Chemie – 1. ročník ŠVP

I. OBECNÁ CHEMIE Úvod do předmětu

1. organizační záležitosti, organizace výuky

učebnice: Chemie v kostce I, II, 2 sešity A4 bez linek, tabulka PSP

plášť na cvičení

2. seznámení se ŠVP

3. diagnostika znalostí ze ZŠ - test

1. napište chemické značky těchto prvků

skupina A skupina B

H, P, Mg, Fe, Co, Na, S, Ca, Br, Al O, F, Mn, Cu, Ni, C, Cl, K, Si, Zn

2. napište chemický vzorec

H2O, CaO, SO2 , FeO, NaCl, K2O, N2O5, SO3, CO2 , KCl,

Al(OH)3, KOH, HCl, H2SO4 , NaOH, Ca(OH)2 ,HNO3, H2CO3 ,

HNO2 H 2SO3

Vyhodnocení testu

Výklad

Látky, sloučeniny, směs látek

1. Látka: hmota skládající se z částic (atomů, molekul, iontů), má určité

charakteristické vlastnosti (chemické, fyzikální)

(materiál, surovina – vše co tvoří předměty, tělesa.

Forma existence hmoty.

Základní stavební jednotkou látky je atom nebo ion.

Částice tvořená 2 nebo více sloučenými atomy je MOLEKULA

(většina látek)

Třídění látek:

chemicky čistá látka ( chem. individuum) tvořena stejnými

částicemi ( z atomů, molekuly )

STÁLÉ charakteristické vlastnosti

prvek- chem. individuum,chemicky čistá látka z atomů

stejn. prvku (protonové číslo),

mohou být volné He, vázané Cl2, v krystalové podobě C – diamant

sloučenina- chem. individuum – molekula složena

z více atomů různých prvků např. NaCl

nuklid - chem. individuum - strukturní jednotky se stejným

protonovým číslem Z a nukleonovým číslem A

izotop - chem. individuum - strukturní jednotky o stejném

Z, liší se číslem A ( liší se počtem neutronů, mají

stejné vlastnosti chemické, liší se fyzikálními

2. Směs látek: soustava látek:

Soustava složená z několika různých chemicky čistých látek

( různé druhy částic)

Homogenní směs: (stejnorodá) v celém svém objemu mají stejné vlastnosti,

jsou tvořeny jedinou fází např. směs plynů

plynné: molekuly jednoho plynu rozptýlené mezi molekulami

jiného – vzduch

kapalné: molekuly, ionty rozptýlené v kapalině – roztok NaCl

pevné: atomy jedné pevné látky rozptýlené mezi částicemi jiné

(slitiny kovů)

Heterogenní směs: (různorodá) nemají všude stejné vlastnosti, jsou tvořeny

několika fázemi oddělenými hranicí

Pěna: plyn v kapalině

Suspenze: pevná látka v kapalině – jemný písek ve vodě

Pevná: částice pevných látek rozdílných vlastností – zemina.

Písek

Koloidní směs: aerosol: mlha – kapičky kapaliny rozptýlené v plynu

dým - částečky pevné látky rozptýlené v plynu

kouř – kapičky kapaliny a částečky pevné látky

rozptýlené v plynu

koloidní roztok: molekuly org. látek, nebo shluky anorg.

molekul rozptýlené v kapalině

(Bílkoviny ve vodě)

emulze: kapičky jedné kapaliny rozptýlené v jiné kapalině

(olej – voda, mléko..)

gel: bubliny plynu rozptýlené v kapalině

Opakování minulé hodiny

Výklad

Složení a struktura atomu

Historie: 5.st.p.n.l. – Demokritos –látky jsou složeny z nepatrných částeček

19. st. Dalton – Atomová teorie

- prvky složeny z malých částic

- při reakcích dochází ke spojování, oddělování a přeskupování atomů

- atomy při nich nemizí, nevznikají ani se nemění na atomy jiných prv.

- spojováním atomů dvou nebo více prvků vznikají nové látky –

chemické sloučeniny

-v určité sloučenině připadá na jeden atom jednoho prvku vždy stejný

počet atomů jiného prvku

Thomson- objevil elektron – částice v atomu

1911 Rutherford – planetární model atomu (jádro- slunce, elektrony –

planety)

1913 Bohr – elektrony se pohybují v kružnicích

Schrödinger – elektron neobíhá po určitých drahách kolem jádra –

vyskytuje se v ORBITALU

Stavba atomu:

Atom je částice látky složená z kladně nabitého jádra a záporně nabitého

elektronového obalu

Atomové jádro: protony p+ částice s klaným nábojem – protonové číslo Z

neutrony n bez náboje – neutronové číslo N

p+ a n= NUKLEONY , jejich počet udává nukleonové číslo A

A=N+Z AX

Z

Atom kyslíku má 8 p+ a 8 n = 16 nukleonů 16O

8

Elektronový obal: záporně nabitý ( e- ), v elektricky neutrálním atomu je počet

elektronů roven počtu protonů

Struktura elektronového obalu, stav elektronu je dán kvantovými čísly

Nuklidy: látky složené z atomů jejichž jádra mají stejné Z a N

Izotopy: atomy, které mají stejný počet protonů, ale rozdílný počet neutronů

16O 17O 18O

8 8 8

Opakování minulé hodiny

Výklad

Kvantová čísla

n hlavní kvantové číslo

l vedlejší kvantové číslo

m magnetické kvantové číslo

s spinové kvantové číslo

n: určuje energii elektronu v atomu a nabývá hodnot od 1 – nekonečno

Elektrony se stejným n tvoří elektronovou vrstvu - KLMNOPQ

(1,2,3,4,5,6,7)

počet e- v 1. -4. vrstvě = 2n2

K L M N

2.12 2.2

2 2.3

2 2.4

2

2 8 18 32

l: určuje tvar a energii orbitalu, nabývá hodnot 0 až n-1

určuje energetický stav e- v oblasti svého výskytu v okolí jádra

ORBITALY: s, p, d, f

Tabulka 1.

m: určuje orientaci orbitalu v prostoru a nabývá hodnot od -1 do +1

orbital s – kulově symetrický, pro dané n existuje 1 orbital s

orbital p – má tři možné prostorové orientace

pro dané n existují 3 orbitaly p - px, py, pz.

orbital d – má pět možných prostorových orientací

pro dané n existuje 5 orbitalů d – dxy, dxz, dzy, dz2, dx

2 - y

2

orbital f - má sedm možných prostorových orientací

pro dané n existuje 7 orbitalů

Elektrony se stejným n a l tvoří podslupku, mají stejnou energii, liší se

pouze magnetickým číslem = DEGENEROVANÉ ORBITALY

s: charakterizuje rotaci e- kolem své osy, nabývá hodnot +0,5 až -0,5

Opakování minulé hodiny

Výklad

Obsazování orbitalů elektrony

Pro zaplňování elektronového obalu elektrony plati:

PAULIHO PRINCIP: v jenom elektronovém páru nemohou být 2 e-

se všemi stejnými kvant. čísly – liší se číslem spinovým

v každém orbitalu jsou max. 2 e-

příklady!!!!

HUNDOVO PRAVIDLO: orbitaly se stejným vedlejším kv. číslem

(stejná energie) se obsazují nejprve po jednom e-

se stejným spin. číslem a pak teprve vytváří páry

s opačným spinovýn číslem

Energetická posloupnost el. vrstev a obsazování orbitalů

Příklady: 1. – 3. perioda

4.perioda – přechodné prvky: 1s, 2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,

6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

orbital 4s má menší energii než 3d

Výstavbový trojúhelník: str. 9 (čteme odspodu zprava doleva)

Orbitaly s energií nižší se zaplňují e- dříve než orbitaly s vyšší energií

Procvičování látky

Opakování minulé hodiny

Výklad

Chemický prvek, periodická soustava prvků,

zákonitosti plynoucí z PSP

Chemický prvek- chem. individuum,chemicky čistá látka složená z atomů

stejn. prvku (protonové číslo),

atomy mohou být volné He, vázané Cl2,

v krystalové podobě C – diamant

opakování pojmů: protonové číslo Z

neutronové číslo N

nukleonové číslo A

A=N+Z AX

Z

Nuklid, izotop

Chemické značky: mezinárodní zkratky – latinský název, odvozené

od 1. písmene, pro rozlišení malé – druhé písmeno

(Na, Ni, Ca, Co, Cr, Mg, Mn, Mo…)

Periodická soustava prvků

Periodický zákon:

Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla

Grafickým vyjádřením je PSP – dle vzrůstajícího Z

7 period – řady

ze 6. periody se vyčleňují - lanthanoidy = vnitřně přechodné

ze 7. periody aktinoidy = vnitřně přechodné

18 sloupců – skupiny:

podobná konfigurace valenční vrstvy ve stejné skupině, rozdílné je pouze

hlavní kvantové číslo, počet valenč. e- je stejný

DLE PŘECHODNOSTI

Nepřechodné prvky: prvky s (1. – 2. skupina + He) mají obsazeny ns

n=číslo periody

prvky p (13. – 18. skupina) mají obsazeny ns, np

Přechodné prvky: prvky d (3. – 12. skupina) mají obsazeny ns, a (n-1)d

Vnitřně přechodné prvky: prvky f (lanthanoidy, aktinoidy)

mají obsazeny ns, a (n-2)f, případně i (n-1)d

DLE FYZIKÁLNÍCH VLASTNOSTÍ

Nekovy: velká elektronová afinita – snadno přijímají e-, halogeny

Polokovy: vlastnosti kovů i nekovů – bor, křemík, tellur

Kovy: snadno tvoří kationty, kovový lesk, elektrická a tepelná vodivost, tažnost,

kujnost – alkalické kovy

SKUPINOVÉ NÁZVY

I.a sk. Alkalické kovy Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

II.a sk. Kovy alk. zemin Ca, Sr, Ba, Ra

III.a sk. Triely B, Al, Ga, In, Tl

IV.a sk. Tetrely C, Si, Ge, Sn, Pb

V.a sk. Pentely N, P, As, Sb, Bi

VI.a sk. Chalkogeny O,S, Se. Te. Po

VII.a sk. Halogeny F, Cl, Br, I, At

VIII.a sk. Vzácné plyny He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Vlastnosti atomů prvků dle protonového čísla

- velikost atomů ve skupinách nepřech. prvků s rostoucím Z roste

- hodnoty ionizační energie s rostoucím Z ve skupinách klesají,

v periodách nerovnoměrně rostou

- elektronegativita roste zleva doprava a zdola nahoru

- kovový charakter v tabulce stoupá zprava doleva a svrchu dolů

Opakování minulé hodiny

Výklad

Chemická vazba

Atomy většiny prvků jsou spojeny do větších celků – molekuly, spojení je

realizováno prostřednictvím valenčních elektronů = chemická vazba

Molekula: je elektroneutrální skupina dvou nebo více atomů spojených

navzájem chemickou vazbou.

Základní stavební částice řady látek.

a) stejnojaderné – pouze atomy stejného prvku např. H2

b) různojaderné – obsahují různé atomy např.HCl

c) molekulové ionty – molekuly s + nebo- nábojem např. NH4+

Podmínka vzniku chemické vazby:

překrytí valenčních orbitalů

uspořádání e- v orbitalech tak, aby vznikly vazebné elektronové páry

Znázornění vzniku chemické vazby:

příklady

Přiblížením dvou atomů dojde k průniku jejich valenčních orbitalů =

MOLEKULOVÝ ORBITAL.

Podle způsobu spojení orbitalů – elektronové hustoty rozlišujeme vazbu σ π nejsou rovnocenné

σ je pevnější, překrytím orbitalů se společnou osou

π méně pevná – okrajový překryv orbitalů, vzniká až podniku vazby σ (str. 13)

Typy chemické vazby: kovalentní

koordinačně kovalentní: překrytí orbitalů jeden s 2e a

jeden je prázdný – vakantní

iontová

kovová

Kovalentní vazba:

vazebné e- patří oběma sloučeným atomům v molekule.

V molekulovém orbitalu musí mít elektron.pár opačný spin

Pro určení vaznosti prvků 2.a 3. periody se používá OKTETOVÉ PRAVIDLO

Stabilita jako u vzácných plynů s2

p6

Násobnost kovalentní vazby: příklady

a) jednoduchá: od každého z vázaných atomů se podílí 1 valenční e-

H 1s1

b) dvojná: od každého z vázaných atomů se podílí 2 valenční e-

O 2s2

2p4

c) trojná: od každého z vázaných atomů se podílí 3 valenční e-

N 2s2

2p3

příklad EXCITACE – vybuzení C

Polarita kovalentní vazby

Nepolární: 2 atomy 1 prvku mají pravděpodobný výskyt e- v okolí jejich jader

stejný (H2 N2 P4 O2 S8 )

Polární: 2 atomy různých prvků nemají stejný výskyt e- v okolí jejich jader =

polarita vazby.

Závisí na schopnosti atomu jednoho prvku přitahovat vazebné elektrony – na

ATOMOVÉ ELEKTRONEGATIVITĚ = Schopnost vázaného atomu

přitahovat elektrony chemické vazby.

Hodnota elektronegativity nepřechodných prvků stoupá:

v periodě L→ P, ve sloupci zdola→nahoru

nejnižší - alkalické kovy

nejvyšší – halogeny

Míra polarity ∆x (delta x)

je dána rozdílem elektronegativit vázaných atomů

příklady: ∆x H-H O-H Cl-K Na-Cl H-Cl

Rozdělení chemických vazeb dle polarity:

Vazba nepolární: hodnota vazebného elektr. páru je rozložena mezi oba

vazebné partnery rovnoměrně ∆x do 0,4 F2 O2 N2

Vazba polární: hustota vazebného elektr. páru je nerovnoměrně rozložena

mezi vazebné partnery ∆x 0,4 – 1,7 H2O HCl

Vazba iontová: extrémně polární vazba → vznik elektricky nabitých částic,

iontů ∆x nad 1,7 NaCl, KF

Vazba kovová: vzniká mezi atomy kovů v tuhém stavu a je způsobena

elektrostatickou přitažlivostí kationtů kovů a volně se pohybujících

valenčních e-

Opakování minulé hodiny

Výklad

Chemické sloučeniny

Anorganické sloučeniny jsou tvořeny více než 100 prvky, obsahují vazby

kovalentní, iontové, kovové. K dispozici jsou orbitaly s,p,d,f – proto jsou

vlastnosti anorg. sloučeniny velmi rozmanité

Binární: příklady…….¨

Ternární: příklady……

Kvarterní: příklady……

Názvosloví: soubor pravidel, podle nichž se tvoří názvy a vzorce

Druhy chemických vzorců:

Stechiometrický: (empirický) poměr sloučených atomů v molekule:

SiO2 H2O2

Molekulový: (sumární) kolik atomů prvků je v molekule sloučeniny:

P4O10, N2H4O2

Racionální: (funkční) charakteristické funkční skupiny atomů

NH4NO2

Strukturní: (konstituční) H-O-O-H

Organické vzorce

Geometrický: konfigurační H-N-H

I

H

_ _

Elektronový: O: :O ICl-ClI

- -

Chemické názvy:

racionální –podst. jméno = udává druh sloučeniny a je odvozeno od

aniontu, nebo od atomu se záporným oxidačním číslem

např: hydroxid, oxid, chlorid, sulfid – koncovka - id

přídavné jméno= odpovídá elektropozitivnější části sloučeniny, tj.

kationtu, nebo atomu s kladným oxidačním číslem

triviální - historický původ

Číslovkové předpony: mono, di, tri, tetra, penta….

násobné: bis, tris, tetrakis, pentakis, hexakis….

OXIDAČNÍ ČÍSLO

Charakterizuje atom prvku ve sloučeném stavu. Vztahuje se na atomy vázané

kovalentní a iontovou vazbou. Součet oxidačních čísel prvků násobených

počtem jejich atomů v molekule je roven 0

Přehled prvků s nejčastějším záporným OČ

III.A IV.A V.A VI.A VII.A

B

C, Si

N, P, As

O, S, Se, Te

F, Cl, Br, I

-III -IV -III -II -I

Kladné OČ

I. -ný V. -ečný, ičný

II. -natý VI. -ový

III. -itý VII. -istý

IV. -ičitý VIII. -ičelý

Názvosloví binárních součenin

Tabulka s příklady(učebnice CREDIT)

Procvičování

Kyseliny

Soli oxokyselin, hydrogensoli

Opakování

Výklad

Chemický děj Má za následek změnu látek, nebo jejich uspořádání – chemické reakce.

U některých dějů ale nevzniknou nové látky, jen jsou jinak uspořádány – rozpad

molekul na ionty v roztocích.

Chemické reakce Je chemický děj, při kterém dochází k látkovým přeměnám – znázorňujeme

chemickou rovnicí.

Chemické rovnice – pravidla

1. L = reaktanty P = produkty

2. počet atomů a nábojů reaktantů se musí rovnat počtu atomů a nábojů produktů

3. látky spolu reagují v poměru svých chemických ekvivalentů

Př. H2 SO4 + 2 NaOH = Na 2SO 4 + H2O

2NaOH + CO2 = Na 2CO 3 + H 2O

HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O

CaO + CO2 = CaCO3

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Proč chemické reakce probíhají?

Atomy hledají vždy energeticky výhodnější seskupení. Částice, které mají spolu

reagovat musí do sebe narazit – vznik nových částic – látek (srážková teorie)

Bez přívodu energie proběhne reakce, kdy dojde ke zmenšení obsahu vnitřní

energie – energie se uvolní – reakce exotermické – uvolnění tepla

Pokud při reakci dojde k odebrání energie z okolí, energie se spotřebovává –

reakce endotermické, dojde ke zvětšení vnitřní energie – teplo se

spotřebovává

Rychlost chemické reakce je ovlivněna:

1. koncentrací reaktantů: čím větší je počet částic – větší pravděpodobnost

srážek – vznik nových látek

2. zahřátím: teplota zvyšuje počet energeticky účinných srážek

3. katalyzátorem: látka, která usměrňuje reakci – zpomaluje, urychluje

sám katalyzátor se během reakce nemění

(není reaktant ani produkt)

Rovnováha chemické reakce

1. Každá reakce může probíhat oběma směry, reakční rychlost však nebývá

stejná

2. V průběhu reakce se mění koncentrace reaktantů i produktů

Reakční rychlost klesá ve směru k produktům, stoupá ve směru od

produktů k reaktantům

3. Ustanovení rovnováhy – okamžik, kdy je množství látek přeměňovaných

v protisměru stejný

4. Chceme-li, aby reakce plynule probíhala ve smyslu tvorby produktů ,

musíme neustále dodávat reaktanty, nebo odebírat produkty.

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2

AgNO3 + KCl = KNO3 + AgCl

Rozdělení chemických reakcí

(různá kritéria – učebnice str. 21)

Základní dělení:

1. Reakce protolytické: dochází přesunu protonu H+

od kyseliny k zásadě

K + Z tvoří konjugované dvojice = Brönstedova teorie kyselin a zásad

Kyselina 1 + zásada 2 = kyselina2 + zásada 1

HCl + KCN = HCN + KCl

HBr + H2O = H3O+

+ Br

NH3 + H2O = NH4 + + OH

-

Amfoterní látky: mají schopnost přijímat i odevzdávat proton

(H2O , NH3, HCO3-, H2 PO4

- , HPO4

2- )

a) k silným kyselinám se chovají jako zásady

b) k silným zásadám se chovají jako kyseliny

Kyselina 1 + zásada 2 = kyselina2 + zásada 1

HCO3- + OH

- = H2O +

CO3

-

H3O + HCO3-

= H2CO3 + H2O

Význam: udržování neutrální reakce půdy, v živých soustavách

Opakování

Výklad

Chemické reakce

2. Reakce oxidačně – redukční: dochází k přesunu elektronů – mění se OČ

OXIDACE je děj , při kterém atom e- odevzdává – tím se jeho OČ zvýší

Redukovalo – donor e-

REDUKCE je děj, při kterém atom e- přijímá – tím se jeho OČ sníží.

Oxidovadlo - akceptor e-

Tyto děje probíhají současně: jestliže se jedna látka oxiduje, jiná se

musí redukovat

ox 1 + red 2 ↔ ox 2 + red. 1

Př.

2HI Cl + Zn

O = Zn

IICl2 + H2

O

Cu2+

+ Fe0 = Fe

2+ + Cu

o

Cl2 + 2I- = I2 + 2 Cl-

(Cl se redukuje , I je oxidován)

Iontový součin vody a pH

Autoprotolýza vody úzce souvisí s iontovým součinem Kv a pH

H2O + H2O = H3O + OH

-

V 1l chemicky čisté vody se ionizuje 10-7

molu molekul H2O a vzniká stejný

počet kationtů H3O a aniontů OH-

Iontový součin Kv H

+ 10

-7 mol/l . O H

- 10

-7 mol/l = 10

-14 mol

2/l

2

Vyjadřujeme hodnotou pH = vyjádření oxoniových kationtů H3O

Roztok kyselý pH 0 – 6,9

Roztok neutrální pH 7

Roztok zásaditý pH 7,1 – 14

Vyčíslování rovnic

Základní výpočty z chemických vzorců

Základní výpočty z chemických rovnic

Výpočty s roztoky

II. Systematická anorganická chemie

Vodík, kyslík a jejich vzájemné sloučeniny

Vodík První člen PSP, nejmenší rel. at.hm., el. konfigurace 1s

1

Neřadíme i vzhledem k postavení v PSP do alkalických kovů – je typickým

nekovem

Tři izotopy: lehký vodík 11

H (protium) 99% všech přírodních atomů vodíku

těžký vodík

1 2

H (deuterium)

radioaktivní

1 3

H (tritium)

Výskyt: volný - forma H2 (molekulový) – zemní plyn, sopečné plyny

vázaný – organické sloučeniny – biogenní prvek

anorganické sloučeniny – voda, kyseliny hydroxidy

Je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru, na Zemi je 3. nejrozšířenější

Vlastnosti: nejlehčí prvek, lehčí než vzduch

atomární je velmi reaktivní, reaguje téměř se všemi prvky

nereaguje s vzácnými plyny

Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu

Je hořlavý, směs s kyslíkem – vzduchem je hořlavá -výbušná

Molekulární je stabilní, reagují jen za zvýšené teploty, nebo

přítomnosti katalyzátoru)

vytváří nepolární kovalentní vazbu H2, polární kovalentní vazbu HCl

tvoří vodíkový můstek ve vazbě s N, P, O

Laboratorní příprava:

Reakce neušlechtilých kovů s kyselinami, nebo hydroxidy

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Reakce alk.kovů a kovů alk. zemin s vodou

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Průmyslová výroba: 1. termický rozklad methanu při 1200 st. C

CH4 = C + 2 H2

2. Reakce vodní páry s rozžhaveným koksem při 1000 st. C

C + H2O = CO + H2

3. Reakce vodního plynu s vodní párou + katalyzátor

Vznikne velmi čistý H – ke ztužování tuků

CO + H2 + H2O = CO2 + 2 H2

4. Elektrolýza vodního roztoku NaCl při výrobě NaOH

NaCl = Na + Cl

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Použití: dodává se v ocelových lahvích s červeným pruhem

ke sváření a tavení kovů

vyredukování kovů ze sloučenin

syntéza sloučenin – methanol, amoniak, HCl, dusíkatá hnojiva

ztužování tuků

odstraňování síry z ropy

Sloučeniny: hydridy iontové: NaH, CaH2 kovalentní: PH3, H2S

Voda: nejběžnější a nejrozšířenější jedna nejstálejší chemická

sloučenina

Reaguje za normální teploty s alk.kovy a kovy alk.zemin

za vysoké teploty s kovy – oxidy kovu a H

s kyselinotvor.oxidy na kyseliny a zásadou.oxidy

na hydroxidy

Skupenství

Bezbarvá, bez chuti a zápachu, v přírodě není chem. čistá

obsahuje určité mn. rozp. látek a plynů

Vázaná ve sloučeninách např. CuSO4. 5 H2O

Nezbytná podmínka života - složka organismů i neživé

přírody, koloběh vody

Tvrdost vody: způsobena rozp. solemi Ca, Mg

Přechodná: způsobena hydrogenuhličitany, povařením se odstr.

Ca(HCO3)2 = Ca CO3 + H2O + CO2

Trvalá: způsobena sírany, varem se nemění, odstraníme ji

přidáním Na 2 CO3 : rozp.síran se změní na nerozp.uhlič.

CaSO4 + Na 2 CO3 = Ca CO3 + Na 2 SO4

Pitná voda: úprava vody – mechanické čištění – filtry, čeření

chlor, ozon - sterilizace

Destilovaná voda: chemicky čistá, destilace,

laboratoř roztoky, průmysl

Samost., týmová práce: EKOLOGIE VODY

1. znečištění vod – důvody, způsoby

2. důsledky pro život

Kyslík

Chalkogen, 4 e- v p, má 6 valenčních e-. o.č. -II

nestabilní elektronová konfigurace: sloučeniny téměř se všemi prvky

Nejrozšířenější prvek na Zemi: 21% vzduch

47,3‰ zemská kůra

88,8‰ voda

Tři izotopy: 16

8 O – 99,9 %přírodních atomů kyslíku, 17

8 O 18

8 O

Výskyt: atmosféra 21% O2 ,

vázaný: anorganické, organické sloučeniny (příklady)

biogenní prvek, nezbytný životu – dýchání

ozon – vyšší vrstva atmosféry - 25 km nad povrchem vrstva O3

ochrana UV záření

Ozon je jedovatý plyn modré barvy, silné oxidační účinky,

baktericidní účinky, pohlcuje UV záření

Vlastnosti: Vysoce reaktivní plyn – reakce exotermické

Bezbarvý, bez chuti a zápachu

Těžší než vzduch, omezeně rozpustný ve vodě, s rostoucí teplotou

rozpustnost klesá, je nižší je ve slané vodě

Silné oxidační činidlo

Ve sloučeninách je nejčastěji dvojvazný

Laboratorní příprava: tepelný rozklad kyslíkatých sloučenin

2HgO = 2Hg + O2

2K ClO3 = 2K Cl + 3O2

2BaO2 = 2BaO + O2

Průmyslová výroba: frakční destilace zkapalněného vzduchu

elektrolýza vody 2 H2O = 2 H2 + O2

Použití: ocelové lahve – modrý pruh

hutnictví – výroba železa

sváření a řezání kovů

oxidační procesy v chemické výrobě- výroba formaldehydu, HNO3

dýchací přístroje

kapalný – raketové palivo

ozon: dezinfekce pitné vody a vzduchu

Sloučeniny: OXIDY iontové CaO, Na2O rozp. ve vodě

Kovalentní: z molekul, polymerní struktura P4O10,

Al2O3

kyselinotvorné: s vodou se slučují na oxokyseliny

H2O + SO2 = H2SO3

ve vodě nerozpustné se zásadami– vznik soli

zásadotvorné: s vodou se slučují na hydroxid

H2O + CaO = Ca (OH)2

ve vodě nerozpustné s kyselinami – vznik soli

amfoterní: reagují s kyselinami i hydroxidy

6 HCl + Al2 O3 = 2AlCl3 + 3 H2O

2 NaOH + Al2 O3 = NaAlO2 + H2O

netečné: nereagují s vodou, kyselinami, hydroxidy CO, N2O

PEROXID VODÍKU H2O2

Obsahuje dva atomy O –O, oč. je –I

Bezbarvá olejovitá kapalina, bezvodý – výbušný

Výborné polární rozpouštědlo, s vodou se mísí neomezeně

3% roztok bělící a dezinfekční účinky

Má oxidační účinky: PbS + 4 H2O2 = PbSO4 + 4H2O

redukční účinky: Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2

Laboratorní příprava: BaO2 + H2 SO4 = H2O2 + BaSO4

Opakování

Výklad

Vzácné plyny – prvky VIII.a skupiny

He 1s

2

Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ns2ns

6

Prvky mají plně obsazené valenční orbitaly – chemická pasivita, jednoatomové

molekuly

Jen za extrémních podmínek lze připravit některé sloučeniny.

Neexistují sloučeniny He a Ne

Výskyt: v atmosféře nejvíce Ar 1,28 %, nejméně Xe, Rn

vesmír nejvíce He (atmosféra Slunce)

Příprava: frakční destilace zkapalněného vzduchu

Použití: Ar, He ochranné plyny při sváření Al a Mg – kontakt s kyslíkem,

a v hutnictví

Ar+N náplň do žárovek

Ne, He plynové lasery

Ne, Kr náplň do osvětlovacích trubic - výbojky

He je při nízkých teplotách pod -270 st.C supravodivé

Používá se pro dosažení nízkých teplot

Náplň do balonů

Přetlačování raketových paliv, přenašeč tepla v reaktorech

Rn je radioaktivní – léčba rakoviny

hygienické předpisy u staveb – vyšší koncentrace karcinogenní

Halogeny a jejich významné sloučeniny – prvky VII.a skupiny

F, Cl, Br, I, At

7 valenčních e- ns2 np

5

Nestálá elektronová konfigurace – velmi reaktivní – snaha získat konfiguraci

vzácného plynu

S rostoucím protonovým číslem klesá elektronegativita a tím klesá reaktivita

F – největší elektronegativita

Kyselinotvorné, výrazné oxidační účinky

V plynném stavu tvoří dvouatomové molekuly

Většina je ve vodě rozpustná

Výskyt: vázané ve sloučeninách kazivec CaF2

sylvín KCl

kryolit Na3 AlF6

apatit Ca3 (PO4)2 . CaF2 (CaCl2)

karnalit KCl . MgCl2 . 6H2O

kamenná sůl NaCl

mořská voda

Vlastnosti: rozpustnost klesá s rostoucí molární hmotností

kromě jodu jsou rozp. ve vodě (Lugolův roztok KI3 )

5% jod v etanolu je jodová tinktura - dezinfekce - lékařství

všechny jedovaté, dráždivé účinky

Cl2 , F2 jedovaté žlutozelené těkavé plyny

Br2 červenohnědá kapalina

I2 fialové šupinaté krystalky , kovový lesk – na vzduchu sublimují

Příprava: a) oxidací halogenidů

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2 O

b)elektrolýza vodného roztoku NaCl

2NaCl = 2Na + Cl2

Použití: chemické výroby Br2, Cl2 , F2

chlorované a fluorované plasty

chlorované insekticidy

oxidovadla

dezinfekční účinky

sterilizace vody Cl2

výroba freonů F2

lékařství – jodová tinktura I2

Sloučeniny halogenů

1.Halogenvodíky : kyseliny, síla roste s rostoucím Z HF je nejslabší → HI nejsilnější

HF středně silná, leptá sklo

HCl výroba dalších produktů

Příprava: 2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4

Průmyslová výroba:

1. fáze H2 + Cl2 → 2HCl

2. fáze HCl se zchladí a rozpustí ve vodě

2. Halogenidy: soli: iontové – nízká elektronegativita (NaCl, KCl)

nekovů – těkavé, nerozp. ve vodě CCl4, SiCl4

Výroba halogenidů:

přímá syntéza 2Na + Cl2 → 2NaCl

rozpuštění kovu v kyselinách Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

srážením Pb(NO3)2 + 2HCl →PbCl2 + 2 H NO3

Použití: KI jodometrie, přísada do kuchyňské soli

KI3 Lugolův roztok, analytická chemie

AgBr fotografická emulze

3. Kyslíkaté sloučeniny

a) oxidy: velmi reaktivní (Cl), stabilní jen při nízkých tepl. (Br),

nejstálejší je I2O5 bílá krystalická látka

b) oxokyseliny: síla kyseliny je závislá na počtu O v molekule – zvyšuje polaritu

Chlorná HClO je nejslabší, nestálá, silné oxidační činidlo

Chlornany – silná oxidovadla, chlorid a chlornan sodný = bělící louh –bělení

Chlorid a chlornan vápenatý = chlorové vápno CaOCl2 – bělení,

dezinfekce

Chlorečná HClO3 silná, nestálá, silné oxidační činidlo

Chlorečnany – oxidační účinky slabší než chlornany

KClO3 výroba zápalek, třaskavin

NaClO3 přípravky na hubení plevelů

Chloristá HClO4 nejsilnější s Cl, ale i z ost. anorg. kyselin, nejstálejší

oxidační účinky slabé

Chloristany - pyrotechnika (KClO4, NH4ClO4 )

Jodičná HIO3 nejstálejší z kyselin jodu, v pevném stavu

Opakování minulé hodiny

Výklad

Prvky VI.a skupiny a jejich významné sloučeniny CHALKOGENY: kyslík, síra, selen, tellur. polonium

Ve valenčních orbitalech 6 e- ns2 np

4

Kromě kyslíku jsou chalkogeny pevné látky (o.č. –II´až VI)

Tvoří dvě jednoduché vazby nebo jednu dvojnou

Využití orbitalů d k tvorbě kovalentních vazeb – vaznost až na 6 –excitovaný

stav S 3s2 3p

3 3d

1 nebo S 3s

1 3p

3 3d

2

Polonium je radioaktivní (max. o.č.IV)

S většinou kovů reagují po zahřátí na sulfidy, selenidy, telluridy

Kyslík a síra jsou nekovy selen, tellur – polokovy polonium - kov

Výskyt v přírodě: S volná- v blízkosti sopek, doly

vázaná- sírany, sulfidy, bílkoviny – biogenní prvek

Galenit PbS sfalerit ZnS

Pyrit FeS2 chalkopyrit CuFeS2

Baryt BaSO4 sádrovec CaSO4 . H2O

Glauberova sůl Na2SO4 . 10 H2O

Se, Te – vzácně, v nepatrném mn. spolu se S

Po uranové rudy

Kyslík: opakování kapitoly „Vodík, kyslík a jejich vzájemné sloučeniny“

Síra: Vlastnosti: žlutá, pevná nerozpustná ve vodě, špatný vodič tepla i elektřiny

Má oxid. i red. vlastnosti, středně reaktivní, slučuje se téměř se

všemi prvky přímo, na vzduchu hoří

Modifikace – alotropie síry:

a) krystalická – kosočtverečná

b) krystalická - jednoklonná

c) amorfní (beztvará) - plastická vzniká rychlým ochlazením

taveniny - kapalné síry

d) sirný květ- ochlazením sirných par

Výroba: síra se těží, pražením sulfidů, nebo z technických plynů - H2S

Použití: chemické technologie: výroba H2SO4, CS2

Vulkanizace kaučuku

Výroba pesticidů, střelného prachu, zápalek,dezinf. přípravků – síření

sudů, včelích plástů

lékařství – kožní choroby – sirné přípravky (mast, mléko)

Sloučeniny síry a)bezkyslíkaté: sulfany, sulfidy

H2S: prudce jedovatý plyn – zápach po zkažených vejcích

Na vzduchu hoří modrým plamenem

Silné redukční účimky

Odvozené solo: sulfidy a hydrogensulfidy

Sulfidy kovů – ve vodě nerozpustné, mají charakteristické zbarvení –

využití v analyt. Chemii (CdS – žlutý, Ag2S – černý)

hydrogensulfidy jsou ve vodě rozpustné

b)kyslíkaté: oxidy a oxokyseliny

SO2 : bezbarvý jedovatý plyn – štiplavý zápach, má oxid. i red. účinky

vznik hořením S na vzd.,

S + O2 → SO2

Laboratorní příprava: HCl + NaHSO3 → NaCl + H2 O + SO2

Průmyslová výroba: pražením pyritu

4FeS2 + 11O2 → 8SO2 + 2Fe2O3

SO3 : vznik 2SO2 + O2 → 2SO3

Redukční účinky, reaguje s vodou na kyselinu sírovou

Oxokyseliny

H2 SO3 : reakcí SO2 s vodou

Siřičitany, hydrogensiřičitany

H2 SO4 : silná dvojsytná kyselina, dobře se mísí s vodou – exotermní

reakce, bezbarvá, olejovitá, dehydratační účinky

koncentrovaná: oxidační účinky, reaguje se všemi kovy kromě

Pb, Au a Pt

Cu + H2 SO4 → CuO + SO2 + H2O

zředěná: ztrácí oxidační účinky, silná kyselina, reaguje

s neušlechtilými kovy

Fe + H2 SO4 → FeSO4 + H2

Soli: sírany a hydrogensírany

Použití: základní průmyslová surovina, hnojiva, barviva,

viskózová vlákna, elektrolyt do olověných akumulátorů,

zpracování rud, ropných produktů, analytická chemie

Opakování minulé hodiny

Výklad

Prvky V.a skupiny

N,P, As, Sb, Bi

El. konfigurace ns2 np

3 , tři nespárované elektrony mají možnost vázat 3 atomy

H – hydridy

*S rostoucím Z : stoupá kovový charakter

klesá reaktivita

klesá stálost sloučenin s ox.číslem V

roste stálost s ox.č.III

klesá kyselý charakter oxidů

* N, P – nekovy Sb, Bi – kovy As – polokov

* všechny prvky dosáhnou el. konfigurace vzácných plynů, ale je možnost

odštěpit 5 e-

* N je max. čtyřvazný – má jen s,p,

Ostatní mají k dispozici s,p,d – mohou být až šestivazné

* N- plyn, ostatní pevné látky

Dusík 2s2 2p

3 4 valenční orbitaly, max čtyřvazný

Snadno tvoří trojné vazby

Třetí nejelektronegativnější prvek(F,O)

S H tvoří vodíkové můstky – amoniak, bílkoviny

Výskyt: a) volný: N2 atmosféra 78%

b) vázaný: anorganické sloučeniny – minerály Chilský ledek Na NO3

draselný ledek(salnitr) KNO3

amonné soli, dusitany, dusičnany

organické sloučeniny – bílkoviny - biogenní prvek

Vlastnosti: bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu

málo rozp. ve vodě

dvouatomová molekula,trojná vazba – velmi pevná – nízká

reaktivita, zvýšením teploty a tlaku se N2

se rozštěpí na N – reaktivita se zvyšuje

nejčastěji násobná kovalentní vazba

atomární N je velmi reaktivní

oč. od -III do V

ve sloučeninách max. čtyřvazný

Příprava: termickým rozkladem NH4 NO2 → N2 + 2H2O Výroba: frakční destilace zkapalněného vzduchu

Použití: ocelové lahve – zelený pruh

výroba sloučenin: NH3, HNO3 ,dusíkatá hnojiva

ochranný plyn: malá reaktivita N2 , tam, kde není žádoucí styk látek

se vzdušným O – výroba výbušnin

Sloučeniny

Amoniak NH3

bezbarvý plyn štiplavého zápachu, svíravá chuť

tvoří hydridy

dobře rozpustný ve vodě na NH4 OH

dobré rozpouštědlo

v přírodě – rozkladem organických sloučenin s N

má redukční vlastnosti

při výrobě průmyslových hnojiv – amonné soli, nebo dusičnany: dusičnan

amonný, síran amonný

výroba HNO3, sody, kapalný se používá jako chladící látka

s kyselinami vytváří amonné soli

laboratorní příprava: NH4 Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

průmyslová výroba: vysokotlaká syntéza za přítomnosti katalyzátoru (Fe),

450 st., 20 MPa

N2 + 3H2 → 2NH3

Amonné soli

Většinou bezbarvé, krystalické ve vodě rozpustné

NH4 Cl (salmiak) pájení kovů, lékařství

NH4 NO3 průmyslové hnojivo

Oxidy: složkou výfukových plynů a průmyslových exhalací, jedovaté

Meziprodukty HNO3

Vznikají při redoxních reakcích N sloučenin

N2O dusný

Rajský plyn, bezbarvý, nasládlý, málo rozp.ve vodě

Anestezie – narkózy

Směs s H při styku s plamenem vybuchuje

NO dusnatý

Bezbarvý, příprava za vysokých teplot N2 + O2 → 2NO

NO2 dusičitý

Červenohnědý jedovatý plyn

Vyskytuje se za norm. podm.jako dimer N2 O4

Oxidační činidlo, okysličovadlo v raketové technice

Kyseliny

HNO2

Středně silná, nestálá, podléhá oxidaci i redukci, silné oxidační činidlo

Příprava: AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl

Dusitany - NO2 dobře rozpustné ve vodě

HNO3

Silná, s vodou mísitelná neomezeně, světlem se rozkládá – tmavé sklo!

Silné oxidovadlo, oxiduje všechny kovy mimo Au,Pt, Ta, Rh, Nb – Lučavka

královská (směs HNO3 + HCl 1:3)

Fe, Cr, Al se pokrývají vrstvou oxidů – brání další reakci

Jejím působením bílkoviny žloutnou

Výroba org.barviv, laků, léčiv, výbušnin, dusičnanů

Příprava : rozkladem dusičnanu sodného kyselinou sírovou

NaNO3 + H2 SO4 → NaHSO4 + HNO3

Průmyslová výroba: nepřímou katalytickou oxidací amoniaku

1. syntéza amoniaku N2 + 3H2 → 2NH3

2. oxidace amoniaku 4 NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

3. oxidace NO: 2NO + O2 → 2NO2

4. reakce NO2 s vodou: 3NO2 + H2O → 3HNO3 + NO

Dusičnany - NO3 dobře rozpustné ve vodě, při vyšší teplotě oxidační účinky,

Termicky se rozkládá na dusitany až oxidy

získáváme je reakcí HNO3 s kovy, oxidy kovů, nebo uhličitany

Dusíkatá hnojiva:

Forma N vzorec hnojivo vzorec N%

Dusičnany

NO3-

Ledek vápenatý Ca(NO3)2 15

Amonná forma NH4 + Síran amonný

Amoniak

(NH4)2 SO4

NH3 20

82

Amidická forma

- NH2 močovina CO(NH2)2 46

Ledko- amonná

NH4 NO3 DAM

LAD

LAV

NH4 NO3 . močovina

NH4 NO3 . dolomit

NH4 NO3 . vápenec

30

27,5

25

Fosfor 3s2 3p

3 Výskyt: v minerálech Apatit Ca5F(PO4)3

Fosforit Ca3(PO4)2 . Ca(OH)2

součást kostí, zubů

Biogenní prvek: bílkoviny DNA, RNA, koenzymy NAD, NADP, ATP

fosfolipidy

Vlastnosti: 3 modifikace: 1. bílý: voskově měkký, lehce se krájí, jedovatý,

značně reaktivní, na vzduchu výbušný –

uchovává se pod vodou, ve vodě nerozpustný

páry fosforeskují

2.červený: tvrdý, méně reaktivní, nejedovatý,

ve vodě nerozpustný, zahříváním bílého za

nepřístupu vzduchu

3.černý: krystalický, tmavě šedý, kovový lesk, tepelně

a elektricky vodivý, nejstabilnější, nejméně

reaktivní

Výroba: Bílý: z apatitu redukcí koksem v přítomnosti křemene v el. peci

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → 3CaSiO3 + P2O5

P4O10 + 10C → P4 + 10 CO

Červený: přeměnou bílého za nepřístupu vzduchu (300 st. C)

Použití: výroba sloučenin H3(PO4)

Do slitin

Červený – výroba zápalek, pyrotechniky

Bílý- hubení hlodavců, zápalné bomby

Sloučeniny

Bezkyslíkaté: Fosfan PH3

Obdoba amoniaku, bezbarvý, prudce jedovatý plyn, česnekového

Zápachu, na vzduchu je sebezápalný

Oxidy: fosforitý P4O6

Bílá jedovatá, vosku podobná krystalická látka, tající, dimer

s vodou kyselina fosforitá

fosforečný P4O10 bílá, sněhu podobná sloučenina, dimer, dehydratační schopnosti -

vysoušení látek , zeleně světélkuje – po osvětlení

Kyseliny: fosforitá H3PO3

Bezbarvá krystalická, ve vodě rozp., hygroskopické účinky, redukční

činidlo

trihydrogenfosforečná H3PO4

trojsytná, středně silná, krystalická čirá,stálá, nemá oxidační vlast.,

výroba: rozklad fosforečnanů kyselinou sírovou

Ca3(PO4)2 + H2SO4 → 3CaSO4 + 2 H3PO4

Použití: farmacie – přísada do peroxidu

Průmyslová hnojiva, léčiva, prací prostředky, povrchová úprava

kovů

Soli: fosforečnany, hydrogenfosforečnany, dihydrogenfosforečnany

Fosforečná hnojiva

forma vzorec hnojivo vzorec %

superfosfáty H2PO4- Superfosfát jednoduchý

Superfosfát obohacený

Superfosfát trojitý

Ca3(PO4)2 . CaSO4

Ca3(PO4)2 . CaSO4

Ca3(PO4)2 . CaSO4

7,3

12

21

citrofosfáty HPO42-

Superstop

Thomasova moučka CaHPO4 . stopové prvky

5CaO .P2O5 . SiO2

9

7

fosfáty PO43-

Mletý fosfát Ca3(PO4)2 13

Prvky IV.a skupiny

C, Si, Ge, Sn, Pb ns

2 np

2

4 valenční e-, pevné látky, C, Si – nekovy, Ge – polokov, Sn,Pb – kovy

Atom C je max. čtyřvazný – příklad

Ostatní až šestivazné – mají k dispozici orbital d

Ve sloučeninách s o.č. IV kovalentní vazby, s o.č. II iontová vazba

Mají rozdílnou strukturu: Si, C, Ge – tvrdost, křehkost

Sn –tažnost

Pb – kovové vlastnosti

Uhlík 2s2 2p

2 Výskyt: volný – diamant, grafit

vázaný-minerály kalcit CaCO3 dolomitický vápenec CaMg(CO3)2

magnezit MgCO3

CO2, uhlí, zemní plyn, organické sloučeniny – biogenní prvek

Živočišné uhlí, saze

Vlastnosti C

Má schopnost řetězení – násobné vazby

Málo reaktivní – excitace

K reakcím se používají technické formy – koks, uhlí

Grafit – tuha: šedočerná, kovový lesk, měkký, vrstevnatý, vodič el. proudu

Síťovitá struktura

Diamant: krychlová soustava, nejtvrdší nerost, st.10, el. nevodivý

Výroba: rozkladem organických sloučenin

Použití:

Diamant: šperky, vrtání a broušení tvrdých materiálů- vrtné hlavice, řezání skla

Grafit: elektrody, tužky, mazadla ložisek, tavicí kelímky, moderátor jaderných

reaktorů

Aktivní uhlí: pórovitá struktura – adsorpční schopnost plynn.látek – filtry v

maskách, živočišné uhlí – trávicí trakt

Saze – technický uhlík: nedokonalým spalováním org. látek, pneumatiky,plasty

Uhlí, koks: topivo

Sloučeniny

a)bezkyslíkaté: uhlovodíky – organická chemie

karbidy: tuhé látky, vysoká teplota tání, s alk.kovy a kovy alk.

zemin CaC2, Na4 C, ….

SiC – karborundum – brusný materiál

halogenidy: CCl4 hasící přístroje, nepolární rozpouštědlo

CS2 sirouhlík: bezbarvá jedovatá těkavá kapalina,

nerozp.ve vodě, výroba celofánu,

hedvábí, rozpouštědel tuků

kyanidy: HCN bezbarvá kapalina ,jedovatá , ochrnutí

dýchacího ústrojí

KCN= cyankáli, prudce jedovatý

b)kyslíkaté:

Oxidy: uhelnatý CO

bezbarvý plyn, bez zápachu, málo rozpustný ve vodě, jedovatý, má schopnost

vázat se na hemoglobin – zabraňuje přenosu kyslíku – tkáňové zadušení, vzniká

hořením uhlíku za nedostatku kyslíku

součástí průmyslových plynů – vodní plyn (CO, H2 )

generátorový plyn (CO, N2 )

uhličitý CO2 bezbarvý, lehce zkapalnitelný, bez chuti a zápachu

vznik při dokonalém spalování C za dostatečného přístupu vzduchu

C + O2 → CO2

Při dýchání, tlení, hnití, kvašení

Ocelové lahve s černým pruhem, ochlazením vzniká pevný = suchý led

Laboratorní příprava:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

Výroba: při 800 st. C

CaCO3 → CaO + CO2

Použití: výroba nápojů, cukru, sody, kapalný = náplň do sněhových has. přístr.

Rozpuštěním ve vodě vzniká H2CO3

Kyseliny:

Uhličitá H2CO3

Velmi nestálá, dvojsytná, slabá. Jen ve vodném roztoku

Příprava: CO2 + H2O → H2CO3

Soli: uhličitany- ve vodě nerozpustné, kromě uhl.alk.kovů a (NH4)2 CO3

Potaš – K2CO3 výroba mýdla, skla

Soda - Na2CO3 sklo, mýdla, borax, vodní sklo, NaOH

(NH4)2 CO3 kypřící prášek

Hydrogenuhličitany- jedlá soda NaHCO3 - potravinářství,

lékařství - užívací soda

derivát – FOSGEN COCl2

jedovatý, dusivý, bezbarvý plyn bez zápachu, vzniká při hašení

tetrachlorovými hasícími přístroji

Křemík 3s2 3p

2

Po O je 2. nejrozš. prvek na Zemi, obsahuje ho třetina všech známých nerostů

Výskyt: křemen SiO2

Křemičitany, hlinitokřemičitany

Vlastnosti: tmavošedá, kovově lesklá krystalická látka

Strukturou podobná diamantu, méně pevné vazby – je křehčí

Většinou čtyřvazný, kovalentní vazby

Není příliš reaktivní → vyšší teploty

Odolný kyselinám – kromě HF

Výroba: redukcí SiO2 karbidem vápenatým, nebo C

SiO2 + CaCl2 → Si + Ca + 2CO

SiO2 + C → Si + 2CO

Použití: polovodič v elektrotechnickém průmyslu

Sloučeniny:

a) bezkyslíkaté: silicidy - sloučeniny s kovy (Li3Si, Mg2Si)

silany - sloučeniny s H (SiH4)

halogenidy – těkavé, SiF4, s vodou vzniká H2SiF6

b) kyslíkaté:

oxidy SiO2

pevná, tvrdá, chemicky odolná, obtížně tavitelná látka, prostorová

struktura, odolný vůči kyselinám kromě HF → leptá sklo

výskyt: krystalický, znečištěný křemen – písek

použití: stavebnictví, výroba skla a porcelánu,

výroba šperků – drahokamy a polodrahokamy

záhněda (hnědá) ametyst (fialový)

citrín (žlutý) růženín (růžový)

křišťál (čirý)

Výroba skla: tavením SiO2 + K2CO3 + Na2CO3 + CaCO3 (vápenec)

+ další přísady – specielní skla

Kyseliny H4SiO4 H2SiO3 málo stálé, zahřátím vzniká SILIKAGEL –

pevný pórovitý gel, adsorpční schopnost - laboratoře

soli: křemičitany

tavením SiO2 s uhličitany, hydroxidy alk.kovů

SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2

Vodní sklo: vodný roztok křemičitanů alk.kovů

Výroba: tavením písku + potaš + soda

Použití: konzervační roztok, tmelící látka, impregnace

Opakování minulé hodiny

Výklad

Prvky III.a skupiny

B, Al, Ga, In,Tl

ns2 np

1

Tři valenční e-, kromě B jsou typické kovy – se zvyšujícím se Z

Nejč. o.č. III až –III

Bor 2s2 2p

1 Výskyt: ve formě kyslíkatých sloučenin

sasolin H3BO3

borax Na2 / B4O5 (OH)4 / . 8H2O

kernit Na2O . 2B2O3 . 4H2O

Vlastnosti: pevná tvrdá, černá látka, kovový lesk, žáruvzdorný

Více alotropických modifikací

Polovodič, málo reaktivní, reakcemi podobný Si

Kovalentní vazby – trojvazný (čtyřvazný)

Výroba: elektrolýzou taveniny boritanů

Redukcí oxidu boru kovem: B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO

Použití: jaderné reaktory – řídící tyče

hutnictví neželezných kovů – dezoxidační prostředek

Sloučeniny:

a)bezkyslíkaté:

boridy: sloučeniny B s kovem, vodivé tvrdé, žáruvzdorné látky – výroba

brusných, žaruvzdorných materiálů, jaderná energetika

borany: sloučeniny B s vodíkem, velmi reaktivní, samozápalné látky

např. diboran B2H6

b)kyslíkaté:

oxidy: boritý B2O3

bezbarvá sklovitá látka, s vodou tvoří kyselinu boritou

kyseliny: trihydrogen boritá H3BO3

bílé šupinkové krystaly, málo rozp.ve vodě,

3% je Borová voda – antiseptické účinky - lékařství

Boritany: podobné křemičitanům

Borax: výroba smaltovaných nádob,optická skla, glazury, keramika

Hliník 3s2 3p

1

Výskyt: hlinitokřemičitany(živce, slídy, součást jílů, hlín)

Bauxit (hydráty oxidu hlinitého)

Kryolit Na3/AlF6/ hexafluorohlinitan sodný

Korund Al2O3

Vlastnosti: Stříbrošedý, měkký kov, výborný tep. i el.vodič, tažný, kujný.

Odolný vůči korozi (vrstva Al2O3 )

Pevnost se zvyšuje přísadou jiných kovů

Amfoterní: rozpouští se v kyselinách za vzniku solí hlinitých

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

V hydroxidech za vzniku hydroxihlinitanů

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na/Al(OH)/4 + H2

Má redukční vlastnosti – získávání kovů

Na vzduchu hoří svítivým plamenem: 4Al + 3O2 → 2Al2O3

Malá elektronegativita, kovalentní vazby jsou silně polární

může být až šestivazný

Výroba: elektrolýza taveniny Al2O3 a kryolitu při teplotě 950 st. C

Hlavní surovinou je bauxit

Použití: redukční vlastnosti → získávání kovů: Mn, Mo, Cr, V = aluminometrie

3MnO2 + 4Al → 2Al2O3 + 3Mn

Výroba slitin – dural, alobal = tenká folie Al, nádoby, mincovní kov,

vodič el. proudu, barvy - metalíza

Sloučeniny:

a)bezkyslíkaté:

halogenidy: AlF3 nereaktivní, nerozpustný

b)kyslíkaté: oxid hlinitý Al2O3

v přírodě – tvrdý, těžkotavitelný minerál KORUND = brusný a

žáruvzdorný materiál, klenotnictví

možno připravit spalováním Al

nerozpustný vevodě, amfoterní

hydroxid hlinitý Al(OH)3 amfoterní

soli hlinité: dobře rozpustné ve vodě, od silných kyselin

např. Al2(SO4)3 . 18 H2O oktadekahydrát síranu

hlinitého: bílá krystalická látka, čištění vod, výroba papíru

Opakování minulé hodiny

Výklad

Prvky II.a skupiny - kovy alkalických zemin Be, Mg, Ca, Sr, Ba. Ra

ns2

Vlastnosti: stříbrolesklé, neušlechtilé kovy

Mg, Be reagují s vodou jen za vyšší teploty, ostatní reagují za

normálních podmínek

mají ve sloučeninách o.č.II

Be podobný Al, amfoterní, kovalentní vazby, snaha o zaplnění

prázdných orbitalů – polymerní sloučeniny

Mg přechod mezi Be a kovy alk. zemin

(Be a Mg se liší svými vlastnostmi)

chemicky reaktivní

Mg, Ca – biogenní prvky (Mg – chlorofyl, Ca kosti, krev

izotopy Ra jsou radioaktivní

Výskyt: ve sloučeninách – Mg, Ca mezi 10 nejrozš.prvků v zemské kůře

MgCO3 - magnezit CaCO3 . MgCO3 - dolomit

CaCO3 - kalcit CaF2 - kazivec (fluorit)

CaSO4 . 2H2O – sádrovec BaSO4 – baryt

MgCl2 . KCl . 6H2O – karnalit Ca3(PO4)2 - fosforit (kosti)

Ca5F(PO4)3 - apatit

Výroba: elektrolýza tavenin chloridů

Redukcí halogenidů sodíkem: CaCl2 + 2Na → 2NaCl + Ca

Použití: Be – slitiny = tvrdost, pevnost, okénka do RTG lamp

Mg – slitiny

Ca – slitiny, metalurgie – redukční činidlo

Ba – potah elektrod

Ra – radioterapie – ozařování zhoubných nádorů

Sloučeniny:

a)bezkyslíkaté: hydridy – bílé krystalické látky, s vodou bouřlivě reagují za

vzniku vodíku CaH2 sušící prostředek

halogenidy - CaF2 - kazivec: metalurgie, optika, výroba HF

CaCl2, BaCl2, CaBr2 rozp.ve vodě

Sulfidy, nitridy

b)kyslíkaté: oxidy – bílé krystalické, reagují s vodou: CaO – pálené vápno

stavebnictví, , hutnictví, hnojivo

CaCO3 → CaO + CO2 při teplotě 900 -1000st.C

hydroxidy – Ca(OH)2 hašené vápno: hašením páleného

CaO + H2O → Ca(OH)2

Stavebnictví – malta – vápno, písek, voda

Ca(OH)2 + CO2 → Caho + H2O (tvrdnutí malty)

sírany – alk. zemin – nerozpustné, rozpustné BeSO4 , MgSO4

CaSO4 . 2H2O sádrovec: sádra, do cementu,

trvalá tvrdost vody

uhličitany - CaCO3 kalcit, mramor - lze leštit, křída - rozpustná

ve vodě – krasové jevy, stavební materiál

hydrogenuhličitany: Ca(HCO3)2 přechodná tvrdost vody,

povařením se vylučuje CaCO3

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2

fosforečnany – apatit, fosforit

Ca(H2PO4)2 průmyslové hnojivo – superfosfáty

dusičnany - Ca(NO3)2 průmyslové hnojivo

Vápenatá hnojiva forma vzorec hnojivo %

uhličitanová CaCO3 mletý vápenec

saturační kaly

50%

25%

oxidová CaO pálené vápno (vápenný prach) až 100%

hydroxidová Ca(OH)2 hašené vápno (stavební odpad) až 50%

Prvky I.a skupiny - alkalické kovy Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

ns1

Vlastnosti: měkké (dají se krájet nožem), stříbrolesklé, neušlechtilé kovy,

malá hustota – plavou na vodě

o.č. I, iontové vazby – nízká elektronegativita

na vzduchu oxidují a jsou samovznítitelné

velmi reaktivní - uchovávání pod rozpouštědlem (petrolej)

s vodou bouřlivě reagují – vznik OH, redukují vodík

hořením vzniká z Li oxid, Na peroxid, ost. superoxid

Na, K jsou biogenní prvky – metabolismus buněk

Barví plamen Na žlutě, Li karmínová červeň, K fialově – lila

Fr je radioaktivní, malý poločas rozpadu

Výskyt: sloučeniny Na: kamenná sůl NaCl, Glauberova sůl Na2SO4 . 10H2O

Chilský ledek NaNO3

K: sylvín KCl, draselný ledek KNO3

Sloučeniny Cs a Rb provázejí ost.alk.kovy

Na, K : mezi nejrozšířenější prvky zemské kůry,

v rostlinách, mořská voda, minerální voda

Výroba: elektrolýza tavenin halogenidů, nebo hydroxidů

Použití: Li , K – slitiny, výroba LiH

Na – sodíkové elektrické lampy, výbojky, redukční činidlo,

výroba NaH, Na2O2

Slitina Na+K - chlazení atomových reaktorů

Rb + Cs fotočlánky

Sloučeniny:

a)bezkyslíkaté

hydridy – bílé krystalické látky, iontový charakter, rozp.ve vodě (LiH)

halogenidy- bezbarvé krystalické látky, dobře rozp.ve vodě, iont. charakter,

(NaCl, KCl, KI, KBr)

sulfidy - Na2S, K2S - rozpustné ve vodě

b)kyslíkaté:

oxidy – nemají zvláštní význam, Li2O, reagují s vodou na hydroxidy

peroxidy - Na2O2 bělící účinky, s vodou vzniká peroxid vodíku – dezinf. a

bělící účinky

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

hydroxidy- bílé krystalické látky – pecičky

velmi agresivní, silně korozivní

hygroskopické, leptavé – sklo, porcelán,

snadno tavitelné

analytická chemie,výroba mýdel, celulózy, papíru, umělé hedvábí,

Al2O3 z bauxitu, čištění ropných produktů

Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2NaOH

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2KOH

uhličitany , hydrogenuhličitany- bílé krystalické látky,

dobře rozpustné ve vodě mimo hydrogenuhličitanů Na a Li.

Soda Na2CO3

Jedlá soda NaHCO3 Potaš K2CO3

Mýdla, prací prostředky, sklo

Dusičnanny – bezbarvé krystalické látky, rozp.ve vodě, snadno tavitelné

chilský ledek, draselný ledek – průmyslová hnojiva

Sírany, hydrogensírany - bezbarvé krystalické látky, rozp.ve vodě

K2SO4 průmyslové hnojivo

Draselná hnojiva forma vzorec hnojivo %

Chloridová KCl 40% draselná sůl

50% draselná sůl

60% draselná sůl

33%

42%

50%

Síranová K2SO4 síran draselný 42%

S příměsí Mg KCl . MgCl Kamex 33% + 2,4% Mg

Opakování minulé hodiny

Výklad

Přechodné prvky

Nazýváme je d prvky, leží v PSP mezi s a p prvky, uspořádány ve 4. – 7.

periodě.

Od 4.periody – přechodné prvky: 1s, 2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,

6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

orbital 4s má menší energii než 3d

Všechny jsou kovy, do kovové vazby poskytují více valenčních e- většinou

z neobsazených orbitalů d

Vysoká hustota, teplota tání i varu

Jsou tvrdé, křehké, dobře vodivé (el. i tepelně)

Tvoří vzájemně slitiny

Ve sloučeninách různá o.č.

Často tvoří koordinační sloučeniny

Tvoří skupiny: skupina železa (Fe, Co, Ni)

skupina mědi (Cu, Ag, Au)

skupina zinku( Zn, Cd, Hg)

skupina manganu (Mn, Te, Re)

skupina chromu (Cr, Mo, W)

Železo Výskyt: sloučeniny: magnetit(magnetovec) Fe3O4

Hematit (krevel) Fe2O3

Limonit Fe2O3 . nH2O

Siderit (ocelek) FeCO3

Pyrit FeS2

Vlastnosti: stříbřité, lesklé, tažné, kujné, feromagnetické – zesiluje magnetické

pole, reaguje s ost.prvky – kyslík – oxidace – rez = Fe2O3

s kyselinami vznikají železnaté a železité soli,

o.č. II, III, kovalentní vazby

ochrana proti korozi – nátěry, pokovování – např.cínování

Výroba: vysoké pece z železých rud až 1800 st. C (str. 88)

1. přímá redukce: uhlíkem - koks Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO

2. nepřímá redukce: pomocí CO, který vzniká spalováním koksu

za nedostat.přístupu vzduchu

3Fe2O3 + 3CO → 2Fe3O4 + 3CO2

Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

FeO + CO → Fe + CO2

Vzniká surové železo = litina (odpich) + struska

Úprava surového železa:

Zkujňování (snižování obsahu C) → ocel

Kalení = prudké ochlazení → kalená ocel = tvrdá a křehká

Popouštění = pomalé zahřívání → odstranění křehkosti,

tvrdost zůstává

Použití: technologicky nejvýz. kov, konstrukční materiál, strojní součásti,

stavebnictví

Sloučeniny:

a)bezkyslíkaté

Sulfidy: FeS černé sraženiny – ve vodě nerozpustné

FeS2 disulfid železa – pyrit →výroba SO2

b)kyslíkaté:

oxidy: FeO černý prášek, Fe2O3 červená látka→pigment = výroba barev

Fe3O4 = FeO + Fe2O3

hydroxidy: Fe(OH) 2 bílá sraženina na vzduchu hnědne na Fe(OH) 3

soli: zelená skalice FeSO4 . 7H2O výroba barviv

Mohrova sůl – zelená krystalická látka (NH 4) 2 . Fe(SO4)2 . 6H2O

hexahydrát síranu amonno- železnatého → analytická chemie

Fe(HCO3)2 součást minerálních vod, pitné vody

c)komplexní sloučeniny

žlutá krevní sůl - ferrokyanid draselný K 4 /Fe(CN) 6 /

výroba barviv → berlínská modř

červená krevní sůl - ferrikyanid draselný K 3 /Fe(CN) 6 /

barvení textilií, analytická chemie

Opakování minulé hodiny

Výklad

Měď

Výskyt: zemská kůra - ryzí

sloučeniny : Chalkopyrit CuFeS2

Kuprit Cu2O

Malachit CuCO3 . Cu(OH) 2

Vlastnosti: tažná, kujná, vysoce vodivá – tepelně i elektricky

zbarvení do červena, o.č. I – III

na vzduchu vrstva měděnky Cu(HCO3) 2

Výroba: pražením chalkopyritu, elektrolýza

Použití: elektrotechnika, výroba katalyzátorů a slitin:

bronz 90% Cu + 10% Sn

mosaz 70% Cu + 30% Zn

Sloučeniny:

a)bezkyslíkaté

sulfidy: Cu2S, CuS jsou nerozpustné, černá barva

halogenidy: CuCl2 . 2H2O zelená krystalická látka, ve vodě →modrý roztok

CuCl2 hnědé zbarvení

b)kyslíkaté:

oxidy: Cu2O červený prášek, nerozpustný ve vodě, barvení skla - červená

CuO černý prášek, nerozpustný ve vodě, barvení skla – zelená

Soli: modrá skalice CuSO4 . 5H2O krystalická látka – fungicid (kuprikol)

galvanické pokovování, bezvodá je bílá hygroskopická

nejběžnější sloučenina CuII

Zinek

Výskyt:

sfalerit ZnS (blejno zinkové)

křemičitany

Vlastnosti: Stříbrolesklý neušlechtilý kov, nízká teplota tání

Za normálních podmínek křehký

Při 100 – 150st. C tažný a kujný

Amfoterní: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 /Zn(OH) 4 / + H2

Výroba:

Pražení sfaleritu

Použití:

Výroba slitin – mosaz, pokovování - pozinkovaný plech

Sloučeniny

a)bezkyslíkaté

sulfidy: ZnS bílý prášek, rozpustný jen v silných kyselinách – výroba barev

halogenidy: ZnCl2 . 2H2O bílý zrnitý prášek rozp. ve vodě

jedovatý

bezvodý vzniká přímou chlorací zinku

b)kyslíkaté:

oxidy: ZnO bílá krystalická látka – zinková běloba, vzniká hořením zinku

hydroxidy: Zn(OH) 2 amfoterní látka, bílá sraženina

Soli: ZnSO4 . 7H2O bílá skalice, krystalická látka

galvanotechnika

výroba zinečnatých sloučenin

ZnSiO4 – výroba televizních obrazovek

ZnCO3 - bílá sraženina – výroba mastí v lékařství

Mangan

Výskyt: burel MnO2

Vlastnosti: neušlechtilý, stříbrolesklý tvrdý kov

O.Č. II – VII

Rozpustný v kyselinách i zásadách

Reaguje s kyslíkem na MnO2

Se sírou na MnS

S vodou na Mn(OH) 2

S halogeny na halogenidy manganaté MnCl2

Výroba: aluminotermicky 3 Mn3O4 + 8Al → 4 Al2O3 + 9Mn

Použití: manganové (feromangan), přísada do konstrukčních ocelí

Sloučeniny

Burel MnO2

Sklářství, výroba suchých elektrických článků, katalyzátor

Manganistan draselný KMnO4 ( hypermangan)

Temně fialové lesklé krystalky, ve vodě → purpurový roztok

Silné oxidační činidlo

Dezinfekce, analytická chemie – manganometrie

Chrom

Výskyt: chromit FeCr2O4 = FeO . Cr2O3

Vlastnosti: stříbrolesklý tvrdý kov,

odolný proti korozi – pokrývá se vrstvičkou oxidů

o.č. III a IV

Reaguje s kyslíkem na Cr2O3

Se sírou na Cr2S3

S halogeny na halogenidy chromité CrCl3

Výroba: aluminotermicky Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr

elektrolýzou roztoků sloučenin chromu

Použití: galvanické pokovování, slitina ferochrom se přidává do oceli

Sloučeniny

Oxid chromitý Cr2O3

Zelený prášek nerozpustný ve vodě, výroba barev = chromová zeleň,

Impregnace dřeva, ochrana kovových předmětů proti korozi

Oxid chromový CrO3

Tmavočervené krystalky, jedovatý, hygroskopický , silné oxidační účinky

Chromany - žluté zbarvení, oxidační účinky

chroman olovnatý – chromová žluť PbCrO4 - pigment – barvivo

dichromany např. K2Cr2O7 oranžová barva, silnější oxidační účinky

Opakování anorganické chemie:

názvosloví

rovnice

výpočty

III. Systematická organická chemie

Úvod Zabývá se studiem struktury, vlastností, přípravou a použitím org.sl.

Ve srovnání s anorganickou chemií má více sloučenin, kombinací, velký počet

atomů, reakce probíhají pomaleji.

„chemie uhlíku“

C O H N + S, P, halogeny, kovy

Organické sloučeniny Z přírodních zdrojů: ropa, zemní plyn,

bioorganické látky- lipidy, bílkoviny, sacharidy

synteticky: močovina 1828 Wöhler

Vazebné vlastnosti

* C je čtyřvazný – př. exitace

* N trojvazný, O=O, S=S, -Cl, -H

* Všechny uhlíkové vazby jsou rovnocené

* Řetězce – otevřené – acyklické, uzavřené – cyklické

* vlastnosti sloučenin ovlivňuje struktura

Vazby v molekulách org, sloučenin (vazby π a σ)

jednoduché – nasycené uhlovodíky –příklad alkanů

násobné - nenasycené uhlovodíky – příklad alkenů, alkinů

podle polohy násobných vazeb rozdělujeme na:

kumulované - C=C=C-

konjugované - C=C- C=C-

izolované - C=C-C-C=C-

vazby jsou většinou nepolární, polární jsou mezi C a halogeny , O, N

Struktura organických sloučenin, radikály

Struktura je dána nejen pořadím a polohou atomů a vazeb, ale i jejich

prostorovým uspořádáním, cyklické, acyklické, aromatické

Příklad: ethan – ethylen – acetylen (vazby π a σ), benzen, cyklohexan

Radikály: od alkanů, alkenů. alkylů – odebrat atom H,

koncovka -yl

Vzorce org. sloučenin: sumární, racionální, strukturní

Izomerie: jev, kdy mají sloučeniny stejný sumární vzorec, molární hmotnost,

ale liší se povahou a polohou vazeb, prostorovým uspořádáním atomů

mají odlišné fyzikální a chemické vlastnosti

Je to proces přeměny sloučeniny na sloučeninu jiné struktury beze změny

její hmotnosti

příklad a) dimethyletther C2H6O b) etanol C2H6O

CH3 – O- CH3 CH3 – CH2 –OH

Hledisko prostorového uspořádání v molekule a) řetězová: různé uspořádání atomů C v řetězci

pentan C-C-C-C-C izopentan ( 2-methyl butan) C-C-C-C

|

C

tetramethylmethan CH3

|

CH3 -C- CH3

|

CH3

b) polohová: funkční skupiny jsou v molekule v různé poloze

1,2- diaminbenzen 1,4- diaminbenzen 1,3-dimethylbenzen

1,2dimethylbenzen

c) geometrická: u sloučenin s dvojnou vazbou,

uspořádání funkčních skupin v molekule

cis forma trans forma Cl Cl Cl H

| | | |

C = C C = C

| | | |

H H H Cl

d) optická: prostorová asymetrie v molekule – sacharidy C6H12O6

CHO CHO

| |

C – OH OH- C

| |

OH- C C - OH

| |

C – OH OH- C

| |

C – OH OH- C

| |

CH2OH CH2OH

D – glukóza L – glukóza

Reakce organických sloučenin

a) adiční reakce – adice: nenasycené sloučeniny

podstata: do molekuly vstupuje atom, nebo skupina atomů → násobná

vazba se mění na vazbu nižšího řádu

H H

/ /

CH2 = CH2 + Cl2 → Cl – C- C - Cl

/ /

H H

b) eliminační reakce – eliminace:

podstata: opak adice, vzniká násobná vazba

H H

/ /

Cl – C- C – H → CH2 = CH2 + HCl

/ /

H H

c) substituční reakce – substituce:

podstata: výměna atom (skupina atomů) vázán na C je nahrazen jiným

atomem

CH3 – Cl + NH3 → CH3 – NH2 + HCl

d) polymerace

podstata: spojování do řetězců, zaniká vazba π

např. vznik polyethylenu n(CH2 = CH2) → /- CH2 - CH2 -/n

ethylen polyethylen

vznik polyvinylchloridu n(CH2 = CHCl) → /- CH2 - CHCl-/n

e) dehydrogenace

podstata: odštěpení atomů H a současně ke štěpení řetězců na 2 kratší

1. = nacycený 2. = nenasycený

příklad: Krakování ropy

C10 H22 → C8 H18 + CH2 = CH2

dekan oktan etylen

Opakování minulé hodiny

Výklad

Rozdělení (klasifikace) organických sloučenin

Acyklické: nasycené: alkany – jednoduchá vazba (pentan)

nenasycené: alkeny – dvojná vazba (pent -1-en)

alkyny – trojná vazba (pent -1-yn)

Cyklické: alicyklické

nasycené: cykloalkany – jednoduchá vazba (příklad)

nenasycené: cykloalkeny – dvojná vazba (příklad)

cykloalkyny – trojná vazba (příklad)

aromatické (areny): benzenové jádro (benzen toluen, fenol)

Systematická organická chemie

I.Acyklické

1. Alkany: parafiny

methan – butan = plyny

pentan – C15 = kapaliny

C16 → = pevné látky

Nerozpustné ve vodě, ale jsou dobrými rozpouštědly,

málo reaktivní, jen za vyšších teplot s halogeny: metylchlorid…..

zdroje: zemní plyn, ropa,

synteticky se vyrábí methan CO + 3H 2 → CH4 + H2O

Homologická řada – řetězová izomerie

Methan CH4 bezbarvý plyn, podstata zemního plynu, bioplynu,

báňský plyn, se vzduchem exploduje

v přírodě – hnití org.látek (celulózy) – bahenní plyn,

Použití: výroba syntézního plynu, vodíku, acetylenu, sazí,

chlorovaných derivátů methanu

Ethan C2 H6 plynné palivo, zemní plyn

Propan C3 H8 provází methan, malé mn. v zemním plynu,

s butanem – vařič - propanbutanové lahve

Butan C4 H10

Pentan C5 H12 Hexan C6 H14 Heptan C7 H16

Oktan C8 H18 Nonan C9 H20 Dekan C10 H22

Cn H2n +2

Názvosloví alkanů

a) historické: methan – butan

b) systematické: řecká číslovka - AN

Příklad: napište molekulový (sumární), racionální a rozvinutý vzorec heptanu

Uhlovodíky s rozvětveným řetězcem

1. určíme hlavní řetězec a očíslujeme atomy C, zjistíme jaké jsou

v řetězci vazby – kmen názvu

číslování atomů C začíná od toho konce řetězce, ke kterému je boční

řetězec nejblíže

př. 2-methyl hexan 3-ethyl heptan

2. určíme názvy alkylů (uhlovodíkových zbytků) připojených

k hlavnímu řetězci a seřadí se podle abecedy

uhlovodík s více vedlejšími řetězci (více uhlovodíkových zbytků)

číslování tak, aby bylo dodrženo pravidlo nejnižšího čísla

pořadí uhlovodíkových zbytků (alkylů) je dle abecedy

ethyl, methyl, propyl……..

3. názvy alkylů se doplní lokanty a násobícími předponami a uvedou se

jako předpony v abecedním pořadí před název kmenu

di, tri tetra penta, hexa, hepta okta, nona, deka…(11undekan, 12

dodekan)

př. 2,2,3-trimethyl pentan 3-ethyl, 2-methyl hexan

Procvičování: a) 2,2,4-trimethylpentan b) 2-ethylpentan

c) 2-methylhexan d) 3,6 dimethylnonan

e) 1-ethyl, 2-methyl pentan f) 3,3-dietthyl, 1-methyl hexan

Opakování minulé hodiny – kontrola úkolů samost. práce

Výklad

2. Alkeny Acyklické nenasycené uhlovodíky

Podobají se alkanům, nižší jsou plyny, přes těkavé kapaliny po pevné látky

Jsou reaktivnější než alkany

Součástí zemního plynu a ropy, hnědouhelného dehtu

Geometricá izomerie (trans, cis), při nestejných substituentech

Příprava: z alkylhalogenidů odštěpením halogenu

CH3 - CHCl2 → CH2 = CH2 + Cl2 při krakování ropy

zahříváním alkanů

dehydrogenací alkanů

CH3 – CH2 - CH2 - CH3 → CH3 - CH = CH - CH3 + H2

Butan but-2-en

Reakce: adice, polymerace, dehydrogenace – zopakovat příklady

Adice- podstata: do molekuly vstupuje atom, nebo skupina atomů → násobná vazba se mění na vazbu nižšího řádu

CH2 = CH2 + Cl2 → Cl – CH2 – CH2 – Cl

Polymerace - podstata: spojování do řetězců, zaniká vazba π

např. vznik polyethylenu n(CH2 = CH2) → /- CH2 - CH2 -/n

ethylen polyethylen

vznik polyvinylchloridu n(CH2 = CHCl) → /- CH2 - CHCl-/n

Dehydrogenace - příklad: krakování ropy

C10 H22 → C8 H18 + CH2 = CH2

dekan oktan etylen

CH3 – CH2 - CH2 - CH3 → CH3 - CH = CH - CH3 + H2

Butan but-2-en

Názvosloví: odvozeno od alkanů s koncovkou EN

Poloha dvojné vazby: čísluje se podle pravidla nejnižšího čísla

Poloha má pro číslování přednost před polohou vedlejšího řetězce

Cn H2n

Příklady - homologická řada (sumární a racionální vzorce)

Příklady názvosloví: 5-ethylhex-1-en 3-methylpent-1-en

Triviální názvy: vinyl CH2 = CH → př. vinylchlorid CH2 = CHCl

Alkenyly – odvozené od alkylů – mají dvojnou vazbu v řetězci

Propenyl CH3 - CH = CH →

But-2-enyl CH3 - CH = CH - CH2 →

Příklad : 2-propenylhex-2-en

Vlastnosti Eten (etylen) CH2 = CH2

Bezbarvý plyn sladké chuti, na vzduchu výbušný,

Získává se při zpracování ropy

Významná surovina pro průmysl. org. chemii – polyetylen, etanol, etylbenzen,

vinylchlorid, acetaldehyd CH3 - CHO

Fytohormon – urychlování dozrávání ovoce

Propen (propylen) CH2 = CH - CH3

Plyn, získává se při zpracování ropy

Výroba polypropylenu, acetonu, glycerolu…..

DIENY – nenasycené s 2 = vazbami Jsou to alkeny s dvěma dvojnými vazbami v řetězci (trieny)

Názvosloví: odvozeno od alkanů s koncovkou DIEN

Poloha vazeb: kumulované - C =C =C-

konjugované - C =C-C =C-

izolované - C = C-C-C-C =C-

reakce - polymerace: výroba syntetického kaučuku

př.

nCH2= CH - CH = CH2 → n/CH2 - CH = CH - CH2 /

but-1,3-dien polybut-1,3-dien

Vlastnosti but-1,3-dien CH2= CH - CH = CH2

plyn, výroba syntetického kaučuku

Izopren ( 2-methylbut-1,3-dien) CH2= C - CH = CH2

/

CH3

Výroba kaučuku, k výrobě terpenů, steroidů

Cn H2n -2

3.Alkyny Acyklické nenasycené uhlovodíky s 1 trojnou vazbou

Názvosloví: odvozeno od alkanů s koncovkou YN

Poloha trojné vazby: čísluje se podle pravidla nejnižšího čísla

Poloha má pro číslování přednost před polohou vedlejšího řetězce

Příklady - homologická řada (sumární a racionální vzorce)

Podobají se alkanům a alkenům, mají vyšší teplotu varu

Vazby: 2 vazby π a 1 vazba σ

Reakce: adice : př. Adice vody na ethyn – k výrobě acetaldehydu O

//

CH ≡ CH + H2O → /CH2 = CH – OH/ → CH3 – CH Acetylen vinylalkohol acetaldehyd

Adice halogenvodíků

CH ≡ CH + HCl → CH2 = CHCl + HCl → CH3 – CHCl2

Acetylen 2-chlorethen 2,2-dichlorethan

/vinylchlorid/ Adice vodíku

CH ≡ CH + H2 → CH2 = CH2 + H2 → Acetylen etylen ethan

Příprava: nejvýznamnější acetylen se vyrábí ze zemního plynu

Acetylen: bezbarvý plyn, bez zápachu, na vzduchu vybuchuje

Ocelové lahve - bílý pruh

Autogenní sváření, s kyslíkem – speciální plamen /svítivý/

Významná průmyslová surovina – výroba acetaldehydu, vinylchloridu

Procvičování názvosloví – opakování látky, vzorce

Cn H2n -2

II. Cyklické uhlovodíky

1.Alicyklické uzavřený řetězec: nasycené

nenasycené

málo reaktivní, homologická řada → cyklohexan

Názvosloví: odvozeno od alkanů(enů, ynů) s předponou cyklo

Číslování: pravidlo nejnižšího čísla

∆ □ ⌂

Příklady: cyklobuten, cyklohexen, cyklopentyn, cyklopropyn

2.Aromatické (areny) uzavřený řetězec: základní uhlovodík je benzen

Výskyt: černouhelný dehet, ropa

Příprava: frakční destilací ropy

Při karbonizaci uhlí

Reakce: adice, substituce

Rozdělení dle stavby molekuly:

a) s 1 benzenovým jádrem – benzen, toluen

b) s vice benz. jádry: spojená (kondenzovaná) – naftalen, anthracen

izolovaná

s 1 benzenovým jádrem

za normálních podmínek aromatické kapaliny nerozpustné ve vodě

Názvosloví: poloha substituentů – číslem (pravidlo nejnižšího čísla)

- předpony orto (o) 1,2

meta (m) 1,3

para (p) 1,4

Uhlovodíkový zbytek – radikál odvozený od benzenu je FENYL

Cn H2n

Cn Hn

C6H6

C6H5→

Benzen

Bezbarvá hořlavá kapalina, zdraví nebezpečná, charakteristický zápach

Získává se z produktů karbonizace uhlí

Použití: rozpouštědlo, výroba mnoha org. látek – styren, nitrobenzen

Toluen (methylbenzen)

Kapalina podobná benzenu

Rozpouštědlo, výroba org. látek – umělé sladidlo, , výbušniny TNT, oxidací

toluenu vzniká kyselina benzoová

Xyleny o – xylen m – xylen p– xylen

rozpouštědla

Styren ( vinylbenzen)

Výroba polystyrenu a kaučuku

Přírodní zdroje uhlovodíků, jejich zpracování a využití

Ropa

Hnědá, černá olejovitá kapalina

Směs alkanů, cykloalkanů a arenů ( C, H + malá mn. S, N, O)

Naleziště: Rusko, Mexický záliv, Perský záliv, Venezuela, Severní moře, (ČR)

Petrochemie: obor - zpracování ropy a zemního plynu

Čištění – usazování kalů (nádrže)

Frakční destilace: oddělování frakcí dle teplot 1. Uhlovodíkové plyny (propan, butan): palivo, org.suroviny 40◦

2. Benzinová frakce: palivo do zážehových motorů, rozpouštědla,

surovina, oktanové číslo – kvalita benzínu

lehký benzín do 90◦

těžký benzín 90◦ - 170◦

3.Petrolejová frakce: palivo pro turbiny, vytápění, rozpouštědlo,

svícení 170◦ - 280◦

4.Plynový olej: motorová nafta – palivo pro dieslové motory

200◦ - 360◦

lehký topný olej 320◦ - 400◦

cetanové číslo – kvalita nafty

5. Destilační zbytek: mazut – topivo, jeho destilací - asfalt

Zemní plyn

Směs plynných uhlovodíků hlavně methan (CO2 , N, vodní pára)

Často provází ropu, i samostatně

Použití: palivo, výroba acetylenu, halogenderivátů methanu, methanolu….

Uhlí

Hořlavá hornina, směs vysokomolekulárních látek (C, N, O, H, S..)

Lignit – hnědé

Antracit – černé – geologicky nejstarší, nejkvalitnější

Použití: palivo

karbonizace - zahřívání bez přístupu vzduchu 900◦ - produkt:

karbonizační plyn = svítiplyn – dříve na topení

směs H, methanu,CO2

dehet: kapalina, výroba org. látek – naftalen areny…..

koks: pevný podíl – palivo

Deriváty uhlovodíků Vznikají náhradou 1 – více atomů H v molekule uhlovodíku jiným atomem,

nebo funkční skupinou.

Jsou acyklické i cyklické

Rozdělení dle funkčních skupin

Název derivátu Funkční skupina Názvosloví

Příklad

halogenderiváty F, Cl, Br, I, At

CH3 – Cl Chlor methan (methyl chlorid)

nitroderiváty - NO2 předpona -

nitro

CH3 – CH2 - NO2

nitroethan

sulfonové

kyseliny

- SO3H

CH3 – CH2- SO3H kys.ethansulfonová

aminoderiváty

- NH2

- amin

CH3 – NH - CH3 dimetylamin

CH3 – CH3 – CH2- NH2 1-

propanamin

hydroxideriváty

-OH

koncovka - ol

alkoholy CH3 – CH2 -OH

etanol

fenoly

ethery -O- - ether

karbonylové der.

Aldehydy

Ketony

O

//

– CH

koncovka –al

O

// ethanal

CH3 – CH

- C -

//

O

koncovka - on

CH3 - C -CH3 propanon

//

O

Karboxylové

kyseliny

O

//

– COH

(COOH)

O kys. ethanová

// (octová)

CH3 – COH

Halogenderiváty Vznikají náhradou 1, nebo více atomů H v uhlovodíku halogenem

Názvosloví: předpony vyjadřující počet atomů halogenů: di, tri, tetra...

číslování polohy – pravidlo nejnižšího čísla

název: a) halogen + uhlovodík : chlormethan

b) alkyl + halogen: methylchlorid

c) triviální název: vinylchlorid

Přehled:

CH3 – Cl chlormethan (methylchlorid): plyn – chladničky

CHCl3 trichlormethan(chloroform): bezb.kapalina

CHBr3 tribrommethan (bromoroform): sirupy proti kašli

CHI3 trijodmethan (jodoform): žlutý prášek, antiseptické účinky

CH3 – CH2Cl chlorethan (ethylchlorid): kapalina eterické vůně,

lékařství – místní znecitlivění kůže

CH2 = CHCl chlorethylen (vinylchlorid) polymeruje na PVC

CHCl = CCl2 trichlorethylen: čištění oděvů

CF2 = CF2 tetrafluorethylen: polymeruje na teflon

CF2Cl2 dichlordifluorethan (freon 12) ozonová díra

CFCl3 (freon 11)

CF3Cl (freon 13)

CH2 = CCl - CH = CH2 2-chlor but-1,3 –dien (výroba kaučuku)

Halogenderiváty aromatických uhlovodíků

Vznikají substitucí atomů H za halogen

Příklady: chlorbenzen,

1,2 – dichlorbenzen

Brombenzen

Nitroderiváty

Vznikají substitucí atomů H za funkční skupinu NO2

CH3 – NO2 nitromethan

CH3 – CH2 - NO2 nitroethan

CH3 – CH2 –CH2 – NO2 nitropropan

Jedovaté látky, rozpouštědla menšího významu

C6 H5 NO2 nitrobenzen: jedovatá žlutá kapalina – rozpouštědlo, k výrobě

anilinu

Aromatické: nitrotolueny (o, m, p)

1,2 - nitrotoulen 1,3 - nitrotoulen 1,4 - nitrotoulen

Trinitrotoluen: tritol, výbušniny

Sulfonové kyseliny

Vznikají náhradou atomů H funkční skupinou - SO3H

Acyklické:

Kyselina ethansulfonová CH3 – CH2 - SO3H

Kyselina propan -2-sulfonová CH3 – CH - CH3

/

SO3H

Aromatické:

k. benzensulfonová k. m – benzendisulfonová

k. 1,3,5 benzentrisulfonová

Aminoderiváty