CHEMIE pro ni��� stupen Gymn�zia v Duchcove. I. d�l JIR� by lJPCklKY

VIEWS: 82 PAGES: 68

									            CHEMIE
pro nižší stupeň Gymnázia v Duchcově
               1. díl




            JIŘÍ ROUBAL
motto:
       Chemie je věda vonná, chutná, barevná, prskající a dýmající. Je vtipná a ráda
žertuje. Totéž platí i o chemicích (některých).
                                            J.R




Předmluva
        Tato skripta jsou určena především žákům II. až IV. ročníku osmiletého studia na
Gymnáziu v Duchcově. Jsou doplňkem k jejich učebnici Základy chemie 1 a 2. Od učebnice
se liší tím, že obsah jednotlivých kapitol v podstatě odpovídá obsahu jednotlivých
vyučovacích hodin. Pokud tedy žák na vyučování chybí nebo nedává při hodině pozor (což
se jistě nikdy při poznávání tak zajímavé vědy nestane), může si zameškané učivo
samostatně doplnit. Informace vyznačené tučným písmem by měl mít každý žák zapsané v
sešitě na věčnou památku. Text psaný kurzívou buď žáka odkazuje na příslušnou literaturu,
nebo ukládá provedení nějakého úkolu. Velmi důležité jsou kapitoly "Otázky a úkoly".
Nováčci brzy pochopí proč.
       Vzhledem k rozsáhlosti – skripta zahrnují učivo tří let výuky chemie na nižším stupni
gymnázia – jsou skripta rozdělena do dvou nestejně velkých dílů. Rozdělení učiva je shodné
s rozdělením učiva v učebnicích Základy chemie 1 a Základy chemie 2.
         Na tato skripta navazují skripta pro vyšší stupeň gymnázia vydaná již dříve. Jsou to
Obecná a anorganická chemie – 1. a 2. díl (pro V. a VI. ročník osmiletého studia, resp. I. a
II. ročník čtyřletého studia) a rovněž dvoudílná skripta Organická chemie a biochemie (pro
VI. a VII. ročník osmiletého studia, resp. II. a III. ročník čtyřletého studia). Pro studenty všech
ročníků obou typů studia doporučuji také skripta Laboratorní cvičení z chemie. Komu to
nestačí, ten si může koupit učebnici Přehled středoškolské chemie.
       Jak vidět, je z čeho vybírat. Přeji všem studentům hodně úspěchů při studiu tak
veselé a zábavné vědy, hodně zážitků a nezapomenutelných příhod a dosažení co nejvíce
"procent" v prověrkách vědomostí.




                                 JIŘÍ ROUBAL, červenec 1997




                                                2
1. CO JE CHEMIE A ČÍM SE ZABÝVÁ?

1.1. Látky a tělesa.
        Chemie je přírodní věda. Položme si otázku, z čeho jsou vyrobeny, nebo z čeho se
skládají tyto předměty: sešit, tužka, okenní tabule, pneumatika, Slunce. Z odpovědí vyplývá,
že všechny předměty, které jsou kolem nás, vše co člověk vyrobil, ale i všechny
přírodniny, jsou z látek. Látka je hmota, ze které jsou všechny přírodniny i výrobky.
       Mnoho látek člověk zná a používá odpradávna, např. vodu, kuchyňskou sůl, dřevo,
vzduch, uhlí, různé kovy a jejich slitiny. Mnoho látek člověkem používaných jsou přírodniny.
Protože v počátcích rozvoje chemie (v 18. století) chemici pracovali pravě látkami přírodního
původu, zařadila se chemie mezi přírodní vědy (spolu s biologií, mineralogií, astronomií,
petrologií, geologií a dalšími). V současné době však chemici pracují především s látkami
získanými a vyrobenými člověkem.
        Jsou látky, které nemají určitý tvar nebo rozměr, např. kusy uhlí, voda, vzduch. Z
jiných látek jsou vyrobené předměty určitých rozměrů a tvarů, např. sešit, židle, stůl, hřebík.
Tyto předměty se nazývají tělesa.
       Těleso je předmět určitého tvaru, velikosti, objemu a hmotnosti.
      Každé těleso je tvořené látkou nebo více látkami. Látka je hmotná náplň
každého tělesa.
       Chemie je přírodní věda zkoumající látky (přírodní i uměle vyrobené).



1.2. Pozorování a pokus.
       Látky zkoumáme pozorováním nebo pokusem. Pozorování je nejstarší a dodnes
velmi používaný způsob zkoumání látek a těles nejen v chemii, ale i ostatních přírodních
vědách (biologii, fyzice, astronomii). Látky a tělesa lze pozorovat buď neozbrojenými smysly,
nebo za použití přístrojů (lupa, mikroskop, dalekohled, rentgen, filmová kamera,
magnetofon). Výsledkem pozorování je popis látky nebo tělesa. Popis musí být přesný
a co nejvíce odpovídat pozorované skutečnosti.
        Pokus (= experiment) je v chemii velmi rozšířený způsob zkoumání látek. Na rozdíl
od pozorování při pokusu aktivně zasahujeme do probíhajícího děje a sledujeme
výsledky těchto zásahů nebo látky a tělesa úmyslně vystavíme působení nějakého
činitele, např. vysoké nebo naopak nízké teploty, tlaku, rozpouštědla nebo záření a
pozorujeme výsledky působení tohoto činitele na zkoumanou látku nebo těleso.
Součástí pokusu je pozorování. Výsledkem pokusu je poznání.
       Pozorováním a pokusem zjistěte a zapište vlastnosti vody, křídy, skla, hořčíku,
bromu, síry.



1.3. Vlastnosti látek.
        Nejčastěji pozorované vlastnosti látek jsou: rozpustnost, tvrdost, křehkost,
průhlednost, ohebnost, pružnost, barva (= barevnost) zápach (= voňavost), slučivost
(např. s kyslíkem se nazývá hořlavost, výbušnost).




                                              3
       Pozorováním a pokusem lze snadno zjistit, že různé látky mají různé vlastnosti.
Neexistují dvě různé látky, které by měly všechny vlastnosti naprosto stejné. Každá
látka má své charakteristické vlastnosti, kterými se liší od látek ostatních. Např. hořčík
má vlastnost (= schopnost) sloučit se (= reagovat) s kyslíkem za vzniku jiné látky. Podobnou
vlastnost má i papír, síra, benzín a mnoho jiných látek. Některé látky mají nejčastěji
pozorované vlastnosti stejné (např. kuchyňská sůl a cukr), a proto k rozlišení látek obvykle
nestačí uvést jen jednu nebo několik vlastností.
        Některé vlastnosti látek stačí popsat jen slovně (např. barvu, rozpustnost,
skupenství, pružnost). Jsou to neměřitelné vlastnosti. Některé vlastnosti látek se měří a
popisují se hodnotami veličin (např. délka, hmotnost, objem, hustota, teplota tání, teplota
varu). Hodnota veličiny se skládá z číselné hodnoty veličiny a jednotky veličiny:
                   X = {X} .[X]    veličina = číselná hodnota jednotka



1.4. Fyzikální a chemické reakce.
        Některé vlastnosti látek nezpůsobují jejich přeměnu v jiné látky. Nejsou příčinou
přeměny látky v jinou látku. Příkladem takových vlastností jsou rozpustnost, barevnost (=
barva), ohebnost. Kuchyňská sůl po rozpuštění ve vodě stále zůstává kuchyňskou solí. Po
odpaření vody lze sůl znovu získat v původní podobě. Křída zůstane bílá i po rozdrcení na
prášek a vzniklý prášek bude stále ta samá látka – křída. Měděný drát lze libovolně ohýbat a
stále zůstane mědí. Voda při teplotě menší než 0 °C tuhne v led, který je však stále vodou.
Při teplotě 100 °C se kapalná voda mění v vodní páru, která je stále vodou. Tyto vlastnosti
se nazývají fyzikální vlastnosti. Vlastnosti, které nezpůsobují přeměnu látky v jinou
látku, se nazývají fyzikální vlastnosti.
       Některé fyzikální vlastnosti umožňují určité změny látek nebo těles. Např.
rozpustnost-rozpouštění – vytvoření roztoku, ohebnost-ohýbání – změna tvaru, teplota
varu-vypařování, zkapalnění – změna skupenství, teplota tání-tání (= tavení), tuhnutí –
změna skupenství, pevnost-drcení – změna velikosti, tepelná vodivost-chlazení a
zahřívání – změna teploty. Tyto změny látek nebo těles se nazývají fyzikální reakce (=
děje, změny). Při fyzikálních reakcích (= dějích, změnách) se látky nemění v jiné látky.
Fyzikální vlastnost          změna = fyzikální reakce
rozpustnost                  rozpouštění
teplota tání                 tání, tavení, tuhnutí
teplota varu                 vypařování, zkapalnění
ohebnost                     ohýbání
pevnost                      drcení
křehkost                     lámání
       Některé vlastnosti látek způsobují, že látka se může změnit v jinou látku (např.
hoření hořčíku, síry, papíru, benzínu). Tyto vlastnosti se nazývají chemické vlastnosti.
Vlastnosti, které způsobují přeměnu látek v jiné látky, jsou vlastnosti chemické.
Přeměny látek v jiné látky se nazývají chemické reakce (= děje, přeměny). Příkladem
chemických vlastností je slučivost, hořlavost, výbušnost, kyselost. Při chemických
reakcích dochází k přeměně původních látek v jiné látky. Původní látky se nazývají
reaktanty. Látky vzniklé chemickými reakcemi se nazývají produkty.
       Při hoření hořčíku jsou reaktanty hořčík a kyslík. Produktem je oxid hořečnatý. Při
hoření siry jsou reaktanty síra a kyslík. Produktem je oxid siřičitý.




                                             4
       Chemiky na látkách zajímá především jejich schopnost měnit se v jiné látky. Příčinou
této schopnosti jsou chemické vlastnosti látek. Chemie je přírodní věda, která studuje
chemické vlastnosti a chemické přeměny látek.



1.5. Hoření.
        Člověku nejdéle známou chemickou reakcí je hoření. Podstatou hoření je reakce
látky s kyslíkem (např. obsaženým ve vzduchu). Proto lze pevné a kapalné látky zapálit a
udržet hořící pouze tehdy, má-li k nim přístup dostatečné množství kyslíku (= vzduchu).
Rovněž plynné látky hoří pouze ve směsi se vzduchem. Příčinou reakce je chemická
vlastnost hořlavost. Hoření se zpravidla projevuje plamenem. Plamen je sloupec
hořících, většinou plynných látek. Kromě kyslíku je k zahájení reakce látky s kyslíkem
potřebná určitá teplota. Nazývá se teplota vznícení. Teplota vznícení je nejnižší teplota,
při které látka za tlaku 101 kPa ve směsi se vzduchem po přiblížení plamene vzplane a
hoří nejméně 5 sekund. Různé látky mají různě velkou teplotu vzplanutí. Látky, které mají
nízkou teplotu vzplanutí, se nazývají hořlaviny.
      Člověkem řízené a kontrolované hoření v omezeném prostoru se nazývá oheň.
Nekontrolované hoření v předem nevymezeném prostoru je požár.
       Každé hašení plamene je založeno na ochlazení hořící látky pod teplotu vznícení
nebo na zamezení přístupu kyslíku (= vzduchu). Často se kombinují oba zásahy. Látky
používané k hašení plamene se nazývají hasební prostředky. Některé látky mohou být
svými vlastnostmi člověku nebo jiným organismům nebezpečné. Při práci s těmito látkami je
nutné znát a dodržovat pravidla bezpečnosti práce.



2. STAVBA LÁTEK, STRUKTURNÍ JEDNOTKY LÁTEK.

2.1. Atomy, molekuly, ionty. Prvky a sloučeniny.
        Uvažujme, zda lze, např. pevné látky, drtit na nekonečně malé části nebo zda
existuje hranice v podobě velmi malých a dále již nedělitelných částic. Touto úvahou se lidé
zabývali již ve starověku, zejména v antickém Řecku. První, kdo vyslovil domněnku o pouze
omezené dělitelnosti (drtitelnosti) látek, čili o existující hranici, ke které lze dělením látek
dospět, byl řecký filosof DÉMOKRITOS. DÉMOKRITOS předpokládal, že všechny látky
jsou vystavěné z malých a dále již nedělitelných částic nazvaných atomy (atomos =
řec. nedělitelný). Představa o atomech jako nejmenších částicích látek se potvrdila jako v
podstatě pravdivá. Platí však jen pro některé látky, např. kovy.
       Jen některé látky (např. kovy) mají nejmenší stavební částice atomy.
       V 19. a začátkem 20. století fyzikové i chemici zjistili, že atomy mají schopnost se
navzájem spojovat ve větší a složitější částice zvané molekuly. Molekula je částice
látky vzniklá spojením dvou nebo více stejných nebo různých atomů. Atomy jsou v
molekulách k sobě poutány přitažlivými silami zvanými chemické vazby. Jednoduchými
molekulami jsou např. molekuly vodíku, kyslíku, vody, oxidu uhličitého.
       Počet chemických vazeb mezi dvěma spojenými atomy v molekule může být různý (1
- 3 vazby). Molekula vodíku je tvořená dvěma atomy vodíku spojenými jednou chemickou
vazbou. Molekula kyslíku je tvořená dvěma atomy kyslíku spojenými dvěma chemickými
vazbami. Molekula vody je tvořená dvěma atomy vodíku a jedním atomem kyslíku. Některé
látky mají nejmenší stavební částice molekuly.


                                               5
       Vodík, kyslík a voda jsou tři různé látky. Mají různé fyzikální i chemické vlastnosti.
       Molekuly vodíku a kyslíku jsou složené ze stejných atomů. Látky, které jsou
vystavěné ze stejných atomů (samostatných – např. kovy nebo spojených v molekuly –
např. vodík, kyslík, síra, fosfor, dusík) se nazývají prvky.
       Molekuly vody jsou složené ze spojených atomů vodíku a kyslíku – z atomů různých
prvků). Látky, které jsou vystavěné z molekul obsahujících atomy alespoň dvou
různých prvků, se nazývají sloučeniny.
        Prvky a sloučeniny se dohromady nazývají chemické látky (= chemická
individua).
        Začátkem 20. století fyzikové zjistili, že některé látky, zejména ve vodných
roztocích, jsou elektricky vodivé a jsou tedy vystavěny z elektricky nabitých částic.
Tyto elektricky nabité částice se nazývají ionty. Příkladem látky vystavěné z iontů je
kuchyňská sůl. Elektrický náboj iontů je buď kladný, nebo záporný. Ionty s kladným
elektrickým nábojem se nazývají kationty (jednotné číslo kation). Ionty se záporným
elektrickým nábojem se nazývají anionty (jednotné číslo anion).
       Některé látky mají nejmenší stavební částice ionty.
        DÉMOKRITOS předpokládal, že všechny látky jsou vystavěné z atomů. Výzkumy
fyziků a chemiků v 19. a 20. století prokázaly, že:
- některé látky mají nejmenší stavební částice atomy (kovy), tyto látky jsou vždy prvky.
- některé látky mají nejmenší stavební částice molekuly (vodík, kyslík, voda, dusík, oxid
uhličitý); těmito látkami mohou být prvky i sloučeniny.
- některé látky mají nejmenší stavební částice ionty (kuchyňská sůl); těmito látkami
jsou vždy sloučeniny.
        Nejmenší stavební částice látek – atomy, molekuly, ionty – se společným
názvem nazývají strukturní jednotky. Základní strukturní jednotkou, od které jsou
ostatní odvozené, je atom.
        Atomy a molekuly nemají elektrický náboj – jsou elektricky neutrální, ionty mají
elektrický náboj – jsou elektricky nabité.



2.2. Vnitřní stavba látek a její vliv na vlastnosti látek.
       Všechny vlastnosti látek (fyzikální i chemické) vyplývají z jejich vnitřní stavby.
         Např. měď má své charakteristické vlastnosti, které nemá žádná jiná látka proto, že
její vnitřní stavba je tvořena atomy mědi. Síra má své charakteristické vlastnosti proto, že její
vnitřní stavba je tvořena molekulami síry složenými z osmi atomů síry. Voda má své
charakteristické vlastnosti proto, že její vnitřní stavba je tvořena molekulami vody složenými
ze dvou atomů vodíku a jednoho atomu kyslíku. Kuchyňská sůl má své charakteristické
vlastnosti proto, že vnitřní stavba kuchyňské soli (= krystal) je vytvořena z kationtů sodíku a
aniontů chloru.
        Ze skutečnosti, že látky jsou tvořené strukturními jednotkami nepatrné velikosti, lze
vysvětlit existenci tří různých skupenství látek. V pevném skupenství jsou strukturní
jednotky velmi těsně u sebe a působí mezi nimi přitažlivé síly. Proto se nemohou
pohybovat z místa na místo. Zpravidla jsou pravidelně uspořádané. Pevné látky jsou
nestlačitelné a mají stálý tvar. V kapalném skupenství jsou strukturní jednotky od sebe
více vzdáleny než v pevném skupenství. Přesto, že mezi nimi také působí přitažlivé
síly, mohou se přemisťovat při zachování vzájemného dotyku. Proto mají kapaliny tvar

                                               6
daný tvarem nádoby. Protože strukturní jednotky jsou blízko u sebe, jsou kapaliny
nestlačitelné. V pevném skupenství se strukturní jednotky volně pohybují. Nepůsobí
mezi nimi žádné přitažlivé síly. Proto strukturní jednotky plynu svým pohybem vždy zaplní
celý objem nádoby. Protože mezi strukturními jednotkami plynu jsou poměrně velké mezery,
jsou plyny stlačitelné. V odborné literatuře se skupenství látek zpravidla označuje symboly
zapisovanými do závorek: pevné skupenství (s) (solidus = lat. pevný), kapalné skupenství (l)
(liquidus = lat. kapalný), plynné skupenství (g) (gasus = lat. plynný). Vodné roztoky látek se
značí (aq) (aqua = lat. voda)



2.3. Otázky a úkoly.
1. Jaký je rozdíl mezi látkou a tělesem? Uveďte příklady několika látek a těles.
2. Které jsou nejdůležitější způsoby zkoumání látek a těles? Charakterizujte je.
3. Charakterizujte fyzikální vlastnosti látek a uveďte příklady.
4. Charakterizujte chemické vlastnosti látek a uveďte příklady.
5. Co jsou fyzikální reakce (změny) a uveďte příklady.
6. Co jsou chemické reakce (přeměny) a uveďte příklady.
7. Co jsou reaktanty a produkty?
8. Co je podstatou hoření? Které podmínky musí být splněny, aby látka hořela?
9. Co jsou hořlaviny?
10. Jaký je rozdíl mezi ohněm a požárem?
11. Co je podstatou hašení plamene?
12. Vyjmenujte nejpoužívanější hasební prostředky.
13. V čem spočívá rozdíl mezi prvky a sloučeninami? Uveďte příklady několika prvků a
sloučenin.
14. Proč mají různé látky různé vlastnosti?
15. Co jsou strukturní jednotky látek? Vyjmenujte a charakterizujte strukturní jednotky.
16. Charakterizujte pevné, kapalné a plynné skupenství.
17. Jakými symboly se označují jednotlivá skupenství?



3. SOUSTAVY LÁTEK

3.1. Definice soustav.
       Každá chemická reakce probíhá v alespoň částečně uzavřeném prostoru. V
laboratoři např. ve zkumavce, kádince, baňce. V průmyslových závodech v kotlích,
reaktorech, technologických celcích. Prostor, který je předmětem našeho zájmu, spolu s
látkami, které jsou v něm obsaženy, se nazývá soustava. Soustava je část prostoru s jeho
látkovou náplní, oddělená od okolí skutečnými nebo myšlenými stěnami. Vše, co je
vně soustavy se nazývá okolí.
       Je možné myšlenkově nebo reálně vytvořit mnoho soustav s odlišným vzhledem i
vlastnostmi. Proto se soustavy rozdělují (= třídí) do několika skupin (= na několik druhů).




3.2. Rozdělení a druhy soustav.
       Kriteria pro rozdělení soustav jsou tři.

                                                  7
1. Rozdělení soustav podle vlastností stěn oddělujících soustavy od okolí:
a) soustavy otevřené – vyznačují se stěnami, které umožňují mezi soustavou a okolím
výměnu látek (strukturních jednotek) i energie. Příkladem je otevřená kádinka nebo místnost
s otevřenými okny.
b) soustavy uzavřené – vyznačují se stěnami, které umožňují mezi soustavou a okolím
výměnu energie, ale neumožňují výměnu látek (strukturních jednotek). Příkladem je
uzavřená nádoba nebo uzavřená místnost.
c) soustavy izolované – vyznačují se stěnami, které neumožňují mezi soustavou a okolím
výměnu ani látek ani energie. Příkladem je termoska.
2. Rozdělení soustav podle vzhledu (= stavby) soustavy:
a) soustavy stejnorodé (= homogenní) – mají ve všech svých částech stejný vzhled a
stejné, nebo plynule se měnící složení a vlastnosti. Příkladem je vzduch nebo roztok cukru
ve vodě.
b) soustavy různorodé (= heterogenní) – nemají ve všech svých částech stejný vzhled a
vlastnosti. Často mají i rozdílné složení. Příkladem je led plovoucí ve vodě (v tomto případě
je složení soustavy ve všech částech stejné, rozdílné jsou vlastnosti a vzhled jednotlivých
částí). V různorodých soustavách lze rozlišit alespoň dvě stejnorodé oblasti (jakési dílčí
soustavy) ostře od sebe oddělené hraniční plochou, na které se prudce mění vzhled,
vlastnosti a často i složení stejnorodých oblastí. Každá stejnorodá oblast různorodé
soustavy se nazývá fáze a hraniční plocha mezi fázemi fázové rozhraní.
3. Rozdělení soustav podle počtu látek v soustavě:
a) soustavy chemicky čisté – obsahují jen jednu chemickou látku. Příkladem je čistá voda,
diamant (čistý uhlík) nebo křišťál (čistý oxid křemičitý). Soustavy chemicky čisté zpravidla
bývají stejnorodé (výjimkou je např. voda s plovoucím ledem.
b) směsi – obsahují více chemických látek. Příkladem je směs vody a oleje nebo cukr
rozpuštěný ve vodě. Směsi mohou být stejnorodé i různorodé. Většina látek kolem nás
jsou směsi.



3.3. Směsi.
3.3.1. Třídění směsí.
        Směsi jsou soustavy obsahující alespoň dvě různé látky. Látky tvořící směs se
nazývají složky směsi. Podle výsledného skupenství lze rozlišit směsi plynné (např.
vzduch), kapalné (např. vodné roztoky různých látek) a pevné (např. slitiny kovů, horniny).
Podle vzhledu lze rozlišit směsi stejnorodé a různorodé. Ve stejnorodých směsích jsou
smíšené částečky složek směsi tak malé (menší než 10-9 m), že nelze jednotlivé látky tvořící
směs rozeznat okem ani mikroskopem. Stejnorodé směsi se nazývají roztoky (bez ohledu
na výsledné skupenství směsi). Protože smíšené částice jednotlivých složek (např. strukturní
jednotky) jsou dokonale rozptýlené po celém objemu soustavy, mají stejnorodé soustavy
stejný vzhled v celém svém objemu a většinou stejné nebo plynule a velmi zvolna se měnící
složení a vlastnosti. V různorodých směsích jsou smíšené částečky složek (nebo částečky
alespoň jedné složky) tak velké, že je lze rozlišit okem nebo mikroskopem. Částečky jsou
větší než 10-9 m. Příkladem různorodých směsí jsou žula a jiné horniny, voda s pískem, voda
s olejem, prach ve vzduchu.




                                             8
3.3.2. Různorodé směsi.
       Velmi časté jsou různorodé směsi, ve kterých je určitá složka tvořená částicemi
většími než 5.10-7 m, které jsou dokonale rozptýlené ve druhé složce, jejíž částice jsou
menší než 10-9 m. Příklady takových směsí jsou suspenze, emulze, pěna, dým, mlha,
aerosol a koloidní roztoky.
        Suspenze je různorodá směs částeček pevné látky rozptýlených v kapalné
látce. Příkladem je křída rozdrcená na prášek rozptýlená ve vodě nebo jemný písek
rozptýlený ve vodě.
       Emulze je různorodá směs dvou kapalných látek, z nichž jedna je rozptýlena ve
druhé. Příkladem je mléko (obsahuje nepatrné kapičky tuku rozptýlené ve vodě), voda a olej
po protřepání.
      Pěna je různorodá směs nerozpuštěného plynu (nejčastěji vzduchu) jehož
bublinky jsou rozptýlené v kapalné látce. Příkladem je mýdlová nebo saponátová pěna.
        Dým (= kouř, prach) je různorodá směs tvořená částečkami pevné látky
rozptýlenými ve vzduchu. Příkladem je kouř obsahující částečky sazí rozptýlené ve
vzduchu nebo prach obsahující částečky různých pevných látek (např. písku nebo hlíny)
rozptýlených ve vzduchu.
       Mlha je různorodá směs tvořená drobnými                 kapičkami     kapalné   látky
rozptýlenými ve vzduchu. Příkladem jsou mraky na obloze.
      Nejčastější plynnou látkou, ve které se rozptylují částice pevných a kapalných látek je
vzduch. Řecký výraz pro vzduch je aér. Proto dým a mlha se nazývají společným názvem
aerosoly. Aerosol je různorodá směs částeček pevné nebo kapalné látky rozptýlených
ve vzduchu.
       Složka, která v různorodé směsi převládá (= je jí více) se nazývá rozptylující složka
a složka, která je zastoupena v menším množství se nazývá rozptýlená složka. Zvláštní
skupinou různorodých směsí jsou koloidní roztoky. Koloidní roztoky jsou různorodé směsi
s částečkami jedné složky většími než 10-9 m, ale menšími než 5.10-7 m rozptýlenými v
kapalné látce. Příkladem je roztok vaječného bílku ve vodě.



3.3.3. Oddělování složek směsi.
        Navrhněte způsob oddělení složek v těchto směsích:
a) voda + olej
b) voda + ethanol (= líh)
c) voda + prášková křída
d) písek + pevný jod
ad a)
       Voda a olej jsou nemísitelné kapaliny odlišné hustoty (olej má menší hustotu než
voda, je "lehčí" než voda). Nemísitelné kapaliny lišící se hustotou lze od sebe oddělit
usazováním v dělící nálevce. K oddělení nemísitelných kapalin jsou potřebné pomůcky:
stojan, železný = varný) kruh (popř. hliníkový kruh a křížová svorka), dělící nálevka,
kádinka. Z jednotlivých pomůcek se sestavuje aparatura. Usazováním lze oddělit
nerozpustné složky kapalného nebo tuhého skupenství lišící se od sebe hustotou,
např. vodu a písek, vodu, štěrk apod. Usazování lze urychlit odstřeďováním.




                                             9
      Soubor laboratorního nádobí a pomůcek, sestavený v určitý funkční celek, se
nazývá aparatura. Nakreslete do sešitu aparaturu pro dělení nemísitelných kapalin a
pojmenujte jednotlivé součástky.
ad b)
        Voda a ethanol (= líh) jsou mísitelné kapaliny. Tvoří stejnorodou směs – roztok. Obě
látky mají odlišné teploty varu. Teplota varu vody je 100 °C, teplota varu ethanolu 78 °C.
Mísitelné kapaliny lišící se teplotami varu lze od sebe oddělit destilací. K provedení
destilaci jsou nutné pomůcky: 2 stojany, 2 křížové svorky, 2 držáky, železný (= varný)
kruh, síťka s azbestem, kahan, frakční baňka, teploměr, 2 zátky, chladič, 2 hadice,
alonž, kuželová baňka (slouží jako jímadlo), zápalky.
       Nakreslete do sešitu destilační aparaturu a pojmenujte jednotlivé součástky
aparatury. Kapalná látka s nižší teplotou varu získaná destilací se nazývá destilát.
ad c)
      Voda a prášková křída tvoří různorodou směs kapalné a nerozpustné pevné látky –
suspenzi. Kapalnou a nerozpustnou pevnou látku, která je v kapalině rozptýlená, lze od
sebe oddělit filtrací. K provedení filtrace jsou potřebné pomůcky: stojan, filtrační kruh
(nebo varný kruh s vložkou), nálevka, tyčinka, filtrační papír, nůžky, kádinka.
       Nakreslete do sešitu filtrační aparaturu a pojmenujte jednotlivé součástky aparatury.
Kapalná látka získaná filtrací se nazývá filtrát. V průmyslu a domácnostech se jako filtr
používají místo filtračního papíru nejčastěji síta nebo tkanina, ve vodárnách písek a štěrk.
ad d)
       Písek a pevný jod jsou dvě pevné látky. K jejich oddělení lze využít fyzikální vlastnost
jodu sublimovatelnost (= schopnost sublimace). Sublimace je schopnost pevných látek
přecházet při zahřívání z pevného skupenství přímo do skupenství plynného. Tyto
pevné látky tedy při zahřívání netají. Ochlazením přecházejí páry těchto látek hned do
pevného skupenství. Páry těchto látek ochlazením nezkapalňují. Zahřejeme-li směs
pevných látek, z nichž pouze jedna sublimuje, přejde tato látka do plynného skupenství.
Odvedeme-li páry této látky na jiné místo a tam ochladíme, vyloučí se tato látka opět v
pevném skupenství, oddělena od látek ostatních
        Nakreslete do sešitu sublimační aparaturu a pojmenujte jednotlivé součástky.



3.3.4. Stejnorodé směsi – roztoky.
       Každá stejnorodá směs je roztok. Nejrozšířenější, a proto nejznámější jsou
kapalné roztoky. Každý kapalný roztok je tvořen rozpouštědlem kapalného skupenství (je
jím vždy jen jedna složka) a rozpuštěnou látkou (může jich být v roztoku i více – např.
minerální vody a mohou být různého skupenství):
        Kapalný roztok = rozpouštědlo (l) + rozpuštěná látka (s,l,g)
       Pozn.: rozpouštědlem je vždy látka kapalného skupenství. Rozpuštěná látka
může být buď plynná (např. rozpuštěný kyslík nebo oxid uhličitý ve vodě), kapalná (např.
ocet rozpuštěný ve vodě) nebo pevná (např. rozpuštěný cukr ve vodě). Z kapalných roztoků
jsou člověkem nejpoužívanější roztoky vodné. Voda je roztocích vždy považována za
rozpouštědlo. Vodné roztoky se označují značkou (aq).
      Schopnost látky rozpouštět se v určitém rozpouštědle se nazývá rozpustnost.
Rozpustnost je vlastnost měřitelná. Vyjadřuje se hmotností látky rozpuštěné ve 100 g
rozpouštědla (nebo ve 100 g roztoku) za dané teploty. Rozpustnost různých látek ve


                                              10
vodě (nebo jiných rozpouštědlech) je různá. Např. cukr se ve vodě rozpouští velmi dobře,
lépe se však rozpouští v horké vodě než ve studené. Kuchyňská sůl se ve vodě rozpouští
rovněž dobře, ale její rozpustnost ve studené a horké vodě je přibližně stejná. Uhličitan
vápenatý je ve studené i horké vodě téměř nerozpustný. Některé látky se ve vodě
nerozpouštějí, ale rozpouštějí se v jiných rozpouštědlech. Olej je nerozpustný ve vodě,
ale rozpustný v benzinu. Proto při uvádění rozpustnosti látky je nutné vždy uvést
rozpouštědlo. Není-li jméno rozpouštědla při popisu rozpustnosti uvedeno, předpokládá
se, že jde o rozpustnost látky ve vodě. Rozpustnost většiny látek závisí na teplotě. U
většiny látek jejich rozpustnost s teplotou vzrůstá. Závislost rozpustnosti látky na teplotě
znázorňuje křivka rozpustnosti. Podle velikosti rozpustnosti (ve vodě nebo jiných
rozpouštědlech) se látky rozdělují na rozpustné (ve 100 g rozpouštědla se za teploty 20 °C
rozpustí více než 1 g látky), málo rozpustné (ve 100 g rozpouštědla se za teploty 20 °C
rozpustí 0,1 g až 1 g látky) a nerozpustné (ve 100 g rozpouštědla se za teploty 20 °C
rozpustí méně než 0,1 g látky).
        Podle množství rozpuštěné látky v roztoku za dané teploty rozdělujeme roztoky
na: nenasycené roztoky – množství rozpuštěné látky je menší než je rozpustnost látky za
dané teploty; nasycené roztoky – množství rozpuštěné látky je rovno rozpustnosti látky za
dané teploty; přesycené roztoky – množství látky v soustavě je větší než je rozpustnost
látky za dané teploty.
        Odlišnou rozpustnost látky za různých teplot (zejména stoupa-li křivka rozpustnosti
strmě vzhůru, lze v praxi využít k vyloučení rozpuštěné látky z roztoku v pevném skupenství
krystalizací změnou teploty roztoku. Odpařením části rozpouštědla připravíme téměř
nasycený roztok za teploty varu roztoku. Tento roztok ochladíme. Protože rozpustnost látky
za nižší teploty je zpravidla mnohem nižší, stane roztok ochlazením přesycený a nadbytečné
množství rozpuštěné látky se vyloučí v podobě krystalů.



3.4. Otázky a úkoly.
1. Co rozumíme soustavou látek?
2. Vyjmenujte kriteria třídění soustav? Na které skupiny lze použitím těchto kriterií soustavy
rozdělit?
3. Charakterizujte stejnorodé a různorodé soustavy a uveďte příklady.
4. Charakterizujte otevřené, uzavřené a izolované soustavy a uveďte příklady.
5. Charakterizujte soustavy chemicky čisté a směsi a uveďte příklady.
6. Čím je způsobena stejnorodost nebo různorodost soustav (směsí)?
7. Charakterizujte suspenzi, emulzi, pěnu, kouř a mlhu. Uveďte příklady.
8. Co je rozptylující a rozptýlená složka různorodé směsi? Uveďte příklady
9. Co jsou koloidní roztoky?
10. Co je sublimace a k čemu ji lze v laboratoři využít?
11. Co jsou roztoky? Uveďte příklady pevného, kapalného a plynného roztoku.
12. Co je rozpouštědlo a rozpuštěná látka?
13. Co rozpustnost?
14. Jak závisí rozpustnost většiny látek na teplotě?
15. Na které skupiny se látky rozdělují podle rozpustnosti?
16. Proč musí být údaj o rozpustnosti látky doplněn údajem o teplotě?
17. Charakterizujte nasycené, nenasycené a přesycené roztoky.
18. Co je krystalizace?
19. Navrhněte způsob oddělení směsi písku a modré skalice.
20. Navrhněte způsob oddělení směsi oleje a benzínu.
21. Navrhněte způsob oddělení směsi manganistanu draselného a benzínu.
22. Navrhněte způsob oddělení směsi manganistanu draselného a vody.


                                             11
3.5. Složení roztoků.
3.5.1. Hmotnostní zlomek.
       Ze všech kapalných roztoků je nejrozšířenější roztoky dvousložkové. Dvousložkové
roztoky jsou tvořené rozpouštědlem a jedinou rozpuštěnou látkou. V případě takových
jednoduchých roztoků je užitečné znát jejich složení (kolik je rozpuštěné látky v určitém
množství roztoku). Složení roztoku se nazývá koncentrace rozpuštěné látky v roztoku
(krátce koncentrace). Složení roztoku, tj. jeho koncentraci lze vyjádřit několika veličinami.
Všechny však udávají složení roztoku na stejném principu:
                                         množství rozpuštěné látky
                          koncentrace = ----------------------------------------
                                               množství roztoku
       Konkrétní veličina potom závisí na veličinách, kterými vyjadřujeme množství
rozpuštěné látky a množství roztoku. Velmi často se koncentrace roztoku vypočítává jako
hmotnostní podíl rozpuštěné látky na celkové hmotnosti roztoku. Zjišťujeme tedy
hmotnostní podíl části vůči celku. Základní veličinou umožňující tyto výpočty je
hmotnostní zlomek w.
Veličina: hmotnostní zlomek
Značka veličiny: w
Definice veličiny: hmotnostní zlomek vyjadřuje podíl hmotnosti rozpuštěné látky m(r)
na hmotnosti roztoku m(R).
Veličinová rovnice:
                                                 m( r )
                                            w
                                                 m( R )
       Z veličinové rovnice vyplývá:
1. hodnota hmotnostního zlomku je vždy kladné číslo menší než jedna,
2. Hmotnostní zlomek je bezrozměrová veličina. Nemá jednotku.
       Vynásobením hmotnostního zlomku číslem 100 je hmotnostní zlomek vyjádřen %
hmotnosti rozpuštěné látky v roztoku. Je-li hmotnost roztoku rovna 100 jednotek hmotnosti
(např. g, kg), potom % hmotnosti udává hmotnost rozpuštěné látky ve 100 jednotkách
hmotnosti roztoku. Procentové vyjádření koncentrace roztoku tedy udává hmotnost
rozpuštěné látky v gramech ve 100 gramech roztoku.
        Př.: roztok s hmotnostním zlomkem rozpuštěné látky w = 0,24 (= 24 %). Hodnota
hmotnostního zlomku udává, že ve 100 gramech tohoto roztoku jsou rozpuštěny 24 gramy
látky. Úměrou lze vypočítat, že v 50 g tohoto roztoku je rozpuštěno 12 g látky, popř., že ve
200 g roztoku je rozpuštěno 48 g látky.
        Součet hmotnostních zlomků všech látek obsažených ve směsi je roven jedné
(v případě součtu procent je součet roven 100).
      V praxi se často porovnávají roztoky s různým hmotnostním zlomkem. Roztok s
větším hmotnostním zlomkem rozpuštěné látky než druhý roztok je koncentrovanější
Naopak druhý roztok je ve vztahu k prvnímu zředěnější.




                                               12
3.5.2. Výpočet hmotnostního zlomku.
        Při řešení příkladů s použitím veličinových rovnic je vhodné dodržovat postup, který
lze shrnout do několika kroků:
1. Uvědomit si, co mám spočítat (= určit počítanou veličinu).
2. Rozhodnout, jak to budu počítat (= určit a napsat veličinovou rovnici, odpovídající dané
problematice).
3. Zapsat údaje (= hodnoty veličin a jejich jednotky), které jsou pro výpočet známé a také
ty, které je nutné zjistit (např. z tabulek).
4. Provést výpočet (= dosadit do veličinové rovnice zjištěné hodnoty veličin i jejich jednotky
a provést předepsané matematické operace s nimi).
5. Zapsat odpověď.



3.5.3. Otázky a úkoly.
1. Vypočítejte hmotnostní zlomek rozpuštěné látky v roztoku, který byl připraven
rozpuštěním:
       a) 15 g látky ve 250 g vody. (5,66 %)
       b) 15 g látky ve 105 g vody. (12,5 %)
2. Vypočítejte hmotnost látky potřebnou k přípravě 150 g 3% roztoku. (4,5 g)
3. Vypočítejte:
       a) hmotnostní zlomek rozpuštěné látky v roztoku, který obsahuje 5 g rozpuštěné látky
       ve 150 g vody. (3,226 %)
       b) hmotnost roztoku připraveného z 12,5 g látky rozpuštěné na 5% roztok. (250 g)
       c) hmotnostní zlomek rozpuštěné látky v roztoku, jestliže odpařením vody ze 30 g
       tohoto roztoku zůstalo 0,65 g pevné látky. (2,16 %)
4. Vypočítejte hmotnost látky obsažené ve:
       a) 400 g 3% roztoku. (12 g)
       b) 12,5 g 5% roztoku. (0,625 g)
       c) 137,2 g 27,1% roztoku. (37,2 g)
5. Vypočítejte hmotnosti rozpuštěné látky a vody potřebné k přípravě:
       a) 500 g 20% roztoku. (100 g látky a 400 g vody)
       b) 200 g 8% roztoku. (16 g látky a 184 g vody)
       c) 500 g 3% roztoku. (15 g látky a 485 g vody)
       d) 1265 g 12% roztoku. (151,8 g látky a 1113,2 g vody)
       e) 3,7 kg 5,2% roztoku. (0,192 kg látky a 3,508 kg vody)
6. Vypočítejte hmotnostní zlomek rozpuštěné látky v roztoku připraveného rozpuštěním:
       a) 31,6 g látky ve 100 g vody. (23,23 %)
       b) 50 g pentahydrátu síranu měďnatého ve 250 ml vody. (16,66 %)
       c) 1,02 g látky v 10 ml vody. (9,26 %)
       d) 9 g uhličitanu sodného v 85 g vody. (9,57 %)
       e) 200 g dusičnanu stříbrného v 1400 ml vody. (12,5 %)
7. Vypočítejte hmotnosti jodidu draselného a vody potřebné k přípravě: 230 g roztoku s
hmotnostním zlomkem rozpuštěné látky 0,025. (5,75 g jodidu draselného a 224,25 g vody)
8. Vypočítejte hmotnost chloridu draselného a objem vody potřebné k přípravě 245 g 2,5%
roztoku. (6,125 g chloridu draselného a 238,88 ml vody)




                                             13
4. NÁZVY A ZNAČKY PRVKŮ.
      Každá věda má svůj vlastní způsob vyjadřování, svůj jazyk (= terminologii).
Terminologie je soustava odborných názvů (= termínů) a pojmenování v určité vědě.
      Příklady odborných názvů (= termínů) matematiky jsou množina, činitel, podíl,
mocnina, exponent, aritmetický průměr, procento.
      Příklady odborných názvů (= termínů) biologie jsou organismus, biologický druh,
kmen, třída, botanika, buňka.
       Příklady odborných názvů (= termínů) fyziky jsou hmotný bod, páka, kladka, vodič,
gravitace.
      Příklady odborných názvů (= termínů) chemie jsou reaktant, produkt, chemická
reakce, katalyzátor, koncentrace, prvek, kyselina, oxidace, činidlo.
       Odborné názvy mohou být slova česká nebo cizího původu. Mnoho odborných
názvů a jmen je převzato z latiny nebo řečtiny a jsou srozumitelné vědcům celého světa.
Jsou to mezinárodní termíny, např. atom, ion, enzym, katalyzátor, radioaktivita, latinská
pojmenování biologických druhů. Mezinárodní jednotnost mají také všechny značky
fyzikálních veličin a značky jejich jednotek.
        V chemii jsou mezinárodně srozumitelné názvy a značky prvků, vzorce molekul a
iontů a vyjadřování chemických dějů chemickými rovnicemi.
       Do současnosti bylo objeveno nebo uměle připraveno celkem 107 prvků (92 prvky se
vyskytují v přírodě, 15 bylo připraveno uměle). Prvky byly objevovány a připravovány
postupně. V roce 1700 lidé znali 12 prvků, v roce 1800 32 prvky, v roce 1900 již 83 prvky.
       S rostoucím počtem poznaných prvků vyvstala nutnost jejich jednotného
pojmenovávání a značení. Autorem mezinárodních názvů a značek prvků byl roku 1811
švédský chemik J. BERZELIUS. Při pojmenování tehdy známých prvků BERZELIUS
vycházel z latiny, která v té době byla dorozumívací řečí mezi vědci celého světa. Názvy
některých prvků jsou i řeckého původu.
       Mezinárodní názvy některých prvků vyjadřují některou jeho charakteristickou
vlastnost, např. chlorum (lat. chloros = žlutozelený), aurum (z lat. = lesk, třpyt), bromum (lat.
bromos = zápach), argon (lat. argus = líný).
       Některé prvky jsou pojmenované podle vesmírných těles, např. uran, plutonium,
neptunium, helium (lat. helium = slunce), selenium (lat. selenium = měsíc).
       Některé prvky jsou pojmenované podle světadílů, např. americium, europium.
       Některé prvky byly pojmenované podle zemí, kde byly objevené nebo kde se
narodil jejich objevitel, např. polonium, francium, germanium, ruthenium (lat. Ruthenia =
Rusko).
       Některé prvky byly pojmenované podle významných chemiků nebo fyziků, např.
nobelium, mendelevium, curium, einsteinium, fermium.
        České názvy některých prvků se od mezinárodních názvů zcela odlišují, např.
kyslík = oxygenium, dusík = nitrogenium, uhlík = carboneum, sodík = natrium, hliník =
aluminium, železo = ferrum atd. (Pozn.: Jde o názvy z doby národního obrození, kdy byly
zavedeny J.S.PRESLEM a J.JUNGMANNEM a plně se vžily. Tyto názvy mají příponu -ík a
vyjadřují některou charakteristickou vlastnost prvku, např. kyslík (od slova kyselost), dusík
(dusivost), hliník (hlína), křemík (křemen). Převážná většina českých názvů vytvořených v
době obrození se však nevžila a upadla v zapomnění, např. barvík (= chrom), ďasík (=
kobalt), ladík (= kadmium), nebesník (= uran), pochvistík (= nikl), těžík (= wolfram), woník (=
osmium).

                                               14
       České názvy většiny prvků se od mezinárodních názvů liší jen nepatrně nebo
se neliší vůbec, např. platina = platinum, mangan = manganum, bismut = bismuthum, zinek
= zincum, brom = bromum, lithium = lithium, neon = neon, cesium = cesium atd.
      Každý prvek má (má kromě mezinárodního názvu) mezinárodní chemickou
značku. Chemické značky prvků jsou tvořené jedním nebo dvěma písmeny a jsou
odvozené od počátečních a popř. některých i dalších písmen mezinárodních názvů.
       Chemická značka prvku má tři významy (poskytuje tři informace):
1. Chemická značka udává název prvku (H = hydrogenium, vodík; Na = natrium, sodík; Cl
= chlorum, chlor).
2. Chemická značka představuje jeden atom tohoto prvku (Fe = jeden atom železa, 3 H
= tři atomy vodíku, 12 S = dvanáct atomů síry).
3. Chemická značka představuje 1 mol tohoto prvku (P = jeden mol fosforu, 7 C = sedm
molů uhlíku).
        Ze značek prvků se sestavují vzorce vyjadřující složení molekul nebo iontů.
Zápisy H2, S8 jsou vzorce molekul prvků. Zápisy H2O, NH3 jsou vzorce molekul
sloučenin. Zápisy Na1+, O2- jsou vzorce jednoatomových iontů. Zápisy SO42- a H3O1+
jsou vzorce víceatomových (= složených) iontů. Kladné nebo záporné znaménko
elektrického náboje iontu se píše za číselným indexem!
       Chemické vzorce mají stejné tři významy jako chemické značky:
1. Chemický vzorec udává název molekuly nebo iontu.
2. Chemický vzorec představuje jednu molekulu nebo ion dané látky (5 H2 = pět
dvouatomových molekul vodíku, S8 = jedna molekula síry složená z osmi atomů síry, 3 P4 =
tři čtyřatomové molekuly fosforu).
3. Chemický vzorec představuje jeden mol dané látky.
      Tvorbou chemických vzorců a názvů se zabývá chemické názvosloví.
Chemické názvosloví je soubor pravidel, podle kterých se tvoří názvy a vzorce
molekul nebo iontů.



5. STAVBA ATOMŮ

5.1. Elementární částice.
        Atomy jsou základní strukturní jednotky látek. Teprve začátkem 20. stoletÍ
fyzikové zjistili, že atomy nejsou nejmenší a dále nedělitelné částice. Je pravda, že atomy
jsou nedělitelné chemickými přeměnami, ale fyzikálními reakcemi lze atomy rozdělit na
ještě menší částice – elementární částice (= mikročástice). Elementární částice jsou
nejmenší dosud známé částice hmoty. Atomy jsou vystavěné ze tří různých elementárních
částic. Nazývají se protony, neutrony, elektrony.
       Proton (p, p+) – má hmotnost 1,672.10-27 kg; má kladný elektrický náboj.
       Neutron (n) – má hmotnost 1,674.10-27 kg; nemá elektrický náboj.
       Elektron (e, e-) – má hmotnost 9,1.10-31 kg; má záporný elektrický náboj.
      Elektrické náboje protonu a elektronu mají stejnou velikost. Liší se pouze
znaménkem. Jsou to nejmenší známé elektrické náboje. V atomech je vždy stejný počet
protonů a elektronů. Proto atomy jsou elektricky neutrální. Každý atom je tvořen


                                            15
                                                                             -10
jádrem a obalem. Obě oblasti jsou nestejně velké. Atomy mají průměr asi 10 m. Jádro je
středová část atomu o průměru asi 10-15 m. Obal je asi 100 000krát větší než jádro.



5.2. Jádro atomu.
       Atomové jádro je vybudované z protonů a neutronů. Protony a neutrony se
souhrnně nazývají nukleony (nucleus = lat. jádro). Atomové jádro má kladný elektrický
náboj. Velikost tohoto elektrického náboje je dána počtem protonů. Obal atomu je
vybudován z elektronů. Má záporný elektrický náboj. Protože atom je elektrický neutrální
musí být počet kladně nabitých protonů v jádře shodný s počtem záporně nabitých elektronů
v obalu. Pro počty protonů a elektronů platí:
       atom: počet protonů = počet elektronů
       kation: počet protonů > počet elektronů
       anion: počet protonů < počet elektronů.
       Počty elementárních částic v atomech lze vyjádřit čísly:
      protonové číslo (Z) – udává počet protonů (a zároveň i počet elektronů) v atomu.
Ke značce prvku se zapisuje vlevo dolů: ZX;
      nukleonové číslo (A) – udává počet nukleonů (protonů a neutronů dohromady) v
atomu. Ke značce prvku se zapisuje vlevo nahoru: AZX.
        Z porovnání hmotností elementárních částic vyplývá, že každý nukleon (proton nebo
neutron) je 1 836x těžší než elektron. Více než 99 % hmotnosti atomu je soustředěno v
jádře. Každý prvek je tvořen atomy s charakteristickým počtem protonů a elektronů. Např.
vodík je tvořen atomy s protonovým číslem 1 (1 proton v jádře + 1 elektron v obalu), železo
je tvořené atomy s protonovým číslem 26 (26 protonů v jádře + 26 elektronů v obalu). Prvek
je látka složená z atomů, které mají stejné protonové číslo.



5.3. Elektronový obal atomu.
       Elektrony nejsou v obalu atomu rozmístěné náhodně, ale jsou rozmístěné tak, aby
atom měl co nejmenší energii – byl co nejstálejší. Rozmístění elektronů v elektronovém
obalu atomu lze vyjádřit několika pravidly:
1. Elektrony se mohou v obalu vyskytovat jen v určitých vzdálenostech od jádra. Tyto
vzdálenosti se nazývají sféry (= vrstvy, slupky). Směrem od jádra se označují číslicemi 1,
2, 3, 4, 5, ... nebo písmeny K, L, M, N, O, P, Q, ... V jednotlivých sférách mají elektrony
různou energii. Čím vzdálenější je elektronová sféra od jádra, tím větší je energie
elektronů v ní umístěných. Elektronová sféra nejvzdálenější od jádra se nazývá
valenční sféra.
2. Ne v každé části sféry je stejná pravděpodobnost, že zde může být umístěn elektron. Ta
část sféry, kde je značná pravděpodobnost přítomnosti elektronu, se nazývá orbital.
Orbital je oblast nejpravděpodobnějšího výskytu elektronu ve sféře. Orbitalů je několik
druhů. Liší se od sebe velikostí, tvarem i energií, kterou mají elektrony v nich umístěné.
Orbitaly se označují písmeny "s, p, d, f". V jednom orbitalu mohou být umístěné
nejvýše dva elektrony, které se od sebe musí lišit směrem otáčení kolem své osy
(otáčení elektronu kolem své osy se nazývá spin). Dva elektrony v jednom orbitalu tvoří
elektronový pár.



                                             16
3. Orbital "s" je v dané sféře vždy jen jeden. Orbitaly "p" jsou v dané sféře tři, orbitalů
"d" je ve sféře pět a orbitalů "f" sedm.
4. Orbitaly umístěné ve valenční sféře se nazývají valenční orbitaly. Elektrony ve
valenčních orbitalech jsou valenční elektrony. Mají největší energii a rozhodující
význam pro slučivost atomů a pro chemické vlastnosti atomů vůbec.
5. Čím vzdálenější je sféra od jádra, tím je rozlehlejší a tím větší počet druhů orbitalů
obsahuje. V první sféře je pouze jeden orbital druhu "s". Může být obsazen nejvýše
dvěma elektrony. První elektronová sféra obsahuje nevýše dva elektrony. Ve druhé
sféře je jeden orbital "s" (dva elektrony) a tři orbitaly "p" (šest elektronů). Druhá
elektronová sféra může být zaplněna nevíce osmi elektrony. Ve třetí sféře je jeden
orbita "s" (dva elektrony), tři orbitaly "p" (šest elektronů) a pět orbitalů "d" (deset
elektronů). Třetí elektronová sféra může být zaplněná nejvíce osmnácti elektrony.
       Vypočítejte, kolika elektrony může být zaplněna čtvrtá elektronová sféra.



5.4. Grafické znázorňování orbitalů a elektronů.
       V textu zpravidla zapisujeme orbitaly symboly s, p, d, f. Počet elektronů v daném
druhu orbitalu zapisujeme k symbolu orbitalu vpravo nahoru. Před symbol orbitalu často
zapisujeme číslo sféry, aby bylo jasné, ve které sféře popisovaný orbital je umístěn, např.:
                            3s1, 5p6, 4d8, 6f11, 4s2, 3p4, 5d10, 6f3.
        Orbitaly lze také znázornit rámečky, které jsou rozdělené na tolik políček (= okének),
kolik orbitalů toho druhu ve sféře existuje. Elektrony se do okének zakreslují šipkami, jejichž
směr vyjadřuje směr otáčení elektronu (= spin). Před rámeček lze rovněž zapsat číslo sféry.


3s2           2p3                     4d7



5.5. Zaplňování orbitalů elektrony.
       Při vzniku elektronového obalu atomu obsazují elektrony orbitaly nikoliv náhodně.
Postup obsazování orbitalů lze shrnout do několika pravidel:
1. Elektrony obsazují orbitaly postupně, podle jejich vzrůstající energie, v pořadí: 1s,
2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, .....
2. Orbitaly p, d, f se nejprve obsazují po jednom elektronu. Jednotlivé (= nespárované)
elektrony mají v orbitalech p, d, f stejný spin.
       Podle pravidla 1 mohou být nespárované elektrony jen ve valenčních orbitalech.
Uspořádání elektronů do orbitalů se nazývá elektronová konfigurace. K určení elektronové
konfigurace atomů je třeba znát počet elektronů v atomu (= protonové číslo) a pořadí, ve
kterém se orbitaly zaplňují (= pravidlo 1). Uspořádáním elektronů do orbitalů podle
vzrůstající energie (v souladu s pravidlem 1) vzniká základní stav atomu.
       Opakem základního stavu je slučivý stav atomu. Nespárované elektrony mají
rozhodující význam pro slučivost atomů. Protože mohou být jen ve valenčních orbitalech,
je zřejmé, že valenční orbitaly a valenční elektrony mají rozhodující význam pro
chemické vlastnosti atomů.




                                               17
5.6. Slučivé stavy atomů.
        Slučivost atomů závisí na přítomnosti a počtu nespárovaných elektronů ve valenčních
orbitalech. Počet nespárovaných elektronů lze zvýšit dodáním energie atomu, např.
zahřátím. Přitom se roztrhnou elektronové páry ve valenčních orbitalech a jeden nebo
několik valenčních elektronů přeskočí do energeticky bohatšího orbitalu téže sféry.
Vznikne slučivý stav atomu, který se vyznačuje větším počtem nespárovaných
elektronů než základní stav atomu. V textu se slučivé stavy označují * zapisovanou ke
značce prvku vpravo nahoru: X*. Nespárované elektrony ve slučivém stavu mají stejný spin.
       Elektronová konfigurace atomu hořčíku v základním stavu je:
                                                 2
                                     12Mg:1s     , 2s2, 2p6, 3s2
V základním stavu má atom hořčíku všechny elektrony spárované, je neslučivý.
       Elektronová konfigurace atomu hořčíku ve slučivém stavu je:

                                   12Mg
                                          *:1s2, 2s2, 2p6, 3s1, 3p1

Ve slučivém stavu má atom hořčíku dva nespárované elektrony. Je slučivý.
       Dodáním ještě větší energie lze jeden nebo několik valenčních elektronů od
atomu odtrhnout. Atom se změní na kation. Počet odtržených elektronů závisí na počtu
valenčních elektronů. Naopak přijetím jednoho nebo několika elektronů do valenčních
orbitalů změní se atom na anion. Počet přijatých elektronů závisí na počtu volných míst ve
valenčních orbitalech.
       Elektronová konfigurace atomu hořčíku v základním stavu:
                                          2
                             12Mg:1s       , 2s2, 2p6, 3s2
                                                             2+
       Elektronová konfigurace kationtu hořčíku Mg :
                                    2+
                             12Mg        :1s2, 2s2, 2p6, 3s0
       Elektronová konfigurace atomu fluoru v základním stavu:
                             9F:   1s2, 2s2, 2p5
       Elektronová konfigurace aniontu fluoru F1-:
                               1-
                             9F :   1s2, 2s2, 2p6



5.7. Otázky a úkoly.
1. Co jsou elementární částice?
2. Které elementární částice tvoří atomy a jaké mají elektrické náboje?
3. Porovnejte hmotnost elektronu a protonu.
4. Co jsou nukleony? Proč se tak nazývají?
5. Porovnejte hmotnosti a elektrický náboj jádra a obalu atomu.
6. Proč je atom elektricky neutrální když obsahuje elektricky nabité elementární částice?
7. Které informace o složení atomu poskytuje protonové a nukleonové číslo?
8. Zjistěte počty protonů a elektronů v atomech síry, rhodia, bromu, selenu, iridia, vanadu,
vápníku, draslíku, chloru a zinku.
9. Vysvětlete pojmy: elektronová sféra, orbital, nespárovaný elektron, elektronový pár,
základní stav atomu, slučivý stav atomu.
10. Jak vznikají z atomů kationty a anionty?
11. Jak vzniká ze základního stavu atomu stav slučivý?



                                                     18
12. Zapište elektronové konfigurace základních stavů atomů síry, beryllia, neonu, uhlíku,
sodíku, hliníku, dusíku, helia, argonu a fosforu. Označte valenční orbitaly a nakreslete jejich
konfiguraci rámečky. Které z uvedených prvků jsou v základním stavu neslučivé a proč?
13. Nakreslete rámečky elektronovou konfigurace valenčních orbitalů atomů uhlíku, beryllia,
hliníku a fosforu ve slučivém stavu.



6. SLUČIVOST ATOMŮ, CHEMICKÁ VAZBA.

6.1. Příčiny slučivosti atomů, podmínky vzniku chemické vazby.
       Nespárované elektrony ve valenčních orbitalech atomů způsobují, že atomy
jsou nestálé a mají snahu se spojit (= sloučit) s jinými (podobně "postiženými) atomy a
společně odstranit nespárované elektrony vytvořením elektronových párů. Atomy s
nespárovanými elektrony jsou slučivé. Atomy se spárovanými elektrony jsou neslučivé
(např. helium, neon, argon). Odstranění nespárovaných elektronů je možné pouze
vzájemným sloučením atomů za vzniku molekul.
      Při slučování se musí oba atomy přiblížit tak, aby se jejich valenční orbitaly
protnuly. Nespárované elektrony obou atomů musí mít opačný spin.
       Jsou-li obě předchozí podmínky splněné, vznikne mezi oběma atomy dvojice
elektronů, která drží oba atomy pohromadě. Proto se tato dvojice elektronů nazývá
vazebný elektronový pár.
       Přitažlivá síla, kterou tvoří vazebný elektronový pár, se nazývá chemická vazba.
Chemická vazba vzniká (= přitažlivá síla mezi atomy) vzniká teprve vytvořením vazebného
elektronového páru. Vazebný elektronový pár způsobuje vznik přitažlivé síly mezi
oběma atomy – chemickou vazbu. Bez vazebného elektronového páru by nebyla
chemická vazba.



6.2. Znázorňování chemické vazby.
       Chemická vazba se graficky znázorňuje nejčastěji dvěma způsoby.
1. Spojnicí rámečků představující valenční orbitaly s nespárovanými elektrony.
2. Čárkou mezi značkami prvků. Čárka představuje vazebný elektronový pár a nazývá
se vazebná čárka, např.:

H–H,           H–Cl,          H–O–H,         O=O,           N≡N,           H–N–H
                                                                             |
                                                                             H
       Vzorce, které znázorňují všechny chemické vazby vazebnými čárkami, jsou
strukturní vzorce.
       Číslo, které vyjadřuje kolik chemických vazeb atom v dané molekule tvoří s
jinými atomy, se nazývá vaznost. Zpravidla odpovídá počtu nespárovaných elektronů.
Atom kyslíku v molekulách O2 i H2O tvoří vždy dvě chemické vazby – je dvojvazný. Atom
dusíku v molekulách N2 i NH3 tvoří tři chemické vazby – je trojvazný. Atomy vodíku ve všech
molekulách tvoří jen jednu chemickou vazbu – jsou jednovazné.
      Jsou-li dva atomy spojené prostřednictvím jednoho vazebného elektronového páru,
nazývá se toto spojení jednoduchá vazba (např.: H–Cl, H–O–H, H–H).

                                              19
       Jsou-li dva atomy spojené dvěma vazebnými elektronovými páry nazývá se toto
spojení dvojná vazba, např.: O=O.
       Jsou-li dva atomy spojeny třemi vazebnými elektronovými páry jde o vazbu trojnou.
      Podle počtu vazebných elektronových párů mezi dvěma vázanými atomy rozlišujeme
chemickou vazbu jednoduchou, dvojnou, trojnou.



6.3. Kovalentní a koordinační chemická vazba.
       Jednou z podmínek vzniku chemické vazby je vytvoření vazebného elektronového
páru. Vazebný elektronový pár může vzniknout dvojím způsobem:
1. Každý z obou atomů poskytne po jednom elektronu opačného spinu. Takto vzniklé
spojení mezi atomy se nazývá kovalentní chemická vazba.
2. Jeden atom poskytne celý elektronový pár a druhý atom prázdný orbital. Takto
vzniklá chemická vazba se nazývá koordinační chemická vazba.
       Příkladem strukturních jednotek s koordinační chemickou vazbou jsou oxoniový
           1+                   1+
kation H3O a amonný kation NH4 .
       Atom poskytující pro vytvoření koordinační chemické vazby elektronový pár se
nazývá dárce, atom s prázdným orbitalem je příjemce. Ve strukturních vzorcích se
koordinační chemická vazba označuje šipkou směřující od dárce elektronového páru k
příjemci.
      Protože tvorbou koordinační chemické vazby nedochází k odstranění nežádoucích
nespárovaných elektronů, vzniká přednostně vazba kovalentní a teprve po odstranění
nespárovaných elektronů vazba koordinační.



6.4. Elektronegativita, polarita chemické vazby.
       Atomy poutané k sobě chemickou vazbou mají snahu přitáhnout si vazebný
elektronový pár co nejvíce k sobě. Atomy různých prvků však mají různou sílu (= schopnost)
přitáhnout vazebný elektronový pár. Velikost této schopnosti (což je chemická vlastnost)
vyjadřuje hodnota veličiny zvané elektronegativita.
       Elektronegativita je veličina, vyjadřující svojí hodnotou schopnost atomu
přitáhnout vazebný elektronový pár. Čím je hodnota elektronegativity větší, tím větší je
schopnost atomu přitáhnout k sobě vazebný elektronový pár. Elektronegativita je vlastnost,
kterou atomy projevují, jen když jsou spojené chemickými vazbami k sobě. Dokud není
vytvořen vazebný elektronový pár, nemůže se elektronegativita projevit. Hodnoty
elektronegativity prvků jsou uvedené např. v periodické soustavě prvků. Elektronegativita se
značí písmenem X, např. elektronegativita atomů chloru XCl = 2,8; elektronegativita atomů
vodíku XH = 2,2; atomů sodíku XNa = 1,0.
       Mají-li atomy dvou různých prvků spojené spolu chemickou vazbou rozdílnou
elektronegativitu (chemici se dohodli, že rozdíl elektronegativit musí být větší než 0,4, ale
menší nebo roven 1,7), je vazebný elektronový pár posunut blíže k
elektronegativnějšímu atomu. Protože elektrony mají záporný elektrický náboj, vytvoří se
na atomu s větší elektronegativitou částečný záporný náboj (značí se δ-) a na atomu s
menší elektronegativitou částečný kladný elektrický náboj (značí se δ+). Vznik
částečných elektrických nábojů je dán tím, že elektronegativnější atom přitáhne k sobě
kromě svého elektronu ve vazebném elektronovém páru i elektron druhého atomu. Protože
se na molekule takto vytvoří dva opačně nabité elektrické póly, nazývá se taková chemická

                                             20
vazba polární. Posunutí vazebného elektronového páru v polární chemické vazbě k
elektronegativnějšímu atomu se ve strukturních vzorcích často znázorňuje klínkem místo
vazebnou čárkou:
                       H—Cl                 ΔX = 0,6          Hδ+ ◄ Clδ-
                      2,2 2,8

                                                               δ+        δ2-    δ-
                 H—O—H                 ΔX = 1,3              H      ◄O         ►H
                2,2 3,5 2,2


       Při velmi rozdílných elektronegativitách vázaných atomů (chemici se dohodli, že
rozdíl musí být větší než 1,7) lze předpokládat, že elektronegativnější atom si vazebný
elektronový pár přitáhne úplně k sobě a změní se na anion. Z druhého atomu (s malou
elektronegativitou) se stane kation. Taková velmi polární chemická vazba se nazývá
iontová chemická vazba (protože molekula je tvořena dvěma opačně nabitými ionty).
                      Na—Cl               ΔX = 1,8                  Na1+ Cl1-
                      1,0 2,8
       Mají-li atomy stejnou nebo přibližně stejnou elektronegativitu (chemici se dohodli, že
rozdílnost jejich elektronegativit musí být menší nebo rovna 0,4), zůstane vazebný
elektronový pár po svém vzniku uprostřed (nebo přibližně uprostřed) mezi oběma atomy.
Na vázaných atomech proto nevznikne žádný nebo jen zanedbatelně malý elektrický
náboj. Taková chemická vazba se nazývá nepolární chemická vazba.
                         H—S—H             ΔX = 0,2           H—S—H
                        2,2 2,4 2,2
                        O=O              ΔX = 0,0                O=O
                       3,5 3,5
       Podle rozdílných hodnot elektronegativit vázaných atomů platí:
                      ΔX ≤ 0,4                chemická vazba nepolární
                0,4 < ΔX ≤ 1,7                chemická vazba polární
                      ΔX > 1,7                chemická vazba iontová



6.5. Otázky a úkoly.
1. Co je příčinou nestálosti, slučivosti atomů?
2. Jak se atomy snaží odstranit příčiny své nestálosti?
3. Které podmínky musí být splněné, aby se mezi atomy vytvořila chemická vazba?
4. Co je vazebný elektronový pár a jakými způsoby může vzniknout?
5. Jak se nazývají chemické vazby podle způsobu vzniku vazebného elektronového páru?
6. Který druh chemické vazby vazba vzniká mezi atomy jako první a proč?
7. Co je elektronegativita?
8. Čím se vyznačuje vazba jednoduchá, dvojná a trojná?
9. Co je vaznost atomu?
10. Jak se ve strukturním vzorci označuje kovalentní a jak koordinační chemická vazba?
11. Které jsou druhy chemické vazby podle velikosti rozdílu elektronegativit vázaných
atomů?
12. Co znamená označení polární, iontová a nepolární chemická vazba?
13. Nalezněte v literatuře a zapište elektronegativity vodíku, kyslíku, fluoru, chloru, draslíku,
fosforu, železa, bromu, síry a lithia. Seřaďte tyto prvky podle klesající velikosti
elektronegativity.

                                               21
14. Odvoďte a nakreslete strukturní vzorce a určete polárnost chemických vazeb v
molekulách NaF, LiCl, H2O, NH3, MgS, KBr.



7. CHEMICKÉ REAKCE A JEJICH ZÁPIS.

7.1. Reakční schéma.
         Důkazem slučivosti atomů vedoucí ke vzniku chemických vazeb jsou chemické
reakce. Chemické reakce jsou děje, při kterých se původní látky (= reaktanty) přemění v
jiné látky (= produkty):
                                reaktant (y) -----> produkt(y)
      Vzájemnou přeměnu reaktantů lze v nejjednodušším případě zapsat reakčním
schématem. Např.:
                             železo + síra -----> sulfid železnatý
                   (železo reaguje se sírou za vzniku sulfidu železnatého)
                         sodík + voda -----> vodík + hydroxid sodný
               (sodík reaguje s vodou za vzniku vodíku a hydroxidu sodného)


                                  vodík + kyslík -----> voda
                         (vodík reaguje s kyslíkem za vzniku vody)
                             hořčík + kyslík -----> oxid hořečnatý
                  (hořčík reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu hořečnatého)



7.2. Chemické rovnice.
       Mnohem častěji se chemické reakce zapisují chemickými rovnicemi. V chemických
rovnicích jsou názvy reaktantů i produktů nahrazeny jejich značkami a vzorci. Tím je
dosaženo mezinárodní srozumitelnosti zápisu.
                                     Fe + S -----> FeS
                             2 Na + 2 H2O -----> H2 + 2 NaOH
                                   2 H2 + O2 -----> 2 H2O
                                  2 Mg + O2 -----> 2 MgO
       Počet ani druh atomů se při chemických reakcích nemění. Proto v chemické
rovnici musí být na obou stranách zápisu stejný počet atomů daného prvku. Čísla,
která upravují v chemické rovnici počty strukturních jednotek tak, aby byl zajištěn stejný
počet atomů daného prvku na obou stranách rovnice, se nazývají stechiometrické
koeficienty. Stechiometrické koeficienty udávají počet strukturních jednotek dané látky a
zároveň i počet molů dané látky. Čteme např.: dva atomy sodíku reagují se dvěma
molekulami vody za vzniku jedné molekuly vodíku a dvou molekul hydroxidu sodného nebo
dva moly vodíku reagují se dvěma moly vody za vzniku jednoho molu vodíku a dvou molů
hydroxidu sodného.
      Chemickou rovnici lze zapsat i strukturními vzorci. V tomto případě lze sledovat, které
chemické vazby při chemické přeměně zanikají, a které nové chemické vazby vznikají:
                              2 H—H + O=O -----> 2 H—O—H


                                             22
        Při chemických reakcích dochází ke změně chemických vazeb. Zpravidla ve
strukturních jednotkách reaktantů zanikají některé původní chemické vazby a ve
strukturních jednotkách produktů vznikají chemické vazby nové.
       Podstatou všech chemických reakcí je změna chemických vazeb!



8. NĚKTERÉ DŮLEŽITÉ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY.

8.1. Vodík.
8.1.1. Obecná charakteristika vodíku.
       Vodík byl objeven v roce 1766. Jeho mezinárodní název hydrogenium pochází z
řeckých slov hydor = voda, gennaó = tvořit (doslova vodotvorný prvek). Atom vodíku je
nejjednodušší strukturní jednotka ve vesmíru. Je tvořen jedním protonem a jedním
elektronem. Proto atomy vodíku jsou jednovazné.



8.1.2. Výskyt vodíku.
       Každý prvek se v přírodě teoreticky může vyskytovat dvojím způsobem:
- volný = nesloučený s jinými prvky
- vázaný = sloučený s jinými prvky = prvek je součástí sloučeniny).
        Prvky velmi slučivé (např. fluor, chlor, brom, jod, lithium, sodík, draslík, vápník a
jiné) se vyskytují pouze vázané.
       Prvky méně slučivé se vyskytují volné i vázané.
      Prvky málo slučivé nebo neslučivé (např. helium, neon, argon, zlato, platina) se
vyskytují převážně nebo pouze volné.
       Vodík se v přírodě vyskytuje volný i vázaný. Volný je v malém množství v
podobě dvouatomových molekul H2 ve vysokých vrstvách zemské atmosféry. Ve vesmíru
je volný vodík nejrozšířenější prvek.
      Vázaný vodík je na Zemi mnohem rozšířenější než volný. Je obsažen především
ve vodě, v jejichž molekulách je sloučený s kyslíkem:
                                           H–O–H
         Voda je nejrozšířenější sloučeninou vodíku na Zemi. Vodík je nezbytným
prvkem v molekulách všech ústrojných sloučenin důležitých pro všechny organismy
(např. tuků, bílkovin, sacharidů). Vodík je biogenní prvek (bios = řec. život, gennaó = řec.
tvořit).



8.1.3. Laboratorní příprava vodíku.
      V laboratořích se vodík nejčastěji připravuje rozkladem některých sloučenin
vodíku (např. vody nebo kyselin):
                         voda + sodík -----> vodík + hydroxid sodný
                           2 H–O–H + Na -----> H–H + Na–O–H
                               2 H2O + Na -----> H2 + NaOH


                                             23
               zinek + kyselina chlorovodíková -----> vodík + chlorid zinečnatý
                          2 Zn + 2 H–Cl -----> 2 H–H + Zn–Cl–Zn
                               2 Zn + 2 HCl -----> 2 H2 + ZnCl2



8.1.4. Průmyslová výroba vodíku.
      Vodík se často vyrábí ze zemního plynu, jehož největší složkou je uhlovodík methan
CH4. Vodík lze levně vyrobit i reakcí vodní páry s rozžhaveným koksem za teploty asi 1000
°C.



8.1.5. Fyzikální vlastnosti vodíku.
        Vodík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu. Hustota vodíku H2 je 0,087 kg/m3. Je
přibližně 14x lehčí než vzduch. Jeho molekuly jsou tak malé, že snadno pronikají i pevnými
látkami. Ve vodě je nerozpustný.



8.1.6. Chemické vlastnosti vodíku.
       Vodík je velmi slučivý. Ochotně se slučuje především s nekovy, zejména s
kyslíkem:
                                   2 H2 + O2 -----> 2 H2O
      Tato reakce se projevuje hořením, popř. výbuchem. Při této reakce se uvolňuje velké
množství tepla. Teplota kyslíkovodíkového plamene dosahuje až 3 000 °C.


8.1.7. Použití vodíku.
       Spolu s kyslíkem se vodík používá k svařování a řezání kovů. K tomuto účelu se oba
plyny dodávají stlačené v ocelových lahvích. Láhve s vodíkem jsou označené červeným
pruhem, láhve s kyslíkem modrým.
       V chemickém průmyslu se vodík používá jako surovina pro výrobu amoniaku NH3,
kyseliny chlorovodíkové HCl a mnoha dalších látek.
       V potravinářském průmyslu se vodík používá k přeměně kapalných rostlinných olejů
na ztužené pokrmové tuky.



8.2. Kyslík.
8.2.1. Obecná charakteristika kyslíku.
       Kyslík byl objeven v roce 1774. Jeho mezinárodní název oxygenium pochází z
řeckých slov oxys = kyselý a gennaó = tvořit (doslova kyselinotvorný prvek; vyskytuje se
mnoha kyselinách).
                                                        2   4
       Z elektronové konfigurace valenčních orbitalů 2s 2p




                                             24
vyplývá, že v základním stavu mají atomy kyslíku dva nespárované elektrony a proto jsou
dvojvazné. Protože ve druhé sféře, která je pro atomy kyslíku poslední (= valenční) nejsou
žádné další orbitaly, nemohou atomy kyslíku vytvářet slučivé stavy. Jeden z volných
elektronových párů se může podílet na vytvoření koordinační chemické vazby, např. v
oxoniovém kationtu. V oxoniovém kationtu je atom kyslíku trojvazný.



8.2.2. Výskyt kyslíku.
        V přírodě se kyslík vyskytuje volný i vázaný. Volný kyslík je významnou součástí
atmosféry (asi 1/5 objemu vzduchu). Atmosféra je plynný obal Země. Vzduch je směs
látek tvořících atmosféru. Kromě plynných látek obsahuje vzduch i kapičky vody i pevné
látky, např. částečky prachu, mikroorganismy apod. Základními složkami suchého vzduchu
(zbaveného vodní páry) jsou dusík a kyslík. Z celkového objemu vzduchu je 21 % kyslíku, 78
% dusíku a 1 % jiných plynných látek. Jsou to především oxid uhličitý, oxid siřičitý a některé
prvky, např. helium, neon, argon. Do atmosféry je kyslík vylučován rostlinami. Vzniká
fotosyntézou.
        Ve vzduchu se nejčastěji vyskytuje v podobě dvouatomových molekul O2 (O=O).
Méně častou formou je tříatomový kyslík O3 ozón. Ozón vzniká z dvouatomového kyslíku
působením elektrických výbojů při bouřkách nebo působením ultrafialového záření
přicházejícího z vesmíru. Proto nejvíce ozónu je ve vysokých vrstvách atmosféry ve
výšce 25 – 35 km (tzv. ozonosféra). Ozonosféra zachytává podstatnou část ultrafialového
záření a z větší části brání jeho postupu k povrchu Země. Narušením celistvosti ozonosféry
se ultrafialové paprsky dostávají v nadměrném množství k povrchu Země a škodlivě působí
na všechny organismy.
        Vázaný kyslík je obsažen v mnoha sloučeninách. Nejrozšířenější sloučeninou
kyslíku na Zemi je voda. Velmi rozšířené jsou dvouprvkové sloučeniny kyslíku s kovy i
nekovy – oxidy. Některé oxidy jsou důležitými zdroji kovů a nazývají se rudy, např.
krevel, hnědel, magnetit. Některé oxidy jsou obsažené ve vzduchu, např. oxid uhličitý a
oxid siřičitý. Velmi významné jsou sloučeniny kyslíku nezbytné pro život, např. bílkoviny, tuky
a oleje, sacharidy a mnoho dalších. Kyslík je biogenní prvek.



8.2.3. Laboratorní příprava kyslíku.
       Kyslík se nejčastěji připravuje tepelným rozkladem některých kyslíkatých sloučenin,
např. manganistanu draselného nebo peroxidu vodíku



8.2.4. Průmyslová výroba kyslíku.
       Průmyslově se kyslík získává ze vzduchu. Vzduch se zkapalní a jednotlivé
složky se od sebe oddělí destilací.


8.2.5. Fyzikální vlastnosti kyslíku.
        Kyslík je plyn bez chuti, barvy a zápachu. V malém množství se rozpouští ve
vodě, což umožňuje dýchání vodním organismům. Ozón ničí bakterie, má dezinfekční
účinky.




                                              25
8.2.6. Chemické vlastnosti kyslíku.
      Kyslík je velmi slučivý. S kovy i nekovy reaguje za vzniku oxidů.



8.2.7. Použití kyslíku.
       Spolu s vodíkem se kyslík používá k svařování a řezání kovů (kyslíkovodíkový
plamen). Spolu s vodíkem (rovněž kyslíkovodíkový plamen) se používá jako palivo
raketových motorů. Je náplní dýchacích přístrojů používaných v lékařství, při potápění,
záchranářských činnostech a pobytu v bezkyslíkovém prostoru (kosmické lodě, letadla).



8.3. Voda.
        Voda je nejrozšířenější sloučenina vodíku a kyslíku na Zemi. Na jednoho člověka
připadá přibližně 300 milionů tun vody. Je nezbytná pro život všech organismů na Zemi.
Veškerý prostor, který voda na Zemi zaujímá v kapalném, pevném a plynném skupenství se
nazývá hydrosféra. Hydrosféra zahrnuje vodu kapalného skupenství přítomnou v
oceánech, mořích, vodu na povrchu Země i v podzemí (tekoucí – potoky, řeky, stojatou –
jezera, rybníky),vodu pevného skupenství (led, sníh) i vodu plynného skupenství (vodní
pára).
       Voda se v přírodě vyskytuje ve všech třech skupenstvích. Pouze uměle lze získat
vodu zbavenou všech rozpuštěných látek. Taková chemicky čistá voda se získává
destilací a nazývá se destilovaná voda.
        Voda vyskytující se v přírodě vždy obsahuje různé množství rozpuštěných různých
látek. Přírodní voda nikdy není chemicky čistá. Různé látky se ve vodě rozpouštějí při
jejím průchodu zemskou kůrou.
      Podle množství (= koncentrace) rozpuštěných látek se přírodní voda rozděluje:
- voda měkká (obsahuje velmi málo rozpuštěných látek, např. dešťová voda);
- voda tvrdá (obsahuje větší množství rozpuštěných látek, např. voda ze studní nebo
hlubinných vrtů);
- voda minerální (obsahuje hodně rozpuštěných látek, často i plynného skupenství.
Některé minerální vody mají léčivé účinky a v místech jejich výskytu bývají lázně.
- voda mořská (obsahuje největší množství rozpuštěných látek).
      Podle obsahu nečistot se voda rozděluje:
- voda pitná (musí být zdravotně a chuťově nezávadná, nesmí obsahovat choroboplodné
mikroorganismy, vždy musí projít úpravou a kontrolou ve vodárně);
- voda užitková (nesmí obsahovat látky poškozující lidské zdraví, ale není upravena a
kontrolována ve vodárně, Většinou bývá čerpána z podzemních zdrojů. Nesmí se
používat k pití a přípravě pokrmů);
- voda odpadní (vzniká činností člověka, používáním pitné a užitkové vody. Před jejím
návratem do přírody je nutné ji čistit v čističkách odpadních vod).




                                          26
8.4. Otázky a úkoly.
1. Kolikavazné mohou být atomy vodíku a proč?
2. Vysvětlete, co znamená volný a vázaný výskyt prvku.
3. Vysvětlete výskyt vodíku v přírodě.
4. Která vlastnost vodíku umožňuje jeho použití k plnění balónů?
5. Vysvětlete, proč je volný vodík na Zemi vzácný.
6. Proč ve vesmíru, kde je vodík nejrozšířenějším prvkem nedochází k jeho výbuchu?
7. Uveďte příklady použití vodíku.
8. Kolika vazné mohou být atomy kyslíku a proč?
9. Vysvětlete výskyt kyslíku v přírodě.
10. Co znamená výraz "biogenní prvek"? Uveďte příklady alespoň pěti biogenních prvků.
11. Uveďte možné způsoby laboratorní přípravy vodíku a kyslíku.
12. Vysvětlete rozdíl mezi atmosférou a vzduchem.
13. Vyjmenujte nedůležitější složky vzduchu. Která složka je ve vzduchu nejvíce
zastoupena?
14. Popište postup při oddělování jednotlivých plynných složek vzduchu od sebe.
15. Co je ozón a jak v přírodě vzniká?
16. Čím je ozón v atmosféře důležitý?
17. Co jsou oxidy? Uveďte příklady oxidů nacházejících se v přírodě.
18. Uveďte příklady použití kyslíku?
19. Jak se označují nádoby se stlačeným vodíkem a kyslíkem?
20. Co je hydrosféra a z čeho se skládá?
21. Na které skupiny se rozděluje přírodní voda podle obsahu rozpuštěných látek?
Charakterizujte jednotlivé skupiny.
22. Na které skupiny se rozděluje voda podle obsahu nečistot? Charakterizujte jednotlivé
skupiny.
23. Co je destilovaná voda? Z čeho a jak se vyrábí?



8.5. Kovy.
8.5.1. Obecná charakteristika kovů, nekovů a polokovů.
        Vlastnosti všech látek a tedy i prvků vyplývají z jejich vnitřní stavby, z druhu a složení
jejich strukturních jednotek. Základní strukturní jednotkou všech látek je atom. Atomy
různých prvků se liší svým složením a stavbou – počtem elementárních částic, počtem
valenčních elektronů, počtem nespárovaných elektronů (v základním a slučivém stavu).
Protože složení a stavba atomů určuje vlastnosti prvku, neexistují dva prvky, které by
měly shodné všechny vlastnosti (fyzikální i chemické). Přesto některé množiny prvků
mají některé vlastnosti velmi podobné a můžeme je na základě podobnosti těchto
vlastností třídit. Velmi staré, nevědecké, ale praktické, je rozdělení prvků na kovy a nekovy.
       Kovy se vyznačují elektrickou a tepelnou vodivostí, na očištěném povrchu
kovovým leskem, kujností, tažností, válcovatelností (= dají se dobře opracovávat).
Různé kovy velmi snadno tvoří slitiny. Na vzduchu většina kovů reaguje již za obyčejné
teploty s kyslíkem za vzniku oxidů, které dále reagují s dalšími složkami vzduchu, např.
oxidem uhličitým, oxidem siřičitým a vodní párou. Tyto reakce za obyčejné teploty sice
probíhají většinou velmi pomalu, ale časem se většina kovů přemění v produkty těchto
reakcí. Tento proces se nazývá koroze. S výjimkou rtuti jsou všechny kovy pevného
skupenství.
        Nekovy mají opačné vlastnosti než kovy. Mezi nekovy také nalezneme mnoho
prvků plynného skupenství. Nejvýznamnější nekovy jsou kyslík, dusík, vodík, chlor, uhlík,
síra, fosfor.


                                               27
       Mezi kovy a nekovy není, pokud jde o vlastnosti, ostrá hranice. Jsou prvky, které
mají některé vlastnosti kovů, a některé vlastnosti nekovů. Tyto prvky se nazývají
polokovy. Polokovy mají určitou elektrickou vodivost – podobnost s kovy, ale jsou křehké a
nejsou kujné – podobnost s nekovy. Důležitými polokovy jsou křemík a germanium.
       Pohledem do Periodické soustavy prvků lze zjistit, že naprostou většinu prvků tvoří
kovy. Asi 16 prvků lze považovat za typické nekovy, 8 prvků za polokovy, ostatní jsou kovy.
       V Periodické soustavě prvků vyhledejte a vyjmenujte nekovy a polokovy.
       Přesto, že všechny kovy mají mnoho podobných vlastností, jsou množiny kovů (ale
i nekovů), které se svými vlastnostmi podobají navzájem mnohem více než ve srovnání
s ostatními množinami kovů. Takové skupiny prvků se značně si podobnými vlastnostmi
zpravidla pojmenováváme společným názvem pro celou množinu prvků. Příkladem jsou
alkalické kovy.



8.5.2. Důležité kovy.
       Přesto, že kovy mají většinou fyzikálních a chemických vlastností podobnou, přesto
se různé kovy v "síle" dané vlastnosti mohou lišit. Toho lze využít jako kriteria pro třídění
kovů.
      Podle hustoty lze kovy rozdělit na lehké a těžké. Za hranici se zpravidla považuje
hodnota 5 g/cm3 (resp. 5 000 kg/m3).
       Podle údajů v příloze učebnice str. 136 vyhledejte a zapište 5 nejlehčích a 5
nejtěžších kovů.
       Podle stálosti na vzduchu a vlhkém prostředí (podle slučivosti s kyslíkem a
vodou) lze kovy rozdělit na ušlechtilé a neušlechtilé.
       Prostudujte text Základy chemie 1 str. 60 – 61 o nejvýznamnějších kovech a zapište
nejdůležitější informace do sešitu.




8.5.3. Alkalické kovy.
8.5.3.1. Obecná charakteristika alkalických kovů.
       Alkalickými kovy jsou lithium, sodík, draslík, rubidium, cesium, francium.
        Zapište rámečky elektronovou konfiguraci valenčních orbitalů atomu lithia sodíku a
draslíku.
       Z elektronových konfigurací valenčních orbitalů vyplývá, že atomy alkalických kovů
mají ve valenčních orbitalech jeden valenční elektron. Je nespárovaný. Atomy
alkalických kovů jsou slučivé a jednovazné.
       Alkalické kovy mají velmi malé elektronegativity. Chemické vazby ve sloučeninách
alkalických kovů s nekovy jsou iontové.




                                             28
8.5.3.2. Výskyt alkalických kovů.
       Alkalické kovy jsou velmi slučivé. Proto v přírodě se vyskytují pouze vázané. V
minerálech bývají nejčastěji sloučené s chlorem, např. sůl kamenná (chlorid sodný NaCl).
Sodík a draslík jsou biogenní prvky.



8.5.3.3. Fyzikální vlastnosti alkalických kovů.
       Alkalické kovy mají velmi nízkou teplotu tání a velmi malou hustotu. Alkalické
kovy jsou velmi měkké, dají se krájet nožem.
       Kationty alkalických kovů zbarvují oxidační plamen kahanu charakteristickou barvou.
                1+                                                        1+
Kation lithia Li zbarvuje plamen karmínově červeně, kation sodíku Na žlutě, kation
           1+
draslíku K fialově. Těchto zkoušek v plameni se používá k důkazu přítomnosti uvedených
prvků ve sloučeninách.



8.5.3.4. Chemické vlastnosti alkalických kovů.
       Alkalické kovy jsou velmi slučivé. Jsou ze všech prvků nejslučivější. Proto se
uschovávají uložené v petroleji, který je chrání před působením vzdušného kyslíku a
vodních par.



8.5.3.5. Sloučeniny alkalických kovů.
       Přesto, že samotné alkalické kovy nejsou (zejména pro extrémní slučivost) příliš
používané v praxi, mnohem důležitější jsou některé jejich sloučeniny. Např. jako draselná
hnojiva, při výrobě skla nebo mýdla. Kuchyňská sůl – chlorid sodný NaCl je nezbytným
zdrojem sodíku a chloru pro živočichy.




8.6. Důležité nekovy
       Významnými nekovy jsou uhlík síra, fosfor a halogeny.
       Prostudujte text o významných nekovech Základy chemie 1 str. 64 – 65 a
nejdůležitější informace zapište do sešitu.



8.6.1. Halogeny.
8.6.1.1. Obecná charakteristika halogenů.
       Halogeny jsou fluor, chlor, brom, jod, astat. Pojmenování těchto prvků je odvozené
z řeckých slov hals = sůl, gennaó = tvořit. Jsou to solitvorné prvky.
       Zapište elektronovou konfiguraci valenčních orbitalů atomu fluoru a chloru.
     Z elektronových konfigurací valenčních orbitalů vyplývá, že atomy halogenů mají
sedm valenčních elektronů. Z nich je v základním stavu jeden elektron nespárovaný. V


                                             29
základním stavu jsou atomy halogenů jednovazné. Atomy fluoru nemohou vytvářet
slučivé stavy (jejich valenční sférou je sféra L, ve které jsou pouze orbitaly druhu s a p).
      Atomy chloru, bromu, jodu a astatu mohou vytvářet slučivé stavy a být až
sedmivazné.
       Halogeny mají vysokou elektronegativitu. Fluor je nejelektronegativnější ze všech
prvků ve vesmíru. Chemické vazby v jejich sloučeninách s kovy (zejména alkalickými) jsou
zpravidla iontové. Volné halogeny tvoří dvouatomové molekuly, např. F2, Cl2, Br2, I2.



8.6.1.2. Výskyt halogenů.
       Halogeny jsou velmi slučivé. Proto v přírodě se vyskytují pouze vázané. V
minerálech bývají nejčastěji sloučené s alkalickými kovy, např. sůl kamenná (chlorid sodný
NaCl). Fluor se v přírodě nachází nejčastěji sloučen s vápníkem v minerálu fluorit (=
kazivec). Fluor, chlor, jod jsou biogenní prvky.



8.6.1.3. Laboratorní příprava halogenů.
       Halogeny se v laboratoři nejčastěji připravují ze svých sloučenin s alkalickými kovy,
např. chlor z chloridu sodného, brom z bromidu draselného, jod z jodidu draselného.



8.6.1.4. Fyzikální vlastnosti halogenů.
       Se stupajícím protonovým číslem halogenů se zvyšují teploty tání a varu. Tím
se také mění skupenství jednotlivých halogenů za normální teploty a tlaku (0 °C a 101 kPa).
Fluor a chlor jsou plynné látky, brom je kapalný a jod pevná látka. Všechny zapáchají.
Jod má schopnost sublimovat. Fluor a chlor leptají sliznici dýchací a trávicí soustavy –
jsou jedovaté. Chlor byl použit jako bojová otravná látka v první světové válce.


8.6.1.5. Chemické vlastnosti halogenů.
       Halogeny jsou velmi slučivé.



8.6.1.6. Použití halogenů.
       Halogeny i jejich sloučeniny mají rozsáhlé použití v praxi. Fluor se používá k výrobě
plastu teflonu. Chlor se používá k výrobě plastu polyvinylchloridu (PVC) a výrobě
kyseliny chlorovodíkové. Chlor rozpuštěný ve vodě se používá k dezinfekci pitné
vody. K tomuto účelu se rozpouští 1 gram chloru v 10 000 litrech vody. Roztok jodu v
ethanolu (= lihu) má také dezinfekční účinky. Proto se používá jako jodová tinktura k
dezinfekci okolí otevřené rány. Sloučeniny bromu a jodu se stříbrem se používají při
výrobě fotografických materiálů.




                                            30
8.7. Otázky a úkoly.
1. Nakreslete do sešitu tabulku 10 (Základy chemie 1 str. 59) a podle údajů v příloze
učebnice doplňte. Doplněné údaje porovnejte. Jak se liší hodnoty uvedených veličin u kovů a
nekovů? Jaké závěry z toho vyplývají?
2. Kolik vazné jsou atomy alkalických kovů a proč?
3. Kolik vazné jsou atomy halogenů v základním stavu a proč?
4. Vyjmenujte alespoň pět biogenních prvků – kovů a pět biogenních prvků – nekovů.
5. Kterou reakcí umíte dokázat slučivost alkalických kovů? Zapište tuto reakci reakčním
schématem nebo chemickou rovnicí.
6. Vyjmenujte charakteristické vlastnosti kovů.
7. Co je koroze?
8. Které prvky se za normální teploty (0 °C) vyskytují v kapalném, a které v plynném
skupenství?
9. Proč se některým prvkům říká polokovy? Vyjmenujte alespoň pět polokovů.
10. Podle kterých kriterií se kovy rozdělují na lehké a těžké a ušlechtilé a neušlechtilé? Od
každé skupiny uveďte alespoň dva zástupce.
11. Vyjmenujte alkalické kovy a halogeny.
12. Proč se některé skupiny prvků nazývají společným názvem?
13. Uveďte typické fyzikální vlastnosti alkalických kovů.
14. Uveďte typické fyzikální vlastnosti halogenů.
15. Jak zbarvují oxidační plamen kationty lithia, sodíku a draslíku?
16. Proč se alkalické kovy uchovávají v petroleji?
17. Podle kterých vlastností byste rozlišili tyto dvojice kovů:
        železo – hliník, měď – olovo, hliník – stříbro, platina – hořčík.
18. Napište vzorce molekul síry a fosforu.
19. Vyjmenujte rozdílné vlastnosti bílého a červeného fosforu.
20. Vyjmenujte přírodní a umělé formy existence uhlíku.
21. Uveďte použití diamantu, grafitu, sazí, koksu a aktivního uhlí.



9. PERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ.

9.1. Důvody vzniku Periodické soustavy prvků (PSP).
        Periodická soustava prvků (zkratka PSP) je vědecké uspořádání prvků do
tabulky podle podobnosti jejich chemických vlastností. Potřeba systematicky uspořádat
prvky vznikla ve druhé polovině 19. století, kdy došlo ke značnému rozvoji chemie. V té době
bylo objeveno mnoho nových prvků a připraveny jejich sloučeniny. Bylo získáno mnoho
poznatků o vlastnostech prvků a jejich sloučenin. Poznatky se staly nepřehlednými a bylo
nutné je roztřídit tak, aby bylo možné se v nich snáze orientovat. Předpokladem pro třídění
poznatků bylo vytvoření systému (= soustavy) prvků, ve kterém by prvky byly umístěny podle
svých chemických vlastností. Dosavadní třídění prvků na kovy a nekovy bylo v té době již
překonáno (kovovost či nekovovost je pouze jedna z mnoha vlastností prvků, navíc vlastnost
fyzikální). Chemici se při tvorbě nové soustavy (= roztřídění) prvků snažili, aby ve
vytvořených množinách (= skupinách) prvků byly prvky s co největším počtem podobných
vlastností, zejména chemických. Podrobně se vytvořením vědeckého uspořádání prvků
zabýval ruský chemik D. I. MENDĚLEJEV (1869). Jeho pozdějším spolupracovníkem na
zdokonalení soustavy prvků byl český chemik Bohuslav BRAUNER.




                                             31
9.2. Příčiny podobných vlastností některých prvků.
       Protože vlastnosti prvků vyplývají ze stavby jejich atomů, je zřejmé, že prvky s
podobnými chemickými vlastnostmi mají i podobnou stavbu svých atomů. Protože o
chemických vlastnostech (slučivosti a vaznosti) prvků rozhoduje elektronový obal, konkrétně
počet valenčních elektronů a počet nespárovaných valenčních elektronů, je zřejmé, že prvky
s podobnými chemickými vlastnostmi mají velmi podobnou stavbu valenčních
orbitalů.
       Zjistěte a rámečky nakreslete elektronovou konfiguraci valenčních orbitalů těchto
prvků s podobnými vlastnostmi: lithium – sodík – draslík a fluor – chlor.
      Ze zjištěných elektronových konfigurací vyplývá, že prvky s podobnými
chemickými vlastnostmi mají stejný druh valenčních orbitalů a stejný počet
valenčních elektronů.



9.3. Periodický zákon.
       Zapište do sešitu značky dvaceti prvků v pořadí podle vzrůstajícího protonového
čísla. Barevně označte prvky s podobnými chemickými vlastnostmi (alkalické kovy a
halogeny).
       Seřadíme-li prvky podle vzrůstajícího protonového čísla (= podle vzrůstajícího
poštu elektronů v atomech), zjistíme, že po určitém počtu prvků s odlišnými vlastnostmi
následuje prvek s podobnou stavbou valenčních orbitalů a tedy i s podobnými chemickými
vlastnostmi jako zvolený prvek výchozí.
       Prvky s podobnou stavbou valenčních orbitalů a tedy s podobnými chemickými
vlastnostmi se v sestavené řadě pravidelně (= periodicky) opakují. Protože prvky jsou
seřazené podle vzrůstajícího protonového čísla, platí, že vlastnosti atomů prvků jsou
periodicky závislé na protonovém čísle. Toto tvrzení se nazývá periodický zákon (PZ).
Autorem periodického zákona byl ruský chemik D. I.MENDĚLEJEV. Ten také jako první v
roce 1863 správně podle periodického zákona uspořádal tehdy 63 známých prvků do tabulky
zvané PSP.



9.4. Rozdělení PSP a označení skupin a period.
       MENDĚLEJEV vyňal z řady prvků sestavené podle vzrůstajícího protonového čísla
prvky s podobnými chemickými vlastnostmi a zapsal je pod sebe. Tak vytvořil skupiny (=
sloupce) prvků s podobnými chemickými vlastnostmi. Ve skupinách jsou prvky s
podobnými chemickými vlastnostmi (= s podobnou stavbou valenčních orbitalů – se
stejnými druhy valenčních orbitalů a stejným počtem valenčních elektronů). Seřazením
skupin (= sloupců) vedle sebe vzniknou vodorovné řady – periody. Perioda je řada
prvků s vlastnostmi odlišnými od vlastností zvoleného výchozího prvku, než opět
následuje prvek s vlastnostmi podobnými výchozímu prvku.
      Skupin je celkem 32. 14 skupin se však pro zkrácení tabulky zapisuje mimo tabulku.
Přímo v tabulce je zapsáno 18 skupin. Skupiny se označují římskými číslicemi s
písmeny A a B. Číslo skupiny udává počet valenčních elektronů.
       Period je celkem 7. Označují se arabskými číslicemi. Periody jsou různě dlouhé
(= početné). Číslo periody udává číslo valenční sféry daného prvku.



                                            32
       MENDĚLEJEVŮV způsob uspořádání prvků byl významný především tím, že v
tabulce ponechával volná místa pro dosud neobjevené prvky, jejichž existenci
MENDĚLEJEV předpověděl a předpověděl i řadu jejich fyzikálních a chemických vlastností.



9.5. Pojmenování skupin prvků v PSP.
        Protože prvky umístěné v jedné skupině PSP mají mnoho společných vlastností,
chemici pojmenovávají některé skupiny prvků společným názvem. Tento společný
název vyjadřuje některou charakteristickou společnou vlastnost dané skupiny prvků
(např. halogeny).
        Alkalické kovy dostaly své pojmenování z arabského označení rostlinného popela,
který pro chemiky byl zdrojem sodíku a draslíku.
       Chalkogeny (O, S, Se, Te, Po) dostaly název podle řeckých slov chalkos = ruda,
kov, měď, bronz a gennaó = tvořit. Sloučeniny těchto prvků s kovy nacházející se v přírodě
jsou důležitými surovinami pro výrobu kovů – rudy.
        Kovy alkalických (= žíravých) zemin (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) mají svůj název podle
historického pojmenování oxidů (sloučenin s kyslíkem) vápníku, stroncia a barya, kterým se
říkalo žíravé zeminy.
       Vzácné (= netečné) plyny jsou pojmenované podle vzácného výskytu v atmosféře a
podle své neslučivosti.
       Transurany jsou prvky následující za uranem. Mají protonové číslo větší než 92 a v
přírodě (a zřejmě ani nikde ve vesmíru) se nevyskytují. Jsou připravené (někdy v počtu jen
několika atomů) uměle.
       Lanthanoidy a aktinoidy jsou dvě čtrnáctičlenné řady prvků umístěné v PSP za
lanthanem resp. aktiniem. Zapisují se mimo tabulku.
       Pro snazší zapamatování prvků v jednotlivých skupinách vymýšlejí chemici různé
říkanky.

9.6. Otázky a úkoly.
1. Proč mají prvky jedné skupiny PSP podobné, ale nikoliv stejné vlastnosti?
2. Mendělejev předpověděl existenci 14 prvků. Byly to např. prvky s protonovými čísly 21,
31, 32, 84, 85, 87, 88, vzácné plyny. Zjistěte a zapište značky a názvy těchto prvků, počty
valenčních elektronů, čísla valenční sféry a určete, které z těchto prvků jsou kovy, a které
polokovy a nekovy.
3. Čím se liší uspořádání elektronů v atomu helia a v atomech ostatních vzácných plynů?
4. Jak zjistíte z PSP počet valenčních elektronů a číslo valenční sféry daného prvku?
5. Kolik valenčních elektronů, a ve které sféře mají atomy draslíku, jodu, dusíku, barya?
6. Kolik valenčních elektronů mají atomy chalkogenů, kovů alkalických zemin, vzácných
plynů?
7. Jaké byly důvody vzniku PSP? Ve kterém století PSP vznikla a kolik bylo v té době známo
prvků?
8. Proč některé prvky mají podobné (zejména chemické) vlastnosti?
9. Formulujte periodický zákon a jeho obsah vysvětlete.
10. Co jsou skupiny a periody PSP?
11. Jak se skupiny a periody v PSP označují?
12. Jaký je současný počet skupin a period PSP?
13. Které informace o počtu valenčních elektronů a valenční sféře poskytují číslo skupiny a
číslo periody?


                                            33
10. NÁZVOSLOVÍ ANORGANICKÝCH SLOUČENIN.
        Tak jako každý prvek má své jméno (= název) a značku, tak i každá anorganická
sloučenina má svůj název a vzorec. Vzorce vyjadřují buď pouze složení molekul nebo
iontů ( molekulové vzorce a racionální vzorce, např. NaCl, Ca(OH)2) nebo znázorňují i
vazby mezi atomy (strukturní vzorce, Na-Cl, H-O-H, H-O-Ca-O-H). Názvy jsou
systematické nebo triviální (= jednoduché).
        Triviálními názvy jsou anorganické sloučeniny pojmenovány jen výjimečně. Triviální
názvy jsou např. voda, amoniak. Z triviálních názvů nelze poznat složení sloučeniny ani
určit žádný její vzorec.
      Systematické názvy obsahují informace umožňující poznat prvkové složení a
odvodit (podle pravidel chemického názvosloví) molekulové vzorce sloučenin (a naopak z
molekulových vzorců podle pravidel chemického názvosloví odvodit molekulové vzorce).
Proto systematické názvy jsou v anorganické chemii (ale i organické chemii)
nejpoužívanější.
      Tvorba systematických názvů i vzorců anorganických sloučenin se řídí pravidly
systematického názvosloví.
       Systematické názvy a molekulové vzorce anorganických sloučenin lze sestavit
přesným postupem zvaným algoritmus tvorby názvu nebo vzorce. Výjimku tvoří
sloučeniny, které nemají systematické názvy, např. voda, amoniak.
      České systematické názvosloví anorganických sloučenin je založené na pojmu
oxidační číslo.


10.1. Oxidační číslo a způsoby jeho určení.
       Oxidační číslo prvku velikostí i znaménkem odpovídá elektrickému náboji,
který by na atomu prvku byl, kdybychom vazebné elektronové páry kovalentních
chemických vazeb, myšlenkově přidělili elektronegativnějšímu atomu. Oxidační číslo
se zapisuje ke značce prvku římskými číslicemi vpravo nahoru. Záporné znaménko
oxidačního čísla se píše před číselným indexem! Kladné znaménko oxidačního čísla
se nepíše! (Srovnej se způsobem zápisu znaménka elektrického náboje!) Jsou-li ve
sloučenině vázány prvky se stejnou hodnotou elektronegativity, rozhodují o znaménku
oxidačního čísla toho kterého prvku chemické vlastnosti dané sloučeniny.
              H—O—H          Hδ+◄Oδ2-►Hδ+         HI◄O-II►HI            H2IO-II
            2,2 3,5 2,2
                                                               -I
                           Na—Cl           Na1+Cl1-      NaICl
                           1,0 2,8
        K určení oxidačních čísel podle definice je nutné znát strukturní vzorec (včetně
rozlišení kovalentních a koordinačních vazeb) a hodnoty elektronegativity. Protože
požadované údaje nejsou vždy k dispozici a navíc je určování oxidačních čísel podle definice
zdlouhavé, oxidační čísla se nejčastěji určují použitím pěti pravidel:
                                                                                  0   0   0
1. Atomy prvků nebo atomy v molekulách prvků mají oxidační číslo nula (He , H2 , P4 ,
S80). Toto pravidlo se týká atomů nebo molekul prvků.
2. Atomy některých prvků mají ve všech nebo v naprosté většině svých sloučenin
vždy jen jedno oxidační číslo:
       I: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag (H ve sloučeninách s nekovy)

                                            34
        II: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
        III: Al, Au, B, In
        -I: F (Cl, Br, I, H ve sloučeninách s kovy)
        -II: O (s výjimkou sloučeniny s fluorem), (S,Se,Te,Po ve sloučeninách s kovy).
3. Součet oxidačních čísel všech atomů v molekule sloučeniny je roven nule (H2IO-II,
N-IIIH3I, H2ISVIO4-II, NaICl-I, CaII(O-IIHI)2. Toto pravidlo se týká molekul sloučenin.
4. Oxidační číslo prvku v jednoatomovém iontu se rovná elektrickému náboji tohoto
iontu (F1- = F-I, Al3+ = AlIII). Toto pravidlo se týká jednoatomových iontů.
5. Součet oxidačních čísel všech atomů ve složeném (= víceatomovém) iontu se rovná
                                      -III I 1+  I -II 1+ I VI -II 1- V  -II 1-
elektrickému náboji tohoto iontu ([N H4 ] , [H3 O ] , [H S O4 ] , [N O3 ] ). Toto
pravidlo se týká složených iontů.
      Při určování oxidačních čísel podle uvedených pravidel je nutné správně
rozhodnout, v jaké strukturní jednotce se oxidační čísla prvků určují.
       Kladné oxidační číslo prvků ve sloučeninách nabývá hodnot I – VIII. Velikost
kladného oxidačního čísla české názvosloví vyjadřuje příponou přídavného jména nebo
příponou podstatného jména názvu sloučeniny.
       Tvoří-li prvek s kladným oxidačním číslem v dané sloučenině, s výjimkou
kyselin, kation (byť i jen myšlenkově), jsou hodnoty oxidačního čísla tohoto prvku
vyjádřeny příponami přídavného jména názvu sloučeniny (viz tab. 1).
       Tvoří-li prvek s kladným oxidačním číslem kyslíkatou kyselinu, jsou hodnoty
oxidačního čísla tohoto prvku rovněž vyjádřeny příponami přídavného jména názvu
kyseliny (viz tab. 1).
      Je-li prvek s kladným oxidačním číslem součástí složeného aniontu, s výjimkou
aniontů kyslíkatých kyselin, jsou hodnoty oxidačního čísla tohoto prvku vyjádřeny
příponami podstatného jména názvu sloučeniny (viz tab. 1).
       K označení záporných oxidačních čísel české názvosloví užívá příponu -id
podstatného jména názvu sloučeniny bez ohledu na velikost záporného oxidačního
čísla. Základ slova je odvozen od mezinárodního jména prvku nebo skupiny prvků,
např.:
F-I fluorid              O-II oxid            N-III nitrid           C-IV karbid
Cl-I chlorid             S-II sulfid          (O-II HI)-I hydroxid
Br-I bromid              Se-II selenid       (CII N-III)-I kyanid
I-I jodid                Te-II telurid
H-I hydrid               Po-II polonid

Hodnota oxidačního Zakončení                    Zakončení               Zakončení
čísla prvku        přídavného    jména          přídavného   jména      podstatného jména
                   názvů       kationtů         názvů   kyslíkatých     názvů            solí
                   dvouprvkových                kyselin   a   jejich    kyslíkatých kyselin
                   sloučenin a solí             aniontů
                   kyslíkatých kyselin
I                            -ný                -ná, -nanový            -nan
II                           -natý              -natá, -natanový        -natan
III                          -itý               -itá, -itanový          -itan



                                              35
IV                       -ičitý                     -ičitá, -ičitanový   -ičitan
                         -ečný,                     -ečná, -ečnanový     -ečnan
V
                         -ičný                      -ičná, -ičnanový     -ičnan
VI                       -ový                       -ová, -anový         -an
VII                      -istý                      -istá, -istanový     -istan
VIII                     -ičelý                     -ičelá, -ičelanový   -ičelan
                                                 tab. 1
       České systematické názvosloví anorganických sloučenin je dvouslovné.
Systematický název anorganické sloučeniny je tvořen podstatným a přídavným jménem.
Podstatné jméno udává druh sloučeniny (např. kyselina, chlorid, hydroxid, dusičnan).
Podstatné jméno je odvozené od prvku nebo skupiny prvků se záporným oxidačním
číslem. Přídavné jméno je odvozené od prvku nebo skupiny prvků s kladným
oxidačním číslem.



10.2. Názvosloví jednoatomových iontů.
        Název jednoatomových iontů (výjimečně i víceatomových) je složen z podstatného
jména anion nebo kation a přídavného jména vyjadřujícího název prvku, znaménko
elektrického náboje a v případě názvu kationtů i velikost elektrického náboje. Záporné
znaménko elektrického náboje bez ohledu na jeho velikost udává přípona -idový přídavného
jména. Kladné znaménko elektrického náboje a jeho konkrétní hodnotu vyjadřují přípony
přídavných jmen uvedených v tabulce 1. Základ přídavného jména udává název prvku
tvořícího daný ion (v případě aniontu název mezinárodní!):




                       Jednoatomové anionty:
 1-                                       2-
F        anion fluoridový                O      anion oxidový
Cl1-     anion chloridový                S2-    anion sulfidový
Br1-     anion bromidový                 Se 2-
                                                anion selenidový
I1-      anion jodidový           Te2-   anion telluridový
H1-      anion hydridový                 Po2- anion polonidový
N3-      anion nitridový                 Si4-   anion silicidový
P3-      anion fosfidový                 OH1- anion hydroxidový
As3-     anion arsenidový                CN1- anion kyanidový
Sb3-     anion antimonidový              O22-   anion peroxidový
  3-
B        anion boridový
                       Jednoatomové kationty:
    1+
Li       kation lithný                   Be2+    kation beryllnatý
Na1+     kation sodný                    Mg2+    kation hořečnatý
K1+      kation draselný                 Ca2+    kation vápenatý
   1+                                       2+
Rb       kation rubidný                  Sr      kation strontnatý
   1+
Cs       kation cesný                    Ba2+    kation barnatý
Al3+     kation hlinitý                  Ce4+    kation ceričitý
La3+     kation lanthanitý               NH41+   kation amonný




                                                  36
10.3. Názvosloví dvouprvkových sloučenin.
       Dvouprvkové (= binární) sloučeniny mají své molekuly vystavěné z atomů dvou
prvků. Z názvoslovného hlediska se za dvouprvkové sloučeniny považují i hydroxidy,
kyanidy a amonné sloučeniny, protože skupiny atomů (OH), (CN) a (NH4) jsou pro
názvoslovné účely považovány za jeden nedělitelný celek.
       Podstatné jméno názvu dvouprvkové sloučeniny je odvozené od prvku (nebo
skupiny prvků) se záporným oxidačním číslem. Podstatné jméno je zakončené
příponou -id (s výjimkou názvů bezkyslíkatých kyselin a sloučenin vodíku s nekovy, např.
kyselina chlorovodíková, sirovodík atd.).
      Přídavné jméno charakterizuje prvek s kladným oxidačním číslem. Přípona
přídavného jména vyjadřuje hodnotu kladného oxidačního čísla.



10.3.1. Tvorba názvu dvouprvkové sloučeniny ke vzorci.
                                               Na2S
1. Určit a napsat oxidační čísla.
                                              Na2IS-II
2. Podle mezinárodního jména prvku (nebo skupiny prvků) se záporným oxidačním
číslem utvořit podstatné jméno názvu s příponou -id:
                                              -II
                                             S sulfid
3. Podle českého jména prvku (nebo skupiny prvků) s kladným oxidačním číslem utvořit
přídavné jméno se správnou příponou (přípona musí vyjadřovat hodnotu kladného
oxidačního čísla):
                                             NaI sodný
                                    Na2IS-II = sulfid sodný



10.3.2. Tvorba vzorce dvouprvkové sloučeniny k názvu.
                                       -II                                 IV
oxid cíničitý               oxid = O                           cíničitý = Sn
1. Napsat vedle sebe značky prvků (nejprve značku prvku s kladným oxidačním číslem [v
názvu je vyjádřen přídavným jménem], potom značku prvku se záporným oxidačním číslem
[v názvu je vyjádřen podstatným jménem]:

                                                SnO
2. Určit a napsat oxidační čísla:
                                              SnIV O-II
3. Upravit počty atomů obou prvků (nebo skupin prvků) tak, aby součet jejich
oxidačních čísel byl roven nule:
                                                    IV   -II
                                             Sn O2




                                                    37
10.3.3. Otázky a úkoly.
1. Vypočítejte oxidační čísla a určete názvy těchto dvouprvkových sloučenin (-idů):
CaO, P2O5, PtO2, Mo2O3, ReO3, Ti2O3, SbO2, BrO3, SO, Cs2O, N2O3, N2O, In2O3, SiO2,
Co2O3, MnO, Cu2O, Mo2O5, Ru2O7, UO, Ag2O, Au2O3, Ru(OH)2, Fe(OH)3, LiOH, Cu(OH)2,
Al(OH)3, CsOH, Ra(OH)2, As2S5, B2S3, Cr2S3, IrS2, US3, Na2S, TiS2, WS2, In2Te3, SiTe2,
Tl2Se, SrSe, BI3, Al3S3, Mg3N2, Li3N, SbF5, SbCl3, BaCl2, Ir(OH)4, FeCl2, KCN, AlN, TlF3,
BBr3, Au(CN)3, MnCl4, OsF8, Bi2O3, Cl2O7, Ga(OH)3, NO2.
2. Z následujícího přehledu vyberte libovolné podstatné jméno a připojte k němu libovolné
přídavné jméno. K takto vytvořeným názvům utvořte vzorce. Při tvorbě názvů berte v úvahu
reálnost existence sloučenin (např. podle hodnot oxidačních čísel).
Podstatná jména: oxid, hydroxid, fluorid, sulfid, chlorid, nitrid, bromid, selenid, jodid, tellurid,
kyanid.
Přídavná jména: antimoničný, antimonitý, dusný, dusnatý, dusičitý, dusičný, sírový, siřičitý,
tellurový, iriditý, vápenatý, železnatý, železitý, niobičný, titaničitý, wolframový, arsenitý,
arseničný, měďný, měďnatý, platnatý, draselný, mangannatý, manganitý, manganičitý,
stříbrný, boritý, bromičný, bromový, bromistý, bromitý, bromný, chlorný, chloritý, chlorečný,
chloristý, jodičný, osmičelý, bismutičný, bismutitý, manganistý, sodný, rubidný, beryllnatý,
hořečnatý, strontnatý, barnatý, radnatý, hafničitý, vanadičný, hlinitý, chromnatý, chromitý,
chromový, fosforitý, fosforečný, kobaltnatý, kobaltitý, kademnatý, zlatitý, zinečnatý, rtuťný,
rtuťnatý, olovnatý, olovičitý.



11. DŮLEŽITÉ OXIDY, SULFIDY A HALOGENIDY.

11.1. Některé významné oxidy.
       Prostudujte text o významných oxidech Základy chemie 1 str. 86 – 88 a nejdůležitější
informace zapište do sešitu.



11.2. Některé významné sulfidy.
      Důležitými sulfidy nacházejícími se v přírodě v podobě minerálů jsou galenit (sulfid
olovnatý), sfalerit (sulfid zinečnatý) a pyrit (disulfid železa FeS2). Tyto sulfidy se
používají k výrobě příslušných kovů.



11.3. Některé významné halogenidy.
       Prostudujte text o významných halogenidech Základy chemie 1 str. 91 a
nejdůležitější informace zapište do sešitu.



11.4. Otázky a úkoly.
1. Napište vzorec oxidu siřičitého a uveďte:
       a) způsoby jeho vzniku a uvolňování do ovzduší,
       b) důležité vlastnosti,
       c) použití.

                                                38
2. Napište vzorce oxidu dusnatého a oxidu dusičitého a uveďte způsoby jejich vzniku a
uvolňování do ovzduší.
3. Napište vzorec oxidu uhelnatého a uveďte způsob jeho vzniku a důležité vlastnosti.
4. Napište vzorec oxidu uhličitého a uveďte:
       a) způsoby jeho vzniku a uvolňování do ovzduší,
       b) důležité vlastnosti,
       c) použití.
5. Co je pálené vápno? Z čeho a jak se vyrábí a jaké je jeho použití?
6. Co jsou korund, safír a rubín? K čemu se tyto minerály používají?
7. Napište vzorec oxidu křemičitého a uveďte způsoby jeho existence v přírodě? K čemu se
jednotlivé druhy oxidu křemičitého používají?
8. Vyjmenujte sulfidy používané k výrobě kovů a uveďte jejich mineralogické názvy a vzorce.
9. Napište chemický název a vzorec soli kamenné a uveďte:
       a) způsoby jejího získávání,
       b) důležité vlastnosti,
       c) význam pro člověka a použití.
10. Napište chemický název a vzorec kazivce.



12. VYJADŘOVÁNÍ HMOTNOSTI STRUKTURNÍCH JEDNOTEK A
MNOŽSTVÍ LÁTEK.

12.1. Vyjadřování hmotnosti strukturních jednotek.
                                                                                         1
       Hmotnost strukturních jednotek (atomů, molekul a iontů) je velmi malá, např.: m( H)
= 1,67.10-27 kg, m(12C) = 1,99.10-26 kg, m(H2O) = 2,99.10-26 kg, m(CuO) = 1,31.10-25 kg,
m(H2CO3) = = 1,02.10-25 kg. Počítání s tak malými hodnotami hmotnosti je nepraktické a
nepohodlné. Proto chemici definovali zvláštní veličinu, kterou hmotnost strukturních jednotek
vyjadřují.
Veličina: relativní hmotnost (atomová nebo molekulová).
Značka veličiny: Ar (pro relativní atomovou hmotnost) Mr (pro relativní molekulovou
hmotnost).


Definice veličiny: relativní hmotnost vyjadřuje, kolikrát je hmotnost strukturní
jednotky (atomu, molekuly nebo iontu) větší než atomová hmotnostní konstanta mu.
Veličinová rovnice:
                                                                m( X )
                        Ar 
                               m( X )                 Mr 
                                mu                               mu

Atomová hmotnostní konstanta: je hmotnost 1/12 hmotnosti atomu uhlíku 12C.
Platí:

                                  m(12 C )
                          mu               1,66 .10  27 kg
                                   12
       Relativní hmotnost je bezrozměrová veličina. Nemá jednotku. Pro výpočet
skutečné hmotnosti strukturní jednotky platí veličinová rovnice:
                        m(X) = mu . Ar(X), popř.: m(X) = mu . Mr(X)

                                                 39
      Relativní atomová hmotnost každého prvku je uvedena v tabulkách PSP. Relativní
molekulovou hmotnost lze vypočítat sečtením všech relativních hmotností všech atomů v
molekule.
        Vzhledem k nepatrné hmotnosti elektronů je relativní hmotnost jednoatomových iontů
považována za relativní atomovou hmotnost a relativní hmotnost víceatomových iontů za
relativní molekulovou hmotnost.



12.2. Vyjadřování množství látek.
        Rovněž pro vyjádření a určení množství látky používají chemici zvláštní veličinu, která
je zařazena mezi sedm základních fyzikálních veličin.
Veličina: látkové množství
Značka veličiny: n
Jednotka veličiny: mol
Značka jednotky veličiny: mol
Definice jednotky: 1 mol je takové množství látky, které obsahuje 6,022.1023
strukturních jednotek této látky.
     Tento počet strukturních jednotek v jednom molu kterékoliv látky se nazývá
AVOGADROVA konstanta NA. Platí:
                                       23
                         NA = 6,022.10 strukturních jednotek/mol
       Mezi určitým celkovým počtem strukturních jednotek v soustavě N, AVOGADROVOU
konstantou NA a látkovým množstvím n platí:
                                            N = NA . n

                             N                                     N
                      NA                                     n
                             n                                     NA
       Protože je technicky neproveditelné odpočítávat strukturní jednotky a tak přímo
odebrat z daného celku určité požadované látkové množství (= určitý požadovaný počet
molů látky), je nutné umět látkové množství (= určitý počet strukturních jednotek) získat
nepřímo – měřením hmotnosti látky (= vážením). K tomu je nutné znát (= umět zjistit)
hmotnost jednoho molu dané látky a znát veličinovou rovnici vyjadřující vztah mezi látkovým
množstvím a hmotností látky. Veličina vyjadřující hmotnost jednoho molu látky se
nazývá molární hmotnost.
Veličina: molární hmotnost
Značka veličiny: M
Definice veličiny: molární hmotnost vyjadřuje hmotnost jednoho molu dané látky.
Veličinová rovnice:
                                  m
                             M
                                  n
Jednotka veličiny: g/mol (g.mol-1)
Platí: Hodnota molární hmotnosti látky (pokud je vyjádřena jednotkou g/mol !!) se číselně
rovná relativní atomové nebo relativní molekulové hmotnosti této látky.



                                               40
        Podobně nelze napočítat k večeři např. 5.000 zrnek rýže (= požadované množství
rýže [= látkové množství]). Lze však vypočítat, kolik 5.000 zrnek rýže váží (= hmotnost) a
navážením vypočítané hmotnosti požadovaný počet zrnek získat. K tomu je třeba znát
hmotnost jednoho zrnka (= molární hmotnost):
        m (hmotnost 5.000 zrnek) = n (množství 5.000 zrnek) . M (hmotnost 1 zrnka)



12.3. Otázky a úkoly.
1. Vypočítejte relativní atomovou hmotnost hliníku, jestliže hmotnost jednoho atomu hliníku
je 4,48 . 10-26 kg. (26,98)
2. Vypočítejte hmotnost atomu beryllia, jestliže jeho relativní atomová hmotnost je 9,01.
(1,49 . 10-26 kg)
3. Vypočítejte hmotnost 2,5 molu uhličitanu vápenatého. (250g)
4. Vypočítejte látkové množství hydroxidu sodného o hmotnosti 80 g. (2 mol)
5. Kolik strukturních jednotek je obsaženo v:
        a) 5 molech uhlíku? (30,11 . 1023)
        b) 0,5 molu mědi? (3 . 1023)
                                                  24
        c) 10 molech oxidu uhličitého? (6,022 . 10 )
        d) 1/25 molu kyseliny sírové? (2,4088 . 1022)
6. Jaké látkové množství představuje:
             23                  -1
       a) 10 atomů? (1,66 . 10 molu)
                  24
       b) 1,2 . 10 atomů? (2 moly)
       c) 0,6022 . 1023 molekul? (0,1 molu)
       d) 3 . 1022 molekul? (0,05 molu)
7. Vypočítejte látkové množství:
       a) 56 g molekulového dusíku. (2 moly)
       b) 25,6 g síry. (0,8 molu)
       c) 0,802 g vápníku. (0,02 molu)
       d) 40 g hydroxidu sodného. (1 mol)
8. Vypočítejte hmotnost:
       a) 0,01 molu kyseliny sírové. (0,981 g)
       b) 0,25 molu molekulového kyslíku. (8 g)
       c) 2 molů uhličitanu vápenatého. (200 g)
       d) 1,4 molu stříbra. (151,2 g)
9. Vypočítejte relativní molekulovou hmotnost:
       a) oxidu měďnatého. (80)
       b) manganistanu draselného. (158)
       c) hydroxidu železitého. (106,9)
       d) molekulového dusíku. (28)
10. Vypočítejte molární hmotnost:
       a) kyseliny sírové. (98 g/mol)
       b) dusičnanu stříbrného. (169,9 g/mol)
       c) hydroxidu vápenatého. (74,78 g/mol)
       d) pentahydrátu síranu měďnatého. (249,56 g/mol)
                                   23
11. Počet atomů vápníku je 1,5.10 . Vypočítejte:
       a) látkové množství vápníku. (0,25 molu)
       b) hmotnost tohoto látkového množství. (10,02 g)
       c) molární hmotnost vápníku. (40,1 g/mol)
12. Hmotnost vody je 720 g. Vypočítejte:

                                              41
       a) molární hmotnost vody. (18 g/mol)
       b) látkové množství vody. (40 molů)
       c) počet molekul v tomto látkovém množství. (2.1025)
13. Kolik atomů obsahují 4 g helia? (6,022.1023)
14. Vypočítejte látkové množství 21,6 g hliníku. (0,8 molu)
                                 22
15. Vypočítejte hmotnost 2,7 . 10 molekul oxidu uhličitého. (2 g)
16. Vypočítejte:
       a) hmotnost jedné molekuly oxidu železitého.
       b) hmotnost jednoho molu oxidu železitého.



12.4. Látková koncentrace roztoků
       Nejdůležitější veličinou pro vyjádření koncentrace rozpuštěné látky v roztoku je
látková (= molární) koncentrace.
Veličina: látková (= molární) koncentrace
Značka veličiny: c
Definice veličiny: látková koncentrace udává podíl látkového množství rozpuštěné
látky v jednom litru roztoku.
Veličinová rovnice:
                                               n
                                          c
                                               V
Jednotka veličiny: mol/l
Značka jednotky: M
      Vzhledem k definici molu a nutnosti vážení rozpuštěné látky je vhodné látkové
množství v čitateli veličinové rovnice nahradit pravou stranou výrazu:
                                               m
                                          n
                                               M
Po úpravě složeného zlomku má veličinová rovnice látkové koncentrace tvar:

                                              m
                                        c
                                             M .V
Odvozené veličinové rovnice jsou:
                                                                    m
                                        m  c.V .M            V
                                                                   c.M


12.5. Otázky a úkoly.
1. Vypočítejte hmotnost síranu sodného potřebnou k přípravě 100 ml 0,2M roztoku. (2,84 g)
2. Vypočítejte látkovou koncentraci roztoku chloridu sodného, který obsahuje 0,15 molu
rozpuštěného chloridu sodného ve 250 ml roztoku. (0,6 mol/l)
3. Vypočítejte hmotnost látky, kterou je třeba rozpustit při přípravě:
       a) 500 ml 0,01M roztoku hydroxidu draselného. (0,28 g)
       b) 2,5 l 0,2M roztoku kyseliny chlorovodíkové. (18,25 g)

                                               42
       c) 1 l 0,05M roztoku kyseliny sírové. (4,905 g)
4. Vypočítejte molární koncentraci roztoku obsahujícího:
       a) 1,06 g uhličitanu sodného ve 100 ml roztoku. (0,1 M)
       b) 3,4 g dusičnanu stříbrného v 500 ml roztoku. (0,04 M)
       c) 40 g hydroxidu sodného v 1 l roztoku. (1 M)
5. Vypočítejte hmotnost dihydrátu kyseliny šťavelové potřebnou k přípravě 250 ml 0,5 M
roztoku. (11,25 g)
6. Vypočítejte látkovou koncentraci 400 ml roztoku kyseliny dusičné, který obsahuje 5 g
kyseliny dusičné. (0,02 M)
7. Vypočítejte hmotnost hydrogenuhličitanu draselného potřebnou pro přípravu 500 ml 0,1M
roztoku. (5 g)
8. Vypočítejte hmotnost chromanu draselného potřebnou pro přípravu 250 ml 0,1M roztoku
(4,85 g)
9. Vypočítejte látkovou koncentraci roztoku, který v objemu:
       a) 1 l obsahuje 16,987 g rozpuštěného dusičnanu stříbrného. (0,1 M)
       b) 300 ml obsahuje 12 g hydroxidu sodného. (1 M)
       c) 1000 ml obsahuje 5,8443 g rozpuštěného chloridu sodného. (0,1 M)
       d) 70 ml obsahuje 7,077 g rozpuštěného dusičnanu draselného. (1 M)
10. Vypočítejte hmotnost:
       a) manganistanu draselného rozpuštěného v 15 ml roztoku o látkové koncentraci
       0,05 M. (0,118 g)
       b) hydroxidu sodného rozpuštěného ve 150 ml roztoku o látkové koncentraci 0,125
       M. (0,75 g)
11. Vypočítejte objem roztoku:
       a) hydroxidu sodného o látkové koncentraci 0,125 M, který obsahuje 10 g
       rozpuštěného hydroxidu sodného. (2 l)
       b) manganistanu draselného o látkové koncentraci 0,1 M, který obsahuje 53,313 g
       rozpuštěného manganistanu draselného. (3373 ml)
12. V 500 ml roztoku chloridu sodného je rozpuštěno 16 g chloridu sodného. Vypočítejte
látkovou koncentraci roztoku. (0,5476 M)



13. CHEMICKÉ ROVNICE. VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH ROVNIC.

13.1. Druhy chemických rovnic a jejich význam.
      Chemická rovnice je zápis o chemické reakci pomocí značek atomů a vzorců
molekul a iontů.
       Chemické rovnice se zapisují podle ustálených pravidel:
1. Značky a vzorce reaktantů se zapisují na levou stranu a značky a vzorce produktů na
pravou stranu rovnice.
2. Mezi obě strany se píše symbol ---->. Tímto symbolem je jednoznačně určen směr
chemické přeměny, např.:
                                   1 A2 + 1 B2 -----> 2 AB
3. Probíhají-li v soustavě dvě opačné chemické reakce současně a obě se významně
podílejí na složení soustavy (rovnovážné směsi), značí se tato skutečnost , např.:




                                              43
                                  1 A2 + 1 B2            2 AB
4. Nezbytnou součástí každé chemické rovnice jsou čísla určující počty molů reaktantů a
produktů. Nazývají se stechiometrické koeficienty.
       Chemické rovnice se čtou podle ustálených pravidel:
1. První znaménko + na levé straně rovnice se čte "reaguje „s".
2. Další znaménka + na levé straně a všechna znaménka + na pravé straně rovnice jsou
slučovací spojkou „a".
3. Symbol -----> se čte „za vzniku". Pouze u rozkladných reakcí, např.:
                                     2 AB ----> 1 A2 + 1 B2
se symbol ----> čte „se přeměňují na (rozkládají na)".
       Většinu chemických reakcí lze zapsat několika druhy chemických rovnic, které
se od sebe liší množstvím informací poskytovaných o chemické reakce.
1. Obyčejná chemická rovnice:
                       1 CaCl2 + 2 AgNO3 -----> 2 AgCl + 1 Ca(NO3)2
2. Stavová chemická rovnice:
                1 CaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq) ----> 2 AgCl(s) + 1 Ca(NO3)2(aq)



13.2. Výpočty z chemických rovnic.
       Protože stechiometrické koeficienty v chemické rovnici udávají látková množství (=
počty molů) reaktantů a produktů, a protože platí vztah:

                                                    m
                                             n
                                                    M
lze z obyčejné, popř. stavové, chemické rovnice vypočítat:
1. látkové množství reaktantů nebo produktů,
2. hmotnosti reaktantů nebo produktů.
ad1) veličinová rovnice pro výpočet látkového množství reaktantů nebo produktů:

                                          1
                                   n1       .n 2
                                          2
ad2) veličinová rovnice pro výpočet hmotnosti reaktantů nebo produktů:

                                          1 .M 1
                                  m1             .m 2
                                          2 .M 2
       Číslem 1 jsou označené veličiny neznámé (počítané) látky.
       Číslem 2 jsou označené veličiny vztahující se k látce, o níž jsou známé údaje o jejím
látkovém množství nebo hmotnosti.
       Symbol ν označuje stechiometrický koeficient dané látky v chemické rovnici.
     Symboly n, m a M jsou symboly veličin látkové množství, hmotnost a molární
hmotnost.



                                                44
      Je-li některá látka v soustavě (lhostejno zda reaktant nebo produkt) plynného
skupenství, lze vypočítat i objem této látky.
       Platí, že jeden mol kterékoliv plynné látky zaujímá za normálních podmínek
objem 22,414 l (tzv. normální molární objem Vm,n) Normálními podmínkami jsou teplota 0
°C (273,15 K) a tlak 101,325 kPa.
       Platí: Vm,n = 22,414 l/mol
                                                 V
                                          Vm 
                                                 n
       Pro objem V a molární objem Vm platí:
Pozn. Při řešení příkladů s použitím veličinových rovnic je vhodné dodržovat postup, který
lze shrnout do několika kroků:
0. Zapsat chemickou rovnici a podtržením značek nebo vzorců v ní označit látky 1 a 2.
1. Uvědomit si, co mám spočítat (= určit počítanou veličinu).
2. Rozhodnout, jak to budu počítat (= určit a napsat veličinovou rovnici, odpovídající dané
problematice).
3. Zapsat údaje (= hodnoty veličin a jejich jednotky), které jsou pro výpočet známé a také
ty, které je nutné zjistit (např. z tabulek).
4. Provést výpočet (= dosadit do veličinové rovnice zjištěné hodnoty veličin i jejich jednotky
a provést předepsané matematické operace s nimi).
5. Zapsat odpověď.



13.3. Otázky a úkoly.
1. Hliník reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku vodíku a chloridu hlinitého.
Vypočítejte:
       a) hmotnost vodíku vzniklého reakcí 1 g hliníku s nadbytkem kyseliny chlorovodíkové.
       (0,11g)
       b) látkové množství hliníku potřebné k přípravě 1 molu vodíku. (0,67 molu)
       c) hmotnost vodíku, který vznikne, reaguje-li 0,01 molu hliníku s nadbytkem kyseliny
       chlorovodíkové. (0,03 g)
       d) hmotnost hliníku potřebnou k přípravě 5 molů vodíku. (90 g)
2. Vypočítejte hmotnost třaskavého plynu vzniklého rozkladem 2 molů vody.
3. Vypočítejte látkové množství vody vzniklé reakcí 200 g oxidu měďnatého s vodíkem. (2,5
molu)
4. Lithium se slučuje s dusíkem za vzniku nitridu lithného. Vypočítejte látkové množství lithia
potřebné k přípravě 20 g nitridu. (1,73 molu)
5. Vypočítejte hmotnost páleného vápna vzniklého rozkladem 50 tun vápence, jehož čistota
je 90%. (25,2 tuny)
6. Vypočítejte hmotnost oxidu uhličitého vzniklého spálením 500 tun uhlí, které obsahuje
90% uhlíku.
7. Reakcí síry se železem vzniká sulfid železnatý. Vypočítejte hmotnosti síry i železa
potřebné k přípravě 10 g sulfidu.
8. Hořením síry vzniká oxid siřičitý. Vypočítejte hmotnost síry potřebnou k přípravě 5 molů
oxidu siřičitého za normálních podmínek. (160 g)
9. Vypočítejte hmotnost chromu, který vznikne reakcí 15 g hliníku s nadbytkem oxidu
chromitého. (28,9 g)
10. Vypočítejte hmotnost titanu, který lze získat z 15 g chloridu titaničitého reakcí s
nadbytkem hořčíku. (3.79 g)


                                              45
14. KYSELINY A ZÁSADY.

14.1. Definice kyselin a zásad.
       Při ochutnávání různých látek chemici zjistili, že některé látky chutnají kysele a jiné
hořce – zásaditě. Chemici tyto látky rozdílné chuti pojmenovali kyseliny (lat. acidum) a
zásady (lat. base). Např. kyselá chuť citronu je způsobena kyselinou citrónovou, kyselá chuť
octa kyselinou octovou apod. Zároveň chemici zjistili, že většina takto "chutnajících" látek –
kyselin a zásad jsou žíraviny (ničí pokožku, sliznici trávicí a dýchací soustavy a oči) a
mnohé jsou jedovaté. Nejvýznamnější skupinou zásad jsou látky zvané hydroxidy.
      V současné době se látky neoznačují kyselinami a zásadami podle chuti, ale podle
chemických vlastností typických (=charakteristických) pro kyseliny a zásady.
      Kyseliny jsou látky, jejichž strukturní jednotky (nejčastěji molekuly) při reakci s
vodou odštěpují kation vodíku a předávají jej vodě. Molekula vody kation vodíku poutá
koordinační chemickou vazbou za vniku oxoniového kationtu. Z molekuly kyseliny po
odštěpení kationtu vodíku zbude anion – zbytek kyseliny.
                                   1+
                  kyselina -----> H + anion kyseliny (= zbytek kyseliny)
       Vodíkové kationty H1+ nejsou schopné existovat samostatně. Ve vodném roztoku
kyseliny se ihned spojují s molekulami vody za vzniku oxoniových kationtů:
                                        1+               1+
                                    H + H2O -----> H3O
Tento děj lze zapsat:
                                                               1+        1-
                         H—X + H—O—H -----> [H—O—H]                 +X
                                               │
                                H1+            H
                                 HX + H2O -----> H3O1+ + X1-
       Hydroxidy jsou látky, jejichž strukturní jednotky při rozpouštění ve vodě nebo
                                                                                    1-
při reakci s vodou uvolňují do vodného roztoku hydroxidové anionty OH . Některé
hydroxidy jsou pevné látky, např. hydroxid sodný nebo draselný. Ve vodě se tyto hydroxidy
rozpouštějí a přitom se z jejich krystalové struktury uvolňují hydroxidové anionty:
                                                       1+                1-
                             NaOH(s) --- H2O(l)------> Na (aq) + OH (aq)
       Látky, které se jmenují hydroxidy, obsahují hydroxidový anion již ve své
molekule. Při rozpouštění ve vodě se tento anion pouze uvolňuje z krystalové struktury do
vody. Některé látky ve svých molekulách hydroxidový anion neobsahují – samy o sobě
nejsou hydroxidy. Teprve při rozpouštění ve vodě se tyto látky stávají hydroxidy, protože
zároveň s jejich rozpouštěním probíhá i reakce s vodou, kterou vznikají hydroxidové
anionty.
                         NH3(g) + H2O(l) -----> NH41+(aq) + OH1-(aq)
      Hydroxidové anionty, které zásady uvolňují do vody, tedy mohou vznikat dvojím
způsobem:
1. rozpouštěním hydroxidů ve vodě (ty již mají hydroxidový anion ve své molekule, a proto se
jmenují hydroxidy);
2. reakcí některých látek s vodou (hydroxidový anion se teprve vytvoří touto reakcí, tyto látky
se nejmenují hydroxidy).



                                              46
14.2. Rozlišování kyselin a zásad – acidobazické indikátory.
         Protože je nebezpečné rozlišovat kyseliny a zásady podle chuti, zvolili chemici ke
zjištění, zda látka je kyselina nebo zásada, chemickou metodu.
       Platí, že kyseliny odštěpují ve vodě kation vodíku H1+ a voda s tímto kationtem
reaguje za vzniku oxoniového kationtu H3O1+. Oxoniové kationty (jednodušeji řečeno
vodíkové kationty) způsobují kyselost vodných roztoků kyselin.
      Platí, že zásady vytvářejí ve vodě hydroxidové anionty OH1-. Hydroxidové anionty
způsobují zásaditost vodných roztoků.
        Některé látky (používají se nejčastěji v podobě roztoků) mají schopnost reagovat s
oxoniovými i hydroxidovými ionty a tyto reakce se projevují různou barvou produktů těchto
reakcí. Tyto látky se nazývají acidobazické indikátory.
         Acidobazické indikátory jsou látky, jejichž roztoky mají jinou barvu v kyselém
prostředí (= v přítomnosti oxoniových iontů) a jinou v zásaditém prostředí (= v přítomnosti
hydroxidových iontů). Acidobazické indikátora se zpravidla používají v podobě roztoků nebo
filtračních papírků napuštěných roztokem daného indikátoru.
       Příkladem acidobazických indikátorů jsou lakmus a fenolftalein. V laboratorní
činnosti se k poznání kyselého nebo zásaditého roztoku nejčastěji používá univerzální
indikátorový papírek. Výhodné je, že jeho pomocí lze zároveň přibližně určit jak hodně
je roztok kyselý nebo zásaditý (jak velká je v něm molární koncentrace oxoniových nebo
hydroxidových iontů). Univerzální indikátorový papírek je v kyselých roztocích červený
až žlutý, v neutrálním roztoku (např. v destilované vodě) je světle zelený a v zásaditých
roztocích zelený až tmavomodrý. Číselně se velikost kyselosti nebo zásaditosti roztoků
udává číselnými hodnotami veličiny zvané pH. Tato veličina nabývá hodnot v intervalu 0 –
14. Hodnoty 0 – 6,99 označují postupně se zmenšující kyselost roztoku, hodnota 7 informuje
o neutrálnosti roztoku a hodnoty 7,01 – 14 informují o postupně se zvětšující zásaditosti
roztoku.



14.3. Názvosloví hydroxidů.
       Hydroxidy se pojmenovávají a jejich vzorce se tvoří podle pravidel názvosloví -idů.



14.4. Názvosloví kyselin.
       Kyseliny jsou látky, které ve svých strukturních jednotkách obsahují vodík. Ve vzorci
kyseliny se značka vodíku píše na prvním místě. Podle složení se kyseliny rozdělují na
bezkyslíkaté a kyslíkaté.



14.4.1. Názvosloví bezkyslíkatých kyselin.
       Bezkyslíkaté kyseliny vznikají rozpouštěním některých plynných dvouprvkových
sloučenin vodíku s nekovy ve vodě. Bezkyslíkaté kyseliny (různě silné) tvoří dvouprvkové
sloučeniny vodíku s halogeny a chalkogeny (s výjimkou kyslíku). Obecné vzorce těchto
dvouprvkových sloučenin jsou HX nebo H2X. Názvy těchto sloučenin jsou jednoslovné



                                             47
(fluorovodík HF, chlorovodík HCl, bromovodík HBr, jodovodík HI, sirovodík (= sulfan) H2S,
selenovodík H2Se, tellurovodík H2Te, polonovodík H2Po).
       Názvy bezkyslíkatých kyselin se tvoří přidáním koncovky -ová k názvu původní
dvouprvkové sloučeniny a předřazení podstatného jména kyselina k vytvořenému
přídavnému jménu (kyselina fluorovodíková, chlorovodíková, bromovodíková,
jodovodíková, sirovodíková, selenovodíková, tellurovodíková, polonovodíková.
       Vzorce bezkyslíkatých kyselin jsou totožné se vzorci původních
dvouprvkových sloučenin. (HF = fluorovodík i kyselina fluorovodíková, H2S = sirovodík i
kyselina sirovodíková. Ale: HF(g) = fluorovodík, HF(aq) = kyselina fluorovodíková, H2S(g) =
sirovodík, H2S(aq) = kyselina sirovodíková.)
       Při rozpouštění původní plynné dvouprvkové sloučeniny ve vodě zároveň probíhá i
reakce s vodou (odštěpení kationtu vodíku a vznik oxoniového kationtu):
                         HF(g) + H2O(l) -----> H3O1+(aq) + F1-(aq)
                         HCl(g) + H2O(l) -----> H3O1+(aq) + Cl1-(aq)
                        HBr(g) + H2O(l) -----> H3O1+(aq) + Br1-(aq)
                                                        1+        1-
                          HI(g) + H2O(l) -----> H3O (aq) + I (aq)
                                                             1+        2-
                       H2S(g) + 2 H2O(l) -----> 2 H3O (aq) + S (aq)



14.4.2. Názvosloví kyslíkatých kyselin (= oxokyselin).
       Kyslíkaté kyseliny obsahují vždy tři prvky. Ve vzorcích kyselin se značky prvků
zapisují v pořadí HIXI-VIII O-II. Kyslíkaté kyseliny, jejichž molekuly obsahují dva či více
atomů prvku X se nazývají polykyseliny.



14.4.2.1. Tvorba názvu kyslíkaté kyseliny ke vzorci.
                                            H3PO4
1. Určit a napsat oxidační čísla všech atomů v molekule kyseliny.
                                           H3IPVO4-II
2. Podle českého názvu prvku X a hodnoty jeho oxidačního čísla utvořit přídavné
jméno se správnou příponou:
                                       V
                                      P = fosforečná
2a. Je-li v molekule kyseliny počet vodíkových atomů větší než dva, je nutné tento
počet vyjádřit číslovkovou předponou přídavného jména:
       mono- 1                      hepta-              7
       di-    2                     okta-               8
       tri-   3                     nona-               9
       tetra- 4                     deka-               10
       penta- 5                     undeka-             11
       hexa- 6                      dodeka-             12
a názvoslovnou předponou přídavného jména hydrogen-:
                              H3PO4 = trihydrogenfosforečná
3. Před přídavné jméno předřadit podstatné jméno kyselina:

                                              48
                            I   V   -II
                         H3 P O4 = kyselina trihydrogenfosforečná




14.4.2.2. Tvorba vzorce kyslíkaté kyseliny k názvu.
                                          kyselina uhličitá
1. Napsat vedle sebe značky prvků v pořadí H X O:
                                               HCO
2. Určit a napsat oxidační čísla.
                                              HICIVO-II
3. Určit a napsat počet vodíkových atomů v molekule kyseliny podle pravidla: má-li
prvek X sudé oxidační číslo, je v molekule kyseliny sudý počet vodíkových atomů (má-
li prvek X liché oxidační číslo, je v molekule kyseliny lichý počet vodíkových atomů). Není-li v
názvu kyseliny počet vodíkových atomů jednoznačně uveden číslovkovou a názvoslovnou
předponou, jsou v molekule kyseliny jeden nebo dva vodíkové atomy:
                                              H2ICIVO-II
4. Vypočítat počet atomů kyslíku tak, aby součet oxidačních čísel všech atomů v
molekule byl roven nule:
                                             H2ICIVO3-II



14.4.2.3. Názvosloví polykyselin.
      V názvech polykyselin se číslovkovou přeponou vyjadřuje počet atomů prvku X v
molekule kyseliny a zpravidla i počet vodíkových atomů, např.:
                           H2IS2IVO5-II = kyselina dihydrogendisiřičitá



14.3. Otázky a úkoly.
1. Vypočítejte oxidační čísla a určete názvy těchto kyselin:
H3PO3, H2MnO4, HBrO3, HClO4, H2SeO4, H5IO6, HVO3, HAuO2, HMnO4, HClO2, HClO3, HI,
H2S, HF, H2Te, HCl, H2Se, HBr, H2Po, HClO, H2SiO3, H4SiO4, H2SO3, H2SO4, H2S2O5, HPO3,
H3AsO4, H3AsO3, HAsO2, HAsO3, H2Si2O5, HBO2, H3BO3, HNO2, HNO3, H2CrO4, H2Cr2O7.
2. Z následujícího přehledu vyberte libovolné přídavné jméno a připojte jej k podstatnému
jménu "kyselina". K takto vytvořeným názvům kyselin utvořte vzorce:
Přídavná jména: fosforná, boritá, chromová, chlorná, bromitá, jodná, wolframová, osmičelá,
dusitá, uhličitá, dusičná, siřičitá, chloritá, sírová, chloristá, fosforitá, bromičná, chlorečná,
manganová, manganistá, hexahydrogentellurová, trihydrogenboritá, tetrahydrogenkřemičitá,
trihydrogentrifosforečná,      telluričitá,    trihydrogenfosforečná,       pentahydrogenjodičná,
trihydrogenarsenitá, dihydrogendichromová, dihydrogendisiřičitá, trihydrogenarseničná,
pentahydrogentrifosforečná, hexahydrogendikřemičitá.




                                                 49
14.5. Příprava kyselin a hydroxidů.
       Některé kyseliny a hydroxidy lze připravit i vyrobit reakcí oxidů s vodou. Např.:
                                CaO(s) + H2O(l) -----> Ca(OH)2(aq,s)
                                  SO2(g) + H2O(l) ----> H2SO3(aq)
       Z uvedených reakcí vyplývá, že:
1. oxidy některých prvků reagují s vodou za vzniku hydroxidu. Jsou to hydroxidotvorné
oxidy.
2. oxidy některých prvků reagují s vodou za vzniku kyseliny. Jsou to kyselinotvorné
oxidy.
         Většina oxidů kovů jsou hydroxidotvorné, např. oxid vápenatý, draselný, sodný,
lithný, barnatý atd. (viz PSP).
       Většina oxidů nekovů jsou kyselinotvorné, např. oxid siřičitý, sírový, dusičný,
fosforečný atd. (viz PSP).
       Některé oxidy s vodou nereagují. Jsou netečné. Např. oxid uhelnatý.



14.6. Nejvýznamnější kyseliny.
      Z hlediska praktického použití jsou pro člověka nejvýznamnější kyselina
chlorovodíková, kyselina sírová, kyselina dusičná, kyselina trihydrogenfosforečná.



14.6.1. Kyselina chlorovodíková, HCl.

14.6.1.1. Příprava kyseliny chlorovodíkové.
       Laboratorně lze kyselinu chlorovodíkovou připravit reakcí chloridu sodného s
koncentrovanou kyselinou sírovou. Vzniklý plynný chlorovodík lze v jiné nádobě rozpustit ve
vodě za vzniku vodného roztoku kyseliny chlorovodíkové.
                             NaCl(s) + H2SO4(aq) -----> HCl(g) + NaHSO4(aq)
                              HCl(g) + H2O(l) -----> H3O1+(aq) + Cl1-(aq)



14.6.1.2. Výroba kyseliny chlorovodíkové.
       Průmyslově se chlorovodík vyrábí reakcí vodíku s chlorem. Vzniklý chlorovodík se
potom rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny chlorovodíkové. Takto vyrobená kyselina
chlorovodíková se nazývá koncentrovaná (označuje se koncentrovaná HCl) a její
koncentrace je asi 37 %. Prodává se zpravidla pod svým triviálním názvem "kyselina solná".
Obyčejná (= technická) kyselina chlorovodíková, která je běžně k dostání v drogeriích
zpravidla bývá zbarvena žlutě sloučeninami železa, které vznikají při její výrobě.




                                              50
14.6.1.3. Vlastnosti kyseliny chlorovodíkové.
        Kyselina chlorovodíková je bezbarvá (pokud je čistá) těkavá kapalina. Na vzduchu z
ní unikají páry chlorovodíku, které se reakcí s vodou opět mění na kyselinu chlorovodíkovou.
Chlorovodík dráždí dýchací cesty a je jedovatý! Kyselina chlorovodíková je silná
žíravina!
       Kyselina chlorovodíková je silná kyselina. Velmi ochotně poskytuje kationty vodíku v
reakci s vodou. Zředěný roztok kyseliny chlorovodíkové reaguje s neušlechtilými kovy za
vzniku vodíku a chloridů:
                                Zn + 2 HCl -----> H2 + ZnCl2
                                Fe + 2 HCl -----> H2 + FeCl2



14.6.1.4. Použití kyseliny chlorovodíkové.
        Kyselina chlorovodíková je důležitou surovinou chemického průmyslu. Rovněž je
důležitou laboratorní chemikálií.



14.6.2. Kyselina sírová, H2SO4.

14.6.2.1. Výroba kyseliny sírové.
       Kyselina sírová se vyrábí ze síry. Celý proces lze shrnout zhruba do tří reakcí:
                                     S(g) + O2(g) -----> SO2(g)
                                  2 SO2(g) + O2(g) -----> 2 SO3(g)
                                   SO3(g) + H2O(l) -----> H2SO4(l)



14.6.2.2. Vlastnosti kyseliny sírové.
      Koncentrovaná kyselina sírová (w = 96 %) je bezbarvá olejovitá kapalina, s
poměrně velkou hustotou (ρ = 1,84 g/cm3).
       Koncentrovaná kyselina sírová je silná žíravina! Při práci s ní je nutné používat
ochranné pomůcky (ochranný štít, pryžové rukavice, pracovní plášť). Při potřísnění pokožky
je nutné zasažené místo okamžitě omýt silným proudem vody.
       Koncentrovaná kyselina zuhelnaťuje ústrojné látky.
       Rovněž je značně hygroskopická. Odnímá vodu různým látkám a pohlcuje
vzdušnou vlhkost. Přitom dochází k jejímu zřeďování. Při ředění koncentrované kyseliny
sírové (ale i některých jiných kyselin) dochází k bouřlivému odštěpování kationtů vodíku z
molekul kyseliny a jejich předávání vodě za vzniku oxoniových kationtů. Při této reakci se
uvolňuje značné množství tepla, které může způsobit var vznikajícího roztoku a vystříknutí
vroucí roztoku z nádoby nebo prasknutí skleněné nádoby rychlým ohřátím. Proto je nutné
vždy přilévat kyselinu do vody a nikdy naopak!!
       Kyselina sírová je silná kyselina. Zředěná kyselina sírová reaguje s neušlechtilými
kovy za vzniku vodíku a síranů.




                                             51
14.6.2.3. Použití kyseliny sírové.
        Kyselina sírová je nejdůležitější surovinou chemického průmyslu a velmi
důležitou laboratorní chemikálií. Pro svoji hygroskopičnost se koncentrovaná kyselina
sírová se používá také k vysušování různých látek v exsikátorech. 32% roztok kyseliny
sírové se používá do olověných akumulátorů.



14.6.3. Kyselina dusičná, HNO3.

14.6.3.1. Výroba kyseliny dusičné.
      Kyselina dusičná se vyrábí z amoniaku. Její výrobu lze rozdělit do tří fází:
                                4 NH3 + 5 O2 -----> 4 NO + 6 H2O
                                     2 NO + O2 -----> 2 NO2
                                3 NO2 + H2O -----> 2 HNO3 + NO
      Oxid dusnatý se znovu vrací do výroby.



14.6.3.2. Vlastnosti kyseliny dusičné.
       Kyselina dusičná se vyrábí v podobě 65% – 68% procentního roztoku. Kyselina
dusičná s tímto hmotnostním zlomkem se nazývá koncentrovaná. Koncentrovaná kyselina
dusičná je nestálá bezbarvá kapalina. Účinkem světla se rozkládá za vzniku hnědočerveně
zbarveného jedovatého oxidu dusičitého. Proto je nutné ji uchovávat v tmavých a světlo
nepropouštějících nádobách.
      Kyselina dusičná je silná kyselina a silná žíravina!



14.6.3.3. Použití kyseliny dusičné.
       Po kyselině sírové je kyselina dusičná druhou nejvýznamnější kyselinou. Je velmi
důležitou surovinou chemického průmyslu a důležitou laboratorní chemikálií.



14.6.4. Kyselina trihydrogenfosforečná, H3PO4.

14.6.4.1. Vlastnosti kyseliny trihydrogenfosforečné.
      Kyselina trihydrogenfosforečná se vyrábí jako 85% roztok. S tímto hmotnostním
zlomkem se nazývá koncentrovaná. Koncentrovaná kyselina trihydrogenfosforečná je
hygroskopická a používá se k sušení látek v laboratorních exsikátorech.



14.6.4.2. Použití kyseliny trihydrogenfosforečné.
        Velmi zředěná se někdy používá k okyselení nealkoholických nápojů místo kyseliny
citrónové. Některé její sloučeniny jsou nezbytné pro život organismů.




                                            52
14.7. Nevýznamnější hydroxidy.
      Nejdůležitějšími hydroxidy jsou hydroxid sodný, hydroxid draselný, hydroxid vápenatý
a amoniak.



14.7.1. Hydroxid sodný a hydroxid draselný (NaOH a KOH).

14.7.1.1. Vlastnosti hydroxidu sodného a hydroxidu draselného.
        Obě látky mají podobné fyzikální i chemické vlastnosti i podobné využití v praxi. Oba
hydroxidy jsou bílé, pevné látky, dobře rozpustné ve vodě. Jejich roztoky se nazývají
louhy. Při jejich rozpouštění (rozpadu krystalové struktury) se uvolňuje značné množství
tepla. Proto při rozpouštění je nutné přidávat malé dávky hydroxidu do vody. Nikdy ne
naopak! Vyrábějí se buď v podobě peciček, nebo drobných kuliček.
       Hydroxid sodný i draselný jsou žíraviny!



14.7.1.2. Použití hydroxidu sodného a hydroxidu draselného.
       Oba hydroxidy jsou důležitými surovinami v chemickém průmyslu a důležitými
laboratorními chemikáliemi.



14.7.2. Hydroxid vápenatý, Ca(OH)2.

14.7.2.1. Výroba hydroxidu vápenatého.
       Hydroxid vápenatý se triviálním názvem nazývá hašené vápno. Získává se reakcí
oxidu vápenatého (= pálené vápno) s vodou:
                                 CaO + H2O -----> Ca(OH)2



14.7.2.2. Vlastnosti hydroxidu vápenatého.
         Hydroxid vápenatý je bílá práškovitá látka. Je velmi málo (nepatrně) rozpustný ve
vodě. Jeho suspenze ve vodě se nazývá vápenné mléko. Nasycený roztok (připravený
filtrací vápenného mléka) je čirý a nazývá se vápenná voda. Vápenná voda je silná
žíravina!



14.7.2.3. Použití hydroxidu vápenatého.
        Hašené vápno se prodává pod názvem vápenný hydrát a používá ve stavebnictví
k výrobě malty. Malta je směs hašeného vápna, písku a vody a používá se jako pojivo cihel
při stavbě zdí a jejich omítání. Protože vápenné mléko má dezinfekční účinky, používá se
rovněž k bílení zdí.




                                             53
14.7.3 Amoniak, NH3.

14.7.3.1. Příprava amoniaku.
       V laboratoři se amoniak nejčastěji připravuje reakcí pevného chloridu amonného s
roztokem hydroxidu sodného:
                     NH4Cl(s) + NaOH(aq) -----> NH3(g) + NaCl(aq) + H2O(l)
Vzniklý plynný amoniak se zpravidla rozpustí ve vodě na hydroxid amonný:
                             NH3(g) + H2O(l) -----> NH4OH(aq)



14.7.3.2. Výroba amoniaku.
       Průmyslově se amoniak vyrábí reakcí dusíku s vodíkem:
                                 2 N2(g) + 3 H2(g) -----> 2 NH3(g)

14.7.3.3. Vlastnosti amoniaku.
       Amoniak je plyn štiplavého zápachu. Jeho triviální název je čpavek. Plynný amoniak
je žíravina! Při práci s ním je nutné si chránit zejména oči. Amoniak se velmi dobře
rozpouští ve vodě. Při 20 °C se v jednom litru vody rozpustí asi 700 litrů amoniaku. Při
rozpouštění část amoniaku s vodou reaguje:
                                                      1+             1-
                            NH3(g) + H2O(l) -----> NH4 (aq) + OH (aq)
       Protože touto reakcí vznikají hydroxidové anionty, je vodný roztok amoniaku zásaditý.



14.7.3.4. Použití amoniaku.
       Amoniak se používá k výrobě kyseliny dusičné, průmyslových dusíkatých hnojiv,
např. chloridu amonného a dalších látek.



14.8. Otázky a úkoly.
1. Kterou společnou chemickou vlastností se vyznačují kyseliny?
2. Kterou společnou chemickou vlastností se vyznačují zásady?
3. Co jsou hydroxidy?
4. Napište vzorce oxoniového a hydroxidového iontu a vysvětlete, jak tyto ionty vznikají?
5. Proč nepoužíváme k důkazu chemických látek zkoušku chutí?
6. Co jsou acidobazické indikátory a uveďte alespoň tři příklady.
7. Co znamenají slova acidum a base?
8. Může být nějaký prvek kyselinou?
9. Proč má kyselina chlorovodíková stejný vzorec jako chlorovodík?
10. Co je pH?
11. Co všechno poznáme z barvy univerzálního indikátorového papírku?
12. Navrhněte způsob laboratorní přípravy kyseliny chlorovodíkové a nakreslete aparaturu
potřebnou k provedení přípravy.
13. Jaké jsou hmotnostní zlomky tak zvaně koncentrovaných kyselin chlorovodíkové, sírové,
dusičné a trihydrogenfosforečné?
14. Co je kyselina solná?


                                            54
15. Které kyseliny jsou hygroskopické a k čemu se této vlastnosti využívá?
16. Popište provedení ředění koncentrované kyseliny vodou. Zdůvodněte svůj postup.
17. Popište provedení rozpouštění hydroxidů ve vodě. Zdůvodněte svůj postup.
18. Co jsou žíraviny a jak je nutné se při práci s nimi chránit?
19. Vysvětlete pojmy: vápenná voda, hašené vápno, vápenné mléko, pálené vápno, louh
sodný.
20. Co je vápenná malta a k čemu se používá?
21. Navrhněte způsob laboratorní přípravy amoniaku a nakreslete aparaturu potřebnou k
provedení přípravy.
22. Co jsou kyselinotvorné a hydroxidotvorné oxidy? Uveďte příklady.
23. Prostudujte v učebnici Základy chemie 1 str. 105/obr.201 vznik kyselých dešťů.
24. Jak poskytnete první pomoc:
       a) při zasažení pokožky roztokem kyseliny sírové,
       b) při potřísnění pokožky roztokem hydroxidu sodného,
       c) při zasažení očí vápennou maltou?
25. Napište chemickou rovnici reakce, která je podstatou leptání skla (oxid křemičitý)
kyselinou fluorovodíkovou. Produkty jsou fluorid křemičitý a voda.
26. Proč pálené vápno nelze dlouhodobě skladovat v papírových pytlích?



15. NEUTRALIZACE, SOLI.

15.1. Neutralizace.
       Kyseliny a hydroxidy jsou látky opačných vlastností. Proto spolu velmi ochotně (a
někdy i velmi bouřlivě) reagují:
                          HCl(aq) + NaOH(aq) -----> NaCl(aq) + H2O(l)
          1+         1-
         H (aq) + Cl (aq) + Na1+(aq) + OH1-(aq) -----> H2O(l) + Na1+(aq) + Cl1-(aq)
       Při vzájemném kontaktu vodných roztoků kyseliny a hydroxidu reagují kationty
vodíku (které molekuly kyseliny odštěpují) s hydroxidovými anionty (které do vodného
roztoku uvolňují hydroxidy) za vzniku molekul vody. Druhým produktem reakce je látka
obecně zvaná sůl.
      Reakce kationtů vodíku s hydroxidovými anionty za vzniku vody a soli se
nazývá neutralizace. Obecně platí:
                             kyselina + hydroxid -----> voda + sůl
       Neutralizace je reakce kyselin s hydroxidy. Produkty neutralizace jsou voda a
sůl.
      Ze vzorce chloridu sodného vyplývá, že soli jsou sloučeniny, jejichž molekuly jsou
složené z kationtu kovu (popř. amonného kationtu NH41+) a aniontu zbytku kyseliny:
   sůl = kov + zbytek kyseliny (molekula soli = kation kovu + anion zbytku kyseliny)
      Při neutralizaci se vždy uvolňuje teplo do okolí soustavy. Reakce, při kterých se
uvolňuje teplo, se nazývají exotermické reakce. Jejich opakem jsou endotermické
reakce.




                                              55
15.2. Názvosloví solí kyslíkatých kyselin.
       Soli vznikají (myšlenou) náhradou atomu (nebo atomů) vodíku v molekule kyslíkaté
kyseliny (zpravidla) kovem. Molekula soli je tedy složená ze dvou částí:
                                    kov + zbytek kyseliny.
       Podstatná jména názvů solí mají charakteristické přípony vyjadřující hodnotu
oxidačního čísla prvku X ve zbytku kyseliny (tab. 1). V některých solích vícesytných
kyselin nejsou všechny vodíkové atomy nahrazené atomy kovu. Tyto soli se nazývají
hydrogensoli. Vodík hydrogensolí je součástí zbytku kyseliny. Některé soli obsahují v
molekulách atomy dvou (výjimečně i více) různých kovů. Tyto soli se nazývají podvojné
soli.



15.2.1. Tvorba názvu soli kyslíkaté kyseliny ke vzorci.
                                               Ca(NO3)2
1. Určit a napsat oxidační čísla.
                                              CaII(NVO3-II)2
2. Podle českého názvu prvku X ve zbytku kyseliny a hodnoty jeho oxidačního čísla
vytvořit podstatné jméno se správnou příponou:
                                        NV = dusičnan
3. Podle českého názvu kovu a hodnoty jeho oxidačního čísla vytvořit přídavné jméno
se správnou příponou:
                                               II
                                        Ca = vápenatý
                               II   V   -II
                            Ca (N O3 )2 = dusičnan vápenatý



15.2.2. Tvorba vzorce soli kyslíkaté kyseliny k názvu.
                                         síran železitý
1. Určit a napsat vzorec kyseliny, od které je sůl odvozena. Cílem tohoto kroku je určit
složení zbytku kyseliny:
                                                     H2SO4
2. Napsat značky prvků v pořadí: kov + zbytek kyseliny:
                                                Fe SO4

3. Určit a napsat oxidační číslo kovu a zbytku kyseliny:
                                          FeIII(SVIO4-II)-II
4. Upravit počty atomů kovu a zbytků kyseliny tak, aby součet oxidačních čísel byl
roven nule:
                                                    III   VI   -II   -II
                                        Fe2 (S O4 )3




                                                          56
15.2.3. Názvosloví hydrogensolí.
      Přítomnost vodíkových atomů a jejich počet ve zbytku kyseliny se udává v
podstatném jménu názvu číslovkovou předponou a předponou hydrogen-:
                             KIH2IPVO4-II = dihydrogenfosforečnan draselný



15.2.4. Názvosloví podvojných solí kyslíkatých kyselin.
       Ve vzorcích i názvech podvojných solí se kovy uvádějí v pořadí podle
vzrůstající hodnoty oxidačního čísla. Při stejné hodnotě oxidačního čísla se kovy řadí
abecedně podle svých značek. V názvech se jména kovů oddělují pomlčkou:
                                  I       I         IV    -II -II
                                K Na (C O3 ) = uhličitan draselno-sodný
                                      I       III    VI     -II     -II
                                  K Al (S O4 )2 = síran draselno-hlinitý



15.2.5. Názvosloví solí kyslíkatých kyselin ve zvláštních případech.
       Pokud je to pro přesné a jednoznačné pojmenování soli nutné, vyjadřuje se
číslovkovou předponou i počet atomů kovu a násobnými číslovkovými předponami
počet zbytků kyseliny. Název zbytku kyseliny se zapisuje do závorky. Násobné
číslovkové předpony jsou např.:
bis-             2x                                                       hexakis-    6x
tris-            3x                                                       heptakis-   7x
tetrakis-        4x                                                       oktakis-    8x
pentakis-        5x                                                       nonakis-    9x

Na3I(H2IPVO4-II)3-I         = tris(dihydrogenfosforečnan) trisodný
   III I V  -II -I
Fe2 (H2 P O4 )6             = hexakis(dihydrogenfosforečnan) diželezitý
       Podstatná jména názvů solí polykyselin obsahují informaci o počtu atomů prvku X ve
zbytku kyseliny v podobě číslovkové předpony:
Na2B4O7          = Na2I(B4IIIO7-II)-II                    = tetraboritan disodný
K2Cr2O7          =    K2I(Cr2VIO7-II)-II                  = dichroman didraselný



15.2.6. Názvosloví aniontů kyslíkatých kyselin.
       Název aniontu kyslíkaté kyseliny je složený z podstatného jména anion a
přídavného jména. Přídavné jméno názvu aniontu obsahuje informaci o českém názvu
prvku X (základ přídavného jména) a velikosti jeho oxidačního čísla (přípona přídavného
jména). Slovo je zakončené příponou -ový, která mění podstatné jméno na přídavné:
                                             CO32- = anion uhličitanový
                                                   2-
                                              SO4 = anion síranový
                                              1-
                                          HSO3 = anion hydrogensíranový




                                                                          57
15.2.7. Hydráty solí.
       Některé soli vytvářejí krystaly, ve kterých jsou obsažené molekuly vody. Takové soli
se nazývají hydráty. Počet molekul vody připadajících na jednu molekulu soli v krystalu bývá
u daného hydrátu zpravidla konstantní. Počet molekul vody v molekule hydrátu se vyjadřuje
v názvu soli číslovkou připojenou před slovo hydrát. Ve vzorci soli se počet molekul vody
zapisuje číslicí a vzorcem vody psané za vzorcem soli. Od vzorce soli se tato informace
odděluje tečkou. Tečka se čte jako spojka "s", např.:
                                         CuSO4.5H2O



15.2.8. Otázky a úkoly.
1. Vypočítejte oxidační čísla a určete názvy těchto solí:
Be(NO3)2, NaClO2, Cs2CO3, K2BeO2, CaHPO4, Ge(SO4)2, Mg2SnO4, NH4HCO3, K3AsO4,
Ag3AsO3, Na2PbO3, Bi2(CO3)3, CaTiO3, BaSO4, Pb(SO4)2, PbSO4, Na3BiO4, Cr(NO3)3, KCrO2,
Ba2CoO4, SrCrO4, Ba(MnO4)2, BaMnO4, Ba(NO3)2, KMnO4, K2MnO4, CaMnO3, Ca(NbO3)2,
BaFeO4, Au2(SeO4)3, Zr(NO3)3, Cu2SO4, CuSO4, AgHSO4, MgS2O7, K2Cr2O7, K2H2P2O7,
Ca(H2PO4)2.
2. Z následujícího přehledu vyberte libovolné podstatné jméno a připojte k němu libovolné
přídavné jméno. K takto vytvořeným názvům solí utvořte vzorce.
Podstatná jména: dusičnan, siřičitan, fosfornan, fosforečnan, bromičnan, jodičnan,
chloristan, telluran, selenan, mangannan, manganan, manganistan, síran, hydrogensíran,
uhličitan,      hydrogenuhličitan,    fosforitan,    hydrogenfosforečnan,  chlorečnan,
dihydrogenfosforečnan, boritan, dihydrogenboritan, chroman.
Přídavná jména: draselný, gallitý, kobaltnatý, hořečnatý, barnatý, thalný, beryllnatý, měďný,
kademnatý, sodný, olovnatý, ceričitý, železitý, železnatý, zlatitý, vápenatý, cesný, lithný,
antimonitý, inditý, rubidný, hlinitý, měďnatý, stříbrný, thalitý, manganitý, rtuťný, amonný,
olovičitý, strontnatý, boritý.
3. Utvořte vzorce těchto solí: boritan trisodný, tetraboritan disodný, dichroman didraselný,
trifosforečnan pentadraselný, diarseničnan hořečnatý, difosforečnan dihořečnatý, disiřičitan
didraselný,      heptamolybdenan           trivápenatý,     trihydrogenjodistan     disodný,
bis(hydrogenuhličitan) vápenatý, tris(síran) dizlatitý.



15.3. Vznik solí.
      Soli lze připravit i vyrobit z různých reaktantů různými chemickými reakcemi. Je
celkem sedm způsobů přípravy a výroby solí.
       Nakreslete do sešitu tab. 27 Základy chemie 1 str. 109.
       Nejčastěji se soli získávají neutralizací.
      Mnoho solí je rozpuštěných v mořské vodě. V jednom litru mořské vody je rozpuštěno
průměrně 35 g různých solí, z toho je asi 27 g chloridu sodného.



15.4. Iontové chemické rovnice.
       Protože většina chemických reakcí probíhá ve vodných roztocích, ve kterých se
většina reaktantů (i produktů) vyskytuje v podobě iontů (viz např. neutralizace), lze chemické

                                               58
reakce zapisovat iontovými chemickými rovnicemi, které jednoznačně ukazují, jaké
strukturní jednotky jsou v soustavě obsažené. Např. reakci:
                            HCl(aq) + NaOH(aq) -----> NaCl(aq) + H2O(l)
lze zapsat:
          H1+(aq) + Cl1-(aq) + Na1+(aq) + OH1-(aq) -----> H2O(l) + Na1+(aq) + Cl1-(aq)
Reakci:
                     2 KOH(aq) + H2SO4(aq) -----> 2 H2O(l) + K2SO4(aq)
lze zapsat:
   2 K1+(aq) + 2 OH1-(aq) + 2 H1+(aq) + SO42-(aq) -----> 2 H2O(l) + 2 K1+(aq) + SO42-(aq)
       Chemické rovnice, ve kterých reaktanty i produkty jsou zapsané v podobě
iontů, se nazývají iontové rovnice. Jsou-li v iontové rovnici zapsány všechny strukturní
jednotky nazývá se taková rovnice úplná iontová rovnice. Protože je příliš dlouhá a
nepřehledná, zjednodušují chemici úplnou iontovou rovnici vynecháním značek a vzorců
těch strukturních jednotek, které se v průběhu chemické reakce nemění (a na jejichž
přítomnosti nezáleží, místo nich by mohli být přítomné jiné kationty a jiné anionty). Takto
zjednodušená rovnice se nazývá zkrácená iontová rovnice. Pro předchozí dvě reakce má
zkrácená iontová rovnice podobu:
                                   H1+(aq) + OH1-(aq) -----> H2O(l)


15.5. Vlastnosti solí.
       Protože soli tvoří jednu (velmi početnou) množinu látek, mají mnoho společných
vlastností.
1. Většina solí jsou krystalické látky. Jejich krystaly jsou vystavěné z kationtů kovu a
aniontů zbytku kyseliny. Mají iontovou krystalovou strukturu.
2. Přitažlivé síly mezi kationty a anionty v krystalové struktuře jsou velmi silné. Většina solí
má vysoké teploty tání.
3. Většina solí je rozpustná ve vodě. Jen málo solí je ve vodě nerozpustných. Při
rozpouštění ve vodě se ionty z krystalové struktury uvolňují do vody a stávají se volně
pohyblivé v celém roztoku. Proto:
4. Vodné roztoky nebo taveniny solí vedou elektrický proud.



15.6. Elektrolyty, elektrolytická disociace.
        Zkoumáme-li elektrickou vodivost NaCl(s), H2SO4(l) a sacharosy(s), zjistíme, že tyto
látky jsou v daných stavech elektricky nevodivé.
       Zkoumáme-li elektrickou vodivost NaCl(aq), H2SO4(aq) a sacharosy(aq), zjistíme, že
vodné roztoky NaCl a H2SO4 elektricky vodivé jsou a vodný roztok sacharosy elektricky
vodivý není.
       Příčinou elektrické vodivosti látek jsou volně pohyblivé elektricky nabité
částice – elektrony nebo ionty. Protože NaCl(s), H2SO4(l) a sacharosa(s) nejsou v podobě
volně pohyblivých iontů, ani nejsou kovy, a proto nevedou elektrický proud.
        NaCl(aq) vede elektrický proud, protože iontová krystalová struktura této látky
se při rozpouštění rozpadá na volné ionty:

                                              59
                                                    1+      1-
                               NaCl(s) -------> Na (aq) + Cl (aq)
       H2SO4(aq) vede elektrický proud, protože molekuly H2SO4 reagují s vodou:
                        H2SO4(l) + 2 H2O(l) -----> 2 H3O1+(aq) + SO42-(aq)
       Sacharosa(aq) nevede elektrický proud, protože krystalová struktura sacharosy
se rozpuštěním rozpadá na elektricky neutrální molekuly sacharosy(aq).
        Z předchozích případů je zřejmé, že existují látky, které se ve vodných roztocích
(vzniklých buď rozpouštěním, nebo chemickou reakcí) vyskytují v podobě iontů (v roztoku
jsou tyto ionty neomezeně pohyblivé).
      Látky, které se ve vodných roztocích vyskytují v podobě volných iontů, se
nazývají elektrolyty. Děj, kterým tyto ionty vznikají (rozpouštění nebo chemická
reakce) se nazývá elektrolytická disociace.
       Látky, které velmi ochotně a ve velkém množství vytvářejí při rozpouštění ve vodě
nebo chemické reakci s vodou ionty, se nazývají silné elektrolyty (většina solí, silné
kyseliny a silné zásady). Látky, jejichž molekuly se ve vodě štěpí na ionty jen v malém
množství (např. jsou málo rozpustné) jsou slabé elektrolyty (slabé kyseliny, slabé
zásady). Látky, které ve vodných roztocích vůbec nevytvářejí volně pohyblivé ionty,
jsou neelektrolyty.



15.7. Srážecí reakce.
      Některé soli jsou ve vodě jen velmi málo rozpustné, např. uhličitan vápenatý
(vápenec), chlorid stříbrný, síran barnatý a další. Málo rozpustné soli při svém vzniku z
vodných roztoků reaktantů vznikají v podobě sraženiny (vylučují se z roztoku v pevném
skupenství). Reakce, kterými z roztoků reaktantů vznikne alespoň jeden velmi málo
rozpustný produkt, se nazývají srážecí reakce. Např.:
Stavová chemická rovnice:
                Ba(NO3)2(aq) + MgSO4(aq) -----> BaSO4(s) + Mg(NO3)2(aq)
Úplná iontová rovnice
  Ba2+(aq) + 2 NO31-(aq) + Mg2+(aq) + SO42-(aq) -----> BaSO4(s) + Mg2+(aq) + 2 NO31-(aq)
Zkrácená iontová rovnice
                              Ba2+(aq) + SO42-(aq) -----> BaSO4(s)



15.8. Nejvýznamnější soli a jejich použití.
       Nakreslete do sešitu tabulku 31 Základy chemie 1 str. 115. a z ní zvlášť vypište soli,
které se používají (a k jakému účelu):
       a) ve stavebnictví a k výrobě stavebních hmot,
       b) v zemědělství jako průmyslová hnojiva,
       c) v potravinářství,
       d) suroviny chemického průmyslu,
       e) suroviny sklářského a keramického průmyslu.
      Některé soli rozpuštěné ve vodě způsobují tvrdost vody. Tvrdost vody způsobují
některé rozpuštěné soli vápníku a hořčíku. Rozlišujeme přechodnou a trvalou tvrdost.




                                               60
       Přechodná tvrdost vody je způsobena rozpustnými hydrogenuhličitany vápníku
a hořčíku (Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2). Tyto sloučeniny je možné z vody odstranit varem.
Varem se hydrogenuhličitany vápenatý a hořečnatý mění na uhličitany, které jsou
nerozpustné (velmi málo rozpustné) a z vody se vysráží v pevném skupenství:
                     Ca(HCO3)2(aq) -----> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
                    Mg(HCO3)2(aq) -----> MgCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
        Nerozpustné uhličitany se sráží na stěnách nádob jako tzv. kotelní kámen. Opačná
reakce (rozpouštění vápence) vedoucí ke vzniku rozpustných hydrogenuhličitanů probíhá
v přírodě a způsobuje postupné "rozpouštění" vápencových pohoří. V podzemních dutinách,
do kterých se voda nasycená vzniklým hydrogenuhličitanem vápenatým vsakuje, dochází k
pozvolnému odpařování vody a oxidu uhličitého a vylučování uhličitanu vápenatého v
podobě krápníků.
       Trvalá tvrdost vody je způsobena především síranem hořečnatým, který je ve
vodě rozpustný za každé teploty. Lze jej z vody odstranit přidáním uhličitanu sodného
(soda, používá se jako změkčovadlo pro tvrdou vodu):
                 MgSO4(aq) + Na2CO3(aq) -----> MgCO3(s) + Na2SO4(aq)
     Některé soli se průmyslově vyrábějí pro potřeby zemědělství. Nazývají se
průmyslová hnojiva.
        Některé soli se používají ve stavebnictví jako stavební pojiva (slouží ke spojování
cihel a tvárnic). Kromě páleného a hašeného vápno (nejsou soli!) jsou důležitými pojivy
sádra a cement.
       Prostudujte text o sádře, cementu a betonu a zapište do sešitu nejdůležitější
informace – Základy chemie 1 str. 116 – 117).
       Pálené vápno se vyrábí tepelným rozkladem uhličitanu vápenatého (= vápence):
                             CaCO3(s) ----> CaO(s) + CO2(g)
        Z páleného vápna se vyrábí reakcí s vodou hašené vápno (= hydroxid vápenatý),
který je nejdůležitější složkou malty:
                            CaO(s) + H2O(l) -----> Ca(OH)2(s)
      Podstatou tvrdnutí malty je reakce hydroxidu vápenatého s oxidem uhličitým ve
vzduchu:
                      Ca(OH)2(s) + CO2(g) -----> CaCO3(s) + H2O(g,l)
       Některé soli, hlavně křemičitany a hlinitokřemičitany, obsažené v jílech, hlíně a
kaolinu jsou surovinami pro keramické výrobky – cihly, střešní tašky, obkládací a
podlahové dlaždice, kanalizační roury, porcelánové výrobky. Keramické výrobky se vyrábějí
vypalováním keramických surovin.




15.9. Otázky a úkoly.
1. Jaký je rozdíl mezi pojmem kuchyňská sůl a obecným pojmem sůl?
2. Navrhněte tři různé možné způsoby přípravy chloridu sodného. Reakce zapište
chemickými rovnicemi.
3. Proč jsou moře a oceány slané?
4. Vypočítejte hmotnostní zlomek rozpuštěných solí v jednotlivých mořích podle údajů
v Základy chemie 1 str.110/obr207


                                            61
5. Co je kotelní kámen a jak vzniká?
6. Vyjmenujte možné způsoby přípravy a výroby solí.
7. Co je neutralizace?
8. Navrhněte reaktanty pro přípravu dusičnanu draselného neutralizací a reakci zapište
chemickou rovnicí.
9. Na základě poznatků o složení a tvrdnutí vápenné malty zdůvodněte:
       a) proč se k urychlení tvrdnutí malty spaluje v drátěných koších koks?
       b) proč opadávají omítky, které byly zhotovené z málo vyhašeného vápna?
       c) proč se při tvrdnutí malty omítka "potí"?
10. Které jsou nejdůležitější společné vlastnosti solí?
11. Co jsou elektrolyty? Které látky jsou elektrolyty?
12. Co je elektrolytická disociace?
13. Proč jsou vodné roztoky solí elektricky vodivé?
14. Které soli se používají ve stavebnictví a k výrobě stavebních hmot?
15. Jaký je rozdíl mezi sádrou a sádrovcem? Z čeho a jak se sádra vyrábí?
16. Co jsou průmyslová hnojiva, a které soli se k tomuto účelu používají?
17. Které soli se používají ve sklářském průmyslu?
18. Co způsobuje tvrdost vody?
19. Čím je způsobená přechodná tvrdost vody a jak se odstraňuje?
20. Čím je způsobená trvalá tvrdost vody a jak se odstraňuje?
21. Vyjmenujte některé keramické výrobky. Z čeho a jak se vyrábějí?
22. Co jsou srážecí reakce?
23. Jaký je rozdíl mezi úplnou a zkrácenou iontovou chemickou rovnicí?



16. RYCHLOST CHEMICKÝCH REAKCÍ A FAKTORY, KTERÉ JI
OVLIVŇUJÍ.
       K uskutečnění každé chemické reakce musí být splněny určité podmínky:
1. Předpokladem uskutečnění každé chemické reakce je srážka strukturních jednotek
reaktantů.
2. Při srážce musí strukturní jednotky mít dostatečně velkou energii – musí do sebe narazit
s dostatečně velkou rychlostí. Nejmenší potřebná energie, kterou strukturní jednotky
reaktantů při své srážce musí mít, se nazývá aktivační energie. Aktivační energie je nutná k
rozštěpení (některých) chemických vazeb ve strukturních jednotkách reaktantů.
3. Složitější (= velké) strukturní jednotky musí při srážce k sobě být natočeny těmi atomy,
mezi kterými se mají vytvořit nové chemické vazby – velké molekuly musí při srážce být
vhodně orientovány.
      Pro uskutečnění chemické reakce tedy musí být splněné celkem tři podmínky (a to
současně).
       Dosud poznané chemické reakce svědčí o tom, že různé chemické reakce
probíhají za daných podmínek (za dané teploty a tlaku) různými rychlostmi. Příkladem
jsou rozdílné rychlosti reakcí za normální teploty draslíku s vodou, železa s kyslíkem
(koroze) a "rozpouštění" vápencových pohoří. Rychlost chemických reakcí lze definovat a
měřit. V průběhu každé chemické reakce se v soustavě zmenšuje látkové množství
reaktantů a zároveň se zvětšuje látkové množství produktů. Toho lze využít k definování
rychlosti chemické reakce (= reakční rychlosti).
       Rychlost chemické reakce je veličina, která udává, jaké látkové množství (popř.
látková koncentrace) reaktantů se za jednotku času přemění v produkty. Nebo jaké


                                            62
látkové množství (popř. látková koncentrace) produktů za jednotku času vznikne. Při
provádění chemických reakcí se zpravidla snažíme rychlost jejich průběhu co nejvíce zvýšit.
       Rychlost každé chemické reakce závisí především na chemických vlastnostech
reaktantů (jejich vzájemné slučivosti). Chemické vlastnosti látek však nelze ovlivnit.
        Zpravidla se rychlost chemických reakcí snažíme ovlivnit koncentrací reaktantů,
teplotou, mechanickými zásahy do soustavy s reaktanty (např. rozpouštění, drcení,
míchání, třepání) a použitím katalyzátorů. Zapište do sešitu tabulku 15 Základy chemie 1.
str.75.
       Katalyzátory jsou látky, které usnadňují a urychlují chemické reakce a samy po
jejich skončení zůstávají nezměněné. Katalyzátory snižují aktivační energii nutnou k
zahájení reakce. V chemických rovnicích se informace o nutném použití katalyzátorů
zapisuje nad šipku:
                                        MnO2
                             2 H2O2 –           -----> 2 H2O + O2
                                           Pt
                            4 NH3 + 5 O2 -- ----> 4 NO + 6 H2O
                           2 SO2(g) + O2(g) –V2O5----> 2 SO3(g)



17. ENERGETICKÉ ZMĚNY PŘI CHEMICKÝCH REAKCÍCH.
Z energetického diagramu Základy chemie 1 str.76/obr.158 vyplývá, že:
1. K zániku původních chemických vazeb ve strukturních jednotkách reaktantů je
potřebná energie – aktivační energie.
2. Při vzniku nových chemických vazeb se energie uvolňuje.
       Rozdíl mezi spotřebovanou a uvolněnou energií je energie (nejčastěji tepelná),
kterou soustava, v níž probíhá chemická reakce, vyměňuje s okolím.
       Reakce, při kterých se tepelná energie uvolňuje do okolí jsou exotermické reakce
(exo = řec. ven).
      Reakce, při jejichž průběhu se neustále tepelná energie spotřebovává jsou
endotermické reakce (endo = řec. dovnitř).



17.1. Otázky a úkoly.
1. Které podmínky musí být splněny, aby mezi reaktanty došlo k chemické reakci?
2. Jak je definována rychlost chemické reakce?
3. Kterými zásahy lze reakční rychlost zvýšit?
4. Jak a proč ovlivňuje reakční rychlost koncentrace reaktantů?
5. Jak a proč ovlivňuje reakční rychlost teplota?
6. Jak a proč ovlivňují reakční rychlost třepání, míchání, drcení a rozpuštění reaktantů?
7. Co je aktivační energie?
8. Co jsou katalyzátory?
9. Uveďte příklady alespoň dvou reakcí, které by bez přítomnosti katalyzátorů neprobíhaly
nebo by jejich provedení bylo velmi obtížné.
10. Proč kusy uhlí v kamnech pouze žhnou, ale uhelný prach může se vzduchem vytvořit
výbušnou směs?
11. Proč benzín zapálený na misce se vzdušným kyslíkem pouze hoří, ale ve spalovacích
motorech jeho směs se vzduchem vybuchuje?



                                               63
12. Proč plynový kahan je nutné zapálit hořící zápalkou a nevznítí se za normálních
podmínek sám?




                                        64
                                                         OBSAH
   Předmluva ...................................................................................................................... 2
1. CO JE CHEMIE A ČÍM SE ZABÝVÁ? ............................................................................ 3
   1.1. Látky a tělesa. ......................................................................................................... 3
   1.2. Pozorování a pokus. ................................................................................................ 3
   1.3. Vlastnosti látek. ....................................................................................................... 3
   1.4. Fyzikální a chemické reakce. .................................................................................. 4
   1.5. Hoření. .................................................................................................................... 5
2. STAVBA LÁTEK, STRUKTURNÍ JEDNOTKY LÁTEK. .................................................. 5
   2.1. Atomy, molekuly, ionty. Prvky a sloučeniny. ............................................................ 5
   2.2. Vnitřní stavba látek a její vliv na vlastnosti látek. ..................................................... 6
   2.3. Otázky a úkoly. ........................................................................................................ 7
3. SOUSTAVY LÁTEK ....................................................................................................... 7
   3.1. Definice soustav. ..................................................................................................... 7
   3.2. Rozdělení a druhy soustav. ..................................................................................... 7
   3.3. Směsi. ..................................................................................................................... 8
   3.3.1. Třídění směsí. ...................................................................................................... 8
   3.3.2. Různorodé směsi. ................................................................................................ 9
   3.3.3. Oddělování složek směsi. ..................................................................................... 9
   3.3.4. Stejnorodé směsi – roztoky. ................................................................................10
   3.4. Otázky a úkoly. .......................................................................................................11
   3.5. Složení roztoků.......................................................................................................12
   3.5.1. Hmotnostní zlomek. .............................................................................................12
   3.5.2. Výpočet hmotnostního zlomku.............................................................................13
   3.5.3. Otázky a úkoly. ....................................................................................................13
4. NÁZVY A ZNAČKY PRVKŮ. .........................................................................................14
5. STAVBA ATOMŮ ..........................................................................................................15
   5.1. Elementární částice. ...............................................................................................15
   5.2. Jádro atomu. ..........................................................................................................16
   5.3. Elektronový obal atomu. .........................................................................................16
   5.4. Grafické znázorňování orbitalů a elektronů. ...........................................................17
   5.5. Zaplňování orbitalů elektrony..................................................................................17
   5.6. Slučivé stavy atomů. ..............................................................................................18
   5.7. Otázky a úkoly. .......................................................................................................18
6. SLUČIVOST ATOMŮ, CHEMICKÁ VAZBA. .................................................................19
   6.1. Příčiny slučivosti atomů, podmínky vzniku chemické vazby. ...................................19
   6.2. Znázorňování chemické vazby. ..............................................................................19
   6.3. Kovalentní a koordinační chemická vazba. .............................................................20
   6.4. Elektronegativita, polarita chemické vazby. ............................................................20
   6.5. Otázky a úkoly. .......................................................................................................21
7. CHEMICKÉ REAKCE A JEJICH ZÁPIS. .......................................................................22
   7.1. Reakční schéma.....................................................................................................22
   7.2. Chemické rovnice. ..................................................................................................22
8. NĚKTERÉ DŮLEŽITÉ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY. ............................................23
   8.1. Vodík. .....................................................................................................................23
   8.1.1. Obecná charakteristika vodíku. ...........................................................................23
   8.1.2. Výskyt vodíku. .....................................................................................................23
   8.1.3. Laboratorní příprava vodíku. ................................................................................23
   8.1.4. Průmyslová výroba vodíku. ..................................................................................24
   8.1.5. Fyzikální vlastnosti vodíku. ..................................................................................24
   8.1.6. Chemické vlastnosti vodíku. ................................................................................24
   8.1.7. Použití vodíku. .....................................................................................................24
   8.2. Kyslík. ....................................................................................................................24
   8.2.1. Obecná charakteristika kyslíku. ...........................................................................24
   8.2.2. Výskyt kyslíku. .....................................................................................................25

                                                               65
   8.2.3. Laboratorní příprava kyslíku. ...............................................................................25
   8.2.4. Průmyslová výroba kyslíku. .................................................................................25
   8.2.5. Fyzikální vlastnosti kyslíku. ..................................................................................25
   8.2.6. Chemické vlastnosti kyslíku. ................................................................................26
   8.2.7. Použití kyslíku. ....................................................................................................26
   8.3. Voda.......................................................................................................................26
   8.4. Otázky a úkoly. .......................................................................................................27
   8.5. Kovy. ......................................................................................................................27
   8.5.1. Obecná charakteristika kovů, nekovů a polokovů. ...............................................27
   8.5.2. Důležité kovy. ......................................................................................................28
   8.5.3. Alkalické kovy. .....................................................................................................28
   8.5.3.1. Obecná charakteristika alkalických kovů. .........................................................28
   8.5.3.2. Výskyt alkalických kovů. ...................................................................................29
   8.5.3.3. Fyzikální vlastnosti alkalických kovů. ................................................................29
   8.5.3.4. Chemické vlastnosti alkalických kovů. ..............................................................29
   8.5.3.5. Sloučeniny alkalických kovů. ............................................................................29
   8.6. Důležité nekovy ......................................................................................................29
   8.6.1. Halogeny. ............................................................................................................29
   8.6.1.1. Obecná charakteristika halogenů. ....................................................................29
   8.6.1.2. Výskyt halogenů. ..............................................................................................30
   8.6.1.3. Laboratorní příprava halogenů. ........................................................................30
   8.6.1.4. Fyzikální vlastnosti halogenů. ...........................................................................30
   8.6.1.5. Chemické vlastnosti halogenů. .........................................................................30
   8.6.1.6. Použití halogenů. ..............................................................................................30
   8.7. Otázky a úkoly. .......................................................................................................31
9. PERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ. .............................................................................31
   9.1. Důvody vzniku Periodické soustavy prvků (PSP)....................................................31
   9.2. Příčiny podobných vlastností některých prvků. .......................................................32
   9.3. Periodický zákon. ...................................................................................................32
   9.4. Rozdělení PSP a označení skupin a period. ...........................................................32
   9.5. Pojmenování skupin prvků v PSP. ..........................................................................33
   9.6. Otázky a úkoly. .......................................................................................................33
10. NÁZVOSLOVÍ ANORGANICKÝCH SLOUČENIN. ......................................................34
   10.1. Oxidační číslo a způsoby jeho určení. ..................................................................34
   10.2. Názvosloví jednoatomových iontů. .......................................................................36
   10.3. Názvosloví dvouprvkových sloučenin. ..................................................................37
   10.3.1. Tvorba názvu dvouprvkové sloučeniny ke vzorci. ..............................................37
   10.3.2. Tvorba vzorce dvouprvkové sloučeniny k názvu. ...............................................37
   10.3.3. Otázky a úkoly. ..................................................................................................38
11. DŮLEŽITÉ OXIDY, SULFIDY A HALOGENIDY. .........................................................38
   11.1. Některé významné oxidy. .....................................................................................38
   11.2. Některé významné sulfidy. ...................................................................................38
   11.3. Některé významné halogenidy. ............................................................................38
   11.4. Otázky a úkoly. .....................................................................................................38
12. VYJADŘOVÁNÍ HMOTNOSTI STRUKTURNÍCH JEDNOTEK A MNOŽSTVÍ LÁTEK. 39
   12.1. Vyjadřování hmotnosti strukturních jednotek. .......................................................39
   12.2. Vyjadřování množství látek. ..................................................................................40
   12.3. Otázky a úkoly. .....................................................................................................41
   12.4. Látková koncentrace roztoků................................................................................42
   12.5. Otázky a úkoly. .....................................................................................................42
13. CHEMICKÉ ROVNICE. VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH ROVNIC. .................................43
   13.1. Druhy chemických rovnic a jejich význam.............................................................43
   13.2. Výpočty z chemických rovnic. ...............................................................................44
   13.3. Otázky a úkoly. .....................................................................................................45
14. KYSELINY A ZÁSADY. ...............................................................................................46

                                                               66
  14.1. Definice kyselin a zásad. ......................................................................................46
  14.2. Rozlišování kyselin a zásad – acidobazické indikátory. ........................................47
  14.3. Názvosloví hydroxidů............................................................................................47
  14.4. Názvosloví kyselin. ...............................................................................................47
  14.4.1. Názvosloví bezkyslíkatých kyselin. ....................................................................47
  14.4.2. Názvosloví kyslíkatých kyselin (= oxokyselin). ...................................................48
  14.4.2.1. Tvorba názvu kyslíkaté kyseliny ke vzorci. .....................................................48
  14.4.2.2. Tvorba vzorce kyslíkaté kyseliny k názvu. ......................................................49
  14.4.2.3. Názvosloví polykyselin. ...................................................................................49
  14.3. Otázky a úkoly. .....................................................................................................49
  14.5. Příprava kyselin a hydroxidů. ................................................................................50
  14.6. Nejvýznamnější kyseliny.......................................................................................50
  14.6.1. Kyselina chlorovodíková, HCl. ...........................................................................50
  14.6.1.1. Příprava kyseliny chlorovodíkové....................................................................50
  14.6.1.2. Výroba kyseliny chlorovodíkové. .....................................................................50
  14.6.1.3. Vlastnosti kyseliny chlorovodíkové. ................................................................51
  14.6.1.4. Použití kyseliny chlorovodíkové. .....................................................................51
  14.6.2. Kyselina sírová, H2SO4. .....................................................................................51
  14.6.2.1. Výroba kyseliny sírové. ...................................................................................51
  14.6.2.2. Vlastnosti kyseliny sírové. ...............................................................................51
  14.6.2.3. Použití kyseliny sírové. ...................................................................................52
  14.6.3. Kyselina dusičná, HNO3. ...................................................................................52
  14.6.3.1. Výroba kyseliny dusičné. ................................................................................52
  14.6.3.2. Vlastnosti kyseliny dusičné. ............................................................................52
  14.6.3.3. Použití kyseliny dusičné. .................................................................................52
  14.6.4. Kyselina trihydrogenfosforečná, H3PO4. ............................................................52
  14.6.4.1. Vlastnosti kyseliny trihydrogenfosforečné. ......................................................52
  14.6.4.2. Použití kyseliny trihydrogenfosforečné. ..........................................................52
  14.7. Nevýznamnější hydroxidy. ....................................................................................53
  14.7.1. Hydroxid sodný a hydroxid draselný (NaOH a KOH). ........................................53
  14.7.1.1. Vlastnosti hydroxidu sodného a hydroxidu draselného. ..................................53
  14.7.1.2. Použití hydroxidu sodného a hydroxidu draselného. .......................................53
  14.7.2. Hydroxid vápenatý, Ca(OH)2. ............................................................................53
  14.7.2.1. Výroba hydroxidu vápenatého. .......................................................................53
  14.7.2.2. Vlastnosti hydroxidu vápenatého. ...................................................................53
  14.7.2.3. Použití hydroxidu vápenatého. ........................................................................53
  14.7.3 Amoniak, NH3. ....................................................................................................54
  14.7.3.1. Příprava amoniaku. ........................................................................................54
  14.7.3.2. Výroba amoniaku. ..........................................................................................54
  14.7.3.3. Vlastnosti amoniaku. ......................................................................................54
  14.7.3.4. Použití amoniaku. ...........................................................................................54
  14.8. Otázky a úkoly. .....................................................................................................54
15. NEUTRALIZACE, SOLI. .............................................................................................55
15.1. Neutralizace. ............................................................................................................55
  15.2. Názvosloví solí kyslíkatých kyselin. ......................................................................56
  15.2.1. Tvorba názvu soli kyslíkaté kyseliny ke vzorci. ..................................................56
  15.2.2. Tvorba vzorce soli kyslíkaté kyseliny k názvu. ...................................................56
  15.2.3. Názvosloví hydrogensolí. ...................................................................................57
  15.2.4. Názvosloví podvojných solí kyslíkatých kyselin. .................................................57
  15.2.5. Názvosloví solí kyslíkatých kyselin ve zvláštních případech. .............................57
  15.2.6. Názvosloví aniontů kyslíkatých kyselin. .............................................................57
  15.2.7. Hydráty solí. ......................................................................................................58
  15.2.8. Otázky a úkoly. ..................................................................................................58
  15.3. Vznik solí. .............................................................................................................58
  15.4. Iontové chemické rovnice. ....................................................................................58

                                                              67
  15.5. Vlastnosti solí. ......................................................................................................59
  15.6. Elektrolyty, elektrolytická disociace. .....................................................................59
  15.7. Srážecí reakce. ....................................................................................................60
  15.8. Nejvýznamnější soli a jejich použití. .....................................................................60
  15.9. Otázky a úkoly. .....................................................................................................61
16. RYCHLOST CHEMICKÝCH REAKCÍ A FAKTORY, KTERÉ JI OVLIVŇUJÍ...............62
17. ENERGETICKÉ ZMĚNY PŘI CHEMICKÝCH REAKCÍCH. .........................................63
  17.1. Otázky a úkoly. .....................................................................................................63




                                                             68

								
To top