1 VŠEOBECNÉ POJMY

1.1 Hmota a jej vlastnosti

⚫ Hmotu poznáme v dvoch základných formách: ako látku a pole. Látka je taká forma

hmoty, pri ktorej prevládajú priestorovo diskrétne (nespojité) vlastnosti. K látkam patria

fyzikálne telesá (skúma ich fyzika), chemické látky (skúma ich chémia), ako aj živé

organizmy (skúma ich biológia). Fyzikálne pole sa vyznačuje priestorovo spojitými

vlastnosťami. Príkladom je magnetické pole, elektrické pole a gravitačné pole. Uvedené dve

formy hmoty nie sú od seba oddeliteľné a nezávislé. Ten istý hmotný objekt môže mať

prevládajúce látkové alebo poľové vlastnosti v závislosti od svojho energetického obsahu (v

závislosti od rýchlosti pohybu). Pri nízkych energiách prevládajú látkové vlastnosti, kým pri

vysokých energiách a rýchlostiach prevládajú vlastnosti poľa. Podľa teórie relativity nie je

žiadny rozdiel medzi látkou a energiou, pretože látka sa môže meniť na energiu a naopak.

Poznámka: V angličtine sa slovo matter (aj keď sa prekladá ako hmota, matéria) obyčajne chápe ako

to, čo v slovenčine označujeme pojmom látka (čiže nezahŕňa pole).

⚫ Hmotné objekty z fyzikálneho hľadiska triedime na

makroskopické a mikroskopické. Makroskopické objekty sa

riadia zákonmi klasickej fyziky. Príkladom sú telesá, napr.

kadička v laboratóriu, kocka ľadu a pod. Mikroskopické

objekty sa riadia zákonmi kvantovej mechaniky. Príkladom

sú elementárne častice (protón, elektrón, neutrón a i.),

atómové jadrá, atómy, molekuly, agregáty molekúl.

⚫ Možnosť poznávania hmotného sveta je podmienená

skutočnosťou, že neoddeliteľnou vlastnosťou hmoty je pohyb

a to nielen v zmysle premiestňovania telies v priestore.

Látkové, tepelné, elektrické a iné zmeny sú tiež prejavom

pohybujúcej sa hmoty.

⚫ Dobrým príkladom súčasných možností spoznávania

hmotného sveta je veľký rozvoj experimentálnych metód

určených k štúdiu štruktúry povrchu tuhých látok pomocou

skenovacieho tunelového mikroskopu STM (z angl. scanning

tunneling microscope) s možnosťou rozlíšenia na úrovni

jednotlivých atómov (obr. 1.1).

Poznámka: STM bol objavený v roku 1981 G. Binnigom a H. Rohrerom. V roku 1986 získali za tento

objav Nobelovu cenu za fyziku.

Obr. 1.1 Pomocou špičky

skanovacieho tunelovacieho

mikroskopu sme schopní

manipulovať s jednotlivými

atómami.

1.2 Predmet a objekty štúdia anorganickej chémie

⚫ Zatiaľ čo organická chémia je považovaná za „chémiu uhlíka“, anorganická chémia je

chémiou všetkých ostatných prvkov. V najširšom zmysle slova je toto tvrdenie pravdivé, ale

medzi jednotlivými odvetviami chémie dochádza k prekryvu.

Poznámka: Aktuálnym príkladom je chémia fulerénov a grafénov (3. diel, kap. 2.2.2). Nobelova cena

za chémiu bola v roku 1996 udelená profesorom H. Krotovi, R. Smalleymu a R. Curlovi za „objav

fulerénov“. Naproti tomu Nobelova cena za fyziku v roku 2010 bola udelená A. Geimovi a K.

Novoselovovi „za priekopnícke experimenty týkajúce sa dvojrozmerného materiálu grafénu“.

Neobyčajné vlastnosti a použitie uhlíkových molekúl fulerénov, nanotrubičiek a grafénových vrstiev

je predmetom štúdia anorganických, organických a fyzikálnych chemikov, fyzikov ako aj

materiálových vedcov.

⚫ Anorganická chémia nie je len samotné štúdium prvkov a zlúčenín, ale aj zvládnutie

základných zákonov a zákonitostí chémie, poznatkov o štruktúre elektrónových obalov,

poznanie schopnosti atómov vytvárať viazané sústavy, ako sú molekuly, viacatómové ióny

a chemické látky. K štúdiu anorganickej chémie patrí aj poznanie termodynamických

a kinetických aspektov reakcií anorganických látok. Prekryv medzi fyzikálnou

a anorganickou chémiou je významný aj pri štúdiu štruktúry molekúl. Napr. na určenie

štruktúry tuhých látok sa často používajú metódy kryštálovej štruktúrnej analýzy, ktoré

umožňujú získať väzbové vzdialenosti a uhly medzi atómami v molekule, a tiež informácie

a charaktere medzimolekulových interakcií. Podobne, aj pri interpretácii správania sa

molekúl v roztoku používame fyzikálne spektrálne metódy, napr. nukleárnu magnetickú

rezonanciu.

Poznámka: Hlavnou náplňou anorganickej chémie je experimentálne štúdium a teoretická

interpretácia vlastnosti všetkých prvkov a ich zlúčenín ako aj chemických reakcií, ktorým podliehajú

s výnimkou uhľovodíkov a ich derivátov.

Hranice anorganickej chémie nie sú presne vymedzené, lebo sa nedá jednoznačne

rozhodnúť, do ktorej z chemických disciplín možno niektoré typy zlúčenín zaradiť.

Anorganická chémia zasahuje prostredníctvom koordinačných a organokovových zlúčenín

do organickej chémie a prostredníctvom bioanorganických zlúčenín do biochémie

a biológie. Anorganická chémia je priamou súčasťou teoretického základu takých

technických disciplín, ako sú anorganická technológia, technológia silikátov a niektoré

odvetvia katalýzy a metalurgie.

⚫ Chémia je vedný odbor kvantitatívnej povahy, z čoho vyplýva potreba ovládať spôsoby

kvantitatívneho vyjadrenia množstva a zloženia hmotných objektov, ich premien

a energetických charakteristík týchto premien.

1.3 Veličiny

⚫ Fyzikálnou veličinou rozumieme pojem, ktorý vyjadruje kvalitatívne aj kvantitatívne

vlastnosti hmotných objektov. Veličinu X môžeme vyjadriť súčinom jej číselnej hodnoty

{X} a príslušnej jednotky [X]

X = {X} [X]

Veličina má svoju jednotku, ktorá udáva jej relatívnu veľkosť. V tab. 1.1 sú uvedené

základné fyzikálne veličiny. Medzinárodnú sústavu jednotiek – sústavu SI (z fr. Système

international d'unités) tvorí sedem základných jednotiek.

Tabuľka 1.1 Základné fyzikálne veličiny a ich jednotky.

Fyzikálna veličina Symbol veličiny Základná jednotka Označenie

hmotnosť m kilogram kg

dĺžka l meter m

čas t sekunda s

termodynamická teplota T kelvin K

látkové množstvo n mól mol

elektrický prúd I ampér A

svietivosť Iv kandela cd

⚫ Väčšie a menšie jednotky sa získavajú ako násobky základných jednotiek násobením

mocninou desiatich (tab. 1.2). Názov vynásobenej jednotky sa získa pridaním predpony

k názvu jednotky. Výnimkou z tohto pravidla je jednotka hmotnosti, kde sa násobky

jednotky vytvárajú so základom gram.

Tabuľka 1.2 Násobky základných jednotiek.

Predpona Symbol Násobok 10 Predpona Symbol Násobok 10

yotta Y 1024 yocto y 10–24

zetta Z 1021 zepto z 10–21

exa E 1018 atto a 10–18

peta P 1015 femto f 10–15

tera T 1012 piko p 10–12

giga G 109 nano n 10–9

mega M 106 mikro 10–6

kilo k 103 mili m 10–3

hekto h 102 centi c 10–2

deka da 10 deci d 10–1

⚫ Veličiny môžeme triediť z rôznych hľadísk. Môžu byť stavové alebo procesové. Stavová

veličina určuje stav danej sústavy a nezávisí od spôsobu, akým sa sústava do tohto stavu

dostala. Stavovou veličinou je teplota T, tlak p, objem V alebo koncentrácia c. Procesová

veličina kvantitatívne opisuje z energetického hľadiska pôsobenie medzi sústavou a okolím

pričom závisí od spôsobu, akým sa sústava dostala do daného stavu. Procesovou veličinou

je teplo q a práca w.

⚫ Podľa vzťahu k množstvu látky v skúmanej sústave rozlišujeme extenzitné a intenzitné

veličiny. Extenzitná veličina je úmerná množstvu látky v sústave. Je aditívna, to značí, že

jej hodnota pre sústavu je daná súčtom hodnôt pre jednotlivé časti sústavy. Extenzitnou

veličinou je napr. hmotnosť m, energia E, objem V, počet častíc N, látkové množstvo n a iné.

Intenzitná veličina nezávisí na množstve látky v sústave. Intenzitne veličiny nie sú aditívne.

Medzi intenzitné veličiny patria napr. teplota T, tlak p, koncentrácia c, hustota a iné.

⚫ Podielom dvoch extenzitných veličín získame intenzitnú veličinu. Špecifická veličina je

podielom extenzitnej veličiny a hmotnosti. Vzťahuje sa teda na jednotkovú hmotnosť, napr.

špecifický (merný) objem Vsp = V / m. Mólová veličina je vyjadrená podielom extenzitnej

veličiny a látkového množstva. Vzťahuje sa na jednotkové látkové množstvo, napr. mólový

objem Vm = V / n alebo mólová hmotnosť M = m / n.

1.4 Častice hmoty

⚫ Hmota vo forme látky pozostáva z jednotiek (entít) určitých vlastností – častíc hmoty.

Vzájomné usporiadanie týchto častíc v priestore tvorí štruktúru hmoty. Štruktúra hmoty

má niekoľko úrovní, z ktorých preberieme chemické objekty a fyzikálne objekty na

mikroskopickej úrovni (tab. 1.3). Pri skúmaní štruktúry hmoty je potrebné objektu dodať

určitú energiu, ktorá je potrebná na rozrušenie štruktúry a oddelenie častíc. Pri tomto deji

prekonávame väzbovú energiu, ktorá sa uvoľnila pri vzniku zložitejšej častice z častíc na

nižšej úrovni (napr. vznik molekuly z atómov).

Tabuľka 1.3 Mikroskopické úrovne štruktúry hmoty.

Objekt Charakteristický

dĺžkový rozmer / m

subelementárne častice (kvarky) –

elementárne častice (protóny, elektróny a iné) 10−16

atómové jadrá 10−15

atómy 10−10

molekuly 10−9

agregáta, plyn, kvapalina, tuhá látka 10−9

a agregát je zhluk častíc, ktoré navzájom na seba pôsobia medzičasticovými interakciami.

1.4.1 Elementárne častice

⚫ Základné údaje o charaktere atómov a ich zložitej štruktúrnej stavbe prinieslo fyzikálne

bádanie koncom 19. a v prvých desaťročiach 20. storočia. Tieto údaje sa získali

predovšetkým:

– zo skúmania prechodu elektrického prúdu cez zriedené plyny,

– z poznatkov o rádioaktivite,

– z analýzy spektier, ktoré vysielajú vzbudené (excitované) atómy prvkov.

⚫ Elementárne častice považujeme za základné stavebné prvky látok a fyzikálnych polí.

Radíme ich k mikroskopickým objektom s dĺžkovým rozmerom rádovo 10–16 m (tab. 1.3).

V súčasnosti poznáme desiatky elementárnych častíc, z ktorých iba niektoré sú stabilné ako

je napr. protón a elektrón. Elementárne častice sa môžu navzájom premieňať. V dôsledku

vzájomných interakcií elementárne častice môžu tvoriť v čase stabilné zložené útvary, napr.

atómové jadro. Stabilita takýchto zložených častíc je spôsobená uvoľnením určitého

množstva energie – väzbovej energie En.

Poznámka: Obsah pojmu elementárna častica sa historický menil v závislosti na poznatkoch

o štruktúre hmoty. Pôvodne boli za základné, a teda nedeliteľné častice považované atómy. Neskôr

to boli častice, z ktorých sú atómy zložené – elektróny, protóny a neutróny spoločne s časticami, ktoré

sa uvoľňujú pri premenách atómových jadier (pozitróny, neutrína, fotóny). Dnes sú dôkazy o tom, že

niektoré takéto elementárne častice majú svoju vnútornú štruktúru a pozostávajú zo subelementárnych

častíc (kvarkov) – objektov nesúcich zlomkový elementárny náboj. Štruktúra elementárnych častíc sa

zisťuje pri zrážkach urýchlených častíc v urýchľovačoch.

Základné charakteristiky niektorých elementárnych častíc, ktoré majú bezprostredný

význam pre štruktúru atómu, sú uvedené v tab. 1.4.

Tabuľka 1.4 Vlastnosti niektorých bežných elementárnych častíc.

Elementárna častica Pokojová hmotnosť,

m0 / kg

Pokojová hmotnosť,

m0 / ua

Elektrický náboj,

q / eb

elektrón, e– 9,1094 . 10–31 g 0,00055 –1

protón, p+ 1,6726 . 10–27 g 1,00728 +1

neutrón, n 1,6749 . 10–27 g 1,00866 0

pozitrón, e+ 9,1094 . 10–31 g 0,00055 +1

fotón, 0 0 0

a Atómová hmotnostná jednotka u je definovaná ako 1/12 pokojovej hmotnosti atómu uhlíka 12C,

u = 1,66054 . 10–27 kg – podrobnejšie v kap. 1.4.3. b Elementárny náboj e = 1,602 . 10–19 C.

1.4.2 Atómové jadro

⚫ Atómové jadro je častica zložená z určitého počtu protónov a neutrónov (nukleónov).

Keďže protón je kladne nabitá a neutrón elektroneutrálna častica, atómové jadro nesie

kladný elektrický náboj. Priemer jadra je približne 10−15 m (tab. 1.3) a jeho hmotnosť je

rádovo 10−24 až 10−22 g.

Atómové (protónové) číslo Z vyjadruje počet protónov v jadre.

Podľa rastúceho protónového čísla sú zoradené prvky v periodickej tabuľke.

Hmotnostné (nukleónové) číslo A vyjadruje celkový počet

protónov a neutrónov v jadre.

⚫ Atómové jadrá vznikajú fúziou elementárnych častíc a ľahších jadier, alebo samovoľným

rozpadom menej stabilných ťažších jadier. Väzbová energia tvorby jadra En sa dá

vypočítať z rozdielu hmotností m voľných nukleónov a hmotnosti jadra podľa

Einsteinovho vzťahu E = mc2. Napr. pri utvorení jadrá He z dvoch protónov a dvoch

neutrónov je m = 0,02934 g.

Poznámka: Zmena v zložení jadra sa nazýva jadrovou reakciou. Atómové jadrá, ktoré spontánne

menia svoju štruktúru, sa nazývajú rádioaktívne. Týmto typom reakcií ako aj s nimi spojeným

vznikom rádioaktivity sa budeme zaoberať v kap. 2.

⚫ Jadrá s tzv. magickým počtom (2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, 184) nukleónov sa vyznačujú

anomálne vysokou hodnotou En, napr. 4He, 16O, 28Si a pod. Tento jav uspokojivo vysvetľuje

hladinový model jadra (M. Göppert-Mayer, 1963), podľa ktorého nukleóny obsadzujú

diskrétne energetické hladiny. Úplne zaplnené energetické hladiny protónmi a neutrónmi sa

vyznačujú zvýšenou stabilitou.

Poznámka: V roku 1963 M. Göppert-Mayer získala ako druhá žena Nobelovu cenu za fyziku (prvá

bola M. Curie) za výskum atómového jadra. Pri štúdiu atómového jadra objavila magické čísla

a podala ich vysvetlenie na základe hladinového modelu.

⚫ Atómové jadrá (okrem jadra vodíka) majú dynamickú časovo sa meniacu štruktúru, kde

protóny sa periodicky premieňajú na neutróny a naopak, pričom ich počet sa zachováva. Pri

tejto premene sa uplatňujú tzv. silné interakcie za účasti mezónov. Svojou súdržnou silou

prekonávajú vzájomne odpudivý účinok kladne nabitých protónov sústredených v jadre.

1.4.3 Atóm

⚫ Výsledky fyzikálneho bádania koncom 19. a v prvých desaťročiach 20. storočia (E.

Rutherford a N. Bohr) dokázali, že atómy sú útvary zložené z elementárnych častíc, ktoré sú

spoločné atómom všetkých prvkov.

Atóm je elektroneutrálna častica pozostávajúca z jedného kladne nabitého

atómového jadra a záporne nabitého elektrónového obalu. Počet elektrónov v atóme

sa zhoduje s počtom protónov jadra, a preto atóm je navonok elektricky neutrálny.

Atóm má sférickú (guľovú) symetriu a jeho priemer rádovo 10−10 m je podstatne väčší ako

priemer jadra 10–15 m (tab. 1.3). Hmotnosť atómu je prevažne sústredená v jadre (99,9 %

hmotnosti atómu), pretože hmotnosti protónu a neutrónu sú asi 1836 krát väčšie než

hmotnosť elektrónu (tab. 1.4). Hustota jadra je obrovská, viac ako 1012 násobok hustoty

olova. Jadro je umiestnené v strede atómu (presnejšie v ťažisku), okolo ktorého sa pohybujú

elektróny.

⚫ Pohyb elektrónov sa nekoná podľa zákonov klasickej fyziky, takže nemožno naň nazerať

v analógii s obehom planét okolo Slnka. Elektrónový obal atómu má svoju špecifickú

štruktúru určenú princípmi kvantovej mechaniky (kap. 3.X). Elektrónová štruktúra atómu

podmieňuje jeho fyzikálne a chemické vlastnosti. Pridávaním elektrónov k atómovému

jadru sa postupne uvoľňuje energia. Hovoríme, že elektróny sú viazané k atómovému jadru.

Naopak, dodaním potrebného množstva energie možno elektróny postupne z atómu uvoľniť.

Experimentálne sa potvrdilo, že elektróny, hoci sú navzájom nerozlíšiteľné častice, nie sú

viazané k jadru rovnakou energiou. Hovoríme, že obsadzujú diskrétne energetické hladiny

(kap. 3.X).

Nuklidy, izobary a izotopy

⚫ Pri štúdiu rádioaktívnych prvkov sa zistila existencia takých atómov, ktoré mali síce také

isté chemické vlastnosti, ale rôzne hmotnosti. Poznatky získané pri štúdiu rádioaktívnych

prvkoch vyvolali domnienku, ktorá sa neskôr potvrdila, že i nerádioaktívne prvky sú zmesou

niekoľkých druhov nuklidov s rôznou hmotnosťou atómov.

Nuklid je súbor atómov, ktoré majú rovnaké atómové číslo Z a hmotnostné číslo A.

Atómové číslo udáva počet protónov v jadre a súčasne aj počet elektrónov v atóme.

Hmotnostné číslo daného nuklidu zodpovedá počtu protónov a neutrónov v jadre. Atómové

a hmotnostné číslo nuklidu E sa zapisuje nasledovne:

Napr. zápis 238

92 U vyjadruje nuklid uránu, ktorého jadrá obsahujú 92 protónov a 238 – 92 =

146 neutrónov.

Izotopy sú nuklidy s rovnakým atómovým číslom Z, ale odlišným hmotnostným

číslom A (teda rôznym počtom neutrónov).

Z uvedeného vyplýva, že izotopy majú rozdielne atómové hmotnosti. Pretože atómové číslo

je pre daný prvok rovnaké, sú izotopy často odlišované len uvedením hmotnostného čísla.

Napr. 1H – prócium (jediný protón), 2H – deutérium (jeden protón a jeden neutrón), 3H –

trícium (jeden protón a dva neutróny) a pod. Fyzikálne vlastnosti izotopov sú navzájom

podobné a chemické vlastnosti sú prakticky totožné. Znamená to, že chemické vlastnosti

prvkov nie sú ovplyvňované neutrónmi v atómovom jadre, ale iba počtom protónov

(nábojom jadra). Väčšina prvkov je zmesou izotopov, ktorých pomerné zastúpenie v prírode

býva v podstate konštantné. Chlór je typický príklad. Všetky vzorky obsahujúce chlór

získaný z prírodných zdrojov obsahujú dva izotopy 35Cl (17 e–, 17 p+, 18 n) a 37Cl (17 e–, 17

p+, 20 n) .

Poznámka: Keďže izotopy majú rovnaké chemické vlastnosti, nemožno ich od seba oddeľovať

chemickými reakciami, ale len niektorými fyzikálnymi operáciami. Tieto operácie využívajú napr.

ich rozdielne difúzne rýchlosti, rozdielne rýchlosti vyparovania, rozdielne rýchlosti vylučovania pri

elektrolýze a pod. Naopak, na rovnakých chemických vlastnostiach rôznych izotopov daného prvku

sa zakladá metóda značkovania atómov, používaná v chémii, biológii a medicíne. Pri tejto metóde sa

nechá prebehnúť skúmaný dej so zlúčeninou obohatenou niektorým izotopom, obsiahnutým

v prírodnom prvku len v malom množstve, napr. 18O, a z izotopického zloženia sústavy po skončení

deja možno usudzovať na jeho mechanizmus. Ako značkované atómy sa najčastejšie používajú

rádioaktívne izotopy (rádioizotopy), ktoré sa ľahko identifikujú podľa ich žiarenia.

⚫ Niektoré prvky ako sodík, hliník a fluór jestvujú v prírode len v jednej izotopovej forme

(sú monoizotopové). Niektoré ďalšie prvky môžu mať jeden alebo viac rádioaktívnych

izotopov v dôsledku nestálosti jadra. Napr. izotop uhlíka 14C je rádioaktívny (polčas rozpadu

5568 rokov).

⚫ Izobary sú rôzne nuklidy s rovnakým hmotnostným číslom A, ale odlišným atómovým

číslom Z, napr. 40

18 Ar , 40

19 K a 40

20Ca .

Relatívna atómová hmotnosť – priemerná hmotnosť atómov prvku

⚫ Hmotnosť atómu je prakticky daná len počtom protónov a neutrónov v jadre, pretože

elektróny majú voči nim zanedbateľnú hmotnosť. Ako je zrejmé z tab. 1.4, hmotnosť

jedného atómu vyjadrená v gramoch je veľmi malé necelistvé číslo (10−24 až 10−22 g).

Základný význam pre rozvoj chémie malo zavedenie pojmu relatívnej atómovej hmotnosti

(pretrváva aj pomenovanie atómová váha) vzťahujúcej sa na určitý štandard.

Poznámka: Anglický chemik J. Dalton (1766 – 1844) použil na opis hmotností známych prvkov ich

porovnanie k hmotnosti jedného atómu prvku, ktorý bol vybraný ako štandard. Za štandard bol

zvolený najskôr atóm vodíka a neskôr atóm kyslíka, ktorému bola priradená atómová hmotnosť 16,0.

Pretože, experimenty ukazovali, že uhlík má hmotnosť len 3 / 4 z hmotnosti atómu kyslíka, atómová

hmotnosť uhlíka bola určená na 3 / 4 . 16,0 = 12,0. Pre atóm vodíka sa stanovila relatívna atómová

hmotnosť 1,0. Daltonova geniálna schéma viedla k určeniu mnohých relatívne presných hodnôt

atómových hmotností. Časom sa však ukázalo, že je potrebný precíznejší systém, najmä ak chceme

pracovať s izotopmi jednotlivých prvkov. Napriek tomu, Daltonova myšlienka „relatívnych

atómových hmotností“ zostala jadrom modernej atómovej hmotnostnej stupnice.

⚫ V súčasnosti sa používa na vyjadrenie hmotnosti atómu atómová hmotnostná jednotka

u. Ako štandard atómových hmotnosti sa používa nuklid 12C.

Atómová hmotnostná jednotka u je definovaná ako 1/12 hmotnosti atómu nuklidu 12C

a má hodnotu u = 1,661 . 10–27 kg.

Relatívna atómová hmotnosť 12C je teda Ar(12C) = 12 (presne). Hmotnosť protónu a neutrónu

je rovná približne 1 u (tab. 1.4).

⚫ Ak chceme poznať relatívnu atómovú hmotnosť pre každý prvok je potrebné vziať do

úvahy, že väčšina prvkov je zmesou izotopov. Je teda potrebné určiť „priemernú“ atómovú

hmotnosť.

Relatívna atómová hmotnosť prvku Ar(E) je priemerná hmotnosť atómov (vážený

priemer existujúcich izotopov) vztiahnutý k atómovej hmotnostnej jednotke u.

12

L Lr

C

(E) = =1 u

12

m mA

m

V tomto ponímaní Ar udáva koľkokrát je hmotnosť atómu prvku väčšia ako atómová

hmotnostná jednotka u.

Poznámka: Číselné hodnoty relatívnych atómových hmotností prvkov sú kontrolované každé dva

roky Komisiou pre relatívne atómové hmotnosti a výskyt izotopov. Veľmi presné hodnoty sú známe

len u prvkov, ktoré majú len jeden stabilný izotop alebo u prvkov s jedným prevládajúcim izotopom.

Prvky, ktoré majú medzi prírodnými izotopmi rádioaktívne nuklidy, majú dopredu danú časovo

závislú relatívnu koncentráciu izotopov, a tým aj nepretržite sa meniacu relatívnu atómovú hmotnosť.

Z geologického hľadiska môžu byť prvky chemicky totožné, ale budú sa líšiť hodnotou Ar.

⚫ Ako príklad uvedieme výpočet priemernej atómovej hmotnosti chlóru Ar(Cl). Zlúčeniny

chlóru vyskytujúce sa v prírode obsahujú dva izotopy chlóru – 35Cl a 37Cl. Ich izotopové

zastúpenie ako aj ich relatívne atómové hmotnosti sú uvedené v tab. 1.5.

Tabuľka 1.5 Výskyt a relatívne atómové hmotnosti Ar izotopov chlóru.

Izotop Izotopové zastúpenie, x / % Relatívna atómová hmotnosť, Ar

35Cl 75,77 34,969

37Cl 24,23 36,966

Poznámka: Veľmi často sa hmotnosť izotopov približne vyjadruje ako hmotnostné číslo, ktoré má

celočíselné hodnoty. Relatívne atómové hmotnosti izotopov však nemajú celočíselné hodnoty.

Hmotnosť protónu a neutrónu je len približne rovná jednej. Navyše, hmotností nukleónov viazaných

v jadre sú ovplyvnené jadrovou väzbovou energiou.

Relatívna atómová hmotnosť chlóru je váženým priemerom relatívnych hmotností jeho

dvoch izotopov:

Ar(Cl) = x(35Cl) Ar(35Cl) + x(37Cl) Ar(37Cl) = 0,7577 . 34,969 + 0,2423 . 36,966 = 35,453

Hmotnostná spektrometria

⚫ Hmotnosť atómov ako aj percentuálne zastúpenie izotopov prvku je možné merať

hmotnostnou spektrometriou. Je to separačná metóda, ktorá oddeľuje častice podľa ich

hmotnosti. V hmotnostnom spektrometri (obr. 1.2) je vzorka (obsahujúca atómy X ktorých

hmotnosť chceme merať) vstrieknutá do prístroja. Častice v plynnej vzorke sú ionizované

lúčom elektrónov – elektróny v lúči sa zrážajú s atómami vyrážajúc jeho elektróny, čo

spôsobuje vznik kladne nabitých katiónradikálov X+•. Ióny sú potom urýchlené

v magnetickom poli. Prechod iónov magnetickým poľom mení dráhu (trajektóriu) ich letu.

Zmena trajektórie letu častice je závislá na hmotnosti a náboji iónov – trajektória letu ľahších

iónov je viac zalomená ako v prípade ťažších iónov s tým istým nábojom.

Obr. 1.2 Hmotnostný spektrometer.

⚫ Hmotnostná spektrometria pracuje s delením nabitých častíc podľa pomeru m / z, kde m

je hmotnosť častice a z je jej náboj (najčastejšie je z = 1). Používa sa pre určenie hmotnosti

častíc ako aj pre určenie chemickej štruktúry molekúl. Prvky s viacerými stabilnými

izotopmi tvoria v hmotnostnom spektre charakteristické zhluky píkov. Typickými

polyizotopovými prvkami sú niektoré kovy a vzácne plyny.

⚫ Použitie hmotnostnej spektrometrie na určenie hmotnosti atómov ako aj percentuálneho

zastúpenia izotopov prvku si ukážeme na nasledujúcom príklade. Na obr. 1.3 je hmotnostné

spektrum v prírode sa vyskytujúcej medi. Zobrazené píky zodpovedajú katiónradikálom

Cu+• (z = 1), takže údaje na vodorovnej osi zodpovedajú hmotnosti izotopov medi 63Cu (Ar

= 62,93) a 65Cu (Ar = 64,93).

Obr. 1.3 Hmotnostné spektrum medi.

Intenzita píkov na zvislej osi vyjadruje prirodzený výskyt daného izotopu. Intenzívnejšiemu

píku sa priraďuje normalizovaná hodnota intenzity 100 % (63Cu) a intenzita druhého píku

44,5 % (65Cu) je k nemu vztiahnutá.

Z údajov získaných z hmotnostného spektra môžeme vypočítať izotopové zloženie v prírode

sa vyskytujúcej medi nasledovným spôsobom:

63 100 %( Cu) = . 100 % = 69,09 %

100 % + 44,74 %x

65 44,74 %( Cu) = . 100 % = 30,91 %

100 % + 44,74 %x

Z hmotnostného spektra medi sme vypočítali, že v prírode sa nachádza 69,09 % izotopu 63Cu

a 30,91 % izotopu 65Cu. Relatívna atómová hmotnosť medi je váženým priemerom

relatívnych hmotnosti jeho dvoch izotopov:

Ar(Cu) = x(63Cu) Ar(63Cu) + x(65Cu) Ar(65Cu) = 0,6909 . 62,93 + 0,3091 . 64,93 = 63,55

1.4.4 Ióny

⚫ Atómy môžu v chemickej reakcii získať alebo stratiť jeden alebo viac elektrónov za

vzniku iónov. Avšak ani po tejto chemickej reakcii sa nemení identita prvku, pretože počet

protónov v jadre zostáva rovnaký.

Ión je častica odvodená od atómu, v ktorej je nerovnaký počet elektrónov v obale

a protónov v jadre. Ión má navonok elektrický náboj.

Ióny, ktoré majú kladný náboj (katióny) vznikajú tak, že atóm stratí jeden alebo viac

elektrónov. Katióny majú väčší počet protónov ako elektrónov. Napr. atóm sodíka stráca

v chemickej reakcii s nekovmi jeden elektrón a mení sa na sodný katión Na+ (obr. 1.4).

11Na 11Na+ + e–

Obr. 1.4 Vznik sodného katiónu z atómu sodíka.

Podobne aj ostatné kovy 1. skupiny (M = Li, K, Rb a Cs) v chemických reakciách s nekovmi

strácajú jeden elektrón za vzniku katiónov M+. Kovy 2. skupiny (M = Be, Mg, Ca, Sr a Ba)

v reakciách s nekovmi strácajú dva elektróny za vzniku katiónov M2+.

⚫ Záporne nabité ióny (anióny) vznikajú ak atóm príjme jeden alebo viac elektrónov.

Anióny majú väčší počet elektrónov ako protónov a navonok majú záporný náboj. Napr.

atóm chlóru ľahko prijme v reakciách s kovmi jeden elektrón za vzniku chloridového aniónu

(obr. 1.5).

17Cl + e– 17Cl−

Obr. 1.5 Vznik chloridového aniónu z atómu chlóru.

Aj ostatné prvky 17. skupiny (X = F, Br a I) tvoria anióny X– v chemickej reakcii s kovmi.

Podobne aj prvky 16. skupiny (X = O, S, Se a Te) sú schopné v reakciách tvoriť anióny X2−.

⚫ Chemické vlastnosti iónov sa vôbec nepodobajú na chemické vlastnosti atómov z ktorých

sú odvodené. Napr. atómy sodíka nemôžu jestvovať v kontakte s molekulami vody, pretože

s nimi intenzívne reagujú. Naopak, sodné katióny vo vode jestvujú.

1.4.5 Molekuly

⚫ Hoci pôvodne bola molekula definovaná len pre plynné skupenstvo, neskôr sa začal tento

pojem používať aj pre látky v ostatných skupenstvách.

Molekula je elektricky neutrálna častica, zložená z viacerých atómov

navzájom viazaných chemickou väzbou.

Atómy molekúl sú v priestore usporiadané určitým spôsobom (molekulová štruktúra – kap.

1.5.2). Počet atómov v molekule sa môže pohybovať od dvoch do niekoľko tisíc

(makromolekuly).

⚫ Názorným spôsobom na zobrazenie molekulovej štruktúry sú molekulové modely.

Model ball-and-stick znázorňuje atómy guličkami a chemické väzby medzi atómami

paličkami. Jednotlivé farby guľôčok sú priradené konkrétnym prvkom (obr. 1.6), napr. uhlík

je čierny, vodík je biely, dusík je modrý a kyslík je červený.

Obr. 1.6 Priradenie farieb niektorým prvkom.

V prípade space-filling molekulového modelu, atómy (včítane ich elektrónového obalu)

úplne vypĺňajú priestor medzi sebou. Na odlíšenie atómov sa používajú rovnaké farby ako

v prípade ball-and-stick molekulového modelu. Použitie uvedených molekulových modelov

na zobrazenie molekulovej štruktúry je na obr. 1.7 znázornené pre molekulu metánu, CH4

Obr. 1.7 Molekulové modely metánu – ball-and-stick (vľavo) a space-filling (vpravo).

Na obr. 1.8 sú znázornené space-filling modely divodíka H2, dikyslíka O2 a vody H2O.

a b c

Obr. 1.8 Molekulové modely space-filling – a) H2, b) O2, c) H2O.

Relatívna molekulová hmotnosť (molekulová váha)

⚫ Podobne ako sme pri atómoch zaviedli relatívnu atómovú hmotnosť (kap. 1.4.3), možno

aj pre molekulu látky L vyjadriť relatívnu molekulovú hmotnosť Mr(L)

12

L Lr

C

(L) = =1 u

12

m mM

m

⚫ Relatívna molekulová hmotnosť Mr(L) je určená súčtom relatívnych atómových

hmotností všetkých atómov, z ktorých sa príslušná molekula skladá.

Príklad 1.1 Extenzitné veličiny

Extenzitná veličina je:

a) ťažko merateľná, b) nezávisí od množstva látky, c) nezávisí od podmienok merania,

d) závisí od podmienok merania, e) úmerná množstvu látky, f) je aditívna.

Odpoveď:

e) Extenzitná veličina je úmerná množstvu látky v sústave, f) je aditívna – jej hodnota pre

sústavu je daná súčtom hodnôt pre jednotlivé časti sústavy.

Príklad 1.2 Intenzitné veličiny

Ktoré z nasledujúcich veličín sú intenzitné:

a) hustota látky, b) objem látky, c) hmotnosť látky, d) teplota látky, e) látkové množstvo,

f) mólová hmotnosť.

Odpoveď:

Intenzitná veličina nie je úmerná množstvu látky v sústave: a) hustota látky, d) teplota látky

a f) mólová hmotnosť.

Príklad 1.3 Jednotka hmotnosti v SI

Jednotkou hmotnosti v sústave jednotiek SI je:

a) kg, b) g, c) mg, d) tona, e) newton.

Odpoveď:

a) Jednotkou hmotnosti v sústave jednotiek SI je kg. Avšak, násobky jednotky hmotnosti sa

tvoria zo základu gram.

Príklad 1.4 Jednotky SI

Ktoré z nasledujúcich jednotiek nie sú základné jednotky SI?

a) Pa, b) m, c) s, d) C, e) K, f) J

Odpoveď:

Jednotkami SI nie sú a) Pa, d) C a f) J.

Príklad 1.5 Elementárne častice

Pre najbežnejšie elementárne častice atómu uveďte:

názov a symbol, umiestnenie v atóme, elektrický náboj a hmotnosť v porovnaní s ostatnými.

Odpoveď:

Elektrón e– je lokalizovaný mimo jadra a má záporný elementárny náboj. Je oveľa ľahší ako

protón alebo neutrón. Protón p+ je lokalizovaný v jadre a má kladný elementárny náboj.

Protón je oveľa ťažší ako elektrón a o niečo ľahší ako neutrón. Neutrón n je lokalizovaný

v jadre a nemá elektrický náboj.

Príklad 1.6 Elementárne častice

Vyberte správne tvrdenie.

a) atómové číslo udáva celkový počet protónov a neutrónov v jadre,

b) hmotnosť elektrónu je 1/1836 hmotnosti protónu,

c) elektróny a protóny majú takmer rovnakú hmotnosť,

d) elektrón a neutrón majú takmer rovnakú hmotnosť,

e) hmotnostné číslo atómu udáva počet protónov a neutrónov v jadre,

f) náboj protónu je 1836-krát väčší ako náboj elektrónu.

Odpoveď:

Správne sú tvrdenia b) a e).

Príklad 1.7 Hmotnostné číslo atómu kyslíka

Aké je hmotnostné číslo najrozšírenejšieho izotopu kyslíka v prírode?

a) 15,9994, b) 8, c) 16, d) 24, e) 32.

Odpoveď:

Správne je c).

Najrozšírenejším izotopom kyslíka je 16O (výskyt 99,76 %), ktorého hmotnostné číslo A =

16.

Príklad 1.8 Atómové a hmotnostné čísla atómu brómu

Atóm brómu má 46 neutrónov v jadre. Napíšte značku pre tento atóm spolu s atómovým

a hmotnostným číslom.

Odpoveď:

Atómové číslo brómu je 35. Hmotnostné číslo sa rovná 35 + 46 = 81. Značka prvku je 81Br.

Príklad 1.9 Atómové a hmotnostné číslo atómu uránu

Atóm uránu má 146 neutrónov v jadre. Napíšte značku pre tento atóm spolu s atómovým

a hmotnostným číslom.

Odpoveď:

Atómové číslo uránu je 92. Hmotnostné číslo sa rovná 92 + 146 = 238. Značka prvku je 238U.

Príklad 1.10 Izotopy

Uveďte, ktoré konštatovanie je správne?

a) Pre daný prvok je atóm izotopu s väčším počtom neutrónov väčší ako atóm izotopu

s menším počtom neutrónov.

b) Pre daný prvok je veľkosť všetkých atómov izotopov rovnaká.

Odpoveď:

Správne je b).

Pre daný prvok počet neutrónov v jadre nemá vplyv na veľkosť ich atómov, pretože veľkosť

jadra je zanedbateľná v porovnaní s veľkosťou samotných atómov.

Príklad 1.11 Izotopy vodíka

Poznáme tri izotopy vodíka: prócium 1H, deutérium 2H a trícium 3H.

Aké elementárne častice sa nachádzajú v jadre každého izotopu?

Odpoveď:

Prócium: jeden protón (prócium je jediný atóm, ktorý nemá v jadre nijaký neutrón);

deutérium: jeden protón a jeden neutrón; trícium: jeden protón a dva neutróny.

Príklad 1.12 Izotopy

Ktoré značky prvku E reprezentujú izotopy?

19

9 E 19

10 E 20

9 E 21

11E 19

8 E

Odpoveď:

Izotopmi sú 19

9 E a 20

9 E , pretože majú rovnaké atómové číslo a rôzne nukleónové číslo.

Príklad 1.13 Hmotnosť atómu

Typická hmotnosť atómu v gramoch je najbližšie k hodnote

a) 10−32, b) 10−10, c) 1, d) 10−23, e) 1022.

Odpoveď:

Správne je d).

Príklad 1.14 Hmotnosť atómu uhlíka 12C

Ak vieme, že atómová hmotnostná jednotka u = 1,66054 . 10–24 g, aká je hmotnosť jedného

atómu 12C?

Odpoveď:

Podľa definície je relatívna atómová hmotnosť 12C presne 12. Hmotnosť jedného atómu 12C

je: m = Ar(12C) u = 12 . 1,66054 . 10–24 g = 1,99265 . 10–23 g.

Príklad 1.15 Relatívna atómová hmotnosť uhlíka

Uhlík má dva v prírode sa nachádzajúce izotopy (okrem zanedbateľného množstva

rádioaktívneho izotopu 14C): izotop 12C (98,93 %) a izotop 13C (1,07 %). Bez výpočtu

odhadnite, k akej hodnote sa bude najviac blížiť relatívna atómová hmotnosť uhlíka.

a) 12,0, b) 12,5, c) 13,0.

Odpoveď:

Správne je a).

Pretože až 98,93 % atómov uhlíka je izotop 12C, relatívna atómová hmotnosť uhlíka bude

blízka hodnote 12,0.

Príklad 1.16 Relatívna atómová hmotnosť horčíka

Vypočítajte relatívnu atómovú hmotnosť Ar v prírode sa vyskytujúceho Mg ak výskyt jeho

izotopov je 78,99 % 24Mg, 10,00 % 25Mg a 11,01 % 26Mg. Relatívne atómové hmotnosti

izotopov sú: Ar(24Mg) = 23,99, Ar(25Mg) = 24,99 a Ar(26Mg) = 25,98.

Odpoveď:

Relatívna atómová hmotnosť

Ar(Mg) = x(24Mg) Ar(24Mg) + x(25Mg) Ar(25Mg) + x(26Mg) Ar(26Mg) =

= 0,7899 . 23,99 + 0,1000 . 24,99 + 0,1101 . 25,98 = 24,31

Príklad 1.17 Relatívna atómová hmotnosť neznámeho prvku

Prvok E jestvuje v prírode vo forme dvoch izotopov:

výskyt, x / % relatívna atómová hmotnosť

72,15 84,912

27,85 86,909

Vypočítajte relatívnu atómovú hmotnosť Ar prvku E a identifikujte tento prvok.

Odpoveď:

Relatívna atómová hmotnosť prvku E je

Ar(E) = x(A1E) Ar(A1E) + x(A2E) Ar(

A2E) = 0,7215 . 84,912 + 0,2785 . 86,909 = 85,468

Najbližšie k tejto hodnote je hodnota 85,4678 uvádzaná pre rubídium, Rb.

Príklad 1.18 Ióny

Rozhodnite, ktoré z nasledujúcich tvrdení o častici, ktorá sa líši nábojom od atómu toho

istého prvku je správne:

a) sa nazýva izotop, b) má menej alebo viac neutrónov, c) sa nazýva ión, d) vznikla prijatím

alebo stratou elektrónov, e) vzniknutý ión má rovnaký počet protónov ako atóm.

Odpoveď:

Správne sú tvrdenia c), d) a e).

Príklad 1.19 Ióny

Ktoré konštatovania o prvkoch 2. skupiny sú správne?

a) kovy priberajú elektróny a získavajú kladný náboj,

b) kovy priberajú elektróny a získavajú záporný náboj,

c) kovy strácajú elektróny a získavajú kladný náboj,

d) nekovy strácajú elektróny a stávajú sa katiónmi,

e) prvky priberajú elektróny a stávajú sa aniónmi,

f) všetky prvky skupiny sú kovy.

Odpoveď:

Správne sú c) a f).

Príklad 1.20 Ióny

Uveďte počet protónov a elektrónov pre ióny: 13Al3+, 8O2–, 15P3–, 26Fe2+, 26Fe3+ a 47Ag+.

Odpoveď:

Počet protónov sa rovná atómovému číslu prvku a počet elektrónov je v katiónoch menší

a pre anióny väčší o nábojové číslo iónu:

Častica Počet protónov Počet elektrónov

13Al3+ 13 10

8O2– 8 10

15P3– 15 18

26Fe2+ 26 24

26Fe3+ 26 23

47Ag+ 47 46

Príklad 1.21 Chemické vlastnosti izotopov

Ktorá dvojica častíc bude mať rovnaké chemické vlastnosti?

a) 6

3Li a 7 +

3Li , b) 16

8O a 18

8O , c) 35

17 Cl a 37 –

17 Cl .

Odpoveď:

Správne je b).

Častice 16

8O a 18

8O sú izotopy kyslíka s rovnakým počtom elektrónov a majú rovnaké

chemické vlastnosti.

Príklad 1.22 Molekulové modely

Na obrázku je zobrazený model molekuly vody, v ktorom má atóm kyslíka priemer asi 1 cm.

Rádovo koľkokrát väčší je tento model ako reálna molekula?

a) 10, b) 104, c) 108, d) 1016.

Odpoveď:

Správne je c).

Priemery atómov majú hodnoty v stovkách pikometrov (1 pm = 10–12 m), zatiaľ čo v modely

je priemer atómu kyslíka asi 1 cm (10–2 m). Model na obrázku je teda rádovo 108-krát väčší.

1.5 Chemické sústavy

⚫ Anorganická chémia skúma vlastnosti hmotných objektov na troch úrovniach, a to častíc,

chemických látok a sústav chemických látok. V chemickej sústave môže byť chemická látka

(prvok alebo zlúčenina) alebo zmes chemických látok, ktoré predstavujú jej zložky. Sústava

je definovaná tak, že uvedieme čo do nej patrí.

Sústava (systém) je časť priestoru, oddelená od okolia skutočným alebo mysleným

rozhraním. Chemické sústavy sú také, v ktorých sa sledujú chemické a fyzikálne

vlastnosti a procesy.

Okolím je zostávajúca časť priestoru, ktorá môže byť určitým spôsobom v interakcii so

sústavou. Dnešné chápanie chemických sústav vychádza z poznatkov o časticiach z akých

sú látky zložené, ich chemické zloženia ako je to znázornené na obr. 1.9.

Obr. 1.9 Klasifikácia sústav podľa chemického zloženia.

⚫ Ak je možné chemickú sústavu ďalej rozdeliť pomocou niektorých z metód fyzikálnej

separácie (napr. odparovanie, filtrácia a destilácia), ide o zmes, ak nie, ide o čistú látku

(pozostáva z jedného typu častíc – jedinej látky).

Čistá látka je chemické indivíduum, ktorého zloženie a vlastnosti

sa ďalším čistením nemenia.

Kritéria na určenie čistoty látky sú napr. teplota topenia, teplota varu, hustota alebo

elektrická vodivosť. Čistá látka môže byť chemickým prvkom alebo zlúčeninou.

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým atómovým číslom.

Zlúčenina je zložená čistá látka, ktorá sa skladá z atómov prvkov,

navzájom spojených chemickými väzbami.

Na obr. 1.9 je prvkom hélium (zložené z atómov He) a zlúčeninou voda. Voda je zložená

z molekúl, ktoré sa skladajú z dvoch atómov vodíka a jedného atómu kyslíka spojených

chemickými väzbami. Osobitným prípadom prvku je jednoduchá látka, ktorá je zložená

z atómov toho istého prvku. Napr. jednoduchými látkami sú diamant a tuhá, pozostávajúca

iba z atómov uhlíka, alebo dikyslík O2 a trikyslík O3, skladajúce sa len z atómov kyslíka.

⚫ V prírode je výskyt prvkov a zlúčenín v čistom stave vzácnosťou. Sú výnimky, napr.

zlato, ale väčšina prvkov a zlúčenín sa nachádza vo forme zmesi viacerých látok. V prípade

ak jednofázová chemická sústava pozostáva z dvoch a viac typov častíc (látok) hovoríme

o homogénnej zmesi.

Homogénna zmes (roztok) pozostávajúca z jednej fázy má vo všetkých svojich

častiach rovnaké makroskopicky pozorovateľné vlastnosti, prípadne sa jej vlastnosti

menia spojito.

Na obr. 1.9 je ako príklad homogénnej zmesi uvedený čaj v šálke tvorený viacerými látkami.

⚫ Naproti tomu, zmes ľadu a vody je dvojfázová heterogénna sústava pozostávajúca len

z jedného typu častíc – molekúl vody.

Heterogénna sústava pozostáva z viacerých fáz.

Heterogénna zmes pozostáva z jednej alebo viacerých typov častíc (látok). V heterogénnych

sústavách možno často aj voľným okom rozlíšiť ich zložky.

Fáza je homogénna časť heterogénnej sústavy, ohraničená rozhraním, na ktorom sa

vlastnosti sústavy menia nespojito – skokom.

Na obr. 1.9 je heterogénnou sústavou mokrý piesok. Na obrázku vidíme dva typy častíc, sú

to čiastočky piesku (dole) a molekuly vody (hore), na tomto rozhraní sa vlastnosti sústavy

menia skokom. Príkladom heterogénnej sústavy je aj hasené vápno – zmes nerozpusteného

a vo vode rozpusteného hydroxidu vápenatého Ca(OH)2. Ostrá hranica medzi homogénnymi

a heterogénnymi sústavami nejestvuje.

⚫ Niekedy je možné heterogénne zmesi rozdeliť mechanicky za použitia pinzety, hrebeňa

alebo magnetu. Separáciou zmesi (získaním jednotlivých zlúčenín) sa zloženie

separovaných zlúčenín nemení. Fyzikálnou separáciou ako je odparovanie, destilácia,

filtrácia alebo rozpustenie jednej zložky v kvapaline, pričom ostatné sa v nej nerozpúšťajú,

sa nemení identita zlúčeniny.

⚫ Uvažujme opäť heterogénnu zmes piesku vo vode. Túto zmes môžeme rozdeliť pomocou

filtrácie za použitia porézneho filtračného papiera (obr. 1.10). Tuhý piesok ostáva na

filtračnom papieri a kvapalná voda prechádza cez filtračný papier do kadičky. Filtrácia je

teda vhodná na oddelenie heterogénnej zmesi tuhej látky a kvapaliny.

Obr. 1.10 Filtrácia heterogénnej zmesi piesku a vody.

1 – kadička s heterogénnou zmesou, 2 – filter, 3 – filtrát.

⚫ Filtrácia nie je vhodná na separáciu homogénnej zmesi, napr. oddeľovanie etanolu od

vody, pretože celý roztok prejde cez filtračný papier. V tomto prípade však môžeme použiť

ďalšiu metódu fyzikálnej separácie – destiláciu.

Poznámka: Destilácia je oddeľovanie zložiek zmesi na základe rozdielnej teploty varu. Destiláciou

sa oddeľujú zložky kvapalných alebo plynných zmesí – roztokov.

Napr. zahriatím 40 % vodného roztoku etanolu do varu, prechádza etanol (teplota varu

78,3 °C) do plynného stavu a následnou kondenzáciou získame približne 95 % etanol (obr.

1.11).

Obr. 1.11 Destilácia homogénnej zmesi vodného roztoku etanolu.

1 – banka so zmesou, 2 – destilačný nástavec, 3 – teplomer, 4 –chladič, 5 – alonž, 6 – destilát.

1.5.1 Prvky

⚫ V súčasnosti poznáme 118 prvkov, ale len 40 je súčasťou väčšiny zlúčenín. Dokonca,

v zemskej kôre je významne zastúpených len 10 prvkov, ktoré sú uvedené v tab. 1.6.

Tabuľka 1.6 Desať najrozšírenejších prvkov v zemskej kôre.

Prvok O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti

Výskyt v zemskej kôre

(hmotn. %) 49 26 7,5 4,8 3,4 2,6 2,4 2,0 0,9 0,6

Periodická tabuľka prvkov

Periodická tabuľka prvkov je tabulárna metóda zobrazenia chemických prvkov do systému.

Riadi sa periodickým zákonom, ktorý v roku 1869 publikoval D. I. Mendelejev. Periodická

tabuľka je najužitočnejšou pomôckou v chémii.

Periodická tabuľka je tabulárne usporiadanie prvkov

zoradených v poradí rastúcich atómových čísiel.

Periodická tabuľka je usporiadaná tak, že prvky s podobnými chemickými vlastnosťami sú

usporiadané v stĺpcoch. Podrobnejšie sa budeme periodickou tabuľkou zaoberať v kap. X.Y

v súvislosti s elektrónovou konfiguráciou prvkov.

⚫ Moderná periodická tabuľka je zobrazená na obr. 1.12. Anglické a slovenské názvy

všetkých prvkov sú uvedené v prílohe (tab. X). Prvky v tabuľke sú zoradené v smere rastu

atómového čísla do vertikálnych skupín a horizontálnych periód. Periódy sú číslované od

1 do 7. Prvá perióda obsahuje len dva prvky (H a He), druhá a tretia obsahuje 8, štvrtá a piata

18 a šiesta a siedma 32 prvkov. Skupiny sú číslované od 1 do 18.

⚫ Prvky v 1., 2. ako aj 13. až 18. skupine sú neprechodné prvky. Prvky v strede (3. až 12.

skupina) sú prechodné prvky. Lantanoidy a aktinoidy (vnútorne prechodné prvky) sú často

umiestnené pod tabuľkou.

Poznámka: Prvky tretej skupiny sa často nezaraďujú medzi prechodné prvky a preberajú sa spoločne

s lantanoidmi a aktinoidmi. Podobne sa nezaraďujú medzi prechodné prvky ani prvky 12. skupiny

a zvyčajne sa nepreberajú spolu s prechodnými prvkami ale samostatne. Podrobnejšie sa

zdôvodnením uvedených výnimiek budeme zaoberať pri štúdiu uvedených prvkov.

Obr. 1.12 Periodická tabuľka prvkov.

Kovové prvky sú zelené, nekovy ružové a polokovy žlté.

Poznámka: Medzinárodná únia pre čistú a aplikovanú chémiu (International union of pure and

applied chemistry, skr. IUPAC) vydal dňa 30. decembra 2015 tlačovú správu, v ktorej ohlásil

potvrdenie objavov štyroch nových chemických prvkov s hodnotami protónových čísiel Z = 113 (Nh),

115 (Mc), 117 (Ts) a 118 (Og), čím sa siedma perióda periodickej sústavy prvkov stála kompletnou.

⚫ Uhlopriečka, ktorá začína oddeľovať kovy od nekovov začína u bóru a konči u astátu.

Napravo od uhlopriečky sú nekovy a naľavo sú kovy. Kovy sú pri izbovej teplote tuhé látky,

okrem ortute Hg, ktorá je kvapalná. Kovy sú dobrými vodičmi elektriny a tepla, mnohé sú

kujné (môžu sa valcovať na tenké plechy), ťažné (môžu sa z nich vyrábať drôty) a mnohé

majú lesklý povrch. Nekovy majú vlastnosti, ktoré sú v protiklade s vlastnosťami kovov.

Hoci, sú to pri izbovej teplote väčšinou tuhé látky (celkom lesklé), bróm je kvapalina

a niektoré sú plyny: dusík, kyslík, fluór, chlór a všetky vzácne plyny. Nie je prekvapujúce,

že prvky pozdĺž uhlopriečky bór (B – 13.skupina), kremík (Si – 14. skupina), germánium

(Ge – 14. skupina), arzén (As – 15. skupiny), antimón (Sb – 15. skupina) a telúr (Te – 16.

skupina) majú vlastnosti medzi kovmi a nekovmi a sú klasifikované ako polokovy (obr.

1.12). Je potrebné poznamenať, že v 14., 15. a 16. skupine sú na začiatku skupiny (zhora)

nekovy (uhlík, dusíka a kyslík) a na konci skupiny kovy (olovo, bizmut a polónium).

⚫ Niektoré skupiny prvkov majú svoje špeciálne názvy z dôvodu chemickej podobnosti

týchto prvkov.

Alkalické kovy: kovy prvej skupiny (Li, Na, K, Rb, Cs a Fr). Tieto mäkké, lesklé kovy sú

veľmi reaktívne. Hoci sú dobré dôvody pre umiestnenie vodíka, H do 1. skupiny, jeho

vlastnosti sú tak jedinečné, že sa často umiestňuje nad tabuľku.

Kovy alkalických zemín: kovy 2. skupiny (Ca, Sr, Ba a Ra). Sú to Mäkké a lesklé kovy sú

o niečo menej reaktívne ako alkalické kovy.

Halogény: prvky 17. skupiny (F, Cl, Br, I a At). Tieto nekovy sú chemicky veľmi reaktívne.

Vzácne plyny: prvky 18. skupiny (He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn). Bezfarebné plyny nemajú

žiadnu alebo len malú chemickú reaktivitu. Mnoho rokov sa pokladali za inertné.

⚫ Väčšina nekovových prvkov jestvuje ako dvojatómové molekuly: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2

a I2 (obr. 1.13). Niektoré atómy tvoria ešte väčšie molekuly ako dvojatómové, napr. O3

(trikyslík, ozón), P4 (tetrafosfor, biely fosfor) a S8 (oktasíra).

Obr. 1.13 Prvky, ktoré existujú ako molekuly.

Poznámka: Niekedy môže vzniknúť problém pri názvoch uvedených prvkov. Ak sa zmienime o

„vodíku“ môžeme mať na mysli atóm vodíka H, alebo molekulu vodíka H2. Pre obe častice sa používa

názov vodík. Podobne je to aj v prípade kyslíka ako aj ostatných dvojatómových molekúl.

V prípadoch ak nehrozí, že dôjde k nedorozumeniu sa uvedené dvojatómové molekuly nazývajú

rovnako ako zodpovedajúce prvky (atómy) a z kontextu je jasné, že mame na mysli dvojatómové

molekuly. Najvhodnejšie je však používať názov atómu pre názov prvku a pridaním číslovkovej

predpony di- vyjadriť pomenovanie dvojatómovej molekuly.

Príklad 1.23 Chemické sústavy

Vzduch je:

a) homogénna zmes, b) zlúčenina, c) prvok, d) roztok, e) polokov.

Odpoveď:

Správne je a).

Vzduch je homogénna zmes (zložená z plynných látok ako je N2, O2, CO2, H2O a pod.).

Príklad 1.24 Chemické sústavy

Kyselina sírová je:

a) homogénna zmes, b) zlúčenina, c) prvok, d) heterogénna zmes, e) tuhá látka pri izbovej

teplote.

Odpoveď:

Správne je b).

Príklad 1.25 Chemické sústavy

Pojem látka sa používa pre:

a) len pre chemický prvok, b) len pre zlúčeninu, c) chemický prvok a zlúčeninu, d) chemický

prvok, zlúčeninu a zmes, e) akúkoľvek zmes.

Odpoveď:

Správne je c).

Príklad 1.26 Chemické sústavy

Ktoré tvrdenie o látke je nesprávne?

a) látka je zložená z častíc, b) štruktúra častíc, ktoré tvoria látku určuje ich vlastnosti, c)

častice z ktorých sú látky tvorené sú atómy a molekuly, d) čistá látka nie je chemické

indivíduum.

Odpoveď:

Nesprávne je d).

Príklad 1.27 Periodická tabuľka prvkov

Určte prvok (alebo prvky), ktoré vyhovujú uvedeným zadaniam:

a) je to kov v 14. skupine, b) alkalický kov v 2. perióde.

Odpoveď:

a) cín Sn alebo olovo Pb, b) lítium Li.

Príklad 1.28 Periodická tabuľka prvkov

Uveďte nekov, ktorý je pri izbovej teplote kvapalný.

Odpoveď:

Dibróm Br2.

Príklad 1.29 Periodická tabuľka prvkov

Ktorý z nasledujúcich prvkov As, Se, Sb alebo I bude najviac podobný na Te?

Odpoveď:

Se je takisto zo 16. skupiny.

Príklad 1.30 Periodická tabuľka prvkov

Ktorý z nasledujúcich prvkov Li, At, Rb, Ba alebo Ga bude chemicky najviac podobný na

Sr?

Odpoveď:

Ba je takisto z 2. skupiny.

Príklad 1.31 Periodická tabuľka prvkov

Ktoré z nasledujúcich prvkov sú polokovy?

a) Hg, b) Te, c) Bi, d) As, e) Ra, f) Ca.

Odpoveď:

Správne sú tvrdenia b) Te a d) As.

1.5.2 Zlúčeniny

⚫ Zlúčenina je zložená čistá látka, ktorá sa skladá z atómov určitých prvkov, navzájom

spojených chemickými väzbami (kap. 1.5). Zlúčenina môže pozostávať z molekúl (napr.

oxid uhličitý pozostáva z molekúl CO2), iónov (napr. chlorid sodný NaCl je zložený

z katiónov NaCl a aniónov Cl−).

⚫ Na začiatku 19. storočia sa chemici sústredili na štúdium zloženia zlúčenín, čo viedlo

k objavu dvoch významných prírodných zákonov:

Zákon stálych zlučovacích pomerov (J. L. Proust, 1799, J. Dalton, 1803):

Zloženie chemickej zlúčeniny je vždy rovnaké a nezávisí od spôsobu jej prípravy.

Napr. voda má vždy rovnaké zloženie, nezávisle odkiaľ pochádza. Všetky vzorky vody sú

vždy zložené z tých istých prvkov, vodíka (H) a kyslíka (O) s rovnakým hmotnostným

zastúpením – 11,19 % H a 88,81 % O.

Poznámka: Zlúčeniny pre ktoré platí zákon stálych zlučovacích pomerov, sa nazývajú daltonidy.

Jestvujú aj tuhé zlúčeniny, ktorých zloženie sa môže v určitom rozmedzí meniť, takéto

nestechiometrické zlúčeniny sa nazývajú bertolidy. Napr. v oxide železnatom pripadá na jeden atóm

kyslíka od 0,84 po 0,95 atómov železa a jeho skutočné zloženie vyjadruje vzorec Fe0,84−0,95O. Aj táto

zlúčenina je elektricky neutrálna, ale záporný náboj O2− je kompenzovaný nielen kladným nábojom

katiónov Fe2+ ale aj prítomných katiónov Fe3+.

Väčšina zlúčenín má v súlade so zákonom stálych zlučovacích pomerov zloženie nezávisle

od spôsobu prípravy.

⚫ Niektoré prvky sa môžu zlučovať nielen v jednom, ale v dvoch prípadne vo viacerých

pomeroch svojich hmotnosti:

Zákon násobných zlučovacích pomerov (J. Dalton, 1803):

Pri tvorbe viacerých zlúčenín dvoch (viacerých) prvkov sú hmotnosti jedného prvku

pripadajúce na jednu a tú istú hmotnosť iného prvku v pomere malých celých čísiel.

Napr. uhlík a kyslík tvoria dve zlúčeniny, oxid uhoľnatý CO a oxid uhličitý CO2. V CO na

1,33 g O pripadá 1,00 g C. V CO2 na 2,66 g O pripadá 1,00 g C. Hmotnosť kyslíka na gram

uhlíka je presne dvakrát väčšia v CO2 ako v CO. Dôležitou skutočnosťou je „presne

dvakrát“, ten istý pomer počtu atómov kyslíka je aj vo vzorcoch týchto zlúčenín.

Poznámka: Dnes je ľahké pochopiť uvedené zákony na základe toho, že prvky sú zložené z atómov,

v protiklade k vyjadrovaniu množstva prvkov v gramoch. Namiesto pomeru hmotností teraz

vyjadrujeme pomer počtu atómov, čo zjednodušuje pochopenie definície zlúčeniny.

Chemické vzorce

⚫ Chemický vzorec vyjadruje zloženie chemických látok (zastúpenie atómov), prípadne

i chemickú stavbu (štruktúru) látky. Chemické vzorce sa používajú predovšetkým

v chemických rovniciach, ktoré vyjadrujú priebeh chemických dejov. K chemickým

vzorcom patria stechiometrický (empirický) vzorec, molekulový vzorec, funkčný vzorec,

štruktúrny vzorec, elektrónový štruktúrny vzorec a pod.

Stechiometrický (empirický) vzorec zlúčeniny vyjadruje pomer, v akom sú zastúpené

atómy v zlúčenine.

Môžeme ho odvodiť zo známeho obsahu jednotlivých prvkov (napr. C, H, N a S)

stanoveného kvantitatívnym rozborom danej zlúčeniny. Stechiometrický vzorec je napr. HO

(pre peroxid vodíka, H2O2), CH3 (pre etán, C2H6) a P2O5 (pre oxid fosforečný, P4O10).

Molekulový vzorec vyjadruje skutočné zastúpenie (počet) jednotlivých atómov

v molekule.

Používa sa na vyjadrenie zloženia látok s molekulovou štruktúrou, napr. benzén, C6H6, etén,

C2H4, oxid fosforitý P4O6 a pod. Molekulový vzorec je niekedy totožný so stechiometrickým

vzorcom, alebo je jeho násobkom. Napr. formaldehyd, CH2O, kyselina octová, C2H4O2

(dvakrát CH2O) a glukóza, C6H12O6 (šesťkrát CH2O).

Funkčný (racionálny) vzorec zvýrazňuje v molekulovom vzorci charakteristické

atómové skupiny, tzv. funkčné skupiny.

Funkčné skupiny sú napr. metyl –CH3, hydroxyl –OH, karboxyl –COOH, fenyl –C6H5 a

amín –NH2. Tieto skupiny sa niekedy oddeľujú väzbovou čiarkou, alebo sa dávajú do

zátvoriek. Spojovacie väzbové čiarky vyjadrujú priamo viazané atómy (jednoduchou,

dvojitou alebo trojitou väzbou). Každá spojovacia čiara medzi atómami znamená spoločný

elektrónový pár sprostredkujúci väzbu. Príklady: NH4NO3, R−C(=O)NH2, NH2–NH2,

R−CN, CH3–COOH, SO2(NH2)2 a pod. Funkčné vzorce umožňujú rozlíšiť zlúčeniny

s rovnakým molekulovým vzorcom, napr. etanol CH3CH2OH a dimetyléter CH3−O−CH3.

⚫ Štruktúra chemickej látky vyjadruje priestorové usporiadanie atómov alebo funkčných

skupín v chemickej látke, ktoré do určitej miery vyjadruje štruktúrny vzorec.

Štruktúrny vzorec vyjadruje okrem počtu atómov v molekule aj ich vzájomné

viazanie, prípadne do väčšej či menšej miery aj priestorové usporiadanie atómov.

V štruktúrnom vzorci sú symbolmi prvkov znázornené všetky atómy vyskytujúce sa

v molekule. Tento spôsob písania vzorcov je vhodný z praktických dôvodov len pre malé

molekuly (obr. 1.14).

metán etán etén etín benzén

Obr. 1.14 Štruktúrne vzorce niektorých organických molekúl.

⚫ Štruktúrny vzorec nedostatočne vyjadruje skutočnú geometriu molekuly, tj. uhly medzi

atómami. Napr. v molekule metánu (obr. 1.14) nie sú väzbové uhly (HCH) = 90°. Preto sa

často priestorové vzťahy (vyjadrenie trojrozmerného tvaru) zakresľujú do roviny papiera

klinmi (plný klín smeruje k nám a čiarkovaný od nás). Na obr. 1.15 je znázornený

konfiguračný (geometrický) štruktúrny vzorec pre molekulu metánu.

Obr. 1.15 Konfiguračný (geometrický) štruktúrny vzorec metánu CH4.

⚫ Na obr. 1.16 je znázornený štruktúrny vzorec kyseliny octovej (molekulový vzorec

C2H4O2) ako aj jej molekulové modely. Zo vzorcov je zrejmé, že jeden z atómov vodíka

viazaný na atóm kyslíka sa líši od ostatných troch, ktoré sú viazané na atóm uhlíka. Aby sme

zohľadnili túto skutočnosť, často sa píše molekulový vzorec kyseliny octovej v tvare

HC2H3O2. Táto skutočnosť je potom lepšie vyjadrená pomocou funkčných vzorcov v tvare

CH3COOH, CH3CO2H.

štruktúrny vzorec ball-and-stick model space-filling model

Obr. 1.16 Štruktúrny vzorec kyseliny octovej a jej molekulové modely.

⚫ Ak väzbové alebo neväzbové (voľné) elektrónové páry vyjadrime čiarkou (nesparený

elektrón bodkou) máme možnosť vyjadriť väzbové pomery v molekulách alebo iónoch

elektrónovými štruktúrnymi vzorcami.

⚫ Elektrónový štruktúrny vzorec je štruktúrny vzorec doplnený o rozmiestnenie väzbových

a neväzbových elektrónových párov (nespáreného elektrónu) jednotlivých atómov

v molekule. Na obr. 1.17 sú znázornené elektrónové štruktúrne vzorce kyseliny siričitej,

kyseliny sírovej a kyseliny tiosírovej.

H2SO3 H2SO4 H2S2O3

Obr. 1.17 Elektrónové štruktúrne vzorce niektorých kyselín síry.

Oveľa podrobnejšie sa budeme elektrónovými štruktúrnymi vzorcami zaoberať v kap. X.Y.

Oxidačné čísla

⚫ Oxidačné číslo nie je fyzikálna realita a vo všeobecnosti vyjadruje len číselnú

charakteristiku oxidačného čísla atómu (v mnohých prípadoch neodpovedá skutočnej

elektrónovej konfigurácii atómu). Vyjadruje sa v násobkoch elementárneho náboja (e)

a značí sa rímskou číslicou vpravo hore pri symbole prvku, alebo v zátvorke za symbolom

prvku (napr. FeIII alebo Fe(III). Jeho hodnoty sa takmer bez výnimky pohybujú od −IV do

VIII.

Oxidačné číslo je skutočný náboj jednojadrovej alebo viacjadrovej častice, alebo

hypotetický náboj viazaného atómu, vyjadrený v násobkoch elementárneho náboja,

ktorý by mal atóm, keby sa všetky väzbové elektróny zdieľané každou dvojicou

vzájomne viazaných atómov priradili elektronegatívnejšiemu atómu dvojice.

⚫ Na základe tejto definície môžeme sulfidovému aniónu S2– priradiť oxidačné číslo S–II a

disulfidovému aniónu S22– oxidačné číslo skupiny navzájom viazaných atómov (S2)–II.

Podobne môžeme v prípade amónneho katiónu NH4+ priradiť celej skupine oxidačné číslo

(N–IIIHI4)I.

Poznámka: Ak sa v skupinách prvkov „rozdelí“ oxidačné číslo na jednotlivé atómy (vypočíta sa

priemerné oxidačné číslo), oxidačné číslo môže nadobúdať aj neceločíselné hodnoty (napr.

v hyperoxidovom anióne O2– je O–1/2). V tomto prípade sa hodnoty oxidačných čísel vyjadrujú

arabskými číslami.

⚫ Na názorné určenie oxidačných čísel atómov v prípade molekulových zlúčenín je vhodné

použiť namiesto molekulových (stechiometrických) vzorcov elektrónové štruktúrne vzorce.

Na základe uvedenej definície oxidačného čísla, ako aj poradia klesajúcej elektronegativity

O S H, môžeme pre atómy (skupiny navzájom viazaných atómov) v kyselinách síry

znázornených na obr. 1.18 určiť nasledujúce oxidačné čísla.

HI2SIVO–II

3 HI2SVIO–II

4 HI

2S0SIVO–II3

HI2(S2)IVO–II

3

Obr. 1.18 Určenie oxidačných čísiel atómov na základe elektrónových štruktúrnych vzorcov.

Poznámka: Oxidačné číslo skupiny atómov môže byť väčšie ako VIII, napr. (S4)X pre skupinu

navzájom viazaných atómov síry v tetrationanovom anióne S4O62–.

⚫ Oxidačné čísla tvoria základ názvoslovia anorganických látok a vyčíslovania oxidačno-

redukčných reakcií. V uvedených prípadoch sa na určovanie oxidačných čísiel používajú

niektoré formálne pravidlá:

1. Atómy prvku v nezlúčenom stave alebo v jednoduchých látkach majú oxidačné číslo

rovné nule (napr. Na0, (N0)2, (P0)4, C0).

2. Atóm fluóru (17. skupina) má v zlúčeninách len oxidačné číslo –I (napr. Na(F–I), Ca(F–

I)2, O(F–I)2).

3. Oxidačné číslo atómov alkalických kovov (1. skupina) v ich zlúčeninách je I (napr. NaICl,

(KI)3PO4).

4. Oxidačné číslo atómov prvkov 2. skupiny (Be, Mg, Ca, Sr, Ba a Ra) ako aj Zn a Cd v ich

zlúčeninách je II (napr. BeIICl2, CaIISO4·2H2O, ZnIISO4·7H2O).

5. Oxidačné číslo jednoatómového iónu sa rovná jeho nábojovému číslu (napr. K+ má KI,

Ce4+ ma CeIV).

6. Atóm vodíka v zlúčeninách s nekovmi alebo polokovmi má oxidačné číslo I (napr.

v N(HI)3, HICl, (HI)2Se, N2(HI)4). V zlúčeninách s alkalickými kovmi a kovmi alkalických

zemín je oxidačné číslo vodíka −I (napr. Na(H–I), Ca(H–I)2).

7. Atóm kyslíka má v zlúčeninách zvyčajne oxidačné číslo −II (napr. v H2O, SO42−).

Výnimkou je zlúčenina s fluórom OIIF2 (pravidlo 2) a prípady navzájom viazaných atómov

kyslíka kovalentnou väzbou v peroxidoch (O2)−II, superoxidoch (O2)−I a ozonidoch (O3)−I.

8. V zlúčeninách, v ktorých nie je vodík a kyslík, treba pri určovaní oxidačného čísla atómov

vychádzať z elektronegativity jednotlivých prvkov (napr. BIII(F–I)3, (AlIII)4(C–IV)3).

9. Ak sú priamo viazané kovalentnou väzbou dva atómy toho istého prvku, ktoré sú

s ostatnými atómami viazané kovalentnou väzbou rovnakým (ekvivalentným) spôsobom,

nedochádza k zmene oxidačného čísla. V tomto prípade je najvhodnejšie vyjadriť oxidačné

číslo skupiny navzájom viazaných atómov, napr. peroxid vodíka H2(O2)−II, chlorid disírny

(S2)IICl2, pentasulfid disodný Na2(S5)−II.

10. Ak sú priamo viazané kovalentnou väzbou dva atómy toho istého prvku, ktoré sú

s ostatnými atómami viazané rozdielnym (neekvivalentným) spôsobom, dochádza k zmene

oxidačného čísla. Napr. Na2(S0SIV)O3 je tiosíran sodný so skupinou (S2)IV, nie disírnatan

sodný s priemerným oxidačným číslom (SII)2. Aj keď pri zlúčeninách toho istého prvku,

ktorého atómy sú navzájom viazané kovalentnou väzbou neekvivalentným spôsobom, sa

niekedy tradične uvádza priemerné oxidačné číslo. Napr. oxid dusný N0NII–O a oxid dusitý

ONII–NIVO2 majú dve rôzne oxidačné čísla atómov dusíka.

11. V neutrálnych zlúčeninách súčet oxidačných čísel všetkých atómov je nula. Súčet

oxidačných čísel všetkých atómov tvoriacich viacatómový ión je rovný celkovému náboju

iónu, napr. {PV(O–II)4}3–.

12. Viazanie ligandu na centrálny atóm v komplexnej zlúčenine nevyvoláva zmenu

oxidačného čísla centrálneho atómu ani ligandu, napr. F3BIII−N−IIIH3 a [AlIII(F−I)6]3−.

Organické atómové skupiny majú ako ligandy obvykle záporné oxidačné čísla rovné ich

väzbovosti alebo nábojovému číslu, napr. metylová skupina –CH3 a metanidový anión CH3–

majú oxidačné číslo –I.

13. Oxidačné číslo sa však spravidla nemá odvodzovať zo stechiometrického vzorca, ale

z elektrónového štruktúrneho vzorca, preto napr. TlI3 nie je jodid tálitý, ale trijodid tálny

alebo anión NO3– sa môže vyskytovať v dvoch izomérnych formách ako dusičnanový anión

alebo peroxodusitanový anión.

Poznámka: Pre anorganické zlúčeniny so zložitejšou reťazcovou, cyklickou alebo klastrovou

štruktúrou, napr. S8O, Na3P7, NaP, Cr5Te8, ako aj v organickej chémii, sa pojem oxidačného čísla

používa len zriedkavo.

Charakter chemickej väzby

⚫ V zlúčeninách sú jednotlivé atómy viazané prostredníctvom chemickej väzby. Príčinou

chemickej väzby je spoločné zdieľanie valenčných elektrónov viacerými atómami.

Chemickú väzbu možno rozdeliť do troch skupín.

Kovalentná väzba (kap. X.Y) sa tvorí prevažne medzi nekovovými (príp. polokovovými)

prvkami. Vedie k vzniku látok s molekulovú štruktúru (napr. biely fosfor P4 a NF3), prípadne

s trojrozmernou atómovou sieťou (napr. diamant a SiO2) alebo dvojrozmernou vrstevnatou

prípadne jednorozmernou polymérnou štruktúrou (napr. grafit a červený fosfor). Kovalentná

väzba sa vyznačuje:

a) smerovými vlastnosťami (má definovanú priestorovú orientáciu),

b) násobným charakterom (existuje jednoduchá, dvojitá, trojitá ale aj s neceločíselnou

násobnosťou),

c) vlastnosťou nasýtenia (jestvuje len niekoľko najbližších väzbových partnerov, napr. uhlík

je najviac štvorväzbový).

Iónová väzba (kap. X.Y) sa tvorí medzi katiónmi prvkov a aniónmi nekovových prvkov

a jestvuje len v tuhých kryštalických látkach. Zúčastnené ióny sú buď jednoduché (napr. Li+

a F− v LiF) alebo zložené (napr. NH4+ a SO4

2− v (NH4)2SO4). Vyznačuje sa väčším počtom

väzbových partnerov (6, 8, 12), stratou smerového charakteru a násobnosti.

Kovová väzba (kap. X.Y) vzniká medzi atómami kovových prvkov. Uplatňuje sa v kovoch

a zliatinách. Vedie k tesnému usporiadaniu kladných atómových zvyškov kovu, medzi

ktorými sa voľne pohybujú valenčné elektróny. Počet najbližších väzbových partnerov je

vysoký – 12 až 14.

Poznámka: Uvedené tri druhy chemickej väzby treba chápať ako hraničné prípady, medzi ktorými

existuje veľké množstvo prechodných stavov. Existujú ďalšie, osobitné druhy chemickej väzby

(donorovo-akceptorová väzba, vodíková väzba, chemická väzba v tuhých látkach), o ktorých bude

pojednané neskôr.

Molekulové zlúčeniny a medzimolekulové interakcie

⚫ Najmenšou stavebnou jednotkou molekulových zlúčenín sú molekuly (kap. 1.4.5). Okrem

kovalentnej väzby jestvujú medzi molekulami aj z energetického hľadiska oveľa slabšie

fyzikálne medzimolekulové príťažlivé sily (interakcie), medzi ktoré zahrňujeme van der

Waalsove sily a vodíkové väzby. Medzimolekulové interakcie (kap. X.Y) sú príčinou

jestvovania agregátov (plyn, kvapalina, tuhá látka). Uplatňujú sa medzi nezlúčenými

atómami (atómy vzácnych plynov), medzi molekulami a molekulovými iónmi. Pôsobia na

dlhšiu vzdialenosť ako väzbové sily a sú omnoho slabšie (stabilizačná energia

medzimolekulových je omnoho menšia než energia chemickej väzby). Chemická

individualita sa medzimolekulovými interakciami nenarušuje. Najsilnejšími

medzimolekulovými silami sú vodíkové väzby.

⚫ Vodíková väzba (kap. X.Y) vzniká hlavne v polárnych zlúčeninách, v ktorých je atóm

vodíka viazaný s fluórom, kyslíkom alebo dusíkom – s prvkami s najvyššou hodnotou

elektronegativity. Na vodíkovú väzbu môžeme v prvom priblížení pozerať ako na príťažlivú

interakciu uskutočnenú na základe vzájomného priťahovania medzi opačne nabitými

koncami molekúl (dipólovo-dipólová interakcia). Napr. voda H2O je polárna molekula, ktorá

v kvapalnej aj tuhej fáze vytvára vodíkové väzby. Vodíková väzba je však stále slabá

v porovnaní s kovalentnou väzbou. Napr. vodíková väzba H2O···H–OH (obr. 1.19) má

väzbovú energiu v porovnaní s kovalentnú väzbu O–H viac ako 20-krát menšiu.

Obr. 1.19 Vodíková väzba medzi molekulami vody.

⚫ Van der Waalsove sily sa delia na coulombické (dipól-dipól), polarizačné (dipól-

indukovaný dipól) a disperzné (Londonove). Najsilnejšie z nich sú coulombické, slabšie sú

polarizačné a najslabšie sú disperzné sily. Van der Waalsove (coulombické, polarizačné a

disperzné) príťažlivé sily sú v porovnaní s kovalentnou a iónovou väzbou veľmi slabé a

pôsobia vo všetkých troch skupenstvách medzi elektricky nenabitými atómami a

molekulami. Napr. coulombická dipólovo-dipólová interakcia sa pozoruje medzi

molekulami oxidu dusičitého (obr. 1.20). Kladná časť jednej molekuly je priťahovaná k

zápornej časti susednej molekuly.

Obr. 1.20 Dipólovo-dipólová interakcia medzi molekulami NO2.

Pôvod disperzných síl si vysvetľujeme na základe elektrostatického priťahovania

indukovaných nábojov na opačne nabitých koncoch atómov alebo molekúl. Napr. priblíženie

dvoch molekúl I2 (obr. 1.21) vedie k deformácii difúznych elektrónových obalov každej

molekuly, čo spôsobuje vznik disperzných síl.

Obr. 1.21 Vznik disperzných síl medzi molekulami I2.

Iónové zlúčeniny

⚫ Iónové zlúčeniny (kap. X.Y) pozostávajú z pravidelne sa striedajúcich katiónov

a aniónov usporiadaných do trojrozmernej iónovej kryštálovej štruktúry. Jedno- alebo

viacatómové ióny predstavujú dobre definované útvary schopné aj samostatnej existencie

(napr. v roztoku alebo tavenine). Ióny sú navzájom pútané elektrostatickými príťažlivými

silami, riadiacimi sa Coulombovým zákonom. Tieto sily nemajú určitú smerovú orientáciu,

ale pôsobia všetkými smermi rovnomerne. Ióny sa správajú ako pružné gule nesúce

elektrický náboj. Dokonca aj na viacatómové častice NH4+ a SO4

2− možno nazerať ako na

nabité guľovité útvary. Ióny sa v kryštálovej štruktúre vyznačujú väčším počtom najbližších

väzbových partnerov (6, 8, 12). Napr. v štruktúre typicky iónovej zlúčeniny chloridu

sodného (obr. 1.22) je každý sodný katión obklopený šiestimi chloridovými aniónmi Cl−

a naopak každý chloridový anión je obklopený šiestimi sodnými katiónmi. V tuhom stave je

veľký počet iónov Na+ a Cl− usporiadaný do trojrozmernej iónovej kryštálovej štruktúry.

Najmenší pomer sodných katiónov k chloridovým aniónom je 1:1 Pre tento pomer sa

používa názov vzorcová jednotka, ktorá je totožná so stechiometrickým vzorcom.

Obr. 1.22 Iónová štruktúra chloridu sodného, NaCl.

Hmotnosť m(L) súboru atómov určeného stechiometrickým vzorcom L = AaBb... vzťahujúca

sa na jednu dvanástinu hmotnosti atómu nuklidu 12C sa označuje ako relatívna vzorcová

hmotnosť Mr (vzorcová váha).

12

L Lr

C

(L) = =1 u

12

m mM

m

Porovnanie vlastností molekulových a iónových zlúčenín

⚫ Molekulové zlúčeniny sú najčastejšie tvorené z nekovových prvkov (tab. 1.7). Naproti

tomu iónové zlúčeniny sú najčastejšie tvorené kombináciou kovových a nekovových prvkov.

Tabuľka 1.7 Charakteristické vlastnosti molekulových a iónových zlúčenín.

Molekulové zlúčeniny Iónové zlúčeniny

prvky, ktoré tvoria zlúčeninu nekovy* kovy + nekovy*

najmenšia stavebná jednotka

zlúčeniny molekuly

„vzorcová jednotka“, ktorá vyjadruje

najjednoduchší pomer prvkov

v zlúčenine – stechiometrické

zloženie.

opis najmenšej stavebnej

jednotky

spolu viazane atómy za

vzniku molekuly

katióny a anióny sú spolu viazané

v tuhej kryštalickej zlúčenine

príklady zlúčenín H2O, C2H6 NaCl, CaF2

* Výnimky budeme preberať neskôr.

⚫ Molekulové a iónové zlúčeniny majú veľmi rozdielne fyzikálne vlastnosti. Napr.

molekulové zlúčeniny môžu byť tuhé látky, kvapaliny alebo plyny pri izbovej teplote, zatiaľ

čo iónové zlúčeniny sú vždy tvrdé a krehké tuhé látky. Molekulové zlúčeniny, ktoré sú tuhé

látky sa zvyčajne topia pri oveľa nižších teplotách ako iónové tuhé látky. Napr. molekulová

zlúčenina voda (ľad) sa topí pri 0 °C, naopak iónová zlúčenina NaCl sa topí až pri 801 °C.

Iónové zlúčeniny sú takmer vždy elektricky nevodivé, avšak keď sú roztavené alebo

rozpustené, veľmi dobre vedú elektrický prúd.

Príklad 1.32 Zákon stálych zlučovacích pomerov

Dve vzorky oxidu uhličitého sa rozkladajú na prvky. Rozkladom prvej vzorky vznikne 25,60

g O2 a 9,60 g C, zatiaľ čo rozkladom druhej vzorky vzniká 21,60 g O2 a 8,10 g C. Dokážte,

že tieto výsledky sú v súlade s zákonom stálych zlučovacích pomerov.

Odpoveď:

Pre dôkaz uvedenej skutočnosti vypočítame hmotnostný pomer jedného prvku k druhému.

Vhodnejšie je podeliť väčšiu hmotnosť menšou.

Pre prvú vzorku: hmtonosť kyslíka 25,60 g

= = 2,67 : 1hmotnosť uhlíka 9,60 g

Pre druhú vzorku: hmtonosť kyslíka 21,60 g

= = 2,67 : 1hmotnosť uhlíka 8,10 g

Pomer hmotnosti kyslíka ku hmotnosti uhlíka je pre obe vzorky rovnaký, čo je v súlade so

zákonom stálych zlučovacích pomerov.

Príklad 1.33 Zákon násobných zlučovacích pomerov

Vodík tvorí s kyslíkom dve zlúčeniny – vodu H2O a peroxid vodíka H2O2. Dokážte, že pre

uvedené zlúčeniny platí zákon násobných zlučovacích pomerov.

Odpoveď:

Na základe relatívnych atómových hmotností vodíka (Ar(H) = 1,00794) a kyslíka (Ar(O) =

15,9994) môžeme v prípade H2O predpokladať, že na 2 g vodíka pripadá približne 16 g

kyslíka. V prípade H2O2 na 2 g vodíka pripadá približne 32 g kyslíka. Pomer kyslíka v H2O2

k H2O je 32 / 16 = 2. Tento výsledok je v súlade so zákonom násobných zlučovacích

pomerov.

Príklad 1.34 Chemické vzorce

Napíšte stechiometrické vzorce pre zlúčeniny s nasledujúcimi molekulovými vzorcami

a) C4H8, b) N2H4, c) CCl4, d) C5H12, e) H2O2, f) C2H8N2,

v prípade zlúčenín b) N2H4 a e) H2O2 napíšte aj funkčné vzorce.

Odpoveď:

a) CH2, b) NH2, c) CCl4, d) C5H12, e) HO, f) CH4N.

Funkčné vzorce: b) H2N−NH2, e) HO−OH.

Príklad 1.35 Oxidačné čísla atómov

Uveďte oxidačné čísla atómov a pomenujte nasledujúce zlúčeniny:

a) P v P4O10, b) S v Na2S2O7, c) Si v K4H4Si4O12, d) Cr v K2Cr3O10, e) S v K4I2O9

Odpoveď:

a) PV, oxid fosforečný; b) SVI, disíran sodný; c) SiIV, tetrahydrogentetrakremičitan

tetradraselný; d) CrVI, trichroman draselný; e) IVII, dijodistan tetradraselný.

Poznámka: V uvedených zlúčeninách atómy PV, SVI, SiIV, CrVI a IVII majú v maximálne oxidačné čísla

daného prvku. Z tejto skutočnosti vyplýva, že uvedené atómy nie sú navzájom viazané kovalentnou

väzbou, ale v ich štruktúre vystupuje kyslík ako mostíkový atóm.

Príklad 1.36 Oxidačné čísla skupiny navzájom viazaných atómov

Uveďte oxidačné čísla navzájom viazaných atómov a pomenujte nasledujúce zlúčeniny.

a) (S)2 v FeS2, b) (O2) v Na2O2, c) (S4) v Na2S4O6, d) (S8) v S8, e) (N2) v H2N2O3.

Odpoveď:

a) (S)2−II, disulfid železnatý; b) (O2)−II, peroxid sodný; c) (S4)X, tetrationan sodný; d) (S8)0,

oktasíra; e) (N2)IV, kyselina didusnatá.

Príklad 1.37 Oxidačné čísla skupiny navzájom viazaných atómov

Uveďte oxidačné čísla všetkých atómov v molekule glukózy.

Odpoveď:

Zjednodušený štruktúrny vzorec prekreslíme na úplný. Podľa pravidiel na určovanie

oxidačných čísel majú najelektronegatívnejšie atómy kyslíka oxidačné číslo –II a najmenej

elektronegatívne atómy vodíka majú oxidačné číslo I. Jednotlivé atómy uhlíka majú

oxidačné čísla uvedené na obrázku.

Vzorec glukózy teda môžeme zapísať C–I(C0)4CI(HI)12(O–II)6, resp. (C6)0(HI)12(O–II)6.

Príklad 1.38 Molekulové zlúčeniny

Napíšte vzorec molekulovej zlúčeniny na obrázku.

Uveďte oxidačné číslo atómu Xe. Pomenujete uvedenú zlúčeninu.

Odpoveď:

XeF4O2, XeVIII – tetrafluorid-dioxid xenoničelý.

Príklad 1.39 Molekulové zlúčeniny

Napíšte molekulové, funkčné a štruktúrne vzorce zlúčenín, ktorých molekulové modely sú

znázornené na obrázku. Pomenujte uvedené zlúčeniny.

a b c d

Odpoveď:

Molekulové vzorce: a) C2H5Br, b) C2H7N, c) CH2Cl2, d) NH3O,

funkčné vzorce: a) Br–CH2–CH3, b) CH3–NH–CH3, c) Cl2CH2,

d) NH2–OH,

štruktúrne vzorce:

názvy: a) brómetán, b) dimetylamín, c) dichlórmetán, d) hydroxylamín.

Príklad 1.40 Molekulové zlúčeniny

Ktoré z nasledujúcich zlúčenín môžeme očakávať, že budú jestvovať ako molekuly: NaBr,

NO2, C2H6, NiO, BaF 2, C12H22O11, PF3?

Odpoveď:

Molekulové zlúčeniny sú tie v ktorých sú len nekovové prvky: NO2, C2H6, C12H22O11 a PF3.

Príklad 1.41 Iónové zlúčeniny

Pri ktorých zlúčeninách môžeme očakávať, že budú iónové: MnCl2, BrF5, SO2, MgCl2, CaO,

IF7?

Odpoveď:

Iónové zlúčeniny sú tie v ktorých je nekovový aj kovový prvok: MnCl2, MgCl2 a CaO.

Príklad 1.42 Iónové a molekulové zlúčeniny

Pri ktorých zlúčeninách môžeme očakávať, že budú molekulové: PF5, NaI, SCl2, Ca(NO3)2,

FeCl3, LaP, CoCO3, N2O4.

Odpoveď:

Molekulové zlúčeniny sú tie v ktorých sú len nekovové prvky: PF5, SCl2 a N2O4

Príklad 1.43 Iónové zlúčeniny

Čo je nesprávne na konštatovaní: Chlorid vápenatý je iónová zlúčenina so vzorcom Ca2Cl4?

Odpoveď:

Vzorec iónovej zlúčeniny vyjadruje len najjednoduchší pomer prvkov, z ktorých je zložená

(stechiometrický vzorec), takže správny vzorec je CaCl2 a nie Ca2Cl4.

1.5.3 Skupenské stavy látok

⚫ Látky môžu vystupovať v troch základných skupenských stavoch: plynnom, kvapalnom

a tuhom. Plyny a kvapaliny sa súborne označujú ako tekutiny. Kvapaliny a tuhé látky sa

nazývajú kondenzovaná fáza. Skupenský stav závisí od stavových podmienok (teplota,

tlak) a súdržných (kohéznych) síl medzi časticami. Veľkosť súdržných síl je daná

charakterom väzieb medzi časticami, ktoré látku tvoria ako aj chemickou štruktúrou týchto

častíc. Veľkosť súdržných síl klesá od tuhého cez kvapalné až po plynné skupenstvo. Účinok

týchto síl možno prekonať napr. zvyšovaním teploty sústavy (obr. 1.23).

Obr. 1.23 Zmena skupenského stavu látok pri zahrievaní.

Poznámka: K uvedeným skupenstvám sa priraďuje aj plazmatické skupenstvo. V tomto skupenstve

sú látky pri enormne vysokých teplotách alebo elektrických výbojoch, keď sú atómy zbavené časti

svojich elektrónových obalov. Výskum plazmy patrí medzi hlavné smery moderného fyzikálneho

bádania.

⚫ Tuhé látky (kap. X.Y) sú také, ktorých stavebné častice – atómy, ióny molekuly – sú

pravidelne usporiadané v priestore, čím vytvárajú tzv. kryštálovú štruktúru. V tejto štruktúre

sa častice nachádzajú v definovaných polohách, kde vykonávajú kmitavé pohyby, ktorých

priemerná energia ktorých je závislá od teploty. Okrem tohto kmitania sú však častice

viazané na svoje rovnovážne polohy, ktoré nemôžu trvale opúšťať a navzájom sa

premiestňovať. Tým je podmienená odolnosť tuhých látok oproti zmenám tvaru ako aj

(podobne ako pri kvapalinách) oproti objemovým zmenám. Kryštálová štruktúra tuhých

látok podmieňuje ich pravidelný tvar, ako aj anizotropiu fyzikálnych vlastnosti v závislosti

od smeru, v ktorom sú merané. Anizotropia sa nápadne prejavuje najmä pri optických

vlastnostiach (rýchlosť svetla, dvojlom), nachádzame ju však aj pri iných vlastnostiach

(elektrická a tepelná vodivosť, mechanické vlastnosti ako pružnosť, pevnosť, stlačiteľnosť).

Niektoré látky, hoci majú stály tvar, nejavia pravidelnú kryštálovú štruktúru a sú izotropné,

čiže majú rovnaké vlastnosti vo všetkých smeroch. Takéto látky, príkladom ktorých je sklo,

vosk, živice a i., sa bežne označujú ako amorfné. Z fyzikálneho hľadiska sú blízke stavu

silne podchladených kvapalín, ktorých častice majú takú malú pohyblivosť, že sa prakticky

nemôžu preorientovať a vytvoriť kryštálovú štruktúru.

⚫ Kvapaliny (kap. X.Y) môžu pozostávať z atómov, molekúl, iónov alebo atómov

viazaných kovovými väzbami (kvapalné kovy). Sú na prechode medzi plynnými a tuhými

látkami. Na rozdiel od plynov medzi časticami kvapalín sa uplatňujú príťažlivé sily značnej

veľkosti, takže pohyb ich častíc je podstatne obmedzenejší ako pri časticiach plynov. Každá

častica kvapaliny kmitajúca v silovom poli okolitých častíc okolo istej rovnovážnej polohy

môže prejsť do sféry pôsobenia iných častíc. Z tohto dôvodu kvapaliny ľahko menia svoj

tvar, sú tekuté, zachovávajú svoj objem a sú veľmi málo stlačiteľné (obr. 1.20). Významnou

časťou kvapaliny je jej povrch na ktorom sú vlastnosti kvapaliny iné, než vo vnútri jej

objemu. S tým súvisia mnohé povrchové javy ako je napr. kapilárna elevácia a kapilárna

depresia.

Poznámka: Výskum kvapalín pomocou röntgenových lúčov ukazuje, že častice kvapalín vytvárajú

malé skupiny, v ktorých sú pravidelne usporiadané na spôsob kryštálových štruktúr. Tieto tzv.

cybotaktické skupiny existujú len krátko, potom sa rozpadajú, no na iných miestach sa opäť vytvárajú.

⚫ Pre plynné skupenstvo (kap. X.Y) je charakteristická voľnosť pohybu častíc. Môžu to

byť atómy, molekuly alebo pri iónových zlúčeninách – iónové zhluky príp. samotné ióny

(pri veľmi vysokých teplotách). Tieto častice sú navzájom natoľko vzdialené, že

medzimolekulové sily sú veľmi malé a pohybujú sa veľkými rýchlosťami celkom

neusporiadane – chaoticky. Tým je podmienené, že plyny takmer bez odporu menia svoj

tvar a sú veľmi stlačiteľné. Plyny vypĺňajú úplne objem nádoby, v ktorej sú uzatvorené, a ich

častice pri svojom pohybe narážajú na steny. Týmito nárazmi pôsobia na steny nádoby silou,

ktorá sa prejavuje ako tlak plynu.

⚫ Uvedené vlastnosti troch skupenských stavov látky si môžeme najlepšie ukázať na vode.

Obr. 1.24 ukazuje kus ľadu na vyhrievanej ploche a tri skupenstva vody. Znázornené krúžky

vo vnútri ukazujú ako by sme mali vidieť tieto skupenstva na mikroskopickej úrovni, ak

vieme, že voda je tvorená molekulami H2O.

Obr. 1.24 Makroskopický a mikroskopický pohľad na skupenské stavy vody.

a – tuhé, b – kvapalné, c – plynné skupenstvo.

V ľade (obr. 1.24a) sú molekuly usporiadané pravidelným spôsobom do kryštálovej

štruktúry. V kvapalnej vode (obr. 1.24b) sú molekuly pomerne blízko, ale ich pohyb už nie

je tak obmedzený ako pri tuhých látkach. V plynnom skupenstve vody, pare, (obr. 1.24c), sú

molekuly ďaleko od seba a navzájom sa neovplyvňujú.

1.5.4 Fyzikálne a chemické vlastnosti a deje

⚫ Objekty štúdia chémie, častice, chemické látky a sústavy majú svoje vlastnosti. Niektoré

vlastnosti možno pripísať iba časticiam a nazývajú sa časticové vlastnosti. Patrí k ním napr.

atómový polomer, ionizačná energia, elektrónová afinita a polarita molekúl. Iné vlastnosti

možno pripísať iba látkam. K typickým látkovým vlastnostiam patrí napr. teplota topenia,

teplota varu, hustota a elektrická vodivosť. Vlastnosti sa pokladajú za látkové vtedy, ak

o nich rozhoduje vzájomná interakcia obrovského počtu častíc chemickej látky alebo

sústavy a sú dôsledkom takejto interakcie.

⚫ Zmeny skupenského stavu látok, ktorými sme sa zaoberali v predchádzajúcej kapitole

patria k fyzikálnym dejom (obr. 1.23). Fyzikálne vlastnosti látok sú jedným zo zdrojov

poznania, ktoré nám umožňujú vysloviť predpoklady o povahe chemických väzieb a

štruktúre látky a jej stavebných časticiach. Sem patria vlastnosti známe z bežného života

a pozorovateľné a objektívne merateľné pri bežných laboratórnych podmienkach –

skupenský stav a veličiny charakterizujúce tento stav, hustota, farebnosť a pod. Okrem toho

sem zaraďujeme vlastnosti látok, ktoré sa pozorujú len pri určitých špecifických

podmienkach (správanie látok v magnetickom poli, v elektrickom poli, pri prechode

elektrického prúdu látkou, atď.). Niektoré z uvedených vlastností látok súvisia

s vlastnosťami stavebných častíc látky (napr. paramagnetizmus látky súvisí vo väčšine

prípadov s prítomnosťou paramagnetických častíc v látke) a iné vlastnosti látok sú

výraznejšie ovplyvnené charakterom vzájomných interakcií stavebných častíc (teplota

topenia do určitej miery charakterizuje pevnosť vzájomných interakcií stavebných častíc,

ktoré sa rozrušujú pri prechode látky z tuhého do kvapalného stavu). Pozorovanie

fyzikálnych vlastností vyžaduje aby došlo k fyzikálnemu deju.

Fyzikálne deje (zmeny) sú charakteristický tým, že látky sa nemenia na iné látky,

pričom sa nemení zloženie a štruktúra látok. Mení sa len skupenstvo látok, veľkosť

častíc danej látky a pod.

⚫ Chemické vlastnosti látok opisujú schopnosť látok meniť sa na iné látky. Napr.

hrdzavenie železa vyjadruje chemickú nestálosť železa na vlhkom vzduchu. Zlato takúto

chemickú vlastnosť nemá (na vzduchu je stále). Podobne aj samozápalnosť bieleho fosforu

alebo pasivácia hliníka na vzduchu vyjadruje ich chemickú vlastnosť. Chemické deje

prebiehajú v dôsledku vzájomného pôsobenia látok alebo vplyvom rôznych druhov energie

na látky.

Chemické deje (zmeny) sú deje pri ktorých nastávajú látkové premeny, prejavujúce

sa v chemickom zložení látok, ako aj v ich chemickej štruktúre.

Chemickým dejom je napr. fotosyntéza, dýchanie, horenie, varenie, pečenie. Na obr. 1.25 je

znázornený príklad chemického deja horenia metánu CH4 (reakcia s kyslíkom O2)

v Bunsenovom kahane za vzniku plynných produktov CO2 a H2O.

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

Obr. 1.25 Chemický dej reakcie metánu s kyslíkom v Bunsenovom kahane.

⚫ Chemická zlúčenina nemení svoju identitu počas fyzikálnych zmien (kap. 1.5.4). Naproti

tomu, chemický dej mení jej identitu. Napr. rozklad zlúčeniny na prvky z ktorých je zložená

vyžaduje použitie chemického deja. Rozklad zlúčeniny na prvky je často experimentálne

náročný. Napr. výroba železa z jeho oxidov vyžaduje použitie vysokých pecí. Priemyselná

produkcia čistého horčíka z chloridu horečnatého vyžaduje použitie elektrolýzy. Vo

všeobecnosti je však jednoduchšie zmeniť jednu zlúčeninu na iné zlúčeniny ako chemickou

reakciou získať zo zlúčeniny prvky z ktorých je zložená. Ako príklad môžeme uviesť reakciu

tepelného rozkladu dichrómanu amónneho (NH4)2Cr2O7 (obr. 1.26) pri ktorej vznikajú

okrem prvku dusík N2 aj zlúčeniny oxid chromitý Cr2O3 a voda H2O.

Obr. 1.26 Rozklad dichrómanu amónneho za vzniku dusíka.

⚫ Medzi chemickými a fyzikálnymi zmenami látok je určitá súvislosť. Každá chemická

zmena je spojená aj s fyzikálnymi zmenami, akými sú napr. mechanické premiestňovanie

častíc, uvoľňovanie alebo spotreba tepelnej energie a vznik svetla. Rovnako fyzikálne zmeny

sú jedným z významných činiteľov, ktorý vplýva na priebeh chemického deja. Napr. okrem

chemických predpokladov pre priebeh rekcie zlučovania vodíka s kyslíkom na vodu sú

potrebné aj určité stavové podmienky. Zmes vodíka a kyslíka pri normálnej teplote

nereaguje, prípadne reaguje mimoriadne pomaly, kým pri zahriatí reaguje za výbuchu. Je

preto nevyhnutné skúmať súvislosti medzi chemickými a fyzikálnymi faktormi (rýchlosť

reakcie, chemická rovnováha a pod.) ovplyvňujúcimi priebeh reakcie.

Príklad 1.44 Chemické a fyzikálne vlastnosti

Nasledujúce vlastnosti zaraďte medzi fyzikálne alebo chemické vlastnosti.

a) guma je červená,

b) čerstvo pripravený hliník sa na vzduchu pokrýva vrstvičkou oxidu (pasivácia),

c) amoniak je veľmi dobre rozpustný v studenej vode,

d) chlorid sodný je hygroskopický.

Odpoveď:

Tvrdenia a) a c) sú fyzikálne vlastnosti, tvrdenia b) a d) sú chemické vlastnosti.

Príklad 1.45 Chemické a fyzikálne deje

Na základe pozorovania uveďte, či ide o fyzikálny alebo chemický dej.

a) var vody, b) rozpúšťanie cukru v čaji, c) horenie uhlia.

Odpoveď:

Tvrdenie a) fyzikálny dej – voda mení skupenský stav,

tvrdenie b) fyzikálny dej – cukor sa rozpúšťa vo vode, ale nemení svoju identitu,

tvrdenie c) chemický dej – horením uhlia vznikajú oxidy uhlíka (CO a CO2).

Príklad 1.46 Chemické a fyzikálne vlastnosti a deje

Na základe pozorovania uveďte či ide o fyzikálnu vlastnosť, fyzikálny dej, chemickú

vlastnosť alebo chemický dej

a) striebro je dobrý vodič elektriny,

b) oxid uhoľnatý horí na vzduchu,

c) antacidum uvoľňuje pálenie záhy.

Odpoveď:

Tvrdenie a) elektrická vodivosť je fyzikálna vlastnosť,

tvrdenie b) chemický dej – oxid uhoľnatý horí na vzduchu za vzniku oxidu uhličitého,

tvrdenie c) chemická vlastnosť – antacidum reaguje s prebytočnou žalúdočnou kyselinou

a uvoľňuje pálenie záhy.

1.5.5 Množstvo čistej látky

⚫ Množstvo čistej látky L (chemického prvku, zlúčeniny) možno vyjadriť:

a) počtom častíc N(L),

b) látkovým množstvom n(L),

c) hmotnosťou m(L),

d) objemom V(L).

⚫ Udávať množstvo látky počtom častíc by bolo nepraktické, pretože chemických reakcií

sa zúčastňuje obrovský počet častíc (atómov, molekúl, iónov). Preto sa zaviedla veličina

látkové množstvo n(L):

Látkové množstvo n je veličina úmerná počtu základných jedincov (entít) tvoriacich

chemickú látku.

Základnými entitami môžu byť atómy, molekuly, ióny, elektróny alebo bližšie určené

zoskupenia týchto častíc. Látkové množstvo je jedna zo základných fyzikálnych veličín. Jej

jednotkou, ktorá patrí k základným jednotkám SI (kap. 1.3), je mol (symbol mol).

Jeden mól je také látkové množstvo, v ktorom je rovnaký počet entít, ako je atómov

v 12 g (presne) nuklidu 12C.

Jeden mól hociktorej látky teda obsahuje rovnaký počet jednotiek tejto látky (entít).

Konštanta udávajúca počet entít v jednom móle, sa nazýva Avogadrova konštanta NA a má

hodnotu 6,022 . 1023 mol−1.

⚫ Medzi počtom entít látky N(L) a jej látkovým množstvom n(L) platí vzťah

N(L) = NA n(L)

Hmotnosť látky m(L) je daná súčinom hmotnosti jednej častice mL a počtu častíc N(L)

m(L) = mL N(L)

Spojením uvedených vzťahov dostaneme

m(L) = mL NA n(L)

Súčin mL NA je hmotnosť jednotkového látkového množstva, tj. jedného mólu látky L,

a označuje sa ako mólová hmotnosť M(L). Platí teda

(L)(L) =

(L)

mM

n

Jednotkou mólovej hmotnosti je kg mol−1, častejšie sa však používa g mol−1 = 10−3 kg mol−1.

Poznámka: To, že sa mólová hmotnosť v jednotkách g mol−1 číselne rovná hmotnosti častice

v jednotkách u, nevyplýva zo žiadneho fyzikálneho zákona, ale z vhodnej definície Avogadrovej

konštanty. Okrem zjednodušenia výpočtov z nej vyplýva aj súvis medzi Avogadrovou konštantou

a atómovou hmotnostnou jednotkou vyjadrenou vzťahom:

NA u = 6,022 . 1023 mol−1 . 1,661 . 10−24 g = 1,000 g mol−1.

Pojmy mólová hmotnosť a látkové množstvo sa vzťahujú aj na súčasti látok (napr. jeden mól

K2SO4 obsahuje dva móly katiónov K+).

⚫ Mólová hmotnosť udaná v g mol−1 sa číselne rovná – relatívnej atómovej hmotnosti Ar(E)

prvku E (kap. 1.4.3), relatívnej molekulovej hmotnosti Mr(L), ak táto látka L je zlúčeninou

s molekulovou štruktúrou (kap. 1.4.5) a relatívnej vzorcovej hmotnosti Mr(L) látky L

vyjadrenej stechiometrickým vzorcom L = AaBb... (kap. 1.5.2). Uvedené tvrdenie môžeme

dokumentovať na tuhom chloride sodnom, kvapalnej vode a plynnom kyslíku.

Vo všetkých prípadoch je hmotnosť 1 mólu látky vyjadrená v gramoch číselne rovná

relatívnej vzorcovej hmotnosti, napr. Mr(NaCl) = 58,45 alebo relatívnej molekulovej

hmotnosti, napr. Mr(H2O) = 18,0. V uvedených prípadoch však vzorky obsahujú rovnaký

počet molekúl, resp. vzorcových jednotiek a to 6,022 . 1023. Tvrdenie z predchádzajúceho

odseku si môžeme dokumentovať aj porovnaním relatívnej molekulovej hmotnosti vody

Mr(H2O) = 18,0 a hmotnosti jedného molu vody (18,0 g), ktorá je číselne rovnaká, ale líši sa

v jednotkách. Relatívna molekulová hmotnosť je bezrozmerné číslo a hmotnosť jedného

molu sa udáva v gramoch. Vyjadrenie oboch hmotnosti v gramoch poukazuje na obrovský

rozdiel. Hmotnosť jednej molekuly vody m = Mr(H2O) u = 18,0 . 1,66110−24 g = 2,9910−23

g, zatiaľ čo hmotnosť jedného mólu vody je 18,0 g.

⚫ Množstvo látky L meriame pomocou jej objemu najčastejšie pri kvapalných a plynných

látkach. Popri údaji o objeme látky treba uviesť aj stavové podmienky (teplotu a tlak), pri

ktorých sa objem meral. Objem plynnej látky V(L) v závislosti od jej teploty T(L) a tlaku

p(L) vyjadruje stavová rovnica ideálneho plynu, ktorá má pre látkové množstvo plynu n(L)

tvar:

(L)(L) (L) = (L) (L) = (L)

(L)

mp V n RT RT

M

Konštanta R sa označuje ako mólová plynová konštanta a jej hodnota je

R = 8,314 J K–1 mol−1.

⚫ Objem, ktorý zaujíma jeden mól látky L, sa nazýva mólový objem Vm(L). Možno ho

vyjadriť podielom objemu V(L) látky L a jej látkového množstva n(L)

m

(L)(L) =

(L)

VV

n

⚫ Hustota látky (L), je definovaná podielom hmotnosti a objemu látky

(L)(L) =

(L)

m

V

Hustota látky je intenzitná veličina, ktorej základnou jednotkou je kg m−3, avšak v praxi sa

používa jednotka g cm−3. Hustota látky patrí k dôležitým charakteristikám chemickej látky.

Stanovuje sa experimentálne. Zvyčajne s teplotou klesá, pretože pri zväčšovaní teploty sa

zväčšuje objem. Pri niektorých látkach, napr. pri vode, je závislosť zložitejšia.

⚫ Pre prácu v laboratóriu je potrebné poznať vzájomné prepočty veličín vyjadrujúcich

množstvo látky. Na vyjadrenie extenzitných veličín sa používajú intenzitné veličiny M(L) a

(L).

Príklad 1.47 Spôsoby vyjadrenia množstva látky

Charakterizujte jednotlivé extenzitné spôsoby vyjadrovania množstva látky L (hmotnosť

jednej častice, hmotnosť látky, počet častíc, objem a látkové množstvo) uvedeným symbolov

a používaných jednotiek. Uveďte vzťahy na ich vzájomný prepočet.

Odpoveď:

Veličina Symbol Jednotka Vzťah

hmotnosť jednej častice mL kg mL = m(L) / N(L)

hmotnosť látky m(L) kg m(L) = mL N(L)

počet častíc N(L) − N(L) = NA n(L)

objem V(L) m3 V(L) = m(L) / (L)

látkové množstvo n(L) mol n(L) = m(L) / M(L)

Príklad 1.48 Prepočet látkového množstva na intenzitné veličiny

Uveďte vzťahy pre prepočet látkového množstva n(L) na intenzitné veličiny (mólová

hmotnosť, mólový objem a hustota).

Odpoveď:

Veličina Symbol Jednotka Vzťah

mólová hmotnosť M(L) kg mol−1, g mol−1 M(L) = m(L) / n(L)

mólový objem Vm(L) m3 mol−1 Vm(L) = V(L) / n(L)

hustota (L) kg m−3, g cm−3 (L) = m(L) / V(L)

1.5.6 Roztoky

⚫ V prípade ak jednofázová chemická sústava pozostáva z dvoch a viac typov častíc (látok)

hovoríme o homogénnej sústave (kap. 1.5). Z homogénnych sústav sa najčastejšie

stretávame s roztokmi, ktoré sa definujú:

Roztok je homogénna izotropná kvapalná alebo tuhá sústava, zložená aspoň z dvoch

chemických látok, ktorých pomer sa môže v určitom rozmedzí plynule meniť.

Zmesi plynných, napr. vzduch, zložený z kyslíka O2, dusíka N2, oxidu uhličitého CO2

a prípadne aj ďalších plynných látok sa niekedy označujú ako plynné roztoky, my sa však

budeme zaoberať kvapalnými a tuhými roztokmi (tab. 1.8).

Tabuľka 1.8 Klasifikácia roztokov.

Roztok Rozpúšťadlo Rozpustená látka Príklad

kvapalný kvapalina

plyn vodný roztok HCl

kvapalina vodný roztok etanolu

tuhá látka vodný roztok KCl

tuhý tuhá látka

plyn roztok vodíka v Pd

kvapalina ortuť v zinku

tuhá látka zliatina Cu a Au

⚫ Najčastejšie sa v chémii stretávame s kvapalnými roztokmi zloženými z rozpúšťadla

a rozpustenej látky. Ako rozpúšťadlo sa zvyčajne označuje látka, ktorá je v nadbytku oproti

ostatným látkam. Ostatné zložky v roztoku sú rozpustené látky. Pre roztok je

charakteristické, že mnohé fyzikálne a fyzikálno-chemické vlastnosti roztoku sa odlišujú od

vlastností jeho zložiek. Najbežnejším rozpúšťadlom v anorganickej chémii je voda

a v prípade vodných roztokov sa voda považuje za rozpúšťadlo aj vtedy, keď nie je oproti

iným rozpusteným látkam v nadbytku. Napr. roztok zložený z 96 % H2SO4 a 4 % H2O sa

nazýva 96 % roztok kyseliny sírovej vo vode.

⚫ Tuhé roztoky tiež môžu obsahovať v tuhej látke (rozpúšťadle) rozpustenú plynnú,

kvapalnú alebo inú tuhú látku. Prevažná väčšina známych tuhých roztokov sa pripravuje tak,

že samotné rozpúšťanie prebieha v kvapalnom stave (napr. tavenina jednej alebo viacerých

látok) a do tuhého stavu prechádza pripravený roztok tuhnutím. Ako príklady tuhých

roztokov môžeme uviesť sklo a 14-karátové zlato a mincový kov.

Poznámka: Okrem mechanickej pevnosti sa tuhé roztoky podstatne nelíšia od kvapalných roztokov.

Napr. sklo sa niekedy zaraďuje medzi tuhé roztoky (roztoky oxidov kovových prvkov v SiO2),

niekedy medzi kvapalné roztoky s veľmi vysokou viskozitou.

⚫ Vznik roztoku je súbor fyzikálnych, fyzikálno-chemických a chemických dejov, ktoré

prebiehajú súčasne, a ktorých výsledkom je vznik homogénnej zmesi z pôvodne samostatne

existujúcich zložiek. Rozpúšťanie môže prebiehať bez priebehu chemických dejov

a rozpustená látka sa postupne rozptyľuje medzi častice rozpúšťadla (napr. rozpúšťanie O2

alebo sacharózy vo vode). Z roztoku je potom možné získať rozpustenú látku v nezmenenej

podobe. Naproti tomu, rozpúšťanie môže zahrňovať chemické deje, ak v priebehu dochádza

k zániku pôvodných častíc. Napr. pri rozpúšťaní plynného chlorovodíka HCl vo vode vzniká

roztok úplne ionizovanej kyseliny chlorovodíkovej obsahujúcej nové častice H3O+ a Cl−.

⚫ Zloženie roztokov sa vyjadruje viacerými spôsobmi, z ktorých najčastejšie sú uvedené

v tab. 1.9. Zloženie chemických sústav sa vyjadruje najmä formou hmotnostného zlomku

w(L) jednotlivých chemických látok tvoriacich sústavu alebo ich mólovým zlomkom x(L).

V bežnom živote, laboratórnej a technologickej praxi sa zloženie sústav veľmi často

vyjadruje vo forme hmotnostného percenta. V lekárni môžeme kúpiť 3 % roztok H2O2,

v laboratóriu máme 36 % roztok HCl (koncentrovaná kyselina chlorovodíková).

Významným spôsobom vyjadrenia zloženia kvapalných roztokov je koncentrácia

látkového množstva c(L). Pri charakterizácii homogénnych sústav (najmä roztokov) sa

používajú aj ďalšie spôsoby vyjadrenia zloženia sústav, a to najmä hmotnostná

koncentrácia (L), molalita m(L), objemový zlomok (L) a hustota roztoku . Na

rozdiel od veličín w(L), x(L) a (L) (ako aj od nich odvodené spôsoby vyjadrenia), ktoré sú

bezrozmernými vyjadreniami, ostatné veličiny majú rozmer a konvenčne sa prevažne

vyjadrujú v týchto jednotkách − c(L): mol dm−3; (L) a : g dm−3 a m(L): mol kg−1.

⚫ Dôležité prepočty medzi jednotlivými spôsobmi vyjadrenia zloženia roztokov sú

nasledovné:

(L) '(L) =

(L)

wc

M

(L) '(L) =

'

c Vx

n

(L) (L) '(L) =

'

x M nw

m

V týchto vzťahoch je dôležité nezameniť si hmotnosť roztoku m s hmotnosťou čistej látky

m(L), objem roztoku V s objemom čistej látky V(L) a hustotu roztoku s hustotou čistej

látky (L).

Tabuľka 1.9 Spôsoby vyjadrenia zloženia roztokov.

Veličina Vzťah Jednotka Poznámka

koncentrácia látkového

množstva

(skr. koncentrácia)

(L)(L) =

'

nc

V mol dm−3

V' – objem roztoku

n(L) – látkové množstvo čistej

látky

hmotnostná

koncentrácia

(L)(L) =

'

m

V g dm−3

m(L) – hmotnosť čistej látky

V' – objem roztoku

hmotnostný zlomok (L)

(L) = '

mw

m – m' – hmotnosť celého roztoku

mólový zlomok (L)

(L) = '

nx

n –

n' – súčet látkových množstiev

všetkých zložiek roztoku

objemový zlomok (L)

(L) = '

V

V – V' – objem roztoku

molalita (L)

(L) = (S)

nm

m mol kg−1 m(S) – hmotnosť rozpúšťadla

hustota roztoku '

' = '

m

V g dm−3

m' – hmotnosť roztoku

V' – objem roztoku

Príklad 1.49 Zloženie roztokov

Rozhodnite a zdôvodnite, ktoré z nasledujúcich spôsobov vyjadrenia zloženia patria medzi

extenzitné, resp. intenzitné vyjadrenie zloženia:

a) alkalická oxidačná zmes obsahuje 13,6 g KNO3 a 22,4 g KOH,

b) roztok pripravený rozpustením 14,5 g CuSO4·5H2O (modrá skalica) v 10 litroch vody,

c) koncentrovaná kyselina sírová s hmotnostným zlomkom w(H2SO4) = 0,96,

d) roztok KOH s koncentráciou c(KOH) = 0,155 mol dm−3,

e) roztok, ktorý v 1 dm3 obsahuje 14,0 g chloridu sodného.

Odpoveď:

Tvrdenia c) a d) sú intenzitné spôsoby vyjadrenia zloženia, pretože sú nezávislé na množstve

látky v sústave.

Tvrdenia a), b) a e) sú extenzitné spôsoby vyjadrenia zloženia závisí od množstva látky

v sústave a preto sem jednoznačne patria vyjadrenia a) a b). Vyjadrenie zloženia e) možno

vzhľadom k tomu, že obsahuje údaje o množstve jednotlivých zložiek zaradiť

k extenzitnému vyjadreniu zloženia. Avšak, vyjadrenie e) možno chápať aj ako intenzitný

spôsob vyjadrenia, pretože slovne vyjadruje hmotnostnú koncentráciu (NaCl) = 14,0 g

dm−3.

1.6 Chemické reakcie

⚫ Chemické reakcie medzi prvkami a zlúčeninami prebiehajú v dôsledku ich vzájomného

pôsobenia alebo účinkom rôznych druhov energie (teplo, elektromagnetické žiarenie, zmena

stavových podmienok).

Chemická reakcia sú chemické deje, pri ktorých sa mení chemické zloženie látok, ich

chemická alebo elektrónová štruktúra.

V priebehu chemickej reakcie sa nemení celkový počet a druh atómov, molekúl a iónov, ale

iba zanikajú staré a vznikajú nové chemické väzby. Všetky zmeny, ktorým podliehajú atómy

reagujúcich látok pri chemických reakciách, sú teda obmedzené na elektrónové obaly týchto

atómov, molekúl a iónov. Týmto sa líšia chemické reakcie od tzv. jadrových reakcií (kap.

X.Y), v ktorých sa menia jadrá zúčastnených atómov. Atómy, molekuly a ióny sú však

veľmi malé (veľkosť častíc dosahuje hodnoty poriadkovo 10−11 až 10−9 m; ich hmotnosti

10−24 až 10−20 g) nedajú sa pripravovať a sledovať samotné. Chemik pracuje s veľkými

súbormi častíc, ktoré možno vážiť, merať ich objem a pracovať s nimi. Takýmito súbormi

sú chemické látky (kap. 1.5), tj. prvky a chemické zlúčeniny alebo sústavy zložené

z viacerých látok (napr. roztoky). Chemická reakcia vyjadruje, v akých pomeroch látkových

množstiev látky medzi sebou reagujú a vznikajú. Nevyjadruje však, aká časť

z východiskových látok môže v sústave pri daných podmienkach zreagovať, ako dlho bude

reakcia prebiehať a aký je jej mechanizmus.

1.6.1 Zápis chemických rovníc

⚫ Zápis chemickej reakcie pomocou značiek chemických prvkov a vzorcov chemických

zlúčenín je chemická rovnica. V chemickej rovnici je obsiahnutá kvalitatívna

i kvantitatívna stránka chemického deja. Reaktanty (A, B,...) sú východiskové látky na

počiatku chemického deja, ktoré sa ho zúčastňujú, Produkty (P, R,...) sú výsledkom

chemickej premeny. Všeobecne môžeme vyjadriť chemickú rovnicu schémou

a A + b B + ... = p P + r R + ...

v ktorej celé čísla a, b, p, r sú absolútne hodnoty stechiometrických koeficientov vyjadrujúce

vzájomné pomery množstiev zúčastnených reaktantov a produktov. Stechiometrický

koeficient i-tej zložky sa označuje symbolom i. Pre východiskové látky majú

stechiometrické koeficienty záporné hodnoty ((A) = –a, (B) = –b,...), pre produkty

hodnoty kladné ((P) = p, (R) = r,...). Pri bežnom písaní chemických rovníc sa uvádzajú

len absolútne hodnoty stechiometrických koeficientov. Stechiometrické koeficienty sa volia

tak, aby to boli najmenšie celé čísla. Pre chemickú reakciu platí zákon zachovania

hmotnosti a zákon zachovania náboja:

Počet atómov každého druhu na ľavej strane chemickej rovnice sa rovná počtu tých

istých atómov na jej pravej strane.

Súčet nábojov iónov na ľavej strane chemickej rovnice sa rovná súčtu nábojov na jej

pravej strane.

Pri oxidačno-redukčných reakciách možno určiť stechiometrické koeficienty zo zmeny

oxidačných čísel niektorých prvkov v reaktantoch a produktoch. Pravidla určovania

oxidačných čísel sú uvedené v kap. X.Y.

⚫ Ak chceme vyznačiť smer priebehu deja, a tiež skutočnosť, že východiskové látky pri

daných podmienkach prakticky úplne zreagujú na produkty, obidve strany rovnice spájame

jednou šípkou, napr.

S + O2 SO2

Keď sú v sústave prítomné v merateľnom množstve ako produkty reakcie, tak aj

východiskové látky, píšeme v chemickej rovnici dve šípky opačného smeru, napr.

2 SO2 + O2 2 SO3

⚫ Ak reakcia potrebuje zahrievanie, používa sa symbol T umiestnený nad alebo pod šípkou

oddeľujúcou reaktanty od produktov:

CaCO3 CaO + CO2

Ak sú pre priebeh reakcie potrebné špeciálne podmienky, ako je prítomnosť katalyzátora,

vyznačí sa to pod alebo nad šípkou. Kovová platina katalyzuje (urýchľuje) rozklad oxidu

dusnatého na jeho prvky v katalyzátoroch automobilov:

2 NO Pt

⎯⎯→ N2 + O2

Chemická rovnica je stručný zápis chemickej reakcie vyjadrený pomocou

chemických symbolov – chemických vzorcov látok s príslušnými koeficientami

a znamienkami oddeľujúcimi reaktanty a produkty reakcie.

⚫ V chémii sa používa viacero spôsobov zápisu chemických rovníc. Stechiometrický zápis,

používa stechiometrické vzorce reakčných zložiek, napr.

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O

V stavovom zápise sa skupenský stav prvkov, zlúčenín a zmesi vyznačuje symbolmi g

(gaseous, plyn), l (liquid, kvapalina) a s (solid, tuhá látka). Skutočnosť, že látka je rozpustená

vo vode sa vyjadruje symbolom aq (aqueous) za vzorcom látky. Látku rozpustenú

v nevodnom rozpúšťadle charakterizuje symbol solv (solvent). Stav reakčnej sústavy možno

podrobnejšie charakterizovať aj ďalšími symbolmi, napr. zápis H2SO4(aq, konc.) vyjadruje

vodný roztok koncentrovanej kyseliny sírovej, zápisom H2SO4(aq, zr.) označujeme zriedený

vodný roztok kyseliny sírovej. Napr. reakcia tuhého hliníka s vodným roztokom kyseliny

chlorovodíkovej (obr. 1.27) vedie k vzniku vodného roztoku chloridu hlinitého a plynného

vodíka (vodík je len nepatrne rozpustný vo vode)

2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)

Obr. 1.27 Reakcia hliníka s vodným roztokom HCl.

Časticový alebo iónový zápis vyjadruje, ktoré častice (ióny, príp. atómy alebo molekuly) sa

zúčastňujú chemického deja. Napr. reakciou vodného roztoku chloridu draselného (v

roztoku sú prítomné ióny K+ a Cl−) s vodným roztokom dusičnanu strieborného (v roztoku

sú prítomné ióny Ag+ a NO3−) vzniká biela zrazenina chloridu strieborného AgCl.

K+(aq) + Cl− (aq) + Ag+(aq) + NO3−(aq) K+(aq) + NO3

−(aq) + AgCl(s)

Uvedený časticový zápis, ktorý obsahuje všetky častice prítomné v reakčnej sústave (obr.

1.28) sa nepoužíva často.

Obr. 1.28 Reakcia vodného roztoku KCl s vodným roztokom AgNO3.

Oveľa bežnejší je skrátený iónový zápis, ktorý vyjadruje len reagujúce častice

Cl−(aq) + Ag+(aq) AgCl(s)

Klasifikácia chemických reakcií

⚫ Chemické reakcie možno klasifikovať podľa rozličných hľadísk a podľa rôznych kritérií.

V učebniciach anorganickej chémie sa bežne používa rozdelenie chemických reakcií na

základe zmien v stechiometrickom zložení látok na reakcie syntézy (zlučovania), rozkladu,

nahradzovania (substitúcie) a podvojnej zámeny (metatézy).

a) Reakcie syntézy (zlučovania) – dve alebo viac látok sa kombinuje za vzniku zložitejšej

látky

A + B → AB

V tejto reakcii A a B môžu byť buď prvky alebo zlúčeniny a AB je pripravená zlúčenina.

Reakcie syntéz, prebiehajúce v plynnom stave alebo vodnom roztoku, sú napr.

N2(g) + 3 F2(g) → 2 NF3(g)

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)

Cl2(g) + 2 FeCl2(aq) → 2 FeCl3(aq)

b) Reakcie rozkladu – zlúčenina sa rozkladá na jednoduchšie látky (prvky alebo zlúčeniny)

AB → A + B

Rozkladné reakcie často prebiehajú dodaním svetelnej alebo tepelnej energie

2 AgBr(s) 2 Ag(s) + Br2(l)

2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3 O2(g)

2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

c) Reakcie nahradzovania (substitúcie) – prvok nahrádza rôzne prvky v zlúčenine za

vzniku novej zlúčeniny a uvoľnenia nahradeného prvku

A + BC → AC + B

V uvedenej reakcii sú A a B dva prvky a BC a AC sú zlúčeniny. Najviac substitučných

reakcií prebieha v roztoku už pri izbovej teplote

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

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

Cl2(g) + 2 NaI(aq) → 2 NaCl(aq) + I2(s)

d) Reakcie nahradzovania (podvojnej zámeny) – dve zlúčeniny si vymenia ióny alebo

atómy za vzniku nových zlúčenín

AB + CD → AD + BC

Reakcie prebiehajú väčšinou v roztoku a to buď za vzniku zrazeniny, plynu alebo vody

AgNO3(aq) + NaCl(aq) NaNO3(aq) + AgCl(s)

Na2S(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2S(g)

H2SO4(aq) + 2 KOH(aq) K2SO4(aq) + 2 H2O(l)

⚫ Uvedená klasifikácia reakcií vychádza len zo zmien v stechiometrickom zložení látok.

Vhodnejšie je rozdelenie chemických reakcií, ktoré prihliada na ich chemickú podstatu

(napr. na častice, ktoré sa zúčastňujú reakcií) a vystihuje aspoň v najhrubších rysoch

aj mechanizmus jednotlivých druhov reakcií. Týmto požiadavkám vyhovuje nasledujúca

klasifikácia:

a) Protolytické reakcie, pri ktorých sa vymieňa protón medzi Brønstedovou kyselinou

a Brønstedovou zásadou, napr.

HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3−(aq)

b) Oxidačno-redukčné reakcie, pri ktorých nastáva výmena elektrónov medzi

oxidovadlom a redukovadlom, napr.

Cl2(g) + 2 I−(aq) 2 Cl−(aq) + I2(s)

c) Vylučovacie reakcie, pri ktorých vznikajú tuhé málo rozpustné produkty (zrážacie

reakcie) alebo plynné, napr.

Ba2+(aq) + SO42−(aq) BaSO4(s)

NH4Cl(s) + NaOH(aq) NH3(g) + NaCl(aq) + H2O(l)

d) Komplexotvorné reakcie (reakcie tvorby komplexu), pri ktorých vzniká koordinačná

väzba, napr.

AgCl(s) + 2 NH3(aq) [Ag(NH3)2]Cl(aq)

Uvedenými typmi reakcie sa budeme podrobnejšie zaoberať v nasledujúcich kapitolách.

⚫ Organická chémia má pre klasifikáciu chemických reakcií isté špecifiká a triedi reakcie

napr. podľa reakčnej cesty (reakčného mechanizmu). Podľa spôsobu zániku starej väzby

medzi atómami A a B v zlúčenine A–B reakcie delíme na:

a) Homolytické (radikálové) reakcie, pri ktorých dochádza k symetrickému štiepeniu

väzby A–B (elektróny väzbového elektrónového páru sa rozdelia medzi atómy A a B) za

vzniku reaktívnych radikálov A• a B•.

A–B A• + B•

Radikály sú zvyšky zlúčeniny s nespáreným elektrónom, ktoré sú veľmi reaktívne, napr. H•,

Cl• a CH3•. Homolytické reakcie najčastejšie prebiehajú v prípade nepolárnych alebo málo

polárnych zlúčenín, napr. pri chlorácii alkánov.

CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)

b) Heterolytické (iónové) reakcie, pri ktorých dochádza k nesymetrickému štiepeniu väzby

A–B (elektróny väzbového páru sa presunú k elektronegatívnejšiemu atómu B) za vzniku

elektrofilného činidlá A+ ako aj nukleofilného činidlá |B–

A–B A+ + |B–

Nukleofilné činidlá sú anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré majú atóm s neväzbovým

elektrónovým párom (sú donormi elektrónov), napr. OH–, H2O a CH3COO–. Naopak,

elektrofilné činidlá sú katióny alebo neutrálne molekuly, ktoré majú elektrónové zriedenie

na niektorom atóme. Elektrofilné činidlá sú akceptormi elektrónov, napr. H3O+, NO2+ a BF3.

Heterolytické reakcie najčastejšie prebiehajú v prípade polárnych zlúčenín, napr. ionizácia

kyseliny octovej

CH3COOH(aq) + H2O CH3COO–(aq) + H3O+(aq)

Podľa charakteru zmien ku ktorým dochádza vo východiskovej látke (reaktante) reakcie

delíme na:

a) Substitučné reakcie – vo východiskovej látke sa atóm alebo skupina atómov nahradí

iným atómom alebo skupinou atómov, pričom násobnosť väzby sa nemení. Dochádza

k prerušeniu jednej väzby a vytvoreniu inej väzby na tom istom atóme. Tieto reakcie môžu

prebiehať ako radikálová substitúcia (napr. už spomínaná chlorácia alkánov), alebo ako

elektrofilná substitúcia, napr. Friedelova-Craftsova alkylácia benzénu katalyzovaná

chloridom hlinitým

b) Adičné reakcie – na atómy, medzi ktorými je násobná väzba, sa viažu atómy alebo

skupiny atómov, pričom sa znižuje poriadok väzby. Dvojitá väzba sa mení na jednoduchú,

trojitá väzba sa mení na dvojitú.

CH2=CH2(g) + Br2(l) Br–H2C–CH2–Br(l)

c) Kondenzačné reakcie – spolu reagujú dve molekuly najčastejšie v prítomnosti

katalyzátora (najčastejšie kyseliny alebo zásady) za vzniku zložitejšej molekuly

a odštiepenia ďalšej jednoduchej molekuly (najčastejšie je to voda). Najbežnejšie sú

kondenzačné reakcie organických molekúl, napr. kondenzačná reakcia kyseliny octovej

s etanolom za vzniku etylesteru kyseliny octovej:

CH3COOH(l) + CH3CH2OH(l) +

3H O⎯⎯⎯→⎯⎯⎯ CH3COOCH2CH3(l) + H2O(l)

Aj mnohé kvapalné a tuhé anorganické látky (kyseliny a ich hydrogensoli) pri zahrievaní

ľahko podliehajú kondenzačným reakciám, napr. kyselina trihydrogenfosforečná:

2 H3PO4(l) H4P2O7(l) + H2O(g)

Podobne pri zahrievaní podliehajú kondenzačným reakciám aj soli H3PO4 –

dihydrogenfosforečnany.

2 NaH2PO4(s) Na2H2P2O7(s) + H2O(g)

d) Eliminačné reakcie – nastáva zvyšovanie násobnosti chemickej väzby, zo zlúčeniny s

jednoduchou väzbou vznikne zlúčenina s dvojitou väzbou, zo zlúčeniny s dvojitou väzbou

vznikne zlúčenina s trojitou väzbou, pričom sa eliminuje (odštiepi) jednoduchá molekula

(najčastejšie H2, H2O alebo HX), napr.

H3C–CH3(g) H2C=CH2(g) + H2(g) (dehydrogenácia)

H3BO3(s) HBO2(s) + H2O(g) (dehydratácia)

⚫ Jestvujú aj iné hľadiská, podľa ktorých sa robí klasifikácia chemických reakcií. Napr.

v závislosti od toho, či sa reakciou uvoľňuje alebo spotrebuje teplo, rozdeľujeme chemické

reakcie na exotermické a endotermické. V závislosti od toho, či sú všetky reagujúce látky

v jednej fáze alebo vo viacerých fázach, rozoznávame reakcie homogénne alebo

heterogénne. Treba mať na zreteli, že reálny chemický proces možno súčasne zahrnúť do

viacerých klasifikačných skupín. Napr. reakcia

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

je substitučná, oxidačno-redukčná, heterogénna, vylučovacia a exotermická.

Rozsah chemickej reakcie

⚫ Chemické reakcie okrem toho, že kvalitatívne opisujú chemické reakcie vyjadrujú aj

kvantitatívne vzťahy medzi východiskovými látkami (reaktantmi) a produktmi reakcie.

Množstva látok, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie sa nemenia ľubovoľne, ale v určitých

pomeroch daných príslušnou chemickou rovnicou. Ako kvantitatívnu charakteristiku miery

(stupňa) priebehu chemického deja definujeme rozsah reakcie:

Rozsah chemickej reakcie je definovaný ako úbytok látkového množstva reaktantu

alebo prírastku látkového množstva produktu vztiahnutý na príslušný jednotkový

stechiometrický koeficient.

dd = i

i

n

Pre všeobecnú chemickú rovnicu

a A + b B + ... = p P + r R + ...

môžeme rozsah reakcie vyjadriť sústavou rovníc.

Δ (A) Δ (B) Δ (P) Δ (R)Δ = = = ... = = = ...

(A) (B) (P) (R)

n n n n

⚫ Rozsah reakcie je extenzitná veličina, ktorej jednotkou je mól (značka mol). Kvantitatívne

charakterizuje mieru chemickej reakcie (stupeň chemickej premeny). Keďže rozsah reakcie

v začiatočnom stave (z) je väčšinou nulový (z = 0), potom pri prechod do konečného stavu

(k) sústavy = k – z = k = . Počas chemickej reakcie je teda hodnota kladná, ale pre

reaktanty je hodnota n záporná, lebo ich množstvo klesá. Preto musia mať reaktanty

záporný stechiometrický koeficient. Čísla, a, b,..., ktoré vystupujú v predchádzajúcej

chemickej rovnici sú teda absolútnymi hodnotami stechiometrických koeficientov

reaktantov A, B,..., tj. a = |(A)|, b = |(B)|,... V prípade, ak = 1 mol, v sústave zreagovali

a vznikli látkové množstva látok, ktoré sa číselne rovnajú absolútnym hodnotám ich

stechiometrických koeficientov. Rozsah reakcie umožňuje uskutočniť látkovú bilanciu

všetkých zložiek reakčnej sústavy a preto má základný význam pre stechiometrické

výpočty.

Príklad 1.50 Zápis chemických reakcií

Vyjadrite rovnicou v stavovom tvare priebeh chemickej reakcie uhličitanu draselného

s vodným roztokom kyseliny trihydrogenfosforečnej za vzniku zrazeniny bis(fosforečnanu)

trivápenatého, vody a oxid uhličitého.

Odpoveď:

Najskôr urobíme zápis chemickej reakcie formou vzorcov a stavového zápisu:

CaCO3(s) + H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l) + CO2(g)

Pri určovaní koeficientov v chemickej rovnici musí byť na pravej ako aj na ľavej strane

rovnaký počet atómov (tých istých) prvkov, ktoré sa jej zúčastňujú. Začínam s atómami Ca,

ktoré sa vyskytujú v CaCO3 a Ca3(PO4)2 (H a O bilancujeme na koniec):

Ca: 3 CaCO3(s) + H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l) + CO2(g)

C: 3 CaCO3(s) + H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l) + 3 CO2(g)

PO43–: 3 CaCO3(s) + 2 H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l) + 3 CO2(g)

H: 3 CaCO3(s) + 2 H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + 3 H2O(l) + 3 CO2(g)

Kontrola správnosti vyčíslenia: počet atómov kyslíka na ľavej strane (17) sa rovná počtu

atómov kyslíka na pravej strane (17).

Príklad 1.51 Klasifikácia chemických reakcií

Klasifikujte chemické reakcie z hľadiska zmien v stechiometrickom zložení látok:

a) 2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)

b) 2 NaNO3(s) 2 NaNO2(s) + O2(g)

c) Ni(s) + 2 AgNO3(aq) 2 Ag(s) + Ni(NO3)2(aq)

d) Pb(NO3)2(aq) + K2CO3(aq) PbCO3(s) + 2 KNO3(aq)

Odpoveď:

a) syntéza / zlučovanie), b) analýza (rozklad), c) substitúcia (nahradzovanie), d) metatéza

(podvojná zámena).

Príklad 1.52 Reakcie zlučovania a rozkladu

Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu:

a) reakciu zlučovania kovového lítia a plynného fluóru,

b) reakciu tepelného rozkladu tuhého uhličitanu bárnatého (vzniká tuhá látka a plyn).

Odpoveď:

a) 2 Li(s) + F2(g) 2 LiF(s)

b) BaCO3(s) BaO(s) + CO2(g)

Príklad 1.53 Klasifikácia chemických reakcií

Klasifikujte chemické reakcie s ohľadom na podstatu chemického deja:

a) H2SO4(aq) + 2 KOH(aq) K2SO4(aq) + 2 H2O(l)

b) 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

c) Pb(NO3)2(aq) + K2S(aq) PbS(s) + 2 KNO3(aq)

d) CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

e) AgCN(s) + KCN(aq) K[Ag(CN)2](aq)

Odpoveď:

a) protolytická reakcia (neutralizácia), b) oxidačno-redukčná (redoxná) reakcia, c)

vylučovacia (zrážacia) reakcia, d) vylučovacia reakcia, e) komplexotvorná reakcia.

Príklad 1.54 Redoxné reakcie

Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu reakcie amoniaku s kyslíkom v prítomnosti

katalyzátora Pt / Rh za vzniku oxidu dusnatého a vody.

Odpoveď:

a NH3(g) + b O2(g) Pt / Rh

⎯⎯⎯→ c NO(g) + d H2O(g)

Ide o redoxnú reakciu, čo možno zdôrazniť vyznačením oxidačných čísel pre atómy prvkov,

ktoré zmenili oxidačné čísla

a N–IIIH3(g) + b O20(g) c NIIO–II(g) + d H2O–II(g)

V reakcii sa oxidoval atóm dusíka (amoniak je redukovadlo):

N–III NII+ 5 e– (oxidácia)

a redukoval sa atóm kyslíka (dikyslík je oxidovadlo):

O20 + 4 e– 2 O–II (redukcia)

Rovnice oxidácie a redukcie musia byť zapísané tak, aby bola okrem podmienky zachovania

počtu jednotlivých druhov atómov a podmienky zachovania náboja v rovnici splnená aj

podmienka rovnosti počtu vymieňaných elektrónov. Táto podmienka bude splnená, keď sa

rovnica oxidácie vynásobí štyrmi a rovnica redukcie piatimi

4 N–III 4 NII + 20 e– (oxidácia)

5 O2 + 20 e– 10 O–II (redukcia)

Tým sa získali koeficienty pre látky, v ktorých atómy menili oxidačné čísla

4 NH3(g) + 5 O2(g) Pt / Rh

⎯⎯⎯→ 4 NO(g) + d H2O(g)

Neznámy koeficient d sa určí z podmienky zachovania počtu atómov kyslíka (na ľavej strane

je 10 atómov kyslíka). Správnosť koeficientov možno ešte overiť rovnosťou počtu atómov

vodíka. Chemická rovnica oxidácie amoniaku kyslíkom má tvar:

4 NH3(g) + 5 O2(g) Pt / Rh

⎯⎯⎯→ 4 NO(g) + 6 H2O(g)

Príklad 1.55 Redoxné reakcie

Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu reakcie disulfidu železnatého (pyritu)

s kyslíkom, pri ktorej vzniká oxid železitý a oxid siričitý (praženie pyritu).

Odpoveď:

a FeII(S2)–II(s) + b O2(g) c Fe2IIIO3

–II(s) + d SIVO2–II(g)

Ako vyplýva z oxidačných čísel atómov v reakcii, oxidujú sa až dva druhy atómov (FeII

a (S2)–II) v jednej zlúčenine FeS2. Pri zápise musíme zohľadniť indexy vo vzorcoch (napr.

oxidáciou FeII vzniká Fe2IIIO3 a reakciu oxidácie vynásobiť dvomi. Podobne aj pri zápise ich

oxidácie sa musí uvažovať stechiometrické zastúpenie (FeII a (S2)–II) v zlúčenine FeS2 (1:1),

pretože koeficienty sa určujú pre túto zlúčeninu:

Oxidácia 1: 2 FeII 2 FeIII + 2 e–

Oxidácia 2: 2 (S2)–II 4 SIV + 20 e–

Redukcia: O20 + 4 e– 2 O–II

Spočítaním rovníc oboch oxidácií sa získa:

Oxidácia: 2 FeII + 2 (S2)–II 2 FeIII + 4 SIV + 22 e– / 2 (FeS2 je redukovadlo)

Redukcia: O20 + 4 e– 2 O–II / 11 (O2 je oxidovadlo)

Upravením príslušných polreakcií tak, aby počet uvoľnených elektrónov pri oxidácii sa

rovnal počtu elektrónov prijatých pri redukcii

4 FeII + 4 (S2)–II + 11 O20 + 44 e– 4 FeIII + 8 SIV + 22 O–II + 44 e–

sa získajú koeficienty pre látky v chemickej reakcii praženia pyritu, ktorá má potom tvar

4 FeS2(s) + 11 O2(g) 2 Fe2O3(s) +8 SO2(g)

Príklad 1.56 Rozsah reakcie

Reakciou 0,560 mólu disulfidu železnatého s kyslíkom vznikol oxid železitý a oxid siričitý.

Vypočítajte latkové množstvo kyslíka potrebného na reakciu a látkové množstva

vzniknutých oxidov siričitého a železitého.

Odpoveď:

Stechiometrické koeficienty uvedenej reakcie sme vyriešili v predchádzajúcom príklade:

4 FeS2(s) + 11 O2(g) 2 Fe2O3(s) +8 SO2(g)

n(FeS2) = 0,560 mol, preto rozsah uvedenej chemickej reakcie je

2 32 2 2

2 2 2 3 2

(Fe O )(FeS ) (O ) (SO ) = = = =

(FeS ) (O ) (Fe O ) (SO )

nn n n

2

2

(FeS ) 0,560 mol = = = 0,140mol

(FeS ) 4

n

Potom látkové množstvá jednotlivých látok sa rovnajú

n(O2) = |(O2) | = 0,140 mol . 11 = 1,54 mol

n(SO2) = |(SO2) | = 0,140 mol . 8 = 1,12 mol

n(Fe2O3) = |( Fe2O3) | = 0,140 mol . 2 = 0,280 mol

Látkové množstvo zreagovaného kyslíka bolo 1,54 mol, vzniknutého oxidu siričitého

1,12 mol a oxidu železitého 0,280 mol.