P ehled u iva 1. ro níku gym.� � �

1. Chemie jako p írodní v da� �

2. Názvosloví anorganické Slou enin�

3. Stavba atom , radioaktivita�

4. Periodická soustava prvk�5. Chemická vazba6. Látkové mno�ství

7. Chemická reakce8. Klasifikace reakcí

9. Termochemie10. Kinetika chem. reakcí

11. Teorie kyselin a zásad12. Vodík, Kyslík a jejich slou eniny�

13. P � prvky

14. S � prvky

Chemie jako p írodní v da� �

P írodní v da spolu s Bi, Geologie, Fy...� �

Zabývá se:

� Vlastnostmi látek (jakým zp sobem závisí na struktu e)� �

� Vznik a zánik látek� Vzájemné p em ny látek� �

Chemická reakce � D j p i, kterém zanikají vazby v molekulách reaktant a vznikají novéch v produktech.� � �Dochází ke zm n struktury => vlastností látek� �

Rozd lení chemie (obory)�1. Obecná � v�eobecné zákonitosti, platnost ve v�ech oborech2. Anorganická chemie � chemie prvk a jejich slou enin� �

3. Organická chemie � chemie uhlíku a jeho slou enin�

4. Analytická chemie � d kaz p ítomnosti a mno�ství prvku ve slou eninách� � �

5. Fyzikální chemie6. Biochemie7. Biofyzika8. Geochemie9. Jaderná chemie

Historie chemie1. Starov ká chemie�

� Demokritos � v�e z atom , atom je dále ned litelný� �

� Thales � v�e je z vody� Aristoteles � v�e je ze ty základních �ivl (voda, ohe , vzduch, zem )� � � � �

2. S edov ká chemie� �

� Alychmie � p ed v decká chemie � � D�abír� Iantrochemie � výroba lé iv, � Paracelsus (pojmy jako alkohol, zinek atd.)� 1. chemická teorie � Teorie flogistonu

� Zkoumala ho ení látek a trvdila, �e p i ho ení se uvol uje tzv.� � � � flogiston3. V decká chemie�

� Lomosov, Lavoiser � zákon zachování hmotnosti� Dalton � atomová teorie (1808)� Wöhler � p ipravil org. slou eninu (mo ovinu) z anorganických látek. (roku 1828)� � �

� Butlerov, Kekule - strukturní teorie benzenu� M nd lejev � Periodický zákon => tabulka� �

4. Moderní chemie

� Albert Einstein � teorie relativity� Marie Curie Sklodowská � Radium, Polonim => NC 1911� Irene a Frederik Curie Joliot � um lá radioktivita => NC 1935�

Hrani ní obory�

� Jaroslav Heyrovský � polarografie => NC 1959� Otto Wichterle � kontaktní o ky, plasty� �

� Watson, Crick � struktura DNA

Základní chemické zákony1. Zákon zachování energie a hmotnosti.

� Dochází pouze k p em nách mezi formami� �

� Sou et hmotnosti reaktant se rovná hmotnosti produkt� � �

2. Zákon stálých pom r slu ovacích� � �

� Pom r hmotnostích prvk ve slou enin je konstatní a nezávislý na p íprav� � � � � �

� CO2 -> Ar: 12: 2 * 16 -> 3 : 8 <- pom r C ku O�

3. Zákon násobných pom r slu ovacích� � �

4. Avogadr v zákon�

� Stejné objemy plyn budou p i stejné � � teplot� a tlaku obsahovat stejný po et molekul�

� 1l 02

� 1l C02

� 1l H2

5. Daltonova atomová teorie

6. Zákon o objemech plyn�

7. Periodický zákon

� Vlastnosti prvk jsou periodickou funkcí jejich protonových ísel (M nd lejev pou�il relativní� � � �hmotnost)

Základní pojmyAtom � základní stavební ástice (jednotka)�

Obal - e-

Jádro � p+ a n0

Protonové íslo � � Z 1HNeutronové íslo �� N

Nukleonové íslo �� A, A = Z+N 3H

Izotopy � atomy stejného prvku li�ící se nukleonovým íslem:�

H1

1 Protonium

H1

2 Deuterium

H1

3 Tricium

Nuklidy � atomy se stejným po tem proton a neutron� � �

Molekula � H2O, HCl, H2SO4 � ástice slo�ená z atom , které jsou vázány chemickými vazbami.� �

Slou enina � � látka slo�ená ze stejných molekul.

Prvek � atomy ze stejným protonovým íslem (Z)�

Názvosloví anorg. slou enin�

Zna ky prvk� �

� Berzelius � 19. století

� Význam Fe� Prvek �elezo

� jeden atom �eleza� jeden mol �eleza

Oxida ní íslo� �

� pí�e se ímskou íslicí� �

� HIN

VO

�II 3 H 2

IO

� IIH

IF

� I

� definice: oxida ní íslo je náboj, který by atom prvku ve slou enine m l, kdyby elektrony ka�dé� � � �vazby, které daný atom tvo í, byly p id leny tomu elektronegativn j�ímu atomu.� � � �

HI�O

� II�HI - elektronegativn j�í je kyslík tudí� má o dva elektrony navíc�

HI�F

� I

Plyny1 mol ~ 22,4 litr�1 mol ~ 6,023 * 1023

3 H2O � t i molekuly vody�

O2 � jedna dvouatomová molekula kyslíku

3 He � 3 atomy héliaTi � jeden atom titanu

� Elektronegativita � schopnost atom p itahovat elektronové vazby� �

Pravidla pro ur ování oxida ních ísel� � �

1. Sou et v�ech oxida ních ísel v molekule je v�dy � � � 0 ! H 3

IP

VO4

� II

2. Sou et v�ech oxida ních ísel v iontu je roven náboji� � � �SVI

O4

� II ��2

3. Atomy v základním stavu mají oxida ní íslo v�dy � � 0 ! Fe0

4. Atomy tého� prvku vázané v molekule O2

0

5. Kyslík

O0

O�II

O�I - v peroxidech H 2

�I02

� I

6. Vodík

H0

HI

H�I - ve slou eninách s 1. a 2. skupinou�

7. U nep echodných prk (A skupiny) je � � nejv t�í � mo�né oxida ní íslo rovno íslu skupiny!� � �

N - 5. skupina => max VBr - 7.. skupina => max VII

Vaznost � íslo, které udává kolikati vazbami je daný atom vázán v molekule�

H 2 O - H �O�H => vodík má vaznost 1 a kyslík 2

H 2 S O4 - síra má vaznost 6

Typy chemických vzorc�1. Souhrný (sumární, molekulový) � celkový po et jednotlivých atom v molekule � � H 2 O

2. Strukturní � popisuje strukturu (v�echny vazby) H �O�H

3. Racionální � znázor uje charakteristické skupiny �zkrácení�

strukturního� ethan - HC 3�CH 3

4. Stechimetrický � udává pom r po tu atom � � � HO - peroxid vodík�

5. Geometrický � uspo ádání v prostoru�

6. Elektronový � znázor uje v�echny volné elektronové páry.�

H �O�H

Oxidy� O

�II

� oxid ....

� Va2

VO5

�II- oxid vanadi ný�

SiIV

O2

� II- oxid k emi itý� �

BaII

O� II

- oxid barnatý

Sb2

IIO3

� II- oxid antimonitý

Hydroxidy

� skupina �O�IIH

I ��1- hydroxidový anion!

� Nikl �OH �2 - hydroxid nikelnatýMn�OH �4 - hydroxid mangani itý�

h. st íbrný� AgOH

h. Thalitý Tl �OH �3

h. Amonný NH 4OH

==

-

-

O

O

O

O

-

-

H

H

S

Hydridy� Dvojprvkové slou eniny vodíku a jiného prvku�

� H�I

- pouze 1. a 2. skupina, hydrid � -ný -natý

� HIH

IIIH

VII-an -vodík � peroxid vodíku,voda

I LiIH

� I- hydrid lithný CsH - hydrid cesný

II BeH 2 -hydrid berylnatý Mg H 2 - hydroxid ho e natý� �

III BH 3 - boran

IV CH 4 - methan SiH 4 - Silan

V NIII

H 3 - amoniak = azan PH 3 - fosnan

VI H 2

�IO

� II- voda H 2 S - sirovodík= sulfan

VII HF - fluorovodík HCl - chlorovodík

KyselinyBezkyslíkaté

HF s l: fluorid � F� I

HCl s l: chlorid � Cl� I

HBr s l: bromid� Br�I

HI s l: iodidy � I� I

H 2 S s l: sulfidy � S�II

P íklady�

Sulfid hlinitý Al 2 S 3

Chlorid barnatý BaCl 2

SbBr3 - Bromid antimonitý

CaCl2 - Chlorid vápenatý

Kyslíkaté

obecn� Konkrétní p íklad� S l + anion�

I HI..

IO

� II HClO �ClO ��¿ sup I .. sup I O sup

-II

chornan

II

III HI..

IIIO2

�II HNO 2 �NO 2��¿

dusitan

IV H 2

I..

IVO3

� II H 2 CO 3 �Co3��2

uhli itan�

V HI..

VO3

� II HNO3 �NO3��¿dusi nan�

VI H 2

I..

VIO4

� II H 2 SO2 �SO4��2

síran

VII HVII

..IO4

�II HClO 4 �ClO4��¿

chloristan

VIII

Fosfore nan hlinitý � AlPO4 , fosfore nan sodný � Na3 PO4 , bromi itan amonný�

�HN 4�2 BrO3 , síran �elezitý Fe2�SO4�3 , sulfid draselný K 2 S

Cr 2�SO4�3 - síran chromitýHg �NO3�2 - dusi nan rtu natý� �

Nikl 3�PO4�2 - fosfore nan niklnatý�

Sytnost kyselin � po et vodík , které m �e daná kyselina od�tepit� � � H 2 SO2 - 2 sytná; HCl -1 sytná

N které prvky mohou pro jedno oxida ní íslo tvo it více kyselin. => Vzorce se ly�í po tem � � � � � H a O .V názvu udáváme po et vodík . Mezi takové prvky pat í � � � Si I B

HIB

IIIO2

� II- kys. hydrogen boritá

H 3

IB

IIIO3

� II- kys. trihydrogen boritá

H 2

ISi

IVO3

� II- kys. dihydrogen k emi itá� �

H 4

ISi

IVO4

�II- kys. tetrahydrogen k emi itá� �

H 5

II

VIIO6

� II- kys. pentahydrogen jodistá

H 3

II

VIIO5

� II- kys. tetrahydrogen jodistá

Hydrogen soli kyselin� soli kyselin v jeji� anintu z stává stále n jaký vodík� �

� H 2 SO 4 - �HSO4��1

hydrogen síranH 3 PO 4 - �H 2 PO 4�

�1dihydrogen fosfore nan�

hydrogen fosfore nan�

� hydrogen uhli itan m natý � �� Cu �HCO3�2

hydrogen k emi itan amonný� � NH 4 HSi 3

hydrogen foosfore nan zlatitý� Au2�HPO 4�3

hydrogen sulfid lithný LiHS

DikyselinyPropojí se dv molekuly kyseliny od kterých se ode te jedna molekula vody.� �

kys. disírová �H 2 SO4�H 2 SO4��H 2 O=H 2 S2 O7

kys. disi i itá � � �H 2 SO3�H 2 SO3��H 2 O=H 2 S 2O5 nebo H 2

IS 2

IVO5

�II(k í�ové pravidlo)�

PeroxokyselinyKyseliny s jedním kyslíkem navíc, ne� odpovídající kyselina

k. peroxosírová H 2 SO5

k. peroxosi i itá � � H 2 SO4

ThiokyselinyKyseliny, které mají místo jednoho kyslíku síru.

k. thiouhli itá � H 2 CSO 2

k. thiosírová H 2 S 2O3

k. thiosi i itá � � H 2 SO2

KrystalohydrátyKrystalizují s ur itým mno�stvím vody => obsahují vodu ve struktu e.� �

CuSO4�5H2 O pentahydrát síranu m natého � modrá skalice��

ZnSO4�7H2O heptahydrát síranu zine natého � bílá skalice�

FeSO4�7H2 O heptahydrát síranu �eleznatého - zelená skalice

CaSO 4�2H2 O dihydrát síranu vápenatého - sádrovec

�HPO 4��2

3. Stavba atomu, radioaktivita

Historie: � Aristoteles a Demokritos� Dalton

1. v�echny látky jsou slo�eny s atom�2. Atomy stejného prvku jsou stejné, atomy r zných prvk jsou r zné. => A� � � r ...realtivní atomová

hmotnost3. P i chemických reakcích atomy nevznikají ani nezanikají�

4. Slu ovaní atom vznikají molekuly� �

Slo�ení atomuPolom r: � obal je 10 000 a� 100 000 krát v t�í ne� jádro.�Hmotnost: jádro 99 % hmotnosti atomu, obal 1%

Náboj: � e- ....1 elementární záporný náboj - 1,602 * 10-19 C� p+ ....1 elementární kladný náboj + 1,602 * 10-19 C

Modely atomu20. století

1. Rutherford � planetární model � model slune ní soustavy, elektrony obíhají kolem jádra�

2. Bohn [bór] � kvantový � mohou se pohybovat pouze po drahách, ka�dá má svoji energii. Energiese m ní po kvantech (= skocích). Nic mezitím.�

3. Broglie [broj] � elektrony mají dualistický charaktery. Tzn. M �ou se chovat jako vlny a jako�ástice.�

4. Schrödinger � matematický model (= rovnice). Re�ením rovnice je p esný popis elektronu,�nap íklad kde se nachází, jakou má energii... �

Orbital � prostor kolem jádra, ve kterém se elektron vyskytuje s pravd podobností minimáln 95 %� �

Kvantová ísla �� 4 ísla charakterizující elektron (energii, prostor) a jsou výsledekm Schrödingerovy�rovnice.

n hlavní kvantové íslo� 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) 5 (O) 6 (P) 7 (Q) � (teoreticky)

ozna ují vrstvu, hladinu, kde se nachází daný elektron. ím je elektron dál od jádra, tím má� �vy��í energii.

l vedlej�í kvantové íslo� ur uje druh (typ) orbitalu ve kterém se elektrony vyskytují a energii.�

Hodnoty: 0,1..... n-1Pro dosud známé prvky nabývá hodnot 0,1,2,3

Druhý orbit:

l = 0 orbital s

l = 1 orbital p

l = 2 orbital d

l = 3 orbital f nekreslí se je slo�itý

m magnetické kvantové íslo� ur uje orientacii orbitalu v prostoru v d i jádru.� � �

Hodnoty -l .... +ls (l = 0): m = 0 => 1 orientace (1 orbital)

p (l = 1): m = -1,0,1 => 3 mo�nosti (3 orbitaly)

d (l = 2): m = -2...2 => 5 mo�ností (5 orbital )�

f (l = 3): m = -3...3 => 7 mo�ností (7 orbital )�

1 mm

10 a� 100 metr�

s spinové k. íslo� Udavá spin elektronu (Jaký má spin)

Hodnoty �1

2a �1

2

Do jednoho orbitalu se vejdou pouze dva elektrony (li�i se spinovým íslem)�

Znázorn ní orbital :� �

1. Tvary (nepou�ívá se)

2. 1s1

3d5

3. Orbitaly se kreslí jako tvere ky� �s

p

d

f

1 vrstva (n = 1) MAX 2 el.

l = 0 => s => 2 el.

2 vrstva (n = 2) MAX 8 el.

l = 0 => s => 2 el.

l = 1 => p => 6 el.3 vrstva (n = 3) MAX 18 el.

l = 0 => s => 2 el.l = 1 => p => 6 el.

l = 2 => d => 10 el.4 vrstva (n = 4) MAX 32 el.

l = 0 => s => 2 el.l = 1 => p => 6 el.l = 2 => d => 10 el.

l = 3 => f => 14 el.5,6,7... vrstva

Pravidla pro zapl ování orbital� �

1. Pavliho princip výlu nosti � v ka�dém orbitalu m �ou být 2 elektrony, ty se musí li�it spinem.� �

2. Hundovo pravidlo � orbitaly daného typu se zaplní nejd íve 1 elektronem tyto elektrony mají�stejný spin , teprve poté tvo íme elektronové páry, ty musí mít opa ný spin.� �

p3

p2

p4

d4

3. Výstavbový princip � po adí ve kterém se elektrony umistují do orbital . l+n, ím je sou et� � � �ni��í tím d íve zapl ujeme. Pokud je sou et stejný rozhoduje n.� � �

n l obrital n+l po adí�

1 0 s 1 1

2 01

sp

23

23

3 012

spd

345

457

4 0123

spdf

4567

68

1013

1. vrstvan = 1

2 elektrony

orbital dl = 2

Po adí dle energie:�1s | 2s 2p | 3s 3p | 4s 3d 4p | 5s 4d 5p | 6s 4f 5d 6p | 7s 5f 6d 7p

P : Elektronová konfigurace valen ní vrstvy� �

P : Zkrácená elektronová konfigurace �

B5 =2p1

Pb82 =6p2

V23 =3d3

5 0123

spdf

5678

9111417

6 0123

spdf

6789

12151820

7 0123

spdf

789

10

16192122

RadioaktivitaP irozená radioaktivita � � shopnost nestabilních atom se samovoln p em ovat na jiné atomy (stabilní� � � ��pom r neutrony : protony 3:2)�Objevili ji M. C. Sklodowská + BacquerelUm lá radioaktivita �� p em na prvk ú inkem radioaktivního zá ení (jejich rozpad)� � � � �Objevili ji Joliot-Curie (man�elé)Druhy jaderného (radioaktivního) zá ení�

Alfa: Nejslab�í, má nejmen�í energii => nejmén pronikavé�

proud ástic � He2

4

Beta: vy��í energie, lze zastavit hlíníkem (ale ten je v Humpolci)

Beta +: proud pozitron� l1

0

Beta -: proud elektron� l�1

0

Gama: nejvy��í energie, nejpronikav j�í, zachytit lze olovem. Doprovází zá ení alfa a beta. Je to� �pouze energie (podobné sv tlu).�

Rozpadové ady: Ac, Th, U, Np m ní se p es prvky na jiné stabilní.� � �

Jaderné reakce

Alfa: JZ

A D�Z�2 �� A�4 � � 2

4

Beta+: JZ

A D�Z�1�A � l1

0

Beta -: JZ

A D�Z�1�A � l�1

0

Gama: istá energie, nelze zapsat.�

V23 =[ Ar18 ]4s23d

3

Pb82 =[ Xe54 ]6s24f

145d

106p

2

B5 =[ He2 ]2s22p

1

At85 =[ Xe54 ]6s24f

145d

106p

5

Hg80 =[ Xe54 ]6s24f

145d

10

P15 =[ Ne10 ]3s33p

3

4.Periodická soustava prvk�

18 skupin = sloupc�

7 period = ádk� �

Prvky, které le�í ve stejné skupin mají stejné (podobné) vlastnosti)�

íslo periody udává íslo poslední obsazené (= valen ní) vrstvy.� � �

íslo skupiny (nep echodných prvk ) (to ímské) udává po et valen ních elektron a zárove nejvy��í mo�né� � � � � � � �oxida ní íslo� �

Nep echodné�

S-prvky

Valen ní elektron pouze v orbitalu � s.Prvky 1. a 2. skupiny.

P-prvky

Prvky 13. (III) a� 18. (VIII) skupinyValen ní elektrony jsou v orbitalech � s,p.

p = max. 6 el => 6 skupiny

P echodné�

D-prvky

Prvky 3. a� 12. skupiny (co� je 10 skupin)Do orbitalu d max. 10 el. => 10 skupin

Valen ní � s,d

Vnit n p echodné� � �

F-prvky

Pod tabulkou (6. a 7. perioda)Valen ní � s,f

Alkalické kovy � celá 1. skupina bez H.Kovy alkalických zemin � 4 prvky ze 2. skupiny a to Ca, Sn, Ba, RaChalkogeny � O, S, Se, Te, Po

Halogeny � 7. skupina F, Cl, Br, I, AtVzácné plyny � 8. skupina He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Vlastnosti prvk�1. Polom r atomu�

Roste náboj jádra (roste po et proton )� �

Roste po et elektron ale neustále do jedné vrstvy (kdy� se� �pohybujeme horizontáln ) => jádro více p itahuje elektrony k� �sob .�

2. Elektronegativita

Schopnost prvku p itahovat si elektrony.�

ím mén elektron tím v t�í elektronegativita (má málo� � � �vrstev)

3. Kovový charakter

4. Ioniza ní energie�

Energie, kterou musíme dodat, abchom od�t pily eletron.�

ím je vet�í, tím mén energie sta í dodat.� � �

5. Elektronová afinita

Energie, která se uvolní kdy� atom p íjme elektron.�

ím v t�í atom, tím mén energie se uvolní.� � �

klesá

roste

klesá

roste

nekovypolokovy

kovy

klesá

roste

klesá

roste

5. Chemická vazba

Molekula - ástice slo�ená z atom , které jsou vázány chemickými vazbami.� �

Stejnorodé (homonukleární) � O2, Cl2, N2

R znorodé (heteronukleární) � H� 2O, H2SO4, Hcl

Makromolekula � slo�ená ze dlouhých et zc � polystyren, DNA, �krob� � �

Molekulové ionty � molekuly s nábojemNH4

+ - kation amonnýOH- - anion hydroxidový

H3O+ - kation oxoniovýHSO3

- - anion síranový

NO3- - anion dusi nanový�

NO2- - anion dustitanový

CO32-- anion uhli itanový�

Chemická vazba � soudr�né síly, které dr�í atomy pospolu v molekule.

Podmínky vzniku:

1. Atomy se musí dostate n p iblí�it (tak akorát).� � �

2. Musí dojít k p ekrytí orbital (poté mají spole né pole p sobnosti).� � � �

3. Elektrony, které mají vytvo it vazbu musí mít opa ný spin.� �

Charakteristika vazby:

1. Délka vazby � vzdálenost jader.2. Disocia ní energie � energie, kterou pot ebujeme dodat, aby se� �

vazba roz�t pila.�

3. Vazební energie � energie, která se uvolní p i vzniku vazby � [kJ

mol]

Typy vazeb

1. Nepolární (kovalentní)2. Polární

3. Iontová4. Koordina n kovalentní (z jednoho elektronu jdou dva elektrony (celá vazba) a jsou �ubytovány� v� �

orbitalu druhého)

Kovalentní vazbaKa�dý atom poskytne jeden elektron, sdílejí elektronový pár.

Násobnost vazby

� JednoducháH2 H � H

P edstavuje ji typ vazby sigma � � , ta le�í p esn na spojinici atom .� � �

� DvojnáO2

P edstavuje ji typ vazby sigma � � a pí �

� Trojná

N3

P edstavuje ji typ vazby sigma � � a 2x pí �

Kovalentní vazba vzniká mezi atomy s podobnou elektronegativitou, nej ast ji mezi stejnými prvky. Do� �rozdílu 0,4.Znázorn ní vazby:�

1. -2. P ekrytí orbital� �

O O

N N

N N

P íklad 1:�

H2:

O2:O:

O:

N2:

Polární vazba Vzniká mezi atomy, kde rozdíl elektronegativit je v t�í ne� 0,4 ale men�í ne� 1,7.�

Elektronegativn j�í atom si vazbu více p itahuje k� � sob . (Nejsou rovnom rn rozlo�eny)� � �

HCl:

HCl

H� +� Cl

� -�

Iontová vazba Vzniká mezi atomy, kde je rozdíl elektronegativit v t�í ne� 1,7. N kdy ji íkáme extrém polární vazba.� � � �

Atom si elektronový p itahuje celý.�

Na ClNa

+Cl

-

Kordina n kovalentní vazba� �

(Denor-Akceptorní vazba)

Vzniká mezi dv ma atomy, kdy� jeden atom poskytne celý elektronový pár. A druhý atom poskytne�orbital.

Spí�e ve slo�it j�ích koordina ních slou eninách (= komplexních) slou eninách.� � � �

Donor = dárce 2 elektron .�Akceptor = p íjemce, poskytuje prázdný orbita.�

Kation amonný: NH 4

+�NH 3�H

+�

Kovová vazbaVyskytuje se v krystalech kov .�

p ekrytí orb.�

pp

2s2 2p4

2s22p4

N N

2s2 2p4

2s22p4

N:

N:

3s2 3p5

1s1

Cl:

H:

ClH

1s1

N:

H:

2s2 2p4

1s1H:

H: 1s1

H+: 1s0

Zp sobuje v�echny typické vlastnosti kov :� �

� Vodivost tepla, elekt iny�

� Kovový lesk� Kujnost, ta�nost

Kov tvo í specifické krystaly => krystalická m í�ka. Obsahuje ionty kov , ka�dý� � �atom poskytuje své valen ní elektrony ostatním (do spole ného vlastnictví).� �

Elektrony jsou delokalizovány (=> elektronový plyn), voln se pohybují v prostoru.�

Slabé �vazby�Vazebné interakce,Mnohem men�í energie => slab�í ne� ostatní vazby => snadno se od�t pí.�

Existují ve v�ech slou eninách. P sobení mezi molekulami.� �

� Vodíkový m stek�

� Vazba mezi vodíkem a atomem, který... (AND)1. Má vysokou elektronegativitu2. Musí mít volný elektronový pár

3. Na tento atom musí být navázaný vodík.� Mezi molekulami => intermolekulální

� P íklad:�

� Uvnit molekuly => intramolekulární �

� Jejich existence fyzikální vlastnosti jako teplotu varu, tání.

� van der Wallsovy síly� P ita�livé síly mezi molekulami, existují ve v�ech�

slou eninách. Vzájemné p itahování mezi dipóly.� �

� Vznikají p i pohybu, nebo p i dostate né� � �elektronegativit .�

HybridizaceUhlík je u v�ech organických slou enin ty vazný (CH� � � 4).

Musí prob hnout rozpárování elektron , dodáním energie:� �

Na+Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

e-e- e-

e-

e-

e-

e-e-

- +- +

-

+ - +

H Cl H ClO

H H

O

H H

C: 2s2 2p2

2 vazný ??

C: 2s1 2p3

excitace elektronu (jeho vybuzení do energeticky náro n j�í vrstvy)� �

Hybridizace � sjednocení energie elektron , které tvo í rovnocenné vazby podle toho, které elektrony z� �kterých orbital se sjednotí. Rozli�ujeme typy: (nespo et)� �

3. sp

P íklad: (postup: zji�tujeme kolik mají sigma vazem, ty musí být rovnocené=>...)�

6. Látkové mno�ství

Zna ka:� n [mol ]

Definice: Jeden mol obsahuje tolik ástic (atom nebo molekul) jako je atom ve 12 gramech uhlíku� � � C6

12 .

Avogadrova konstanta N A=6,023�1023

mol�1 , je to po et ástic (�) v jednom molu.� �

AR - relativní atomová hmotnost

M R - relativní molekulová hmotnost

M R - molární hmotnost = hmotnost jednoho molu. íslo je stejné jako u relativní molekulové hmotnosti,�

jen p idáme jednotku � [g

mol] , je dán vzore kem � M R=

m

n.

1 mol plynu je p ibli�n 22,4 litru.� �

1. Ur ete látkové mno�ství � HCl v 60 gramech chlorovodíku.

2. Ur ete hmotnost � 1dm3 chlóru Cl 2 za normálních podmínek.

3. Porovnejte hmotnost 1dm3 CO 2 a SO 2 .

4. Kolik mol , kolik litru vodíku vznikne reakcí 1 molu zinku s � HCl

5. Ur ete hustotu oxidu si i itého� � �

C*: 2s 2p

Men�í energie V t�í energie�

H H

H

H

CC*: 2s 2p

C*: 2s 2p

C*: 2s 2p

H

H

H

HC C

C � C HH

2

C � C CH C CH

H

H

2

sp sp sp2 sp sp2

pouhý pom r kolikrát je t ��í ne�u uhlík, � �proto je bez jednotek!

n=m

M=

60

36,5=1,6 mol

1mol��71 g1mol��22,4 l

71 g��22,4lx��1 l

m=71

22,4=3,2 g

CO 2�SO2

2 HCl�ZnZnCl 2�H 2Kdy� do reakce jde zinku 1 mol, pak uvoln ný �vodík bude taky 1 mol.

m

V=

64

22,4=2,86 g dm

�3

P íklad 1:� Kolik mol vody je v 1000 g skalice modré?�

m �CuSO 4�5 H 2O �=1000 g => 1 mol skalice obsahuje 5 mol vody!�

n �H 2O �=?mol

M R=�CuSO 4�5 H 2O �=250 g mol�1

250 g skalice���5molů vody1000 g skalice���x molů vody

x=�1000�5�

250=20 molů

P íklad 2:� Kolik molekul je ve 127 gram jódu (I� 2)

1mol I 2���254 gramů

1mol����6,023�1023

molekul

254 g���6,023�1023

127 g��� x

x=�127�6,023�10

23�

254=3,0115�10

23

P íklad 3:�

1mol���22,4litrů

6,023�1023���22,4 litrů

x���30 litrů

x=8,06�1023

P íklad 4:� Zreaguje 75 litr vodíku s 258,585 gramy chlóru na chlorovodík bezezbytku?�

H 2�75 litrů3,348 mol

1mol��22,4 litrů

x��75 litrů

Cl 2�258,585 gramů 3,66 mol

1 mol��70,5 gramů

x��258,585 gramů

Nezreagují bezezbytku, látkové mno�ství by se muselo shodovat.P íklad 5:� Co je t ��í? 5 litr NH� � 3 a stejné mno�ství CO?

M R�NH 3�=17 g mol�1

= M R�CO �=24 g mol�1 > CO bude t ��í!�

P íklad 6: �

22,4 litrů��6,023�1023

8 litrů�� x

x=�8�6,023�10

23�

22,4=2,15�10

23

1mol��22,4 litrůx��8 litrů

x=0,357 mol

7. Chemické reakce

= je d j, p i kterém zanikají vazby v molekulách reaktantu a vznikají nové v molekulách produktu.� �

Platí pro n zákon zachování hmotnosti => nem ní se po et atom !� � � �

Zapisují se chemickými rovnicemi (ty musíme vyrovnat).

Klasifikace reakcí1. Podle tepla

1. Exotermické � uvol uje se teplo�

2. Endotermické � pro b h reakce je pot eba dodávat teplo� �

2. Podle typu p ená�ených ástic� �

1. Redoxní

� Oxidace � látka odevzává elektrony, tím se zv t�uje její oxida ní íslo.� � �

� Oxida ní inidlo � jiné látky oxiduje, sám sebe redukuje.� �

O2

0 �0 �I I �

KMnV I I

O4 �V I I I I �

� Redukce � látka p íjmá elektrony, tím sni�uje své elektronové íslo.� �

� Reduk ní inidlo � jin látky redukuje, sám sebe oxiduje.� � �

H2

0 �0 I �

2. Acidobazické = protolytické � p enos proton� �

� Kyselina � látka schopná od�t pit proton, tzn. � H+

� Zásada � látka shopná p íjmout proton, tzn. � H+

3. Podle zp sobu �t pení vazeb� �

1. Homolýza � d lí se rovnom rn , ka�dá ástice dostane� � � �polovinu z vazby. U nepolárních vazeb.

2. Heterolýza � d lí se nerovnom rn , elektronegativn j�í� � � �atom získá celý elektronový pár.

4. Ostatní - platí pouze pro anorganickou chemii.1. Syntéza � z jednodu�ích látek vznikají slo�it j�í.�

H2�C l2 2 HCl

2. Rozklad - slo�it j�í látky se �t pí na jednoduché.� �

2 NH 3 N 2�3 H2

3. Subtituce - (= nahrazení) � atom ve slou enin� �nahrazen jiným atomem.

Z n�H2 SO4 ZnSO4�H2

4. Podvojná zám na � vým na kationt /aniont ve slou enin .� � � � � �

HCl�NaOH NaCl�H2 O

Vyrovnávání chemických rovnic.P íklad 1:�

CuI I

O�N�I I I

H3 Cu0�H2 O

�I I�N2

0

e�ení:�

CuI I�2 e

-Cu0

N�I I I�3 e

-N0

Výsledek:

3 CuI I

O�2 N�I I I

H3 3 Cu0�3 H2 O

�I I�1 N2

0

P íklad 2:�

HBr�I�K

IMn

V I IO4

�I IKBr�I �Mn

I IB r 2

�I �B r 2

0�H2 O

e�ení:�

Radikál Radikál

Elektrofil Nukleofil

3

2

2 B r�I �2 e

-2 B r0

MnV I I�5 e

-MnI I

Výsledek:

1 6HBr�I �2 K

IMn

V I IO4

�I I2 KBr�I �2 Mn

I IB r 2

�I �5 B r 2

0�8 H2 O

P íklad 3:�

�CI I I

O�I I

O�I I

HI�2�K

IMn

V I IO4

�I I�H2

IS

V IO4

�I IC

V IO2

�I I�Mn

I IS

V IO4

�I I�K 2

IS

V IO4

�I I�H2 O

e�ení: (dle levé strany => dopl ovat výsledek z následujícího vlevo)� �

2 CI I I

�2 e-2 C

V I

MnV I I�5 e

-MnI I

Výsledek:

5 �CI I I

O�I I

O�I I

HI�2�2 K

IMn

V I IO4

�I I�3 H2

IS

V IO4

�I I1 0C

V IO2

�I I�2 Mn

I IS

V IO4

�I I�1 K2

IS

V IO4

�I I�8 H2 O

P íklad 4:�

Mn2+�Ag 2

IO2

�I�H

+Mn

V I IO4

-�Ag

+�H2 O

e�ení:�

MnI I�5 e

-Mn

V I I

2 O�I�2 e

-2 O

�I I

Výsledek:

2 Mn�2 +�

�5 Ag2

IO2

�I�H

+2 Mn

V I IO4

-�1 0Ag

+�2 H2 O

P íklad 5:�

HI

B rV

O3

�I IB r2

0�O2

0�H2 O

e�ení:�

B rV�5 e

-B r

0

O�I I

�2 e-o

0

Výsledek:

4 HIB r

VO3

�I I2 B r2

0�5 O2

0�2 H2 O

P íklad 6:�

Zadání: I-�I O3

-�H+I 2�H2 O

Oxida ní ísla: � � I�I�I O3

�I�H

I I 2

0�H2

IO

�I I

e�ení:�

I�I�e

- I

0

IV�5 e

- I

0

Výsledek:

5 I-�I O 3

-�6 H+3 I 2�3 H2 O

Zkou�ka: L = - 5 � 1 + 6 = 0; P = 0;L = P

P iklad 7:�

A s2

I I IS 3

�I I�HN

VO3 H3 A s

VO4�H2 S

V IO4�N

I VO2�H2 O

e�ení: (dle levé strany)�

2 A sI I I

�4 e-2 A s

V

3 S�I I

�2 4 e-3 S

V I

NV�1 e

-N

I V

Výsledek:

1 A s2

I I IS 3

�I I�2 8HN

VO3 2 H3 A s

VO4�3 H2 S

V IO4�2 8N

I VO2�8 H2 O

5

2

5

2

2

5

2

5

5

1

28 e-1

28

P íklad 8:�

F eI I

SV I

O4�K2 C r2 O7�H2 SV I

O4 F e2

I I I�SO4 �3�K 2 SO 4�C r 2

I I�SO4 �3�H2 O

e�ení:�

2 F eI I�2 e

-2 F e

I I I

2 C rV I�6 e

-2 C r

I I I

Výsledek:

6 F eI I

SV I

O4�K2 C r2 O7�7 H2 SV I

O43 F e2

I I I�SO 4�3�K 2 SO4�1 C r2

I I�SO 4�3�7 H2 O

P íklad 9:�

B r-�C r2 O7

�2 -��H

+B r2�C r

�3 +��H2 O

Oxida ní ísla:� �

B r�I�C r2

V IO7

�I I�H

IB r 2

0�C r

I I I�H2 O

e�ení:�

B r�I�e

-B r

0

2 C rV I�6 e

-2 C r

I I I

Výsledek:

6 B r-�C r2 O7

�2 -��1 4H

+3 B r2�2 C r

�3 + ��7 H2 O

P íklad 10:�

AuI I I

C l3

�I�H2

IO2

�I�KOH Au

0�O2

0�K

IC l

�I�H2 O

e�ení:�

Au0�3 e

-Au

0

2 O�I�2 e

-2 O

0

Výsledek:

2 AuI I I

C l3

�I�3 H2

IO2

�I�6 KOH 2 Au

0�3 O2

0�6 K

IC l

�I�6 H2 O

P íklad 11:�

H3 PI I I

O3�H2 O�B r2

0HBr

�I�H3 P

VO4

e�ení:�

2 B r0�2 e

-2 B r

�I

PI I I

�2 e-P

V

Výsledek:

1 H3 PI I I

O3�H2 O�1 B r2

02 HBr

�I�1 H3 P

VO4

6 => 3

2 => 1

6

1

2

3

1

1

Výpo ty z chemických rovnic�

� Rovnice musí být vyrovnaná� Koeficienty ve vyrovnané rovnici znamenají látkové mno�ství (moly)

� Výpo ty�� Hmotnost� Látkové mno�ství

� Objem plyn�P íklad 1:� Reakce zinku s kyselinou sýrovou

a) Rovnice

Z n�H2 SO 4ZnSO 4�H2

b) Ur ete typ reakce�

Substitucec) Ur ete kolik gram zinku reaguje se 30 gramy kyseliny� �

MR�Z n�=6 5 , 4

MR�H2 SO4 �=9 8

6 5 , 4gramů Z n���r e a g u j e s 9 8g H2 SO4

x Z n���3 0g H2 SO 4

x =6 5 , 4�3 0

9 8=2 0g Z n

d) Kolik gram H� 2 vznikne z 10 gramu zinku?

6 5 , 4g Z n���2 g H2

1 0g Z n���x g H2

X=2 0

6 5 , 4=0 , 3 g H2

e) Kolik litr H� 2 vznikne ze 200 gram kyseliny�

9 8g H2 SO 4���2 2 , 4 l H2

2 0 0g H2 SO4���x l H2

x =2 0 0�2

9 8=4 5 , 7 l

f) Kolik gram 10% kyseliny je pot eba na p ípravu 20 litr H� � � � 2

9 8g H2 SO 4���2 2 , 4 l H2

x g H2 SO4���2 0 l H2

x =8 7 , 5g

8 7 , 5g ���1 0 0 %x g ���1 0%

x =8 7 , 5�1 0 0

1 0=8 7 5g

P íklad 2:�

Sm s� H2�O2

w=0 , 1=1 0% pro vodík

m=1 6g kyslík

V=?

Hmotnost:

1 0%v o d í k���x

9 0%k y s l í k���1 6gx =1 , 8g H2

Objem vodík:

H2���2 g ���2 2 , 4 l

���1 , 8 g ���x lx =2 0 , 1 6l

Objem kyslík:

O2���3 2g ���2 2 , 4 l

���1 6g ���x lx =1 1 , 2 l

Objem Celkem: V=3 1 , 3 6 l

P íklad 3:� Kolik m3 CO2 je pot eba ke ztuhnutí malty, která obsahuje 52 kg ha�eného vápna.�

Ca�OH �2�CO2 H2 O�CaCO 3

Mr [Ca�OH �2 ]=7 4

7 4g Ca�OH �2���2 2 , 4 l CO 2

5200 0g Ca �OH �2���x l CO2

x =5200 0�2 2 , 4

7 4=1574 0 l =1 5 , 7 4m

3

P íklad 4:� Oxid si i itý se p ipravuje reakcí si i itan s � � � � � � HCl . Jaké mno�ství heptahydrátu si i itanu� �

sodného je pot eba pro p ípravu 1,5 molu � � SO2 ?

Na2 SO 3�7 H2 O�2 HCl2 NaCl�H2 SO 3 - Podvojná zám na�

Mr [Na2 SO 3�7 H2 O]=2 5 2 , 2

2 5 2 , 2g Na2 SO3�7 H2 O��1 m o lH2 SO4

x g Na2 SO 3�7 H2 O��1 , 5 m o lH2 SO4

x =2 5 2 , 2�1 , 5

1=3 7 8 , 3g

8. Soustavy

Soustava � ást prostoru, která je od okolí odd lena n jakými st nami (kádinka s vodou, termoska s ajem,� � � � �t ída (jako místnost))�

D líme soustavy dle:�

� St n � vým na energie, vým na ástic s okolím� � � �

� Izolovaná � neumo� uje vým nu ástic ani energie � nap íklad termoska� � � �

� Uzav ená � umo� uje vým nu energie, ale ne ástic � nap íklad pet lahev� � � � �

� Otev ená � umo� uje vým nu energie i ástic � nap íklad hrnek� � � � �

� Oblastí (slo�ek)

� Homogenní � soustava se skládá z jedné oblasti (slo�ek) nebo více oblastí (slo�ek), ale vlastnostijsou v�ude stejné. (=> vypadají stejn ) � typickým p íkladem je vzduch� �

� Heterogenní � soustava se skládá z více slo�ek, vlastnosti jsou r zné � nap íklad sm s písku a� � �soli.

Sm s � látka slo�ená z více slo�ek. Jednotlivé slo�ky lze od sebe odd lit:� �

� Filtrace � pevná (s) od kapalné (l)

� Destilace � odd lení kapalných (l) na základ rozdílné teploty varu� �

� Sublimace � odd lení dvou pevných (s) látek, pevná (s) -> plynná (g)�

� Odst e ování� �

� Dekantace � pevná (s) od kapalné (l)� Extrakce � vyt epávání � m �e se pou�ívat d lící nálevka� � �

� Krystalizace � pevná (s) od kapalné (l)Rozd lení sm sí dle velikosti ástic:� � �

� Homogenní � nejv t�í ástice, men�í ne� 10� � -9 m � nap íklad vzduch�

� Koloidní sm s � ástice 10� � -9 do 10-7 m � nap íklad dým, mlha, bílek.�

� Heterogenní sm s � v t�í ne� 10-7 m, m �eme je pozorovat okem nebo mikroskopem � Mlíko� � �

Kapalné roztokyNasycené � v roztoku se nerozpustí dal�í mno�ství látkyNenasycené � v roztoku se rozpustí dal�í mno�ství látkyRozpustnost � udává mno�ství látky, která se rozpustí za dané teploty v ur itém mno�ství (objem)�rozpou�t dla a vznikne nasycený roztok.�

Koncentrace roztoku

Molární: c =n

V[

m o l

l][M]

Hmotnostní: w=m

Mbez jednotky nebo v procentech (Po vynásobení 100)

P íklad 1:� na %

5M roztok H 2 SO 4

�=1,29g

cm3

M R[H 2 SO4]=98

5M roztok v 1 litru roztoku je 5 mol � H 2 SO 4

m� roztoku�=��V

m�roztoku�=1,29�1000

m�roztoku�=1290 g

m�H 2SO4 �=n�M

m�H2SO

4�=5�98

m�H 2 SO4�=440 g

w=m� H 2SO 4�

M �roztoku �

%=490

1290�100

%=38%P íklad 2:� 30 % = ve 100 g roztoku je 30 g Hcl

V=? l

V=m�

V=100

1,15

V =87cm3=0,087 l

n=?mol

n[HCl ]=m

M R

n[HCl ]=30

36,5n[HCl ]=0,82mol

c=n

V

c=0,82

0,087c=9,5 M

ed ní roztok� � �

Zákon zachování hustoty (�ádný zákon zachování objemu neexistuje)� K í�ové pravidlo�

� Sm �ování, z e ování rovnice � p íklady: míchání roztok o r zných koncentracích� � � � � �

m1 w1�m2 w 2=�m1�m2�u

P íklad 1:�

40%HNO3�H 2O 15%HNO3

�=1,25g

cm3

V =?cm3

m=? g H 2 O �=1,08g

cm2

V=250 cm3

m1 w 1�m2 w 2=�m1�m2�u

m1�40�m2�0=270�15

m1=270�15

40

m1=101,25 g 40%HNO3

m2=270�101,75=168,75 g H 2O

V 1=m1

�=81cm

3

9. Termochemie

Zabývá se tepelnými zm nami p i chemických reakcích.� �

Zna í se � �H ( H se pou�ívá pouze p i reakcích, které jsou izobarické)�

Izobarické � tlak je po dobu reakce konstantníIzotermické � teplota je konstantní

Izochorické � objem je konstantníTermochemická rovnice:

� Vyrovnaná

� Uvedena hodnota �H

� Údaj o skupenství látek � a,s,l,dP íklad termochemické rovnice:�

C � s��O 2�g �CO2�g ��� H=�395kJ

mol

�H�0 - exotermická reakce

�H�0 - endotermická reakce

1. Termochemický zákonTýká se tepla reakcí p ímé a zp tné.� �

P ímá:� AB �H 1

Zp tná: � B A �H 2

Hodnota tepla reakce p ímé a zp tné se li�í znaménkem.� �

�H 1=��H 2

2. Termochemický zákon = Hess v zákon�

P ímá:� AB �H 1

Nep ímá: � AU V Z B �H 2 �H 3 �H 4 �H 5

�H 1=�H 2��H 3��H 4��H 5

Teplo reakce závisí pouze na po áte ním a koncovém stavu. Nezávisí na pr b hu reakce.� � � �

P íklad 1:�

S n�s ��C l2 �g �S n C l2 �s ���H=�3 4 3KJ

m o l

S n�s ��C l2 �g �S n C l4 �s ���H=�5 4 4KJ

m o l

S n C l2 �s ��C l2 �g �S n C l4 �s ���H=?KJ

m o l

S n��C l2�

��H1=�3 4 3KJ

m o l�

S n C l2

��C l2 �

��H2=?KJ

m o l�

��2 C l2 �

��H3=�5 4 4KJ

m o l�

�H1��H2 �H3

�H3=�2 0 1KJ

m o l

10. Kinetika chemických reakcí

Zabývá se rychlostí chemických reakcí, faktory, které mají vliv na rychlost reakce. Pr b hem reakce.� �

Pr b h reakce� �

� Izolované reakce � probíhá pouze jedna reakce

AB

� Zvratné � m �e se vrátit zpátky�

A�B

� Bo ní reakce � zále�í na podmínkách pr b h reakce� � �

� Následné � nap íklad metabolické reakce�

Pr b h reakce � jak se z reaktantu stávají produkty. Popisují ho dv teorie.� � �

Srá�ková teorie

� Molekuly reaktantu se pohybují

� Dojde ke srá�ce� P itom m �e dojit k reakci, kdy�:� �

� Mají dostate nou energii v dob srá�ky � Aktiva ní energie � � � E A

� Musí se srazit na správném míst (správn orientované)� �

E A - Energie, která je pot eba na roz�t pení vazeb v� �

1. Zanikají vazby v reaktantech A, B � pot eba � E A .

2. Vznikají nové vazby v A-B � uvoln ní � E

Kdy� je E A�E , pak je to exotermická reakce.

Kdy� je E A�E , pak je to endotermická reakce.

Teorie aktivovaného komplexu

�A�A ���B�B�2 A�B

a, b, c, d udávají látkové mno�ství.Rozdíly oproti srá�kové teorii:

� P vodní vazby se �t pí a sou asn vznikají nové v molekulách produkt .� � � � �

� Meziprodukt reakce je aktivovaný komplex, nap l�roz�t pené staré vazby a nap l vzniklé nové vazby.� �

� Je pot eba ni��í � E A . Nebo dochází k uvol ování energie� �

p i vzniku nových vazeb.�

Rychlost

Aa � Bb Cc � Dd

Rychlost je p ímo úm rná úbytku reaktant za as nebo naopak� � � �p ír stku produkt .� � �

Závisí na:� Koncentraci reaktant � ím v t�í koncentrace reaktant , tím je rychlost v t�í.� � � � �

� v =k�c �A �a�c �B�

b N kdy se � c �A �a uvádí jako [A ]

a

� Na za átku je nejrychlej�í, jak ubývají reaktanty rychlost klesá.�

� Teplot�� ím vy��í je teplota, tím v t�í je rychlost.� �

� Konstanta k závisí na teplot .�

� P i vy��í teplot má více látek po�adovanou � � E A .

� Katalyzátory

� Látky, které zvy�ují rychlost reakce, tím, �e sni�ují E A

A + B

C

D

E reaktant� H

EA

Pr b h reakce� �

Energie

A B A-B+

A-AB-B

EA

Pr b h reakce� �

Energie

Srá�ková

TAK

� Aktivn se ú astní reakce, ale vystupují z reakce nezm n ny� � � �

� P íklad: � H2 SO4 HSO4�H�¿

(ten zap j í do reakce. Po reakci)� � H2 SO4

� Inhibitory

� Sni�ují rychlost reakce, m �ou i ji zastavit�

Chemická rovnováha

Rovnováha vzniká v soustav , ve které probíhá vratná reakce.�

Aa � Bb � Cc � Dd (rychlost p em ny na produkty � � � v1 , opak - v

2 )

1. Reaktanty, v1�max ,

2. Postupn vznikají produkty, které se za ínají p em ovat zp t, � � � �� � v 1�k l e s á ,v 2�r o s t e , �

3. Po ase dojde k vyrovnání obou rychlostí�

v 1=v 2 => rovnováha

Rovnováhu charakterizují koncentrace v�ech zú astn ných látek a rovnová�ná konstanta (Gulberg-� �Waage v zákon)�

K=[C ]

c�[D]

d

�[A ]a�[B ]

b�

P íklad 1 :� Napi�te k reakce úplné disociace kyseliny sírové

H2 SO 4 SO 4�2 H�¿

K=[SO 4

�2]1�[H

�1]2

[H2 SO4 ]1

Vzore ek vyjad uje koncentrace látek p i rovnováze.� � �

Ovliv ováním rovnováhy je zalo�eno na principu akce a reakce, p i em� akce je poru�ení� � �rovnováhy z venku a reakce = soustava se sna�í rovnováhu obnovit.

1. Vliv koncentrace látekPozn: Rovnováha funguje pouze p i ur itých koncentracích v�ech reaktant a produkt .� � � �

A�B�C�D

Kdy� zm níme koncentraci (akce | reakce):�

Zvý�ení c �A� |

Sní�ení c �D� |

Zvý�ení c �C� | �

2. Vliv teploty

A�B

exotermická

� endotermická

Zvý�ení teploty | � endotermická

Sní�ení teploty | exotermická

3. Vliv tlakuTlak ovliv uje rovnováhu, ve které vystupují plynné látky�

N2 �g ��3 H2 �g ��2 NH 3 �g �

N2 �g ��3 H2 �g � = 4 moly => 89,6 litru

NH 3 �g � => 2 moly => 44,8 litru

Zvý�ení tlaku | Ve sm ru men�ího objemu �

Sní�ení tlaku | Ve sm ru v t�ího objemu, sna�í se vyplnit celý objem � � �

4. Vliv katalyzátor�!!! Katalyzátory umo� ují d ív j�í nastolení rovnováhy.� � �

11. Teorie kyselin a zásad

1. Arrheniova teorieNejstar�í teorie, má omezenou platnost a to pouze ve vod .�

Kyselina = látka, která �t pí � H+

Zásada = látka, která �t pí � OH-

Reakce kyseliny a zásady = Neutralizace

Ca �OH �2�2HNO

3 2 H

2O�Ca �NO

3�

2

(zásada + kyselina -> voda + s l)�

2. Br�nstedova (- Lowryho) teorieNejuniverzáln j�í�

Kyseliny - �t pí � H+

Zásada � vá�e H+

Reakce kyseliny a zásady = Acidobazická reakce (= protolytická reakce)

P :�

H 2 SO4�H 2O�HSO4

-�H 3 O+

kyselina�zásada� zásada�kyselina

P :�

NH 3�H 2�NH 4

+�OH-

zásada�kyselina�kyselina�zásada

Konjugovaný pár � dvojice látek, kyselina a zásada, které se li�í o jeden proton ( H+ ).

N které látky se mohou chovat jako kyseliny i jako zásady, takové látky nazýváme amfoterní (obojaké):�

H2O , NH 3 , HSO4

-, HCO3

-, HSO3

-

Látky pouze jako kyseliny: NH 4

+, H3O

+, HClO4

Látky pouze jako zásady: OH- , Cl

- , CN- - kyanidový anion

Zda se látka bude chovat jako kyselina nebo zásada závisí na tom s jakou látkou reaguje, nap íklad p i� �

reakci HClO4 a H2 SO 4 bude zásada H2 SO 4 . A koliv v �99%� bývá kyselina.�

3. Lewisova [Luisova]Kyselina � p íjemce (akceptor) elektronového páru�

Zásada � dárce (donor) elektronového páru

Reakce kyseliny a zásady � tvo í vazbu koordina n kovalentní (donor-akceptorní vazba).� � �

Síla kyselin a zásad (2. teorie)Silná zásada � snadno p íjme proton�

Silná kyselina � snadno �t pí proton, ze vzorce ji poznáme: ím je v t�í rozdíl v po tu vodík a kyslík ,� � � � � �tím je siln j�í.�

Velmi silná kyselina: HClO4

Silná kyselina: H2 SO 4 , HNO3

Slabá kyselina: HNO2 , H2 SO3

Velmi slabá kyselina: HClO

Sílu kyseliny udává její disocia ní konstanta � K A (v tabulkách)

K A - je rovnová�ná konstanta reakce p i které kyselina �t pí proton = disociace kyseliny� �

H2 SO 4�2 H2 O�SO 4

�2 - ��H 3O+

2H+ proton

K A=[SO 4

�2 - �]�[H 3O

+]

2

[H 2 SO 4](vodu nepí�eme)

H2 SO 4�SO4

�2 - ��2 H+

K A=[SO 4

�2 - �]�[H+

]2

[H 2 SO4]=> ím siln j�í kyselina tím je � � K A

v t�í.�

Výpo et pH�

pH udává kyselost a zásaditost roztok . Stupnice <0,14> pro roztoky vodné.�

pH�7 Kyselina, p eva�ují kladné ionty � [H+]�[OH

-]�10

�2�10�12 �

pH=7 Neutrální [H+ ]=[OH- ]�10

�7=10�7�

pH�7 Zásadité [H+]�[OH

-]�10

�10�10�4�

pH=�log[H+] V�dy kladné!

pH vychází z rovnová�né konstanty autoprotolýzy vody:

H2 O�H 2 O� H3O+�OH

-

KV=[H3O

+]�[OH

-]

[H 2 SO4]2 => iontový sou in vody, je v�dy konstantní:� 10

�14

[H+ ][OH-]=10

�14

P íklad 1:� Ur ete pH roztoku, jesli�e koncentrace �

[H+]=4,3�10

�2M

pH=�log [H+]

pH=�log �4,3�10�2�

pH=1,37

=> kyselý roztok

P íklad 2:� Ur ete pH roztoku jestli�e koncentrace�

[OH- ]=3,5�10

�6M .

[H+][OH

-]=10

�14

[H+]=

10�14

�3,5�10�6�

=10

�8

3,5M

pH=�log [H+]

pH=�log�10

�8

3,5�

pH=8,54

P íklad 3:� Ur ete pH roztoku kyseliny�

a) HNO3

[HNO 3]=10�3

M => [H+]=10

�3M , proto�e zále�í na po tu vodík .� �

pH=�log 10�3

pH=3

b) H2 sO4

[H 2 sO4 ]=10�3

M => [H+]=2�10

�3M

pH=�log �2�10�3�

pH=2,7

P íklad 4:� Ur ete pH roztoku hydroxidu�

a) KOH

[KOH ]=0,02 M => [OH-]=0,02 M

[H+][OH

-]=10

�14

[H+]=

10�14

0,02M

pH=�log�10

�14

0,02�

pH=12,3

b) Ca�OH �2

Ca�OH �2

[OH- ]=0,4�10

�10M=0,8�10

�10M

[H+][OH

-]=10

�14

[H+]=

10�14

�0,8�10�5�

=10

�9

0,8M

pH=�log �10

�9

0,8�

pH=8,9

P íklad 5:� Ur ete pH roztoku�

NaOH , jestli�e 3 litry roztoku obsahují 5 gram � NaOH .

1mol��40 g

x mol��5 g

x=1

8mol

c=n

v

c=

1

8

3

c=[OH-]=0,042

pH=�log 2,4�10�13

pH=12,6

12. Vodík, kyslík a jejich slou eniny�

VodíkVýskyt:

� Vázaný ve slou eninách: voda, kyseliny, organické slou eniny� �

� Biogenní prvek � vyskytuje se v �ijících organizmech

Vlastnosti:� Nejjednodu��í, jeden elektron a proton, po tem neutron se m �e li�it� � �

� Elektronová konfigurace 1s1

� Oxida ní ísla: -1;0;1� �

� Tvo í �

� 3 izotopy vodíku

� H1

1 Protium (n=0)

� H2

1 Deuterium (n=1)

� H3

1 Tritium (n=2)

� Elektronegativita 2,2� Málo reaktivní

� Reakce s kyslíkem je prudká, p ímo explozivní�

� Nekov, plyn

� H2

reduk ní = ostatní redukují, sami sebe oxidují�

P íprava (v laborato i):� �

� Reakce kyseliny:

� Nap íklad: � Mg�2 HNO3H2�Mg �NO3�2

� Elektrolýzou vody

� H2H+�OH

-

� H+ - zachytává se na katod , ta je nabita záporn : � � 2 H

+�2 e-H 2

0

Výroba (hromadn ):�

� Tepelný (termický) rozklad uhlovodík�

� CH 4C�2 H2

Pou�ití vodíku:

� Hydrogenace � reakce v organické chemii, p i které dochází k navázání vodík na násobnou� �vazbu.

� CH 2=CH 2�H 2CH 3�CH 3

� Ztu�ování tuk : z kapalných tuku => pevné => odoln j�í� �

� Reduk ní inidlo� �

� Palivo � velká výh evnost�

Slou eniny vodíku:�

1. Je sou ástí v�ech kyselin�

2. Hydridy = vodík + jiný prvek

1. a 2. skupina H- : Na

IH

�1 - hydrid sodný

KyslíkVýskyt:

� Volný � v atmosfé e�

� O2 � 21%, d le�itý�

� O3 � ozón, ve vý�ce 25 km, jedovatý, chrání p ed �kodlivým zá ením.� �

� Vázaný ve slou eninách�

� oxidy (H2O, nerosty: SiO2)

Je biogenní � dýchání, fotosyntézaCharakteristika, vlastnosti:

� Nep echodný prvek, P prvek. Vysoká elektronegativita (druhý po fluoru)�

� VI. - 16. skupina

� 6 valen ních elektron : 2s� � 2 2p4

� 2 vazný

� Oxida ní ísla: 0, -I (peroxidy), -II, ve slou enin s fluorem i kladná.� � � �

� 3 izotopy: O8

16 , O8

17 , O8

18

� Lze zkapalnit, pak má modrou barvu

� Velmi reaktivní� Do reakce m �e vstoupit ve t ech modifikacích:� �

� O � atomární kyslík� O2 � kyslík resp. Dikyslík� O3 � ozón

P íprava v laborato i:� �

� Rozklad oxid�

� Rozklad peroxidu vodíku

2 H 2 O2 2 H 2 O�O2

� Elektrolýza vody

H 2O H+�OH

-Kyslík na anod (kladn nabita): � � 2O�II�4e- 2O0

Výroba kyslíku:

� Ze vzduchu � zkapaln ní vzduchu a jeho následná frak ní destilace� �

Pou�ití kyslíku:� Léka ství�

� Sva ování (spolu s vodíkem)�

� Reakce O2 = oxidace

� Ho ení � prudká, uvoln ní tepla a sv tla� � �

� Dýchání, kva�ení...Slou eniny s kyslíkem:�

� Oxidy � dvouprvkové slou eniny, kde kyslík má oxida ní íslo -II� � �

� Dle chemického chování

� Zásadité (zásadotvorné)� Oxid + voda -> hydroxid

CaO�H 2 OCa �OH �2 (1. a 2. skupina PSP)

� Oxid + kyselina -> s l�� Kyselé (kyselinotvorné)

� Oxid + voda -> kyselina

So2�H 2O H 2 SO4 SO3 N 2 O3 P2 O5

� Oxid + zásada -> s l�� Amfoterní

� Chovají se i jako kyseliny nebo jako zásady, �jak se hodí�.

� ZnO , Al 2O3

� Neutrální

� Nereagují v bec, pouze ty i: � � � CO , N2 O , NO , ClO2

� Dle typu vazeb

� Iontové � 1. a 2. skupina PSP � S prvky� Kovové � d prvky� Kovalentní � p prvky

VodaJe lomená, úhel 104,5°.Nejroz�í en j�í slou enina, p ibli�n 3% sladká zbytek slaná. Zastoupení v t le 50 � 75%. Existuje ve� � � � � �v�ech skupenstvích. Bod tání a varu jsou základní body Celsiovy stupnice.Mezi molekulami jsou vodíkové m stky. V plynu tyto vazby chybí proto se rozpíná.�

Anomálie vody: hustota vody není úm rná s teplotou, nejvy��í hustotu má voda p i 4 °C.� �

Voda je:� Polární � polární vazby, ve vod se rozpou�tí polární slou eniny� �

� Amfoterní

� Iontový sou in vody � K v=[OH-][H

+]=10

�14

� Kyselé, zásadité oxidy

� Hygroskopické � odjímají jiným látkám vodu nap : � H 2 SO4 , CaCl2

� Hydráty � látky krystalizující s ur itým mno�stvím vody � CuSO4�5H 2 O , FeSO 4�7 H 2 O ,ZnSO4�7 H 2O , CaSO4�2 H 2O

� Tvrdost � je zp sobena ve vod rozpustnými slou eninami� � �

� P echodná � sta í p eva it� � � �

Ca �HCO3�2CaCO3�H 2O�CO 2

� Trvalá � soli vápníku a ho íku: �� CaSO4 , MgSO 4

CaSO4�Na2 CO3 CaCO3�Na2 SO4 . Na2 SO3 - soda

i�t ní vody:� �

� Chlórován

H 2O�Cl HCl�HClO HCl�HCl�O , atomární kyslík zabíjí v�e �ivé.

� Ozonizace

O3O2�O , atomární kyslík zabíjí v�e �ivé.

H2O2

Kapalina

Polární slou enina, rozpou�tí v sob polární slou eniny, mísí se s vodou.� � �

Oxida ní íslo kyslíku -I� �

Oxida ní ú inky (výjime n i reduk ní): � � � � � 2O� I�2 e

- 2O�II

Slabá kyselinaSoli:

� Peroxidy �O2��II

� Hydrogenperoxidy �HO2��I

Pou�ití:� B lidlo�

� Dezinfekce (roztok 3 a� 5 %), uvol uje atomární kyslík.�

13. P � prvky

Valen ní elektrony jsou v orbitalech s a p.�

18. skupina = VIII. (A) = Vzácné plynyHelium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon

Valen ní elektrony: Helium: 1s� 2 Ostatní: ns2 np6 (n � íslo periody)�

Vyskytují se v atmosfé e, cca 1%�

Slou eninny: He, Ne, Ar � netvo í �ádné; Kr, Xe � nalezeny n jaké v roce 1960 oxida ní íslo do VIII; Rn �� � � � ��ádné, radioaktivní.U�ití: He � na chalzení, nízká teplota varu a tání => lehce stla itelný; kapalný je supravodivý a�supratekutý. Ne � výroba �árovek, trubicových �árovek.

17. skupina = VII. (A) = HalogenyFluor, Chlor, Brom, Jód (I), Astat

Valen ní elektrony: ns� 2 np5(n � íslo periody)�