají

1) Vliv koncentrace reaktantů na reakční rychlost.

→ čím větší je koncentrace reaktantů v soustavě, tím větší je počet srážek jejich strukturních jednotek

(jedna z podmínek uskutečnění chemické reakce) a tím větší je reakční rychlost.

k… rychlostní konstanta

a,b…řády reakce (určeny experimentálně, rovny

stechiometrickým koeficientům)

tři kádinky s roztokem thiosíranu sodného: 0,5M, 1M, 2M

tři kádinky s roztoky kyseliny sírové o koncentracích: 0,5M, 1M, 2M

smíchat vždy roztoky kyseliny s roztokem thiosíranu o stejné koncentraci, stopkami měřit rychlost reakce

→ vyloučí s koloidní S (nejrychleji ve 2. kádince): Na2S2O3 + H2SO4 → Na2S2O3 + H2S2O3

→ H2SO3 + S → H2O + SO2 + S

2) Vliv tlaku na reakční rychlost.

→ zvýšením tlaku (zmenšení objemu soustavy) se zvětší koncentrace plynného reaktantu a

tím také reakční rychlost

3 Vliv teploty na reakční rychlost.

→ čím větší je teplota soustavy, tím rychleji se strukturní jednotky v soustavě pohybují

a tím větší je také jejich energie (více srážek, více molekul s aktivační energií → rychlejší reakce)

→ teplota určuje hodnotu rychlostní konstanty

smíchat roztok 4 M HNO3 a roztok 0,5 M KI v poměru 2:1 (3 zkumavky)

stopkami měřit rychlost reakce v jednotlivých zkumavkách: → o laboratorní teplotě

→ ponořené do horké vody

→ ponořené do kádinky s ledovou vodou

4 HNO3 + 2 KI → 2 I2 + 2 KNO2 + 2H2O + O2

4) Vliv povahy reaktantů

→ chemická povaha a složení reaktantů určuje rychlost reakce

POKUS: Ve větší kádince zahřívat tři zkumavky s následujícími látkami smíchanými v poměrech 2:1

8 M HNO3 + 0,5 M KI

8 M HNO3 + 0,5 M KBr

8 M HNO3 + 0,5 M NaCl Měříme rychlost probíhající reakce při osvětlení

→ unikají plyny, nejrychleji se oxiduje Cl- → Cl2, pak Br2 a pak I2

-23-

5) Vliv katalyzátorů na reakční rychlost

→ snižují aktivační energii a tím urychlují (umožňují) chemickou reakci, přičemž se sami nespotřebovávají

→ katalyzátor ve stejné fázi jako substrát (homogenní katalýza), v různé fázi (heterogenní katalýza)

Ke směsi práškového Zn a Al přikápnout kapku teplé vody

Rozklad peroxidu vodíku účinkem burelu

Enzymy (krev, peroxidáza,…)

Inhibitory - do U-trubice s H2SO4 ponořím do jednoho konce Zn plech, do druhoho Zn plech omotaný Pt

drátkem (inhibitor) → na neomotaném plechu se bude vyvíjet vodík

6) Vliv mechanických zásahů (míchání, zvětšení povrchu)

→ zvýšení vzájemného kontaktu strukturních jednotek reaktantů a tím i počet jejich srážek, způsobuje

zvýšení reakční rychlosti

Reakce kyseliny s kusovým vápencem a jeho práškem

Zapálení hliníkového prachu a hliníkového drátu

→ promítaný pokus v Petriho miskách

Pokus č. Miska Kyselina Kov Čas Faktor

1. První

Druhá

0,5 M HCl

2 M HCl

0,5 cm Mg

0,5 cm Mg

pomalejší

rychlejší koncentrace

2. První

Druhá

2 M HCl (studená)

2 M HCl (teplá)

0,5 cm Mg

0,5 cm Mg

pomalejší

rychlejší teplota

3. První

Druhá

2 M HCl (urotropin)

2 M HCl

0,5 cm Mg

0,5 cm Mg

neprobíhá

probíhá enzym / inhibitor

4. První

Druhá

2 M HCl

2 M HCl

0,5 cm Mg

0,5 cm Zn

rychlejší

pomalejší povaha reaktantů

5. První

Druhá

5 M HCl

5 M HCl

5 cm Al

5 cm Al složený

rychlejší

pomalejší povrch

→ další možnost je CuSO4.5H2O → v teplé/studené vodě, krystal/prášek, míchat/nechat

-24-

ba

dc

BA

DC

k

kK

].[][

].[][

1

2

Chemická rovnováha

Chemická rovnováha - stav soustavy, kdy se nemění její složení, i když v ní probíhají stále chemické děje

- má dynamický charakter (běží tam i zpět)

→ pokus: Rozklad CaCO3 v evakuované nádobě neproběhne zcela, vznikne jen určitá část CaO, pak poběží

reakce zpátky.

=> GULDBERG-WAAGEŮV ZÁKON (ROVNOVÁŽNÁ KONSTANTA)

- u zvratných reakcí: N2 + 3H2 2,1 vv

2 NH3

→ v určitém okamžiku se rychlost reakce vzniku produktů rovná rychlosti zpětné přeměny produktů ve

výchozí látky (stejně tolik látek kolik vzniká se zpátky přemění)

→ z rovnosti k1.[A]a.[B]

b = k2 . [C]

c.[D]

d získáme vztah pro rovnovážnou konstantu:

… Gouldberg-Waagův zákon chem. dynamické rovnováhy

(rychlosti obou reakcí jsou stejné, vzniká stejný počet částic

jako se přemění zpět na výchozí látky, poměr součinů

koncentrací je konstantní)

→ konstanty k jsou závislé na teplotě, ne na koncentraci, hodnota K je pro danou reakci konstantní

→ velikost K určuje směr reakce: K = 1 … reakce zdánlivě neprobíhá (rovnováha)

K > 1 … reakce běží směrem k produktům (probíhá, doprava)

K < 1 … reakce běží zpět k výchozím látkám (neprobíhá)

→ výpočty: Při rovnováze byly stanoveny tyto koncentrace [A], [B] a [C], vypočítejte K.

=> LE-CHATELIERŮV PRINCIP

,, Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující k potlačení či zrušení

účinku tohoto vnějšího zásahu, a tudíž vždy směřuje k rovnováze“

- ovlivnění rovnováhy: → a) snížení koncentrace produktů

b) zvýšení koncentrace výchozích látek

c) změna tlaku v reakční soustavě

- uvedení praxe například výroba amoniaku (vysoké teploty, tlaky), odsávání produktů

-25-

Energetika chemických reakcí

termodynamika (definice)

druhy soustav (izolovaná, uzavřená, otevřená)

termodynamický děj (vratný, nevratný)

hl. veličiny → molární reakční teplo → exotermické, endotermické děje

→ určit podle Qm (u rovnice) a nebo ∆H (1 mol) uvolněné/spotřebované Q

→ určit EXO, ENDO podle reakční koordináty

→ standardní reakční teplo (vazebná energie produktů a reaktantů)

→ výpočty (vzorce)

→ slučovací teplo

→ spalné teplo

SEMINÁŘ

1. termodynamický zákon (vnitřní energie U)

termochemické zákony (Laplace-Lavoisier, Hess)

POKUSY: viz školní pokusy (rozpouštění NaOH, NH4Cl), rozpouštění Ba(OH)2 a NH4SCN (M. Uhlíř)

-26-

Didaktika redoxních dějů

8 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: oxidační číslo (opakování) a názvosloví (opakování) 1 hodina

zavedení pojmu oxidace a redukce na základě změny oxidačního čísla 1 hodina

úprava redoxních rovnic (redoxní děje s přímým přenosem elektronů) 1 hodina

zavedení pojmu oxidace, redukce na základě změny nábojového čísla, 1 hodina

činidlo oxidační a redukční 1 hodina

elektrochemické děje (redoxní děje s nepřímým přenosem elektronů) 3 hodiny

Oxidační číslo, názvosloví - opakování

zopakovat definici oxidačního čísla (zdůraznit, že nábojové číslo se píše arabsky, ox. číslo římsky)

opakování názvosloví anorganických sloučenin (procvičování)

Redoxní děje

1. NA ZÁKLADĚ ZMĚNY OX. ČÍSLA

→ na ZŠ probírají redoxní děje ve vztahu k elektrolýze

POKUS (reálný, myšlený):

- napsat rovnice reakcí předvedených pokusů v průběhu jejich provádění, anebo jejich připomenutí.

1. 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) zapálit hořčík

2. 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) žíhat HgO v křivuli s vatou, Hg na

stěnách tvoří zrcátko, O2 důkaz špejlí

3. Zn (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + ZnSO4 (aq) V Petriho misce

4. Cu(s) + 2 AgNO3 (aq) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) na meotaru prosvětlená kádinka

s AgNO3, do něj ponořena Cu spirála

očištěná v HNO3

→ na spirále strom Ag, roztok do

modra = Cu(NO3)2

5. NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O (l) neredox

→ napsat oxidační čísla atomů v rovnicích

→ podtrhnout různobarevně ty atomy prvků, u kterých dochází během reakce ke změně oxidačního čísla

→ zjistit, zda u všech reakcí dochází ke změně oxidačního čísla, vypsat je na tabuli, odděleně do sloupců

2 MgO

→ 2 MgII

O20 → 2 O

-II

2 O-II

→ O2O

2 HgII

→ 2 Hg0

ZnO

→ Zn II

H2 I → H2

0

CuO

→ Cu II

2Ag I → 2 Ag

0

zvyšování ox. čísla snižování oxidačního čísla

-27-

→ zavedení pojmů: Oxidace – název podle slučování s kyslíkem, děj při kterém dochází ke zvyšování

oxidačního čísla atomů

Redukce, děj při kterém dochází ke snižování oxidačního čísla atomů

→ V jedné reakci dochází vždy k redukci a oxidaci současně (počet jednotek, o které se oxidační čísla atomů

zvýší jsou rovna počtu jednotek, o který se u jiných atomů téže reakce sníží)

3. ÚPRAVY REDOXNÍCH ROVNIC

Příklad: „Likvidace fosforu rozpouštěním v kyselině dusičné.

a) napsat rovnici s oxidačními čísly všech prvků: IIIIIIVIIIVI ONOPHONHP 433

0

b) napsat poloreakce prvků, které mění ox. číslo: VPeP 50

IIV NeN 3

c) upravit podle počtu elektronů na společného jmenovatele: VPeP 50

/.3

IIV NeN 3 /.5

d) doplnit koeficienty do rovnice: NOPOHHNOP 5353 433

e) kontrola počtu O, H → doplnit vodu

f) konečný výsledek: NOPOHOHHNOP 53253 4323

2. NA ZÁKLADĚ ZMĚNY NÁBOJOVÉHO ČÍSLA

- napsat iontové rovnice reakcí uvedených pokusů z předchozí hodiny.

- podtrhnout různobarevně ty ionty a atomy, u kterých dochází během reakce ke změně náboje (zvýšení červeně,

snížení modře)

1. 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)

2. 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)

3. Zn (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + ZnSO4 (aq)

4. Cu(s) + 2 AgNO3 (aq) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq)

5. NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O (l)

2 MgO

→ 2 Mg2+

O20 → 2 O

2-

2 O2-

→ O2O

2 Hg2+

→ 2 Hg0

ZnO

→ Zn2+

H21+

→ H20

CuO

→ Cu 2+

2Ag1+

→ 2 Ag0

zvyšování náboje snižování náboje

→ zavedení pojmů: Oxidace – název podle slučování s kyslíkem, děj při kterém dochází ke zvyšování

nábojového čísla atomů (uvolňují se elektrony)

Redukce, děj při kterém dochází ke snižování nábojového čísla atomů (přijímají se e-)

→ Počet přijatých a uvolněných elektronů v jedné reakci je vždy stejný.

-28-

OXIDAČNÍ ČINIDLO - druhou částici oxiduje tím, že jí odebírá elektrony (oxiduje), oxidační činidlo se samo

redukuje přibranými elektrony

- např. kyslík, kovy, manganistany, chlorečnany, …

REDUKČNÍ ČINIDLO - druhou částici redukuje tím, že jí odevzdává elektrony (redukuje), redukční činidlo se samo

oxiduje odevzdanými elektrony

- uhlí, koks, kovy, vodík,…

přijímá elektrony odevzdává elektrony

(snižuje se ox. číslo) (zvyšuje se ox. číslo)

redukuje

OXIDAČNÍ ČINIDLO REDUKČNÍ ČINIDLO

oxiduje

samo se redukuje samo se oxiduje

SEMINÁŘ: .- lze po žácích vyžadovat, aby odvodili výsledek reakce podle redoxpotenciálu

Např. Sestavte rovnici ve správném směru podle redox potenciálů:

Cr2O72-

/Cr3+

= 1,33; SO42-

/SO32-

= -0,93

→ soustava s vyšším redoxpotenciálem běží ve směru redukce, s nižším ve směru oxidace.

algoritmus:

a) napsat rovnici: 2

4

32

3

2

72 SOCrSOOCr

b) vypsat poloreakce, upravit druh a počet atomů na obou stranách (přidání H2O, H+):

OHCrHOCr 2

32

72 7214

HSOOHSO 22

42

2

3

c) vyrovnat náboje na obou stranách rovnice (přidáním elektronů)

OHCreHOCr 2

32

72 72614 /.1

eHSOOHSO 222

42

2

3 /.3

d) počet vyměněných elektronů musí být stejný,upravit na společného jmenovatele:

OHCreHOCr 2

32

72 72614

eHSOOHSO 66333 2

42

2

3

e) spojit obě rovnice, vykrátit a proškrtat:

eHSOOHCrOHSOeHOCr 6637233614 2

42

3

2

2

3

2

72

2

42

32

3

2

72 34238 SOOHCrSOHOCr

-29-

Elektrochemie

- redoxní děje s nepřímým přenosem elektronů

- elektrolýza = volné ionty v roztoku (elektrolytu) jsou schopny vést elektrický proud a vyvolvávat tak

elektrochemické děje (anodická oxidace a katodická redukce)

- galvanický článek přeměňuje je schopen přeměnit energii chemickou na energii elektrickou

ELEKTROLÝZA GALVANICKÝ ČLÁNEK

napětí vkládáno získáváno

anoda kladná, oxidace záporná, oxidace

katoda záporná, redukce kladná, redukce

ELEKTROLÝZA:

Elektrolýza CuCl2: A(+, Cu) … Cl- → Cl2 (oxidace), důkaz jodidoškrobovým papírkem (Cl2 + KI → I2 + KCl)

→ jód barví škrob do modra

K(─, Zn) … Cu2+

→ Cu (redukce), vylučování na Zn elektrodě

Elektrolýza NaCl: A(+, tuha) … Cl- → Cl2 (oxidace), důkaz jodidoškrobovým papírkem

K(─, Fe) … H+ → H2 (redukce)

→ FFT v roztoku zbarven do fialova (zůstává roztok NaOH)

Elektrolýza H2O: A(+) … uniká kyslík => 2 OH- + 2 OH

- → 2 H2O + O2

K(─) … uniká vodík, větší množství => 2H+ + 2e

- → H2

Elektrolýza Al2O3 (výroba hliníku): A(+) … Al3+

+ 3e- → 3Al

K(─, C) … vznikající kyslík se slučuje s C na CO a CO2

GALVANICKÝ ČLÁNEK:

Danielův článek:

→ Zn elektroda (anoda, záporná, oxidace)

→ snadněji uvolňuje elektrony, oxiduje se (nižší redoxpotenciál)

→ rozpouští se

→ Cu elektroda (katoda, kladná, redukce)

→ snadněji elektrony přijímá, redukuje se (vyšší redoxpotenciál)

→ vylučuje se na ní měď

-30-

Leclancheův článek - tvořen Zn kalíškem (záporná elektroda, anoda)

- MnO2 (Burel) ve směsi s grafitem a sazemi (kladná elektroda, katoda)

- elektrolyt NH4Cl + ZnCl2

(-) [ Zn │ZnCl2 NH4Cl│MnO2 + C + saze](+)

záporná elektroda elektrolyt kladná elektroda

AKUMULÁTORY:

Olověný akumulátor:

příklad sekundárního článku (vratného): po vybití lze znovu nabíjet

skládá se ze 2 olověných elektrod, elektrolytem je 25 % kyselina sírová

napsat rovnice a popsat děj nabíjení avybíjení

Řada napětí kovů

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Pb H Cu Ag Hg Pt Au

neušlechtilé kovy vodík ušlechtilé kovy

nízký redox potenciál nulový potenciál vysoký redox potenciál

snadněji uvolňují e- (oxidace) snadněji přijímají e

- (redukce)

reaktivnější nereaktivní

výskyt převážně v iontech výskyt převážně ryzý

POKUS: Do čtyř zkumavek s násl. roztoky CuSO4 + Zn plíšek → vylučuje se vrstvička mědi

ZnSO4 + Cu plíšek

PbSO4 + Mg plíšek → vylučuje se olovo

MgCl2 + Pb plíšek

-31-

Otázky a úkoly:

1. Vyčíslete a doplňte následující chemickou rovnici:

Cínaté ionty reagují v kyselém prostředí s ionty manganistanovými za vzniku iontů

cíničitých a manganatých.

2. Vypočítejte objem 65% kyseliny trihydrogenfosforečné mající hustotu (ρ= 1,475), který je

zapotřebí k přípravě 200 ml roztoku o koncentraci 0,5 mol.dm-3

?

Mr (kyseliny trihydrogenfosforečné) = 98

3. Kolik molů a kolik dm3 vodíku vznikne reakcí 50 g zinku s kyselinou sírovou, měří-li se

objem vzniklého vodíku za standardních podmínek?

Ar(zinku) = 65

Mr(vodíku) = 2

4. Sestavte zkrácené elektronové schéma zinku a olova

30Zn:

82Pb:

5. Napište chemické názvy následujících látek:

Bi2(SO4)3

Li2Cr2O7

WO3

PbBr4

Na2CO3 . 10H2O

SF6

6. Napište chemické názvy následujících látek:

Hydrogenfosforečnan barnatý

Molybdenan amonný

Bromičnan draselný

Thiosíran draselný

Sulfid stříbrný

Dusičnan olovnatý

7. Najděte v tabulkách dvě rozpustné sloučeniny olova.

8. Popište dva didaktické experimenty, kterým by se uvedly srážecí reakce. Didakticky je

zpracujte

9. Uveďte návrh laboratorního cvičení na téma redoxní děje.

-32-

Didaktika anorganické chemie

-33-

Didaktika vodíku, kyslíku, kyselin a zásad

13 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Vodík 1 hodina

Kyslíku 1 hodina

Voda, peroxid vodíku 2 hodiny

Roztoky, výpočty roztoků w, φ, c) 1-2 hodiny

Teorie kyselin a zásad 2 hodiny

Autoprotolýza, amfoterita, pH 1 hodina

Síla kyselin a zásad 2 hodiny

Hydrolýza solí 1 hodina

Opakování 1 hodina

- u všech prvků vždy uvést:

Výskyt

Charakteristika - zařazení v PSP, el. konfigurace, historie (objevy, zajímavosti)

Vlastnosti: - vzhled, chemické a fyzikální vlastnosti

Reakce

Příprava a výroba

Použití

Sloučeniny

Vodík

Charakteristika (zařazení v PSP .Elektronová konfigurace, stabilizace):

→ nachází se úplně na začátku PSP

→ el. konfigurace 1s1, stabilizace do oktetového pravidla přijetím elektronu => molekula H2

→ objev:

Výskyt: - 3 izotopy (11H lehký vodík - protium,

21H těžký vodík - deuterium,

31H tritium radioaktivní)

- nejrozšířenější prvek ve vesmíru, 3. nejrozšířenější na Zemi

- volný se vyskytuje v zemním plynu, sopečných plynech, atmosféry hvězd

- vázaný ve vodě, anorganických a organických látkách, biogenní prvek

Vlastnosti: - bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu

- velká IE → podobá se spíš halogenům než alkalickým kovům

- typický nekov, elektronegativita 2,2

- tvoří vodíkové můstky s N, O, F

- vysoká hodnota vazebné energie → málo reaktivní

Reakce: → s většinou prvků reaguje za vyšší T nebo katalyzátor: H2 + S → H2S H2 + Cl2 → HCl

→ slučuje se s kyslíkem v oxidech (redukční účinky): CuO + H2 → Cu + H2O

→ velice reaktivní je singletový vodík H

Příprava: → reakcí neušlechtilých kovů s neoxidujícími kyselinami Zn + H2SO4 / HCl → ZnCl2 / ZnSO4 + H2

→ reakcí s1 a s2-prvků s vodou: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Výroba: → termický rozklad methanu CH4 → C + 2H2

→ součást výroby syntézního plynu rozžhavený koks + H2O → CO + H2

→ parní reforming (z methanu) CO + H2 + H2O → CO2 + H2

→ elektrolýza NaCl při výrobě NaOH

-34-

Použití: → uchovává se v ocelových lahvích s červeným pruhem

→ hydrogenace, ztužování tuků

→ dříve svařování (Danielův hořák), dnes palivo budoucnosti

→ výroba chemikálií (NH3, CH3OH, HNO3, hnojiv)

Sloučeniny: a) HYDRIDY - iontové (NaH), kovalentní (PH3, NH3, HCl, H2O, H2S), kovové a komplexy

→ porovnat vasltnosti díky H-můstkům

b) VODA, KYSELINY, HYDROXIDY

POKUSY:

1) Příprava a třaskavost vodíku

2) Hoření vodíku v chloru

Kyslík

Charakteristika (zařazení v PSP, el. konfig., stabilizace):

→ patří mezi chalkogeny (VI.A skupina)

→ el. konfigurace [He]: 2s22p4, stabilizace do oktetového pravidla přijetím 2 elektronů => molekula O2 nbeo

molekula oxidů OII-

nebo 1 elektronu a vzniku hydroxidů OH-

Výskyt: - nejrozšířenější prvek na zemi (21%), biogenní prvek

- vyskytuje se jako alotropická modifikace ozón - baktericidní účinky → úpravy vody

- pohlcuje UV záření, silné oxidační účinky

Chemické vlastnosti: - vysoce reaktivní plyn bez chuti, zápachu a barvy

- rozpustnost ve vodě malá (klesá s teplotou a slaností)

- zkapalněný má modrou barvu

Reakce: → oxidace většiny prvků (pomalá = dýchání, koroze, rychlá = exotermní reakce, prudká = hoření)

Příprava:

Pokus: a) Zahřívání KMnO4 ve zkumavce se zátkou a trubičkou, jímat do válce nad vodou. Hned po reakci

vyndat trubičku z vody, aby nenasála vodu do rozehřáté zkumavky.

KMnO4 → O2 + MnO2 + K2MnO4 (zelený)

b) 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 6 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 O2 + 8 H2O

c) 2 HgO → 2 Hg + O2

Výroba: → destilace zkapalněného vzduchu

→ elektrolýza vody

Použití: → v ocelových lahvích s modrým pruhem

→ hutnictví, svařování a řezání kovů, lékařství, dýchací přístroje

→ kapalný slouží jako raketové palivo

Sloučeniny: a) OXIDY - iontové (rozpustné ve vodě)

- kovalentní s atomovou (Al203) nebo molekulovou strukturou (CO)

- podle reakce s vodou → kyselinotvorné, zásadotvorné, amfoterní (ZnO) a inertní (CO)

-35-

IIO2

Voda

- tvar molekuly, vlastnosti (polární, vysoká tepelná kapacita)

- výskyt - 3 skupenství (led, voda, pára) → led šesterečné uspořádání, voda tetraedr → led má větší objem, jelikož

jsou delší vazebné vzdálenosti (tudíž menší hustota)

→ kapalnost vody díky H-můstkům

- význam vody

- čistota vody (pitná, užitková, odpadní)

- typy vod

- tvrdost vody (přechodná - Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2; trvalá CaSO4, MgSO4)

- projektové vyučování

Peroxid vodíku

- vlastnosti - bezbarvá kapalina, tvar a struktura

a) oxidační účinky KI + H2O2 H

I2 + K2SO3 + H2O

b) redukční účinky Ag2O + H2O2 → 2 Ag + H2O + O2

- použití - bělící a dezinfekční prostředky, 3% v lékařství

KYSELINY A ZÁSADY

protolytické - reakce spojené s přenosem protonu

acidobazické - reakce mezi kyselinou a zásadou

TEORIE

Arrheniova vodíková teorie - kyselina je látka odštěpující ve vodě H+, zásada disociuje na OH

-

Lewisova elektronová teorie - kyseliny jsou elektrofilní látky (akceptory el. páru), zásady mají

nukleofilní charakter(donory el. páru), vzniká koordinační vazba

Brönsted-Lowry protonová teorie - platí i pro nevodná rozpouštědla, nejvíce aplikovaná

- při neutralizaci dochází k přenosu protonu => kyseliny jsou donorem,

zásady akceptorem

- dvojice kyselin a zásad lišícími se o proton se nazývá konjugovaný pár

kys1 + zás2 kys2 + zás1 HCl + H2O H3O+ + Cl

-

VLASTNOSTI PROTONU

- ion bez elektronu, nejmenší iontový poloměr, velká povrchová nábojová hustota

- ve vodě silně přitahován zápornými dipóly vody (H3O+)

-36-

]].[[

]].[[

22

3

OHOH

OHOHKR

][

]].[[].[

2

3

2OH

OHOHOHKK RD

DRUHY ROZPOUŠTĚDEL

- podle toho, zda jsou rozpouštědla donorem či akceptorem protonů, je dělíme na 5 skupin

- první tři skupiny jsou schopny sami sebe částečně ionizovat = autoprotolýza

CH3COOH + CH3COOH CH3COOH2+ + CH3COO

-

1.) Amfiprotní - chovají se jako donory i akceptory, např. voda, ethanol

2.) Protogenní - spíše donory (kyseliny), např. kys. octová

3.) Protofilní - spíše akceptory (zásady), např. amoniak

4.) Aprotogenní - neionizují se, ale přijímají protony, např. aceton

5.) Inertní - neionizují se ani nepřijímají proton, např. benzen, chloroform

POKUS: Neutralizace podle Brönsteda i v nevodném prostředí: NH3 + HCl → NH4Cl (bílé dýmy)

AMFOTERNÍ CHARAKTER VODY

- za určitých podmínek se voda chová jako kyselina i jako zásada → báze se silnějšími kyselinami, kyselina se

silnějšími bázemi

→ autoprotolýza vody: H2O + H2O H3O+ + OH

-

→ rovnovážná konstanta:

→ disociační konstanta

→ čím větší KD, tím větší disociace (silnější kyselina)

→ silná kyselina KD nad 10-2

, středně do 10-9

, slabá pod 10-9

- Ka(HClO4)=1,00.1010

(silná kyselina)

- Ka(HCl)=1,30.106

(silná kyselina)

- Ka(HClO3)=1,00.103 (silná kyselina)

- Ka(H2SO4)= I.stupeň: 1,00.103

II. stupeň:1,20.10-2

(silná kyselina)

- Ka(HNO3)=2,00.101 (silná kyselina)

- Kb(NH3)=1,79.10-5

(slabá zásada)

- Ka(CH3COOH)=1,75.10-5

(slabá kyselina)

- Ka(H2CO3)=I.stupeň: 4,30.10-7

II. stupeň:5,61.10-11

(slabá kyselina)

OBECNÁ POUČKA: velmi slabá kyselina: HnXOn

slabá kyselina: HnXOn+1

silná kyselina: HnXOn+2

velmi silná kyselina: HnXOn+3

POKUS: Titrace anilinu HClO4 v prostředí kyseliny octové (anilin je silnější báze a HClO4 slabší kyselina

v bezvodém prostředí)

-37-

]].[[].[ 3

2

2 OHOHOHKK RV

SÍLA KYSELIN A ZÁSAD

- KV … Iontový součin vody- při 25° C nabývá hodnotu 10

-14 mol

2/dm

6

=> SÖRENSEN (1909) - zavedl pH = - log [H3O

+] a pOH = - log [OH

-]

=> zlogaritmováním iontového součinu vody a zavedením pH a pOH dostaneme, že pH + pOH = 14

=> přehled vztahů pro pH silných a slabých kyselin a zásad, solí a pufrů

HYDROLÝZA

1. Sůl silné kyseliny a silné zásady

→ NaCl + H2O → Na+ + Cl

- + H2O (Na

+ ani Cl

- s vodou nereagují, pH = 7)

2. Sůl silné kyseliny a slabé zásady

→ NH4Cl + H2O → NH4+ + Cl

- + H2O (NH4

+ reaguje s H2O na NH3 a H3O

+ → slabě kyselý)

3. Sůl slabé kyseliny a silné zásady

→ Na2CO3 + H2O → 2Na+ + CO3

2- + H2O (CO3

2- reaguje s H2O na HCO3

- a OH

- → slabě zásaditý)

4. Sůl slabé kyseliny a slabé zásady

→ CH3COO(NH4) + 2 H2O → CH3COOH + NH3 + OH- + H3O

+

Otázky a úkoly:

1. Napište rovnici hydrolýzy síranu amonného. Bude se měnit pH tohoto roztoku.

2. Bude se měnit pH roztoku v bazénu přidáváním roztoku chlornanu sodného do vody?

Vysvětlete probíhající děj?

3. Popište postup při ředění kyselin?

4. Najděte v tabulkách hodnotu součinu rozpustnosti síranu barnatého a síranu vápenatého. Na

základě zjištěných hodnot rozhodněte, která z těchto látek je lépe rozpustná.

5. Uveďte návrh a návod laboratorního cvičení na téma acidobazické reakce.

6. Popište a didakticky zpracujte školní chemický experiment ukazující přípravu a vlastnosti

vodíku.

7. Popište a didakticky zpracujte školní chemický experiment ukazující přípravu a vlastnosti

kyslíku

-38-

Didaktika p-prvků

21 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Obecná charakteristika prvků, jejich rozdělení 1 hodina

Vzácné plyny 1 hodina

Halogeny 3 hodiny

Síra, oxidy síry, kyselina sírová 3 hodiny

Dusík, amoniak, oxidy dusíku, kyselina dusičná, vzduch 3 hodiny

Fosfor a kyseliny fosforu 2 hodiny

Uhlík, křemík, křemičitany 4 hodiny

Prvky skupiny boru 3 hodiny

Opakování 1 hodina

Laboratorní cvičení

Obecná charakteristika p-prvků - elektronová konfigurace ns

2-np

1-6

- prvky 2. periody (od lithia po fluor) nemají energeticky blízké volné d-orbitaly

NEKOVY - jsou v tabulce vždy jedno až čtyři místa před nejbližším vzácným plynem

- přijetím elektronů získávají atomy nekovů elektronovou konfiguraci vzácného plynu a vytvářejí anionty,

- atomy nekovů mají poměrně velkou ionizační energii a elektronegativitu (kromě vzácných plynů),

jsou převážně nevodivé, navzájem vytvářejí sloučeniny s kovalentními vazbami

POLOKOVY - hranice mezi kovy a nekovy (např. B, Si, Te, Ge, Sb)

KOVY - prvky, které mají většinu těchto vlastností: kovový lesk, velkou elektrickou a tepelnou vodivost,

tažnost a kujnost, malou ionizační energii a elektronegativitu, snadno vytvářejí kationty a

krystalují v kovových strukturách,

- asi 3/4 všech prvků jsou kovy a jejich kovový charakter stoupá v PSP směrem doleva

Vzácné plyny

Vlastnosti - velmi málo reaktivní (stabilní el. konfigurace) → He a Ne netvoří sloučeniny

- tvoří jednoatomové plyny

- těžko zkapalnitelné

Výskyt - malé množství v atmosféře (nejvíce Ar, nejméně Xe)

- ve vesmíru nejhojnější He (Slunce)

Sloučeniny - nejvíce Xe (XeF4, XeO3,…)

Význam - He se používá k dosažení nízkých teplot (varem 0,0003 K), plnění osvětlovacích trubic

- Ar, He vytváří inertní atmosféru pro svařování Al a Mg

-39-

Halogeny (p5)

Charakteristika:

- typické nekovy, astat má začínající kovový charakter, název z řečtiny halos (= sůl) = solotvorné prvky

Vlastnosti: - elektronová konfigurace ns

2 np

5 (7 valenčních elektronů)

- tvoří biatomické kovalentní molekuly (Cl2, I2,…), které jsou vždy lineární

- s rostoucím Z klesá elektornegativita a reaktivita, klesá rozpustnost ve vodě (I2 jen v KI)

- všechny jedovaté

žlutý žlutozelený hnědý fialový černý

F Cl Br I At

plyn plyn kapalina pevné radioaktivní

Výskyt: - volné se nevyskytují (nestabilní el. konfigurace, velká reaktivita)

- řada minerálů (CaF2 kazivec, Ca3(PO4)2 apatit, KCl sylvín), v mořské vodě,biogenní prvky

Příprava - příprava chloru: 10 NaCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 →5 Cl2 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Na2SO4 + K2SO4

POKUS: a) Příprava chlóru elektrolýzou NaCl (viz dříve)

b) odbarvovací účinky chlóru (květina)

c) reaktivitu lze demonstrovat 0,5 M KI, KBr, KCl v 8 M HNO3

d) oxidační vlastnosti (rozžhavené železo na spalovací lžičce, do válce s kyslíkem a s chlorem)

Použití - chlór v chemickém průmyslu, výroba PVC, čištění vody

- fluór výroba freon, výroba teflonu

- bróm výroba plastů

- jód lékařství (jodová alkoholová tinktura)

HALOGENOVODÍKY - vodné roztoky tvoří kyseliny (síla roste s rostoucím Z, HF středně silná, jelikož

tvoří H-můstky)

→ výroba: zavádění halogenovodíků (exotermní syntéza H2 + X2 → 2HX) do vody vznikají kyseliny

→ použití: HF k leptání skla, HCl v chemickém průmyslu, žaludeční šťávy

POKUS: a) výroba HCl (viz dříve, vodík z tlakové lahve zapálit a zavádět do Cl2), nebo NaCl + H2SO4

→ soli halogenidy

POKUS: a) syntéza NaCl (do zkumavky s dírou roztavený sodík, ponořit do válce s Cl2)

b) analytické důkazy halogenidů dusičnanem stříbrným (Cl- bílá, Br- nažloutlá, I- žlutá sraženina)

c) černobílá fotografie

-40-

OXOKYSELINY- tabulka síly kyselin HClO až HClO4 → odvození analogických sloučenin Br, I

- využívání HClO (bělící účinky)

- KClO3 a KClO4 výroba třaskavin a výbušnin (oxidovadla)

F Cl Br I .

VII - HClO4 HBrO4 HIO4, H5IO6

VI - - - -

V - HClO3 HBrO3 HIO3

IV - - - -

III - HClO2 - -

II - - - -

I - HClO HBrO HIO

síla kyselin (HIO nejslabší, HClO4 nejsilnější)

POKUS: a) pokusy s chlorečnany (Bengálské ohně)

- chlorové vápno - Cl2 + Ca(OH)2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 → 2 CaOCl2 (dezinfekce, bělidlo)

Chalkogeny (p4)

Charakteristika:

- kyslík je výjimka (plyn, tvoří sloučeniny jen s ox. číslem -II), ostatní pevné látky a ox. čísla -II až VI

- elektronová konfigurace ns2 np

4 (6 valenčních elektronů)

Výskyt: - S volná (okolí sopek, v dolech v Polsku nebo Sicílii)

- Se a Te vzácné, Po obsaženo v uranové rudě (radioaktivní)

Vlastnosti: - O, S nekovy, Se, Te polokovy a Po radioaktivní kov

- modifikace síry (zahříváním kosočtverečná S8 → jednoklonná S8 → kapalná síra → hnědé páry,

ochlazení vzniká sirný květ, prudkým ochlazení plastická síra amorfní)

POKUS: a) příprava sirného květu a plastické síry

b) rozpustnost síry v různých rozpouštědlech

Reakce - slučuje se se všemi prvky přímo

- oxidační (Fe + S → FeS) i redukční vlastnosti (S + 2HNO3 → H2SO4 + NO)

POKUS a) demonstrace oxidačních účinků (1:2 Zn + S → ZnS)

Význam - S vulkanizace kaučuku, výroba střelného prachu, zápalek, pyrotechniky, síření sudů, chemické technologie

- Se ve fotočláncích

-41-

Sloučeniny - sulfan - jedovatý plyn (blokuje dýchací enzymy)

- zapáchá po zkažených vejcích, ve vodě kyselina sirovodíková

- příprava FeS + HCl → H2S + FeCl2

- silné redukční účinky

sulfidy - minerály, analytika (viz pokusy)

SO2 - bezbarvý, jedovatý, štiplavý zápach, ve vodě tvoří nestálou H2SO3, redukční a bělící účinky

- příprava (viz pokusy), výroba pražením pyritu

H2SO4 - silná kyselina, neomezeně mísitelná s vodou

- bezbarvá, olejovitá

→ koncentrovaná - oxidační a dehydratační účinky,

- reaguje se všemi kovy kromě Pb (pokrývá se PbSO4)

→ zředěná - oxidační vlastnosti ztrácí, reaguje s neušlechtilými kovy za vzniku H2

→ výroba - a) výroba SO2 (spalováním síry, pražením pyritu)

b) oxidace SO2 na SO3 s V2O5 (kontaktní způsob) c) rozpouštění SO3 v oleu

→ význam - průmysl, elektrolyt akumulátorů, průmyslová hnojiva, zpracování rud a ropy

→ sírany - rozpustné ve vodě (mimo Ba2+

→ analytický důkaz bílá saženina, Pb2+

)

- podvojné kamence KAl(SO4)2.12H2O

- skalice s krystalovou vodou (CuSO4.5H2O modrá, FeSO4.7H2O zelená,

ZnSO4.H2O bílá)

POKUS: a) odbarvení květu SO2 (Na2SO3 + 2 HCl → SO2 + 2 NaCl + H2O)

b) hoření síry (S + O2 → SO2)

c) sulfan → horoskop z lahve

d) barevné sulfidy (analytika)

e) pokusy sírovka (dehydratační účinky)

thiokyseliny, peroxokyseliny - seminář

V. Skupina dusíku (p3-prvky)

Charakteristika:

- elektronová konfigurace ns2 np

3 (5 valenčních elektronů) → stabilizace přijetím 3 elektronů (-III) nebo

odštěpením 5-ti elektronů (+V)

Vlastnosti

- N, P nekovy, As je polokov a Sb, Bi kovy → dusík jediný plyn, ostatní pevné látky

- s rostoucím Z klesá stálost +V a stoupá +III

DUSÍK:

výskyt - volný, součást vzduchu (78%), vázaný v dusičnanech (ledky), biogenní prvek

-42-

vlastnosti: - bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, lehčí než vzduch

- maximálně 4vazný, tvoří násobné vazby (N=O, N≡N, C≡N)

- tvoří vodíkové můstky

- trojná vazba v N2 je velice stabilní, dusík je inertní plyn (reaguje až za vysoké teploty)

příprava a výroba - příprava tepelným rozkladem NH4NO2 → 2H2O + N2

- výroba frakční destilací zkapalněného vzduchu (přeprava v zelených lahvích)

využití - výroba průmyslových hnojiv, výroba amoniaku, kyseliny dusičné, inertní atmosféry

AMONIAK - vzniká rozkladem N látek, ve vzduchu a sopečných plynech

- rozpustný ve vodě, slabá zásada

- příprava třením NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O

- průmyslová výroba z vodíku a dusíku (Haber-Bosch)

POKUS: a) amoniakové fontány

KYSELINY - HNO2 slabá nestálá kyselina, její soli nitrity (dusitany)

HNO3 - silná kyselina, působením světla se rozkládá (v tmavých lahvích)

- silné oxidační činidlo (koncentrovaná NO2, zředěná NO)

- z důvodu pasivace nereaguje s Fe, Cr, Al

- výroba => katalytické spalování 4 NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O

=> oxidace 2NO + O2 → 2 NO2

=> rozpouštění NO2 ve vodě 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO (zpět)

OXIDY - N2O rajský plyn, NO bezbarvý → oxiduje se na hnědý NO2

Amonné soli - NH4Cl = salmiak se využívá k pájení, v suchých článcích

NH4NO3 - ledek amonný jako hnojivo

Deriváty => amidy (NH2- skupina, např. hydrazin N2H4, hydroxylamin NH2OH)

=> imidy (NH2-

skupina)

=> nitridy (N3-

)

=> azosloučeniny

VZDUCH - plynný obal Země (78% dusík, 21% kyslík, 1% vzácné plyny, 0,03% oxid CO2 a vodní pára)

- znečištění vzduchu

- za vysokého tlaku a nízkých teplot lze zkapalnit → frakční destilací lze oddělit složky vzduchu

- do kapalného vzduchu se mění vlastnosti některých látek (guma je křehká, síra zbělá, prudší hoření)

-43-

FOSFOR

výskyt - volně se nevyskytuje

- minerál apatit, biogenní prvek (ATP, DNA, zuby, kosti)

vlastnosti - alotrop. modifikace => bílý - měkký, rozpustný jen v sirouhlíku a org. rozpouštědlech,

- reaktivní, samozápalný, T+, páry svítí

=> červený - tvrdý, nereaktivní, nerozp., vzniká zahříváním bílého

=> černý (kovový) - nejméně reaktivní, vodivý, nerozpustný a nejedovatý

výroba - redukce fosforečnanů pískem a koksem v el. peci

Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 → 3 CaSiO3 + P2O5

P4O10 + 10 C → P4 + 10 CO

využití - červený fosfor výroba zápalek, bílý fosfor zápalné bomby, hubení krys

BINÁRNÍ SLOUČENINY → fosfan a difosfan (PH3, P2H6)

→ dimerní oxid fosforitý (P4O6, nedokonalé spalování P), dimerní oxid fosforečný (P4O10,

při dokonalém spalování fosforu, s vodou reaguje na kyselinu fosforečnou)

KYSELINA FOSFOREČNÁ - středně silná, trojsytná, stálá a nemá oxidační vlastnosti

- vyrábí se rozkladem: Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4

fosforečnany - hnojiva KH2PO4, (NH4)2HPO4, Ca3(PO4)2 superfosfát

Hnojiva

Přírodní - kostní moučka, chlévská mrva, močůvka, ledky,…

Umělá

DUSÍKATÁ - (NH4)2SO4 a NH4NO3, močovina, kapalný amoniak

FOSFOREČNÁ - z přírodních fosforečnanů, odstraněním fluoru a převedení na rozpustné

hydrogenfosforečnany Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → 2 CaSO4 + Ca(H2PO4)2

-44-

IV. Skupina uhlíku (p2-prvky)

UHLÍK

charakteristika (zařazení v tabulce el. schéma)

výskyt – ukázky, biogenní prvek

vlastnosti – allotropické modifikace (modely struktury) a jejich vlastnosti

- vaznost

uhlí - vznik, stáří, naleziště, význam

- šesterečné uspořádání, adsorpční vlastnosti (POKUS)

sloučeniny binární - karbidy, sirouhlík, kyanidy

- oxidy → CO - vlastnosti, fosfgen, synplyn, výroba nedokonalé spalování, toxicita (váže se na

hemoglobin a myoglobin)

- POKUS - příprava ve zkumavce, jímání nad vodou

HCOOH + H2SO4 → CO + H2O H2SO4 (důkaz hoří, CO2 ne)

→ CO2 - příprava z CaCO3 a HCl, ze sifonové lahve

- výroba pálením vápence

POKUSY a) důkaz ve vydechovaném vzduchu

b) příprava CO2 (NaHCO3/CaCO3 + HCl), nalít na svíčku

c) zavádění CO2 do vody, klesá pH

Uhličitany, hydrogenuhličitany - od kyseliny uhličité, tvrdost vody (POKUS s mýdlem), krasové jevy

KŘEMÍK

charakteristika (zařazení v tabulce el. schéma)

výskyt, ukázky nerostů (růženín, citrín, pazourky, záhněda, křemen)

vlastnosti SiO2 (ukázat model struktury)

sloučeniny - silany (netvoří řetězce jako uhlí, jelikož má 3d orbitaly, které tomu brání)

- silikony (řetězce)

- silikagel (bezvodý modrý díky CoCl2, po navázání vlhkosti zrůžoví CoCl2.6H2O)

- kyselina křemičitá - slabá, existuje při pH 4

- kondenzací vznikají křemičitany (zgelovatí, vodní sklo)

H4SiO4 → (H2SiO3)n

sklo - výroba, barvení

výroba porcelánu a keramiky

POKUS: Chemikova zahrádka

Otázky a úkoly:

1. Co je nejčastějším zdrojem získávání vzácných plynů? Popište princip této výroby.

2. Která z halogenovodíkových kyselin je nejsilnější a proč?

3. Didakticky ztvárněte základní fáze výroby kyseliny sírové ..

-45-

4. Jak lze dokazovat sírany?

5. Popište školní chemický pokus přípravy dusíku.

6. Jak lze ve školních podmínkách uskutečnit pokus reakce kyseliny dusičné s mědi. Které produkty při této

reakci mohou vznikat? Chemický děj vystihněte chemickou rovnicí

7. Co je to silikagel, k čemu se používá a jak vzniká.

8. Zpracujte přípravu na vyučovací hodinu s tématem Oxidy uhlíku a kyselina uhličitá

9. Navrhněte laboratorní cvičení, které se vztahuje k nekovovým prvkům.

CÍN

výskyt - cínovec

vlastnosti - staniol (nechrastí jako alobal, je tenčí)

- modifikace α- šedý cín, β,γ

- amfoterní

Sn + HNO3 → H2SnO3 + NO + H2O

+ 2 NaOH → Na2[Sn(OH)6] + 2H2 + 4 H2O

význam - slitiny bronz, pájecí kov, pocínování

sloučeniny - SnII, Sn

IV – stálejší

- SnCl2 -redukční činidlo

OLOVO

výskyt (leštěnec PbS)

vlastnosti - šedý, na řezu lesklý, měkký, tažný, nerozpustný ve zředěných kyselinách, snadno tavitelný

- není amfoterní

3 Pb + 4 HNO3 → 3 Pb(NO3)3 + 2 NO + H2O

význam - akumulátory, ochrana proti RTG

sloučeniny - PbII stálejší, Pb

IV - silná oxidační činidla

- suřík (minium) je olovičitan olovnatý 2 PbO.PbO2 = Pb3O4

III. Skupina uhlíku (p1-prvky)

BÓR

HLINÍK (v Eliška Gráttová oříprava)

výskyt - 3. nejrozšířenější prvek, hlinitokřemičitany (živce, jíly, slídy), Al2O3 (safír, rubín, smirek)

vlastnosti - amfoterní

- aluminotermie

výroba

použití - slitiny, termit, čiření vody

POKUS: Hliník v plameni kahanu

-46-

Dnešním tématem hodiny jsou p1prvky se zaměřením na hliník

Čím bychom mohli charakterizovat tuto skupinu? (podle PSP)

Proč má bor v tabulce odlišnou barvu?

Název Chem.

značka

Elektronová

konfigurace X Mr Tt(°C) Tv(°C) Ox. č. Vlastnosti

Bor – Borum 5B [2He] 2s

2 2p

1 2,0 10,81 2180 3650

III, -III černý nekov

Hliník -

Aluminium 13Al [10Ne] 3s

2 3p

1 1,5 26,98 660 2467

III stříbrošedý

kov

Gallium 31Ga

[18Ar] 4s2 3d

10

4p1

1,8 69,72 30 2403 I, III

namodralý

kov

Indium 49In

[36Kr] 5s2 4d

10

5p1

1,5 114,82 157 2080 I, III stříbrný kov

Thallium 81Tl

[54Xe] 6s2 5d

10

4f14

6p1

1,4 204,37 303 1457 I, III stříbrný kov

Charakteristika skupiny:

- prvky mají 3 valenční elektrony (v orbitalech s a p) – leží ve III.A podskupině

- valenční elektronová konfigurace ns2 np

1

orbital s je zcela zaplněn, orbital p je zaplněn jedním elektronem→odtud název skupiny

- ve sloučeninách jsou obvykle v excitovaném stavu a tedy trojvazné

13Al*:[10Ne] 3s

1 3p

2

(doplní žáci)

- do stabilnější konfigurace = konfigurace nejbližšího nižšího vzácného plynu jim přebývají 3 elektrony→poskytují je

vazebnému partnerovi a zaujmou tak podobu kationtů - kladná oxidační čísla, zpravidla poskytují všechny tři valenční

elektrony (oxidační číslo III), někdy jen jeden (oxidační číslo I)

- většinou tvoří kovalentní sloučeniny (včetně komplexních sloučenin)

BOR

- odlišnosti boru: nekov, výrazně vyšší elektronegativita, tvoří pouze kovalentní sloučeniny

Výskyt:

pouze ve sloučeninách: borax Na2[B4O5(OH)4].8H2O - oktahydrát tetrahydroxotetraboritanu disodného

Vlastnosti a použití:

- nekovový, pevný, s vysokou teplotou tání a teplotou varu

- nejznámější je krystalický černý bor s tvrdostí 9 na brusné kotouče

- polovodič – v elektrotechnice

- je chemicky málo reaktivní, pevný, chemicky stálý, schopný pohlcovat neutrony – využití v jaderných

reaktorech na regulační tyče

HLINÍK

Výskyt:

Víte, kde by se mohl hliník vyskytovat?

- nejrozšířenější kov zemské kůry (po kyslíku a křemíku 3. nejčastější)

- pouze vázaný ve sloučeninách např.:

korund = oxid hlinitý Al2O3

bauxit = hydratovaný oxid hlinitý Al2O3.nH2O

kryolit = hexafluorohlinitan sodný Na3[AlF6]

hlinitokřemičitany

-47-

- živce Na[AlSi3O8] = albit (sodný živec)

K[AlSi3O8] = ortoklas (draselný živec)

- slídy

- kaolin

Nejběžnější horninou na bázi hliníku je bauxit, Al2O3 · 2 H2O. Obvykle bývá doprovázen dalšími příměsi.

Jiným významným minerálem je kryolit, používaný především jako tavidlo pro snížení teploty tání bauxitu.

Minerály na bázi oxidu hlinitého Al2O3 patří mezi velmi významné i ceněné. Korund je na 9. místě Mohsovy

stupnice tvrdosti. Technický oxid hlinitý se nazývá také elektrit a je hojně využíván k výrobě brusného papíru.

Drahé kameny, jejichž základním materiálem je oxid hlinitý se liší příměsí, která způsobuje jejich

charakteristické zbarvení. Červený rubín je zbarven příměsí oxidu chromu, modrý safír obsahuje především stopová

množství oxidů titanu a železa. Použití ve šperkařství – i české korunovační klenoty.

Obě zmíněné formy korundu patří k nejvíce ceněným drahým kamenům na světě, ale mají i významné využití

v technice. Safírové hroty vynikají svou tvrdostí a odolností a vybavují se jimi špičkové vědecké měřicí přístroje.

Vlastnosti a použití:

Představte si hlíníkový předmět, jak vypadá?

- měkký, stříbrošedý kov

- lehký (malá hustota), dobře tažný a kujný, odolný vůči korozi - na svém povrchu je pokryt tenkou

vrstvičkou oxidu hlinitého, která brání další oxidaci

→ dráty, plechy, dříve výroba nádobí, příborů, válcuje se na tenkou fólii alobal, materiál ve

stavebnictví, konstrukční materiál na letadla, auta, kola, výroba mincí

- často slitiny (dural Al+Mg+Cu+Mn)

- elektricky a tepelně dobře vodivý

→ vodiče elektrického proudu

hoření hliníkového prachu uvolňuje velké množství tepla

322 234 OAlOAl

- má silný redukční účinek, schopný vázat na sebe kyslík využití při ALUMINOTERMII = redukce

některých kovů (Mn, Mo, Cr, V, … – kovy s vysokou teplotou tání - těžkotavitelné) z jejich oxidů za

vysoké teploty (3000 °C a více);

Jakým činidlem je zde hliník?. (redukčním)

3232 22 OAlCrAlOCr

Následující reakce práškového hliníku s oxidem železitým se dříve často používalo ke spojování železných

kolejnic vzniklým roztaveným železem. Uvolňuje se značné množství tepla a teplota dosahuje dostatečných hodnot pro

roztavení kovového železa.

FeOAlOFeAl 22 3232

- amfoterní prvek – Co to znamená?

= reaguje s kyselinami i hydroxidy za vzniku solí/hydroxohlinitanů a vodíku

242

23

32622

3262

HOHAlNaOHNaOHAl

HAlClHClAl

- v oxidujících kyselinách (např.HNO3, konc.H2SO4) se pasivuje vrstvičkou oxidu hlinitého

Výroba:

- elektrolýza taveniny směsi bauxitu (oxidu hlinitého) v kryolitu při teplotě asi 950 °C

- kryolit slouží jako tavidlo snižuje teplotu tání směsi

- oxid hlinitý se získává roztavením bauxitu

-48-

- kationty hlinité se redukují na katodě

2232

3.

6332

363:

262:

OOeOA

AleAlKAlFNaOAl éproudstej

Didaktika s-prvků

3 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: s1- prvky (obecná charakteristika, vlastnosti, použití) 1 hodina

sloučeniny s1-prvků (výroba NaOH, soda), s2- prvky (obecná charakteristika, vlastnosti) 1 hodina

s2-prvky (použití, sloučeniny Ca) 1 hodina

s1-prvky

charakteristika:

→ el. konfigurace 2s1 až 7s

1 => v s orbitalu je 1 valenční elektron

=> stabilní konfigurace se dosahuje odevzdáním elektronu a tvorba kationtů M+I

vlastnosti: → typické kovy, vodivé, lesklé na řezu, menší hustota než voda

→ nejreaktivnější kovy (stoupá se Z), silná redukční činidla, samovznítitelné, barví plamen

→ elektropozitivní, malá ionizační energie

→ nutné uchovávat pod vrstvou petroleje

POKUS: a) Krájení sodíku , demonstrace uchování pod petrolejem díky reaktivitě

b) Barvení plamene alkalických kovů na Pt drátku nebo na tuze, krystalek soli nebo roztoky

Li - purpurově červeně Na - intenzivně žlutě

K - fialově (do růžova) Rb, Cs - fialově

reakce: - reagují s vodou za vzniku vodíku

POKUS: Reakce Na s vodou (Titanic) → do papírové lodičky ve vaně s vodou a FFT dát sodík.

→ hoření alkalických kovů: - reaktivita roste v řade Li < Na < K

=> Li tvoří oxid Li2O, Na tvoří peroxid Na2O2, K tvoří superoxid KO2

→ kromě Li reagují bouřlivě (explozivně) s vodou, nevhazovat do vody (likvidace v ethanolu)

výskyt: - díky své reaktivnosti jen ve sloučeninách, rozšířené v přírodě

- Na, K biogenní prvky, Fr radioaktivní

- minerály (NaCl halit, KCl sylvín), kamence

-49-

význam: - sodíkové lampy, lithium do slitin a jako léčivo psychických poruch

sloučeniny:

NaHCO3 (jedlá soda) - výroba Solvayovým způsobem (nahoře NaCl, NH3, dole CO2 → vzniklý

hydrogenuhličitan amonný reaguje s NaCl na NaHCO3

Na2CO3 (soda) - výroba skla, mýdel

K2CO3 (potaš) - mýdla, keramika

KOH - dražší a silnější zásada než NaOH

NaOH - výroba elektrolyticky (Fe katoda, C anoda) nebo amalgámový způsob (Hg anoda)

POKUS: a) Promítaný pokus elektrolýzy solanky → 4,5 V baterie, Fe hřebík (K), grafit (A), lepenka

b) Peklo ve zkumavce (2 KNO3 → 2 KNO2 + O2, C + O2 → CO2, S + O2 → SO2)

s2-prvky

charakteristika:

→ el. konfigurace 2s2 až 6s

2 => v s orbitalu jsou 2 valenční elektrony

=> stabilní konfigurace (oktetu) se dosahuje odevzdáním 2 elektronů a tvorba

kationtů M+II

vlastnosti: → tvrdší, křehčí, vyšší body tání než s1-prvky

→ Be se liší od ostatních (tvoří kovalentní vazby, amfoterní, pasivuje se vrstvou BeO, málo reaktivní)

→ Mg je přechod mezi Be a kovy alk. zemin

→ kromě Be a Mg barví plamen (Ca - cihlově červeně, Sr - karmínově červeně, Ba - žlutozeleně)

výskyt: - dolomit (uhličitan Mg, Ca), ebonit (MgSO4), v moři MgCl2, CaCO3 (aragonit v kosočtverečné soustavě tvoří

vřídelní kámen, kalcit v šesterečných klencích a vápenec), CaF2 fluorit, Ca3(PO4)3 apatit, CaSO4.2H2O

sádrovec

- biogenní prvky Ca, Mg

význam: - Mg Grignardova činidla, výroba duralu,

sloučeniny: - nitridy, halogenidy, oxidy, sírany uhličitany, fosforečnany

- vápno = CaO, malta = Ca(OH)2, cement = CaO, písek a další oxidy, beton = cement, písek, voda

- BaSO4 kontrastní látka v lékařství

→ pálení vápna, hašení vápna

→ tvrdnutí sádry

→ tvrdost vody

→ krasové jevy

Otázky a úkoly:

1. Co je podstatou čiření vody ve vodárnách. Navrhněte chemický experiment, kterým se tento děj dá znázornit.

2. Navrhněte laboratorní cvičení spolu s přesným i návody na jednotlivé úlohy na téma p3 a s

1 a s

2 prvky.

-50-

Didaktika d-prvků

14 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Celková charakteristika kovů (výskyt, kovová vazba, vlastnosti, reaktivita) 2 hodiny

d- prvky (obecná charakteristika, vlastnosti, konfigurace, komplexní sloučeniny) 3 hodiny

Mn, Cr 1 hodina

Fe 2 hodiny

Cu, Zn, Hg 2 hodiny

f- prvky 1 hodina

Opakování 1 hodina

Charakteristika kovů

- 88 kovů a polokovů (v přírodě 70 kovů, z nich 14 transuranů a čtyři Tc,Pm, At, Fr uměle připravené radioaktivní)

Charakteristika kovové vazby - model elektronového plynu - valenční elektronu kovů blízko u sebe v kovové mřížce,

tvořené pevně usazenými kationty, elektrony volně okolo

Fyzikální vlastnosti - skupenství pevné (mimo Hg), vysoké teploty tání (W 3410 oC)

- hustota závisí na protonovém čísle

- vodiče tepla a elektrického proudu (nejlepší vodič Ag)

Chemická reaktivita - různá schopnost tvořit kationty (oxidovat se) → Beketovova řada redoxpotenciálu (-3 až 1,5 V)

- tvoří kationty v binárních sloučeninách s nekovy, v oxosloučeninách ve vyšším ox. stupni

součást aniontu

d-prvky Charakteristika - elektronová konfigurace ns (n-1)d np,u vnitřně přechodných prvků pak ns (n-2)f (n-1)d np

- v zaplňování orbitalů nepravidelnosti → zcela nebo napůl obsazené jsou stabilnější, takže například

Cr nemá 3d44s2 ale 3d54s1

- atomové poloměry d-prvků jsou menší než s-prvků ve stejné periodě (d-orbitaly pod s-orbitalem)

→ ionty a sloučeniny jsou většinou barevné

→ rozpustné v kyselinách (kromě ušlechtilých, velká redox potenciál)

→ tvoří koordinační sloučeniny

→ různá oxidační čísla, jelikož ns a (n-1)d orbitaly jsou energeticky podobné

POKUS: Mn, Cr nebo V chameleon

→ udělat s žáky el. konfiguraci vanadu v různých ox. stavech (základní V[Ar]: 3d34s

2)

Výskyt - většina ve sloučeninách (rudy), ušlechtilé kovy ryzím stavu (Au, Ag, Cu, Pt)

Výroba - redukcí z rud pomocí koksu (Fe, Zn), hliníku (Cr, Mn), hořčík, vápník nebo vodík

Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO

-51-

KOORDINAČNÍ SLOUČENINY

- centrální atom, ligandy → koordinační vazba, koordinační číslo

- uvést názvosloví ligandů, komplexů a solí

→ díky absorpčnímu spektru jsou koordinační sloučeniny většinou barevné (TABULKA)

→ dochází také ke změnám stability:

- např. 26Fe (+1): [Ar] 4s2 3d

5

26Fe (+2): [Ar] 4s0 3d

6 méně stálé

26Fe (+3): [Ar] 4s0 3d

5 více stálé

→ u komplexu zatlačí ligandové pole CN- elektrony do páru:

K4[FeII(CN)6]

3d 4s 4p

K3[FeIII

(CN)6]

3d 4s 4p

POKUS: Barvu komplexu určuje ligand - světle modrá přejde na tmavě modrou barvu

[Cu(H2O)4]SO4.H2O + NH3 + NaOH → [Cu(NH3)4]2+

MANGAN - 3d

54s

2 → stabilní konfigurace

- vyskytuje se jako pyroluzit (burel, MnO2)

- používá se na výrobu slitin

- KMnO4 oxidační činidlo a jako hypermangan, burel se využívá v bateriích

→ výroba: Mn3O4 + 4 C → 3 Mn + 4 CO

POKUS: Manganový chameleon

- ve válci roztok MnVII

O4- (fialová)

→ NaOH, mravenčan => MnVO4

3- (modrý, nestálý)

=> MnVI

O42-

(zelený)

→ kyselina sírová => MnIV

O44-

(hnědý)

→ Na2SO3 => Mn2+

(bezbarvý, růžový)

CHROM - velmi tvrdý, odolný vůči korozi

- výskyt chromit (CrO3.Fe2O3)

- oranžový dichroman draselný je T+, oxidační činidlo

- zelený Cr2O3 je stálý, červený krystalický CrO3, H2CrO4 jen v roztoku → žluté chromany

POKUS: a) žlutý roztok CrO42-

+ kyselina → oranžový Cr2O72-

+ hydroxid → CrO42-

b) dichromanový chameleon (dichroman, HCl, zinek → oranžov Cr6+

, vodík redukuje na zelenou

Cr3+

a až na modrou Cr2+

)

c) dichromanová sopka

↑↓ ↑↓ ↑↓ CN CN CN CN CN CN

↑↓ ↑↓ ↑ CN CN CN CN CN CN

-52-

ŽELEZO - PROJEKT - výskyt, výroba, koroze, ocel, použití

- výskyt magnetovec (Fe3O4), hematit (krevel, Fe2O3), hnědel (limonit, Fe2O3.nH2O), ocelek (siderit,

FeCO3), pyrit (FeS2)

- lesklý, kujný, ne příliš tvrdý, feromagnetický, snadno korodující kov

- nereaguje s kyselinou dusičnou (pasivace)

OCEL:

→ surové železo obsahuje více než 1,7% uhlíku, ocel méně než 1,7% uhlíku (odstranění zkujňováním

pomocí Si, Mn, P a oxidací vzdušným kyslíkem)

→ různé příměsi (Cr ocel na ložiska, nástroje, Ni ocel v autech, Co ocel magnety, Si ocel mosty)

POKUSY: a) žlutá krevní sůl K4[Fe(CN)6] → s FeFe3+ vzniká berlínská modř

b) červená krevní sůl K3[Fe(CN)6] → s Fe2+ vzniká Turnbullova modř

c) zkouška statečnosti FeCl3 + KSCN → Fe(SCN)3 + KCl

- výroba surového železa ve vysoké peci

→ přímá redukce v dolní části pece (redukce koksem)

→ nepřímá redukce v horní části pece (redukce CO)

MĚĎ - měkký, načervenalý, ušlechtilý kov

- v přírodě je i ryzí → čistá se rafinuje elektrolyticky (surová měď je anoda, která se rozpouští, na katodě se

vylučuje čistá měď)

- výskyt chalkopyrit (CuFeS), kuprit Cu2O, CuCO3.Cu(OH)2 malachit (měděnka)

- rozpouští se v HNO3, nerozpouští se v HCl a zředěné H2SO4

- výroba slitin (bronz - Cu+Sn, mosaz - Cu+Zn)

- modrá skalice k hubení škůdců a k pokovování elektrolýzou, bezvodá je bílá

- Cu2O červenohnědý, CuO černý, Cu(OH)2 modrý, CuCl2 hnědý

POKUS: Pokovování padesátníku - Cu plech (anoda) do CuSO4, katoda padesátník.

-53-

ZINEK, KADMIUM - plně obsazené orbitaly

- hoří na vzduchu, reagují s kyselinami i halogeny, Zn amfoterní ( Zn2+

a [Zn(OH)4]2-

)

- sloučeniny Zn bílé a bezbarvé

- galvanické pokovování (pozinkplech), výroba slitin

RTUŤ - jediný kapalný lesklý kov, velmi těkavá (páry jedovaté → slinění, červené dásně, poruchy nervů)

- v teploměrech, tlakoměrech

- reaguje za varu s oxidujícími kyselinami (sírová, dusičná)

- s kovy tvoří amalgámy (při teplotě 100 oC měkké, při 30

oC tvrdne → plomby)

POKUS: Hadí vajíčka - 2KSCN + Hg(NO3)2 Hg(SCN)2 + 2KNO3

4Hg(SCN)2 + 6O2 4HgS + 3(CN)2 + 2CO2 + 4SO2 + N2

Otázky a úkoly:

1. U chemického pokusu Vanad – chameleon charakterizujte provedení a chemickou podstatu vystihnutou

chemickými rovnicemi a schématy.

2. Uveďte chemické rovnice reakcí, které probíhají ve vysoké peci při výrobě surového železa.

3. Co je podstatou zkujňování železa.

4. Vypracujte přípravu na vyučovací hodiny, ve kterých je zpracováno téma Zinek, kadmium a rtuť.

f-prvky

LANTHANOIDY (prvky vzácných zemin) (4f, 5d,6s)

- 14 prvků za lanthanem

- výskyt 0,150 – 0.170% zemské kůry: cer hojněji než Pb, nejvzácnější Tm, (ale více než I),

- získávají se z monazitu (fosforečnan La, Th a lanthanoidů) a bastanaesitu (fluorid-uhličitan La a lanthanoidů)

Vlastnosti: - obtížné oddělování , používají se ionexy (stejná elektronová konfigurace vnější vrstvy)

- oxidační č. III a II

- podobné kovům alkalických zemin (měkké, kujné)

- vlivem přechodu f-elektronů jsou jejich sloučeniny barevné:

→ ErIII

–růžové, PrIII

, TmIII

– zelené, PmIII

, HoIII

– růžové, žluté

Použití - nukleární technika: Yb – propouštějí neutrony, Ce, Sm gama, beta zářiče

- v elektrotechnice (barevné obrazovky:Eu, Yb, Tb)

- sklo, keramika (barvení skla a glazúr)

- optické materiály, lasery, selektivní katalyzátory (dehydrogenace, krakování)

AKTINOIDY (5f, 6d, 7s)

- 14 prvků za aktiniem

- výskyt 0, 0015% zemské kůry (Np, Pu), Th v monazitu (10%), Pa, U ve smolinci (UO2, UO3)

Vlastnosti: - oxidační č. III je hlavní, ale může být i vyšší

- stříbrolesklé těžké, radioaktivní (α, β,γ)

- uran vysoká tendence ke komplexotvornosti

-54-

- sloučeniny barevné : UIII

červený, UO22+

žlutý, NpO2+

zelený

Použití: - jaderné palivo 235

U, energetický zdroj umělých družic 238

Pu

- jaderná výbušnina 238

U, 239

Pu

- barvení skla, keramiky glazur, slitiny elektrotechniky, zdravotnictví

-55-

Didaktika organických a přírodních látek

-56-

Didaktika základů organické chemie

10 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Úvod, předmět zkoumání, složení 1 hodina

Vazby v molekulách, vaznost, konstituce, konformace, typy vzorců, izomerie 2 hodiny

Rozdělení org. sloučenin, klasifikace uhlovodíků, názvoslovný princip 2 hodiny

Charakteristika reakcí org. sloučenin podle změny struktury (vnějších změn) 1 hodina

Rozdělení org. reakcí podle způsobů štěpení vazby a podle typu zúčastněných částic 1-2 hodiny

Laboratorní cvičení 1 hodina

Opakování 1 hodina

Úvod do organické chemie

HISTORIE:

- první umělou přípravu organické sloučeniny (močoviny) provedl 1828 WÖHLER

Pb(OCN)2 + 2 H2O + 2 NH3 2 H2NCONH2 + Pb(OH)2

=> izomerace kyanatanu amonného (anorganická látka, z ní vznikla organická látka močovina)

ORGANICKÉ LÁTKY

- obsahují především C, H, N, O, P, S, X

POKUS (laborky): Důkazy prvků:

1) C, H - žíhání látky s CuO → orosená zkumavka nebo vyžíhaná modrá skalice, zavádění CO2 do

Ca(OH)2 za vzniku bílé sraženiny

- smísení s NH4+ solí a tavení s Na → důkaz CN

- na berlínskou modř

2) O - jód se v kyslíkatých látkách rozpouští na hnědý roztok

3) X - Beilsteinova zkouška

4) N, S - dusík se vlivem zahřívání nebo NaOH přemění na amoniak

- Lassaigneovy zkouška (tavení s Na)

→ dusík tvoří NaCN → převedu na berlínskou modř (reakcí s Fe2+

)

6CN- + Fe

2+ → [Fe(CN)6]

4-

→ síra Na2S, který dokážu [Fe(CN)5NO] → červený [Fe(CN)5NOS]

- společné vlastnosti → nízké teploty tání a varu

→ nevedou elektrický proud

→ látky obsahující -NH2, -OH a -COOH skupinu tvoří vodíkové můstky, čímž se zvyšuje

bod varu a rozpustnost v polárních rozpouštědlech

- typy vzorců 1) empirický - nejmenší počet atomů (kys. octová CH2O)

2) molekulový (sumární) - udává přesný počet atomů (C2H2O4)

3) strukturní - udává strukturu a konstituci

4) racionální - zjednodušený strukturní (CH3COOH)

5) elektronový - vyznačené el. páry, Lewisovy vzorce (s tečkami jako elektrony)

6) prostorový - klínové vazby

-57-

Struktura organických látek

- C je v organických látkách vždy 4vazný, čili v hybridizovaném stavu (N 3vazný, O,S 2vazný, H, Cl 1vazný)

- velký počet organických látek dán pevností vazby a nepřítomnost d-orbitalů uhlíku (může se řetězit)

VAZBA - délka vazby klesá a disociační energie (pevnost) stoupá v řadě ─ = ≡

- násobné vazby kumulované (C=C=C), konjugované (C=C─C=C) nebo izolované (C=C─C─C=C)

- vazby C-C jsou nepolární, vazby C-O, C-N, C-X jsou polární

- na vlastnosti má větší vliv než polarita polarizovatelnost - schopnost přesunu el. páru k elneg prvku, čímž

vyvolá vznik místa N nebo E ataku)

- roste opačným směrem než elneg (I>Br>Cl>F)

IZOMERIE Konstituční - stejný molekulový vzorec, liší se konstitucí (povahou a pořadím atomů a vazeb)

Konfigurační - stejný molekulový vzorec a konstituce, liší se konfigurací (orientací v prostoru)

a) geometrická (Cis, trans, Z-, E-)

b) optická (L-, D-, R-, S-) → Fischerova projekce

Rozdělení org. látek, názvosloví

rozdělení I. Uhlovodíky → acyklické - nasycené (alkany), nenasycené (alkeny, alkadieny, alkyny), alkyly

→ cyklické - cykloalkany

- aromatické

II. Deriváty uhlovodíků - dusíkaté, halogenderiváty, kyslíkaté deriváty (sirné)

triviální názvy některých org. sloučenin (chloroform, aceton,…)

odvozování funkčně skupinových názvů jednoduchých alkylhalogenidů, ketonů nebo etherů (např. etylchlorid,

dimethylketon či diethylether)

Principy tvorby systematických názvů uhlovodíků a derivátů

- poloha dvojných vazeb musí mít nejnižší číslo, součet substituentů nejnižší součet

- substituenty se řadí podle abecedy

- základní řetězec - má největší počet násobných vazeb

→ je nejdelší

→ maximální počet dvojných vazeb

- základní řetězec je nejdelší nerozvětvený, s maximem funkčních skupin

Reakce organických látek

I. PODLE VNĚJŠÍCH ZMĚN 1) adice - zvyšuje se hybridizace (ruší se násobné vazby navázáním nové částice)

2) eliminace - snižuje se hybridizace (vznikají nás. vazby odtržením částice)

3) substituce - hybridizace zachována, náhrada částice za jinou

4) přesmyk - přeskupení atomů uvnitř molekuly

→ zopakovat pojmy kovalentní vazba, polarita

-58-

II. PODLE VAZEBNÝCH ZMĚN 1) homolytické štěpení - symetrická, vznikají radikály

→ reakce radikálů se nazývá koligace

2) heterolytické štěpení - nesymetrické, vznikají ionty a iontové reakce

→ reakce iontů koordinace

nukleofilní látky - přebytek elektronů (volný el. pár, záporný náboj)→ atakují kladně nabitý místa

- např. OH-, Cl

-,…

elektrofilní látky - nedostatek elektronů (kladně nabité) → vyhledávají záporný náboj, např. H+, NO2

+,…

Otázky a úkoly:

1. Racionálními vzorci nakreslete konstituční izomery pentanu a pojmenujte jednotlivé sloučeniny.

2. Odvoďte hybridní stavy uhlíku v následujících sloučeninách: ethan, ethen, ethyn a benzen.

3. Uveďte konkrétní příklady homolytického a heterolytického štěpení molekul.

4. Navrhněte úlohy pro laboratorní cvičení z tohoto tematického celku.

-59-

Didaktika uhlovodíků

15 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Alkany 3 hodiny

Cykloalkany 1 hodina

Alkeny 2 hodiny

Alkyny 1 hodina

Areny 3 hodiny

Ropa, petrochemie 3 hodiny

Laboratorní cvičení 1 hodina

Opakování 1 hodina

ALKANY (CnH2n+2)

Vlastnosti: - odvodit homologickou řadu, napsat prvních deset (označení parafiny)

- pomocí modelů, rozhovoru odvodit obecný vzorec

POKUS: - přinést benzin, parafin, butan (náplň do zapalovače), hexan

→ parafin dát do benzinu (rozpustí se) a do vody (plave)

→ Práce s tabulkou: 1) vyvodit skupenství (C1-C4 plyny, C5-C17 kapaliny, C18 a více tuhé)

2) která ze směsi uhlovodíků je snáze dělitelná C5 - C7 nebo C15- C17

3) kalotové nebo tyčinkové modely, izomery hexanu, uvedení jejich teplot tání a varu ve

stupních C → vyvození rostoucí stability z větším větvením

Tt Tv

n-hexan -94,0 68,7

2-methylpentan -153 60,3

2,2-dimethylbutan -98,2 49,7

2,3-dimethylbutan -128,8 58,0

→ zmínit konformace alkanů (zákrytová, souhlasná, syn vs. nezákrytová, nesouhlasná, anti)

-60-

Příprava: - hydrogenací alkenů nebo alkoholů

POKUS: Příprava methanu dekarboxylací CH3COOH → octan sodný zahřát s natronovým vápnem (1:1),

což je směs CaO a NaOH ve větší zkumavce → nad vodou jímat methan, který lze zavádět

do Br2 vody, která se neodbarví, zavádět do vody se saponátem a demonstrovat hoření.

Reakce: - radikálové substituce (halogenace X2, nitrace zřeď. HNO3) ¨

- dehydrogenace (vznik alkenů v přítomnosti katalyzátorů Ni, Fe, Pt)

- oxidace (spalování)

POKUS: Bromace hexanu po působení UV → do zkumavky nalít hexan a kapalný brom (navrstvit), dát

→ přes zátku s trubičkou vést do zkumavky s vodou a methyloranží vznikající

bromovodík,který zbarví roztok do žluta, do druhé zkumavky bočním vývodem vést HBr

do roztoku AgNO3 za vzniku žlutobílé sraženiny

C6H14 + Br2 → C6H13Br + HBr

- probrat SR, typická reakce je radikálová substituce (halogenace)

→ iniciace vznikem radikálu činidla (halogenu)

→ propagace, kdy radikál napadá uhlovodík a vzniká uhlovodíkový radikál odebráním vodíku

→ terminace spojením radikálů, eliminací vodíku ze sousedního atomu a vznik = vazby

Význam - paliva (propan-butan, methan součást zemního plynu, součásti benzinů,…)

- methan se využívá k výrobě vodíku, syntézního plynu, acetylenu, sazí

CYKLOALKANY (CnH2n)

udělat přehled C3 až C7 cykloalkanů → porovnat vazebné úhly a pnutí (použít modely)

cyklopropan - plyn, narkózy, štěpení Br2 na dibrompropan

cyklohexan - konformace židličková (stabilnější) a vaničková (MODELY !!!)

ALKENY (CnH2n)

Vlastnosti - model uspořádání dvojné vazby (kratší než jednoduchá, pevnější ale díky π reaktivnější)

- izomerie cis/trans

Příprava - obecně eliminacemi (dehydrogenací alkanů, dehydratací alkoholů, dehydrohalogenací)

POKUS: a) příprava ethenu dehydratací ethanolu kys. sírovou a zavádění do bromové vody,

demonstrace hoření v mýdlové vodě

b) ve skleněné trubičce s Al2O3 jako dehydratačním činidlem prolévaným ethanolem

-61-

Reakce - reakcí ethenu s KMnO4 vzniká oxiran a z něj ve vodě hydrolýzou diol

- hydrogenace na katalyzátoru

- polymerace

- elektrofilní adice:

→ myšlený pokus adice bromu na ethen

→ nakreslit strukturu vazby a blížící se Br-Br, ketré se přiblížením k zápornému okolí π-vazby

indukuje dipól, a kladná část napadne jeden z uhlíků díky přitažlivost π elektronů, přičemž na

druhém tak vznikne parciální kladný náboj, který je atakován záporným bromem

→ jelikož reakci zahajuje Br+, je to elektrofilní adice

- u činidel s vodíkem (HBr) jde podle Markovnikovova pravidla vodík na méně substituovaný uhlík /více

substituovaná má díky indukčnímu efektu parciální kladný náboj, druhý uhlík záporný náboj

ethen - nasládlý, bezbarvý plyn, se vzduchem výbušný, výroba PE, VMC, ethanolu, etylenoxidu, ethylbenzenu

- urychluje zrání ovoce

ALKADIENY (CnH2n-2)

- dvojné vazby mohou být 1) u sebe (=C=, což je nestálá sp hybridizace → vzniká ─C≡)

2) izolovaně, pak s chovají jako alkeny

3) konjugované (C=C-C=C) → delokalizace π-elektronů a větší stabilita

butadien - plyn, výroba kaučuku

isopren - přírodní isoprenoidy

ALKYNY (CnH2n-2)

Vlastnosti - vyšší teplota varu a hustota než alkeny a alkany

- trojná vazba nejkratší a nejsilnější, tvořena jednou σ a dvěma π (kolmými)

→ elektrony přitahovány mezi atomy uhlíků => kyselejší vodíky

→ vznik acetylidů kovů HC≡C- Cu

+

Příprava

POKUS: Příprava acetylenu - z karbidu vápníku a vody CaC2 + 2H2O → HC≡CH + Ca(OH)2, adice

bromu, demonstrace hoření v mýdlové vodě čadivým plamenem s odletujícími sazemi

Reakce - adice halogenovodíků (podle Markovnikovova pravidla) a halogenů

- adice vody za vzniku alkoholů

- hydrogenace do prvního (alkeny) až druhého stupně (alkany)

ethyn (acetylen) - bezbarvý plyn, hoří čadivým plamenem, svařování

-62-

AROMATICKÉ UHLOVODÍKY

HISTORIE → 1825 M. FARADAY - z velrybího tuku izoloval sloučeninu s empirickým vzorcem CH (neodpovídá

čtyřvaznosti uhlíku)

→ později nalezen molekulový vzorec C6H6 s celou řadou možných struktur:

→ KEKULE, LOSCHNIDT - první krok správným směrem, benzen je cyklická struktura se střídajícími

se dvojnými vazbami, ale benzen nepodléhá adici s elektrofily

→ KEKULE - vyřešil předpokladem, že benzen má dva ,,oscilující izomery“ (izomery v rychlé rovnováze)

- dnes víme, že jde o dvě ekvivalentní stejně přispívající rezonanční struktury

VLASTNOSTI - planární útvar, počet π-elektronů musí být dle Hückelova pravidla 4n+2, dvě rezonanční struktury

- benzen a jeho homology kapalné, kondenzované aromatické sloučeniny (naftalen) pevné

- nepolární, čili nerozpustné ve vodě

- většinou hořlavé, jedovaté a karcinogenní

VÝROBA - z černouhelného dehtu frakční destilací

REAKCE - 1) Na bočním řetězci - halogenace → halogen se váže na α-uhlík

- oxidace na alkohol (výroba fenolu a acetonu z kumenu)

2) Elektrofilní substituce - probíhá přes π a σ-komplex (nemá aromatický charakter)

- halogenace Br2 s FeBr3, Cl2 s FeCl3

- nitrace -NO2 (H2SO4 a HNO3)

- sulfonace SO3H (oleum)

- Friedel-Craftsova acylace a alkylace (halogenderivát s AlX3)

→ vlivy substituentů: I. třída (orto, para) - M+, I

+ (volný el. pár vtahován do jádra, záporný

náboj v orto a para poloze)

II. třída (meta) - M-, I

- (odtahují elektrony z jádra, kladný náboj

v meta poloze)

POKUS: a) bromace benzenu s bromovou vodou → neběží, neodbarvuje se

b) Promítaný pokus s naftalenem (naftalen v misce rozpuštěný v benzenu, jak se postupně odpařuje, roste

krystal naftalenu)

benzen - zisk z orpy, karbonizace uhlí, jedovatý, hořlavý, rozpouštědlo, výroba styrenu, fenolu, anilinu

toluen - rozpouštědlo, výroba kyseliny benzoové, TNT

xylen - rozpouštědlo, výroba kyseliny tereftalové

kumen - výroba fenolu, acetonu

naftalen - organická syntéza, výroba kyseliny ftalové a azobarviv

Otázky a úkoly:

1. Vypracujte podrobný návrh na laboratorní cvičení na téma Uhlovodíky

2. Uveďte název technického plynu, který obsahuje většinou methan.

3. Vypracujte podrobnou přípravu na téma Zpracování ropy

-63-

Didaktika derivátů uhlovodíků

21 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Halogenderiváty uhlovodíků 3 hodiny

Dusíkaté deriváty uhlovodíků 1 hodina

Aminy 2 hodiny

Sirné deriváty uhlovodíků 1 hodina

Alkoholy, fenoly, ethery 7 hodin

Aldehydy, ketony 2 hodiny

Laboratorní cvičení 1 hodina

Opakování 2 hodiny

HALOGENDERIVÁTY

- deriváty uhlovodíků, které obsahují jeden nebo více halogenů Alkylhalogenidy (chlormethan)

Arylhalogenidy (chlorbenzen)

Názvosloví 1) systematické – halogen + uhlovodík (např. CH3Cl – chlormethan)

2) radikálové – uhlovodík. zbytek + halogenid (např. CH3Cl – methylchlorid)

3) triviální - např. CHCl3 - chloroform

Fyzikální vlastnosti: - nižší jsou plynné lipofilní látky nerozpustné ve vodě, ale v alkanech

- teploty varu haloalkanů jsou vyšší než odpovídající alkany → větší van der Waalsovy síly,

- hustota stoupá s počtem atomů halogenů a hořlavost klesá (CCl4 v hasicích přístrojích)

POKUS: a) Důkaz halogenu v halogenderivátu Beilsteinovou zkouškou, jodoform s Cu spirálou

b) Barevné pokusy halogenderivátů - chloroform, voda, indikátor, principem je přechod indikátoru

z vodné do chloroformové vrstvy po změně barvy a pH

→ indukční efekt (halogeny odtahují elektrony, na uhlících je postupně zmenšující se parciální kladný náboj)

→ polarita dána elektronegativitou a polarizovatelnost vazby je schopnost látky se vnějším vlivem polarizovat

POKUS: Do byrety hexan, chloroform, vodu → třením pravítka odtáhnu proud polární látky

Příprava: - halogenace alkanů, alkenů a arenů radikálovou substitucí

- z alkoholů nukleofilní substitucí HX, aromatické elektrofilní substitucí

Reakce: - nukleofilní substituce (s hydroxidy vznikají alkoholy) a eliminace působení hydroxidů na alkeny

-64-

DDT, dioxiny, polychlorované bifenyly - toxické

chloroform (CHCl3) - narkotické účinky, rozpouštědlo

halothan (BrClHC-CF3) - anestetikum

tetrachlormethan (CCl4) - hasivo

freony (CCl2F2, CCl3F,CClF2 – CClF2) - nejedovaté, nehořlavé kapaliny, chemicky stálé ale ničí ozón

- dříve v chladících zařízeních, hasicí prostředky, ve sprejích

vinylchlorid - monomer pro PVC

teflon (CF2-CF2) - polymer

brommethan (CH3Br) - součást halogenových žárovek spolu s argonem a W vlákno → při rozžhavení reaguje

vlákno s halogenderivátem na bromid wolframitý WBr3, který emituje wolfram zpátky,

takže se nespotřebovává → vydrží déle

DUSÍKATÉ DERIVÁTY

Nitroderiváty (-NO2) - názvoslovná předpona nitro s lokantem

Vlastnosti - struktura nitroskupiny zahrnuje 2 rezonanční struktury, všechny vazby jsou rovnocenné a v 1 rovině

- kapaliny příjemné vůně, nerozpustné ve vodě,

- mezomerní efekt (odtahuje elektrony)

nitrobenzen - vzniká nitrací, voní po hořkých mandlích (levné voňavky), výroba anilinu

Aminy (-NH2) - považovány za deriváty amoniaku (náhrada vodíku alkylem nebo arylem)

- podle počtu R se dělí na primární (R-NH2), sekundární (R-NH-R´) a terciární (RR´R´´-N)

- název se tvoří z názvu alkanu a koncovky amin (propan-1,3-diamin)

Vlastnosti - nižší plyny (zápach amoniaku), vyšší kapaliny (zápach) a nejvyšší tuhé látky (bez zápachu)

- díky volnému el. páru na dusíku jsou bazické a nukleofilní

bazicita: sekundární amin > primární amin > terciární amin > amoniak

→ problémová výuka: seřadit podle bazicity: amoniak, anilin, metylamin

→ čím větší el. hustota, tím bazičtější, díky elektronům z methylu a volnému páru ej metylamin

nejsilnější báze, poté amoniak s volným párem a nejslabší anilin, jelikož poskytuje el. pár do jádra

anilin - redukcí nitrobenzenu vodíkem ve stavu vzniku (Zn + HCl), používá se k výrobě barev

- olejovitá kapalina, jedovatý, časem hnědne oxidací (lze ,,urychlit“ dichromanem, pak nutná redestilace)

- reaguje s bromem

AZOBARVIVA - rozšiřující učivo

-65-

HYDROXYDERIVÁTY

Charakteristika -OH skupiny - polární charakter, tvoří H-můstky

- srovnání s hydroxidy, které také mají OH skupinu

POKUS → roztok KOH barví lakmus modře (ve vodě vzniká K+ a OH

-, zásadité)

→ ethanol barví lakmus červeně (ve vodě vzniká H+ a CH3CH2O

-, kyselé, ale slabší než voda)

Dělení hydroxyderivátů - alkoholy a fenoly (namalovat obrázek benzylalkoholu a fenolu, rozdíl v navázání OH na

aromatické jádro a na postranní řetězec)

- podle druhu uhlíku, na který je OH vázána → primární, sekundární, terciární

- podle počtu OH skupin → jednosytné, dvojsytné, trojsytné

Názvosloví - pokud je hlavní skupinou, koncovka -OL (-diol, -triol), pokud není hlavní, pak HYDROXY-

- rozpustné ve vodě, s rostoucím počtem uhlíků rozpustnost klesá

Vlastnosti - jednosytné nižší alkoholy narkotické vlastnosti příjemné vůně → od C4 nepříjemně zapáchají

- díky H-můstkům stabilnější a vyšší TV než alkany

- vícesytné alkoholy mají sladkou chuť

- kyselost klesá s počtem uhlíků

Reakce - dehydratace na alkany, oxidace (dehydrogenace Cu spirála do ethanolu), nukleofilní substituce

- eliminace na alkeny (Zajcevovo pravidlo = vodík se odštěpuje z C s nejmenším počtem vodíků)

POKUS → ethanolát nevznikne reakcí s NaOH, jen se sodíkem

→ glycerát lze připravit se zeleným Cu(OH)2 (z modré skalice a NaOH) → modrý glycerát

mědi (měď uzavřena mezi prvním a třetím kyslíkem)

ETHANOL - výroba kvašením cukru, rozpouštědlo, chemický průmysl, potravinářství

METHANOL - výroba suchou destilací dřeva (nebezpečí pecky v domácí výrobě), nejvyráběnější látka, T+

POKUSY: a) pokusy na rozlišení ethanol/methanol, alkotestery, hořlavý gel, hořlavý kapesník, …

Glycerol - viskózní, sladká kapalina, využití v kosmetice a ve farmacii jako nitroglycerin

Ethandiol - pokus na jejich viskozitu a rozpustnost ve vodě, význam, dehydratace glycerolu, vznik glycerátů

Fenoly

Vlastnosti - díky izomernímu efektu kyselejší vlastnosti (elektrony vtahovány do jádra) → snadnější SE

- ve vodě málo rozpustné

- narůžovělé krystalky, na vzduchu a vlhku fialová rozteklá látka

- fenol má OH skupinu řídící do polohy orto/para

POKUS: a) Fenol + NaOH vzniká sraženina fenolátu sodného

b) Fenol + bromová voda → narůžovělá sraženina tribromfenolu

c) důkaz fenolu FeCl3 na fialovou sraženinu

-66-

Příprava - oxidace kumenu, zdroje černouhelný dehet

Sloučeniny - jednosytné - KRESOL - hydroxyderivát toluenu, dezinfekce

- NAFTOL - výroba azobarviv

vícesytné - RESORCINOL (1,3)- v kožním lékařství

HYDROCHINON (1,4) - vývojka v černobílé fotografii

PYROGALLOL (1,2,3) - silné redukční účinky (absorbuje i molekulární kyslík)

ALDEHYDY A KETONY

- charakter karbonylové skupiny → typická reakce je nukleofilní adice na α-uhlík

Aldehydy - názvosloví koncovka -AL (u vícesytných pak butan-1,2,3-trikarbaldehyd) popř. formyl- nebo oxo-

- u cyklických se název tvoří od cykloalkanu s koncovkou -karbaldehyd

Příprava - oxidace primárních alkoholů a alkanů

Vlastnosti - formaldehyd plyn, jinak kapaliny, netvoří H-můstky (nižší body varu než alkoholy)

- nižší rozpustné ve vodě, vyšší omezeně

formaldehyd - bezbravý štiplavý plyn, 40% roztok formalin ke konzervaci

acetaldehyd - pronikavě páchnoucí kapalina, výroba kyseliny octové a tuhé palivo do vařičů

Ketony - názvosloví koncovka -ON (u nadřazených skupin prefix OXO-)

Příprava - oxidace sekundárních alkoholů a alkanů

Vlastnosti - kapaliny, rozpustné ve vodě (klesá s počtem uhlíků)

aceton - výroba oxidací propan-2-olu, vzniká při výrobě fenolu z kumenu , rozpouštědlo, odlakovače

Otázky a úkoly:

1. Rozhodněte, která z uvedených látek nepatří mezi halogenderiváty uhlovodíků: Savo, Perchlor, Teflon,

jodoform. Pokud možno napište jejich chemické složení.

2. Popište didaktický postup při vysvětlování bazicity anilinu. Co vznikne reakcí emulse anilinu s vodou po

přidání několika kapek kyseliny chlorovodíkové. Podstatu případné reakce vystihněte chemickou rovnicí.

3. Popište didaktický postup při vysvětlování kyselosti fenolu.

4. Vysvětlete vysokou viskozitu a velkou rozpustnost glycerolu ve vodě.

5. Charakterizujte toxicitu metanolu.

-67-

C

O

O H

Didaktika karboxylových kyselin a jejich derivátů

10 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: struktura COOH, názvosloví a rozdělení 1 hodina

monokarboxylové kyseliny, vlastnosti a reakce 2 hodiny

význam a vlastnosti kys. octové, mravenčí a akrylové 1 hodina

dikarboxylové kyseliny 1 hodina

funkční deriváty 2 hodiny

substituční deriváty 2 hodiny

Laboratorní cvičení - příprava esterů 1 hodina

1. hodina

charakteristika karboxylové skupiny C=O skupina aldehydová (karbonyl-)

→ redukční vlastnosti

-OH skupina alkoholová (hydroxyl-)

→ kyselý vodík

názvosloví - základem je alkanová kyselina (např. ethanová, číslování uhlíků od COOH)

- i s více COOH skupinami a nebo s = vazbami

- procvičování s uvedením i triviálních názvů

CH2=CH-COOH → propenová = akrylová

HOOC-(CH2)4-COOH → hexandiová (adipová)

rozdělení KK - jako součást procvičování (uvést příklady k jednotlivým skupinám)

monokarboxylové nasycené (methanová, cethanová, palmitová, stearová,…)

nenasycené (akrylová, olejová,…)

aromatické (benzoová)

dikarboxylové (hexandiová, butandiová,…)

2.-3. hodina

vlastnosti karboxylových kyselin - na základě struktury COOH

→ kyslík přitahuje el. => méně silně vázaný H (kyselý)

vysvětlení síly KK - z hlediska délky řetězce a navázaných substituentech

→ čím delší alkylový řetězec, tím je KK slabší, jelikož alkyl díky I+ odpuzuje elektrony

směrem ke kyslíku

→ navázání elneg substituentu zvyšuje sílu KK (chloroctová kyselina)

δ+

δ+

δ-

δ-

-68-

skupenství - ukázky kapalné (octová, mravenčí), pevné (citrónová), …

reakce karboxylových kyselin

1) neutralizace (vznik solí, ukázka reakce kyseliny octové a hydroxidu sodného za vzniku octanu)

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

2) dekarboxylace - kyselina octová + natronové vápno → uniká CO2

- příprava methanu z kyseliny octové

3) esterifikace - princip reakce (ukázka kyselina octová a ethanol), nejde o neutralizaci

- vratná reakce, katalyzovaná (H+, OH

-)

- názvosloví esterů (ester kyseliny octové a methanolu, octan methylnatý, methylester kys. octové)

4. hodina (laboratorní cvičení - estery)

příprava esterů vybraných KK a alkoholů

→ do baňky 2 ml od každého, zahřívání pod 40 cm dlouhým vzdušným chladičem)

→ do misky s 10 ml nasyceného NaCl a Na2CO3 (pro odstranění zbytku kyseliny)

1. ethylacetát = ovocná vůně

2. ethylbutyrát = ananas

3. amylbutyrát = ananas, banán

4. amylacetát = hrušková esence (amyl = pentanol)

5. ethylformiát = rumová esence

6. methylacetát = rumová vůně

5. hodina

kyselina mravenčí - obsahuje formylovou skupinu (HCO), takže reaguje jako aldehyd s Fehlingem a Tollensem

- vlastnosti a výskyt v přírodě (mravenci, jed hmyzu)

kyselina octová - výroba octa (8%, z lihu, kvašením na bukových hoblinách)

- oxidací ethanolu vzniká 99% ledová kyselina octová (výbušná, silná žíravina)

kyselina akrylová - kapalná, využívá se k výrobě polymerů (barvy, tmely)

6. hodina

dikarboxylové kyseliny - obecná charakteristika a význam

Kyselina šťavelová ((COOH)2.2H2O, oxalová) - při rozpouštění praská

- silná, toxická (váže v těle Ca2+ => ledvinné kameny, kolaps)

- v přírodě v rebarboře, šťovíku

Kyseliny citrátového cyklu - malonová (propandiová), jantarová (butandiová), glutarová (pentandiová)

Kyselina hexandiová (adipová) - polymery, vlákna, nylon

Kyselina trans-butendiová (maleinová) a cis-butendiová (fumarová)

Kyselina ftalová a tereftalová - polymery

-69-

7.-8. hodina

Funkční deriváty KK - deriváty na COOH

ESTERY

SOLI - stearan sodný, palmitan draselný => mýdla, potravinářství

HALOGENIDY - náhrada OH skupiny halogenidem (acylchloridy - acetylchlorid, formylchlorid,..)

ANHYDRIDY - odštěpení vody ze dvou kyselin, odvození na kyselině octové

AMIDY - reakce OH s NH2 skupinou, bílkoviny, polymery,…

9.-10. hodina

Substituční deriváty KK - deriváty na alkylovém zbytku

HALOGENKYSELINY - silné, jelikož I- odčerpává přes alkyl elektrony z kyslíku → kyselejší vodík

- chloroctová

HYDROXYKYSELINY - mléčná, jablečná, vinná, citronová, salicylová,

OXOKYSELINY - pyrohroznová

AMINOKYSELINY

Otázky a úkoly:

1. Uveďte didaktický postup vysvětlení podstaty různé rozpustnosti karboxylových kyselin a jejich různého pH.

2. Vypracujte podrobnou přípravu na téma vícesytné kyseliny.

3. Vysvětlete stručný mechanismus vzniku esterů.

4. Vysvětlete chemickou podstatu „ nitroglycerinu“.

-70-

NH

NH

Didaktika heterocyklických sloučenin

3 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: úvod, vlastnosti, základní rozdělení heterocyklů 1 hodina

pětičlenné heterocykly 1 hodina

šestičlenné heterocykly 1 hodina

1. hodina

Motivace - heterocykly se nejčastěji vyskytují v přírodních látkách a některé z nich jsou nezbytné pro život

→ pyrol je stavební jednotkou řady přírodních biologických významných látek, především tzv.

tetrapyrrolových barviv (např. chlorofyl, hemoglobin, bilirubin)

charakteristika heterocyklů - organické cyklické látky, které mimo atomů uhlíku obsahují heteroatomy (O, N, S)

- podle počtu heteroatomů je rozdělujeme na jednosytné, dvojsytné a vícesytné

- nejčastěji pětičlenné, nebo šestičlenné.

určení aromaticity - heterocykly jsou aromatické (voňavé, zvláštní) → neochotné k adicím

- Hückelovo pravidlo → 4n + 2 π-elektronů, kde n je celé číslo

- příklad benzen pyridin

4n + 2π = 6 4n + 2π = 6

4n = 4 4n = 4

n = 1 (Z) n = 1 (Z)

- procvičování - pyridazin

=> n = 1 … aromatické

- „síla aromaticity“ se určuje pomocí elektronegativity heterogeního atomu, čím je blíže uhlíku,

tím více je sloučenina aromatická

→ žáci seřadí pyrol, furan a thiofen (nejméně furan, nejvíce thiofen)

2. hodina - pětičlenné heterocykly

Pyrol - z řeckého pyrros - červený

- vyskytuje se kamenouhelném a kostním dehtu.

- základní součástí chlorofylu, žlučových a krevních barviv i různých alkaloidů

- kapalné skupenství, pach chloroformu, je slabě zásaditý

→ úplnou hydrogenací vzniká PYROLIDIN a částečnou PYROLIN

→ PORFIN - ze 4 pyrolových jader, součást chlorofylu, hemoglobinu, vit. B12,..

-71-

N

+ ClH

N+

H

Cl-

N

N

OH N

N

OH

OH

O O

N

COOH

- koordinační vazbou váže kov (Mg, Fe, Co)

Furan - bezbarvá vonící ve vodě nerozpustná kapalina, časem tmavne

- získává se z přírodního materiálu (otrub, kukuřičné slámy, dřeva)

- výchozí látka pro syntézu ostatních furanových derivátů, k extrakcím alkenů a k výrobě plastů

→ derivát FURANAL je přítomen v pivě, destilátech, kde působí vůni žita

Thiofen - bezbarvá neutrální kapalina

- zdrojem černouhelný dehet, surový benzol, v přírodě

3. hodina - šestičlenné heterocykly

Pyridin - toxická páchnoucí kapalina, z černouhelného dehtu, velmi stabilní heterocyklus

- alkalické vlastnosti (volný el. pár na N)

- na pyridinu udělat názvosloví (heteroatom číslo 1)

pyridinium chlorid

Pyrimidin - složka nukleových kyselin, diazosloučenina

Pyran - příprava pro učivo sacharidů → pyranózy 2H-pyran 4H-pyran

Chinolin, izochinolin - obsaženy v chininu

Piperidin - alkaloid

Kyselina nikotinová - důležitá součást metabolismu, odvozena od pyridinu, koenzym NAD

O

OH

-72-

Didaktika alkaloidů a návykových látek

4 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: obecná charakteristika, výskyt, rozdělení 1 hodina

přehled zástupců 1-2 hodiny

drogy a návykové látky 1 hodina

ALKALOIDY

obecná charakteristika - zásadité, organické sloučeniny hořké chuti obsahující heterocyklicky vázaný dusík

- vznikající v metabolismu aminokyselin většinou rostlin u čeledí mákovitých (mák,

vlaštovičník), lilkovitých (rulík, blín, durman), liliovitých (ocún, kýchavice),

pryskyřníkovitých (oměj), živočichů (obojživelníci) a hub

- obranná funkce, psychoaktivní účinky, léčiva, odpadní dusíkaté látky

- většinou tuhé, krystalické, opticky aktivní

přehled alkaloidů 1) Pyridinové nikotin, piperidin

2) Tropanové atropin, kokain

3) Chinolinové chinin

4) Isochinolinové benzylisochinolinové papaverin, kurare, narkotin

fenanthrenizochinolové opium, morfin

5) Indolové strichnin, námel, kys. lysergová

6) Purinové kofein, theofillin,

DERIVÁTY PYRIDINU

Nikotin - nejrozšířenější droga, bezbarvá kapalina, získává se z tabáku (z listů), smrtelná dávka 0,03 - 0,05g

- stimulace CNS, zvyšuje tlak, způsobuje rakovinu plic, poškozuje srdce a žaludeční sliznici

- oxidací HNO3 vzniká kyselina nikotinová - postřiky, odvšivení drůbeže,

Piperidin - obsažen v pepři (rostlina), vliv na nervovou soustavu

DERIVÁTY TROPANU

- tropan je kondenzovaný heterocyklus (5-ti a 6-ti členný)

- obsaženy v rostlinách čeledi lilkovitých (rulík zlomocný, durman, blín)

Atropin - v rulíku, užívá se v očním lékařství (rozšiřuje zornice), protikřečové účinky k tišení bolesti při

ledvinových nebo žlučníkových kolikách

Kokain - v listech kokového keře, analgetikum, spasmolytikum, anestetikum

- vyvolává euforii, halucinace, tlumí únavu a hlad, zvyšuje fyzickou aktivitu, neklid, stres, poruchy

svalové koordinace, křeče a smrt

- syntetická náhrada = prokain, lidocain, benzocain,… (znecitlivění u zubaře)

- crack = koncentrovaný kokain + jedlá soda + voda

-73-

DERIVÁTY CHINOLINU

Chinin - z kůry chinovníku, lék proti malárii a horečce, velmi hořká chuť

DERIVÁTY IZOCHINOLINU

A) Benzylisochinolinové

Papaverin - z máku setého, obsažený v opiu, spasmolytikum (proti křečím trávicího traktu)

Kurare - zahuštěné vodné extrakty z tropických rostlin (Chondrodendron tomentosum) z Amazonky

- extrémně jedovaté, uvolňují svaly

Narkotin - z opia, narkotické účinky

B) Fenanthrenizochinolové

Opium - směs alkaloidů, hnědá tuhá zapáchající látka, surový produkt z makovic, výroba léčiv, drogy

Morfin - nejznámější, z nezralých makovic, k tlumení bolest a narkotické účinky

- methylací vzniká kodein, který má vhodnější léčebné účinky

- acetylací obou hydroxylových skupin morfinu, vzniká jedna z nejnebezpečnějších drog – heroin.

DERIVÁTY INDOLU

Strychnin - jed (v mořských řasách), způsobuje křeče, hubení hlodavců

Námelové alkaloidy - ergometrin (v gynekologii) a ergotamin (cévní bolesti - migrény)

- námel = produkt parazitní houby(paličkovice nachová), roste hlavně na žitě

- kyselina lysergová - diethylamid = LSD - emoční účinky, deprese, halucinace,

nevolnost, zvracení

DERIVÁTY PURINU

Kofein - v kávovníku (zrna obsahují 1 - 2 % kofeinu), v čajovníku (list 3 - 5 % kofeinu),

- zlepšuje myšlení, odstraňuje únavu, ospalost, stimuluje srdeční činnost, podporuje činnost žaludku

NÁVYKOVÉ LÁTKY

Konopí seté - hašiš, marihuana - halucinogeny, účinná složka je kannabinol (neobsahuje dusík, je to terpenoid)

Mezkalin - z tropických kaktusů v Mexiku

Psilocybin - původně z houby z Mexika, prokázán v lysohlávkách u nás, halucinace, odstraňují pud sebezáchovy

Pervitin - metamfetamin, bílý krystalický prášek

Anabolické steroidy - amfetamin, efedrin, nandrolon, anabolické účinky (doping ve sportu), podpora růstu svalové

hmoty, zvýšená tvorba červených krvinek (EPO), rychlejší regenerace organismu

-74-

Extáze = MDMA(methylen-dioxymethyl-amfetamin), syntetická droga

Didaktika lipidů a isoprenoidů

8 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: obecná charakteristika lipidů, opakování MK, dělení 1 hodina

struktura a vlastnosti tuků, reakce 1 hodina

vosky 1 hodina

složené lipidy 1 hodina

isoprenoidy 2 hodiny

laborky - příprava mýdla, povrchové napětí, tvrdost vody 2 hodiny

1. hodina - obecná charakteristika

obecná charakteristika - výskyt v přírodě, význam

- fyzikální vlastnosti (hydrofobnost díky alkylům)

- lipidy jsou estery vyšších mastných kyselin

opakování MK - nasycené stearová (C17H35COOH) a palmitová (C15H33COOH)

- nenasycené linolenová (C17H29COOH), linolová (C17H31COOH), olejová (C17H33COOH)

rozdělení - Lipidy - estery vyšších MK a alkoholů nebo jejich derivátů (zmýdelnitelné lipidy).

jednoduché (MK + alkohol) tuky (acylglyceroly)

vosky (monoalkoholy)

složené: (MK + alkohol+další látky)

Isoprenoidy - molekuly ze zbytků isoprenu

2. hodina - triacylglyceroly (tuky)

struktura - odvodit ze vzorce glycerolu a příkladů mastných kyselin (nasycených i nenasycených)

- zdůraznit vztah lipidů a tuků (tuky jsou podtřídou lipidů)

vlastnosti tuků - skupenství kapalné nebo pevné, čisté bez zápachu

- žluknutí - štěpení tuku na hydroperoxidy, vznikají aldehydy, ketony a KK → zápach

- dehydratace glycerolu (5 kapek) s 0,3g NaHSO4

→ vzniká propenal (akrolein) s odporných zápachem

→ zaváděním do Schiffova činidla zčervená

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

+ NaHSO4

CH2

CH

C O

H - hydrogenace - ztužování rostlinných tuků (adice vodíku na dvojné vazby MK)

-75-

- hydrolýza - nerozpustné ve vodě, rozpustné v benzinu

3.-4. hodina - mýdla, tenzidy

hydrolýza - kyselá (vzniká glycerol a MK) nebo zásaditá (vzniká mýdlo)

POKUSY - vaření mýdla

- ověření tvrdosti vody - v tvrdé nepění a vzniká sraženina Ca2+

a MK (ty jsou vázány do solí a

netvoří se tak pěna, je nutné více prášku)

- povrchové napětí - do 50 ml odměrné baňky po okraj olej, dát do kádinky s vodou → nevyteče

→ přikápnout na povrch vody roztok jaru a olej ihned vyteče (emulgace)

tenzidy - molekuly mýdla rozdělit na polární (hydrofilní) a nepolární (hydrofobní) část

- čistící účinky má R-COO-, který uzavírá špínu na R konci a druhým směřuje do vodného roztoku

- tenzidy s přísadami = saponáty, jedné se především o alkyl či arylsulfonové kyseliny

(alkylsulfonové jsou snadněji odbouratelné, čili šetrnější) → zmínit zákon o „měkkých“ detergentech

5. hodina - vosky

struktura - tuhé estery mastných kyselin a monoalkoholu s dlouhým řetězcem

význam - ochrana (hydrofobní vrstva na částech rostlin, srsti a kůži živočichů), stavební materiál (včelí plástve)

- výroba svíček, krémů a mýdel

- využívají se včelí vosk, lanolin u ovčí vlny, karnaubský vosk z palmy

6. hodina - složené lipidy

1) FOSFOLIPIDY - estery 1,2-diacylglycerol-3-fosforečné (fosfatidové) kyseliny s glycerolem

- stavební základ biologických membrán

2) SFINGOLIPIDY - základem je nenasycený aminoalkohol sfingosin (E)-2-aminooktadec-4-en-1,3-diol

- MK se váže amidovou vazbou na amioskupinu a tvoří ceramidy (základní složka sfingolipidů)

7.-8. hodina - Izoprenoidy

- isoprenoidní lipidy patří mezi steroidy → mají skelet cyklopentanoperhydrofenanthrenu

- steroidy jsou hydrofobní (často hormony), dále steroly a žlučové kyseliny s transportní funkcí

STEROLY - v živočišných a rostlinných buňkách jako volné alkoholy nebo estery mastných kyselin

- důležitou součástí membrán

- výskyt v houbách, rostlinách i živočichů

Cholesterol - určuje tekutost a propustnost membrány

- výchozí látka pro syntézu žlučových kyselin, pohlavních hormonů a kalciferolů

-76-

Otázky a úkoly:

1. Který z pětičlenných heterocyklů je součástí chlorofylu a hemoglobinu? Charakterizujte jej.

2. Napište rovnici vzniku triacylglycerolu, který obsahuje zbytek kyseliny palmitové stearové a olejové.

3. Uveďte tři esenciální mastné kyseliny.

4. Vysvětlete alkalickou reakci mýdla ve vodě. Napište rovnici jeho hydrolýzy.

Didaktika sacharidů

10 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Charakteristika sacharidů, význam, výskyt, složení, rozdělení 1 hodina

Rozdělení monosacharidů, Fischerovy vzorce hexos a pentos 1 hodina

Struktury monosacharidů (hexos) 1 hodina

Glukóza, fruktóza - význam, hlavní reakce 1 hodina

Disacharidy, glykosidická vazba, redukující a neredukující sacharidy, cukrovar 2 hodiny

Polysacharidy (škrob, glykogen, celulosa) 2 hodiny

Význam celulosy, opakování, L.cv. 2 hodiny

1. hodina

• obecná charakteristika a výskyt sacharidů

→ dříve nazývány uhlovodany (obsahují uhlík, vodík a kyslík v poměru 2:1)

• úloha ve fotosyntéze, biologický význam (zásobní a stavební)

• rozdělení monosacharidy → podle počtu uhlíků (triózy až heptózy)

→ polyhydroxyaldehydy, polyhydroxyketony

oligosacharidy

polysacharidy

POKUS: důkaz hydroxyskupiny → reakce Cu(OH)2 s roztokem glukózy, vzniká -O-Cu-O- komplex

2. hodina

optická aktivita - Fischerova projekce struktury L/D-glukózy

→ číslování uhlíků (aldoskupina č.1, chirální uhlík 3-5)

→ optická otáčivost (enantiomery)

→ D/L řada (používat modely, řadu určuje poloha OH na posledním asymetrickém

uhlíku nejdále od aldoskupiny)

→ počet stereoizomerů je 2n (kde n je počet asymetrických uhlíků)

3. hodina

struktura sacharidů - POKUS: důkaz aldoskupiny → Fehling (redukce modré Cu2+

→ červená Cu0)

→ Tollens (AgNO3 + NH3 + OH- → [Ag(NH3)2]

+ → černé Ag

0, zrcátko)

-77-

Tollensovy a Haworthovy vzorce - poloacetalová vazba mezi C=O a předposlední OH skupinou (adice H)

=> vyznačení kruhovou vazbou -O- = Tollensův vzorec

=> převedení do roviny = Haworthův vzorec

→ co je vpravo ve Fischerově projekci, je v Haworthově dole, co je vlevo - nahoře

→ poloha OH skupiny na prvním uhlíku zcela vpravo (α-dolu otáčí méně, β-nahoru otáčí více) = mutarotace

4. hodina

Procvičování psaní a čtení vzorců - odvození α/β-D-glukopyranózy/furanózy, D-fruktofuranózy

Reakce - redukce či oxidace na poloacetalu

- na hydroxylové skupině primárního alkoholu (esterifikace s kyselinou fosforečnou)

Glukóza a fruktóza - charakteristika, vlastnosti, výskyt, význam

→ problém: bude fruktóza vykazovat reakci s Fehlingem → ketoskupina sice nereaguje, ale

v zásaditém prostředí Fehlingu přechází na aldoskupinu a ta reaguje

• Glukóza - aldohexóza (hroznový cukr), bílá, sladká, dobře rozpustná ve vodě

- obsažená v ovoci, v čelím medu, v krvi

- rychlým zdrojem energie pro organismus

• Fruktóza - ketohexóza (ovocný cukr), obsažena v ovoci, včelím medu (50%)

- nejsladší cukr, součástí sacharózy

5.-6. hodina

Glykosidická vazba mezi monosacharidy → vznik oligosacharidů

• Sacharóza - neredukující tzv. řepný cukr (nebo třtinový), z D-glukózy a D-fruktózy

- v potravinářství se používá jako sladidlo

• Maltóza - redukující, tzv. sladový cukr, z 2 molekul D-glukózy

• Laktóza - redukující tzv. mléčný cukr, je přítomen v mléce savců

- z D-galaktózy a D-glukózy

Exkurze do cukrovaru

7.-8. hodina

Polysacharidy - uvádět empirické vzorce

• Škrob - z glukózových jednotek, tvřen amylózou (nevětvená, rozpustná) a amylopektinem (větvený, nerozp.)

- důkaz škrobu ve škrobovém mazu roztokem jodu v KI (modrá až fialová)

- zásobní polysacharid rostlin, u živočichů glykogen

- průmyslově se získává z brambor a obilovin

• Celulóza - lineární polysacharid, nerozpustný ve vodě

-78-

- BS vyšších rostlin, pro člověka nestravitelná (vláknina)

- čistou celulózou je bavlna

9. hodina

Celulóza - získávání celulosy ze dřeva jako tzv. buničina

- surovina pro papírenský a textilní průmysl, nitráty celulózy

Didaktika aminokyselin a bílkovin

7 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva:

1. hodina - struktura a vlastnosti aminokyselin

- chromatografie na tenké vrstvě

2. hodina - obecný úvod k bílkovinám (struktura bílkovin)

3. hodina - reakce (denaturace, biuretová reakce CuSO4 + NaOH za vzniku modrofialového zbarvení,

xanthoproteinová reakce HNO3 za vzniku žlutého zbarvení)

4. hodina - peptidy (oxytocin), jedy muchomůrek, penicilin, GSH

5. hodina - struktura bílkovin (primární kovalentní, sekundární h-můstky, terciární a kvartérní elektrostatické a

hydrofobní síly → tvar fibrilární a globulární)

6.-7. hodina - rozdělení podle funkce a význam

Otázky a úkoly:

1. Navrhněte úlohy pro laboratorní cvičení na téma Přírodní látky.

2. Popište didaktický postup při odvozování Haworthových vzorců

3. Popište hlavní fáze výroby řepného cukru v cukrovaru.

4. Napište strukturní vzorec celulosy. Co je to lignin.

5. Uveďte vzorec tripeptidu, který obsahuje ve svém vzorci zbytky kyseliny aspartové, cysteinu a alaninu.

6. Navrhněte podrobnou přípravu na téma Obecný úvod k bílkovinám – struktura bílkovin.

-79-

Didaktika enzymů, vitaminů a hormonů

4 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: Enzymy 3 hodiny

Vitamíny 1 hodina

Hormony 1 hodina

ENZYMY

charakteristika - látky bílkovinné povahy (globulární), katalyzátory

- vysvětlení pojmů substrát, koenzym, aktivní centrum (obrázek) → mechanismus zámku a klíče

mechanismus účinku - látky bílkovinné povahy (globulární), katalyzátory snižování aktivační energie

- specifita substrátu a účinku

- faktory ovlivňující činnost enzymů: teplota, pH, koncentrace

- aktivátory, inhibitory (typy inhibice)

příklad rozklad peroxidu vodíku burelem

rozdělení enzymů - podle enzymatických tříd, jen triviální názvy

Pokusy - štěpení škrobu amylázou a sacharidů ptyalinem v ústech

- sliny a škrob → důkaz sacharidů Fehlingovým činidlem

- enzym ureáza ze sóji, peroxidázy v játrech

HORMONY

- význam

- rozdělení hormonů u obratlovců:

- Fenolové - adrenalin, tyroxin

- Steroidní - kortikoidy, pohlavní hormony

- Bílkovinné - somatotropin

- Peptidy - vasopresin, oxytocin, melanotropin

- Polypeptidy - inzulin, glukagon, parathormon

VITAMÍNY

- lze spojit s hormony jako projektovou výuku

- charakteristika a význam,

- hyper a hypovitaminosa, avitaminosa

- rozdělení (rozpustné v tucích: A,D,E,K , rozpustné ve vodě: skupina B vitaminů, vitamin C)

Pokus: Důkazy vitaminu C - indofenolem se barví modře až fialově, redukuje Ag z Tollensova činidla

Otázky a úkoly:

1. Charakterizujte podstatu mechanismu působení enzymů.

2. Uveďte příklady enzymů řadících se mezi hydrolázy.

3. Kde se v lidském těle vyskytují hormony: inzulin, adrenalin a tyroxin

4. Uveďte nejméně tři složky vitaminů řadicích se do B-komplexu.

-80-

Didaktika metabolických procesů

7 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: metabolismus (úvod) 1 hodina

metabolismus sacharidů 4 hodiny

metabolismus lipidů 1 hodina

metabolismus bílkovin, lipidů 1 hodina

CHARAKTERISTIKA METABOLISMU

- význam metabolických cest → zajištění energie a stavebního materiálu, výroba složek organismů

- rozdělení dějů na katabolické (rozkladné - dýchání) a anabolické (syntézy - fotosyntéza)

- složení a vznik ATP a NADPH

METABOLISMUS SACHARIDŮ

- význam

- glykolýza, citrátový cyklus, dýchací řetězec

METABOLISMUS LIPIDŮ

- charakteristika děje a jeho význam

- odbourávání mastných kyselin

METABOLISMUS BÍLKOVIN

- význam bílkovin

- metabolické cesty aminokyselin → dekarboxylace, aerobní deaminace, transaminace s oxokyselinou,

kondenzace za vzniku peptidů

Pokusy: Dělení aminokyselin chromatograficky

INTERMEDIÁLNÍ METABOLISMUS

- vztahy mezi jednotlivými metabolity, které vznikají z jednotlivých živin

- energetické vztahy mezi jednotlivými živinami

Otázky a úkoly“

1. Charakterizujte ATP. Uveďte jeho celý název a význam.

2. Při jakých metabolických dějích vzniká ATP.

-81-

3. Co je to NAD+

+ H+

, k čemu slouží. Kde vzniká?

4. Uveďte příklad transaminační rekce aminokyselin.

5. Popište a charakterizujte hlavní fáze glykolýzy. Kde probíhá a za jakých podmínek. Co je konečným

produktem.

6. Popište a charakterizujte hlavní fáze citrátového cyklu. Kde probíhá a za jakých podmínek. Co je konečným

produktem.

Didaktika makromolekulárních látek

5 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Vlastnosti, struktura plastů 1 hodina

vznik plastů, polymerace 1 hodina

kaučuky, pryž 1 hodina

polykondenzáty 1 hodina

silikony a ostatní polymery 1 hodina

1. hodina

charakteristika plastů - velká molekulová hmotnost, složené z ,,merů“ → mnoho merů = polymer

- nahrazují klasické materiály → tuhé, snadno zpracovatelné, izolanty, zdravotně nezávadné,

tvarovatelné, voděodolné, lehké

- nevýhody: špatná odbouratelnost, hořlavost, nepohlcují pot, nabíjení statickou elektřinou

- přidávají se aditiva, pigmenty, antioxidanty

rozdělení - I. podle tvaru molekuly a) lineární (nevětvený, větvený)

b) zesíťované

- II. podle vlastností a) Termoplasty - působením tepla měknou a lze je tvarovat, po ochlazení opět

tvrdnou (lze opakovat)

- PVC, PE, plexisklo

b) Termosety - působením tepla se chemicky mění, ale po vytvrdnutí se jejich tvar

teplem již nemění (nelze tvarovat)

- epoxidové pryskyřice

obecné využití - obaly, stavebnictví, elektrotechnika, nábytek, nátěrové hmoty, tmely a lepidla, vlákna, automobily

- přinést ukázky

2. hodina

vznik polymerů - POLYMERACE - PE, PP, PS, PVC, teflon, polyakryláty

POLYADICE - polyuretany (isokyanáty s alkoholy)

-82-

POLYKONDENZACE - PES, fenoplasty, epoxidy, polyamidy

3. hodina

PE, PP, PVC, PS - vlastnosti, výroba, použití

4. hodina

kaučukové polymery - butadien, butadienstyrenový kaučuk, chloropren

- vulkanizace kaučuku →tvorba -S-S- můstků, čím více síry, tím je tvrdší (nejvíce ebonit)

5. hodina

polykondenzáty - polyamidy - nylon

- polyestery - PET, Tesil, lamináty,

- fenoplasty - bakelit (fenol + formaldehyd)

- aminoplasty

silikony - struktura, vlastnosti, využití

POKUSY: - tvárnost a opětovné spojení PE

- tvárnost plexiskla, lepení

- lepení PS

- příprava bakelitu

Otázky a úkoly:

1. Charakterizujte pozitiva a negativa plastů.

2. Napište vzorec butadienstyrenového kaučuku a charakterizujte jeho význam.

3. Navrhněte přípravu hodiny na téma Polykondenzáty.

4. Napište racionální vzorce PE, PP PVC.

5. Charakterizujte silikony a jaký mají význam.