Chemie – 1

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,
Al(OH)3, KOH, HCl, H2SO4 ,
HNO2
K2O, N2O5, SO3, CO2 , KCl,
NaOH, Ca(OH)2 ,HNO3, H2CO3 ,
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
X
A
Z
Atom kyslíku má 8 p+ a 8 n = 16 nukleonů
16
O
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
16
O
8
17
8
O
18
O
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)
2
počet e- v 1. -4. vrstvě = 2n
K
L M
N
2
2
2
2.1 2.2 2.3 2.42
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, dx2 - 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 ese všemi stejnými kvant. čísly – liší se číslem spinovým
v každém orbitalu jsou max. 2 epříklady!!!!
HUNDOVO PRAVIDLO: orbitaly se stejným vedlejším kv. číslem
(stejná energie) se obsazují nejprve po jednom ese 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
X
A
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
II.a sk. Kovy alk. zemin
III.a sk. Triely
IV.a sk. Tetrely
V.a sk. Pentely
VI.a sk. Chalkogeny
VII.a sk. Halogeny
VIII.a sk. Vzácné plyny
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Ca, Sr, Ba, Ra
B, Al, Ga, In, Tl
C, Si, Ge, Sn, Pb
N, P, As, Sb, Bi
O,S, Se. Te. Po
F, Cl, Br, I, At
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
nejsou rovnocenné
σ je pevnější, překrytím orbitalů se společnou osou
π méně pevná – okrajový překryv orbitalů, vzniká až podniku vazby σ
(str. 13)
π
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 eH 1s1
b) dvojná:
od každého z vázaných atomů se podílí 2 valenční e2
4
O 2s 2p
c) trojná:
od každého z vázaných atomů se podílí 3 valenční e2
3
N 2s 2p
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
II.
-natý
III.
-itý
IV.
-ičitý
V.
VI.
VII.
VIII.
-ečný, ičný
-ový
-istý
-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
+
OHAmfoterní látky: mají schopnost přijímat i odevzdávat proton
(H2O , NH3, HCO3-, H2 PO4- , HPO42- )
a) k silným kyselinám se chovají jako zásady
b) k silným zásadám se chovají jako kyseliny
Kyselina 1 + zásada 2
HCO3+
OHH3O
+
HCO3-
=
=
=
kyselina2 + zásada 1
H2O
+ CO3H2CO3 + 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 eREDUKCE je děj, při kterém atom e- přijímá – tím se jeho OČ sníží.
Oxidovadlo - akceptor eTyto děje probíhají současně: jestliže se jedna látka oxiduje, jiná se
musí redukovat
ox 1 +
red 2
↔
ox 2
+ red. 1
Př.
2HI Cl + ZnO
=
Zn IICl2 +
Cu2+
+ Fe0
=
Fe2+
+
Cl2
+ 2I=
I2
+
(Cl se redukuje , I je oxidován)
H2 O
Cuo
2 Cl-
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 mol2/l2
Vyjadřujeme hodnotou pH = vyjádření oxoniových kationtů H3O
Roztok kyselý
Roztok neutrální
Roztok zásaditý
pH 0 – 6,9
pH 7
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 1s1
Neřadíme i vzhledem k postavení v PSP do alkalických kovů – je typickým
nekovem
Tři izotopy: lehký vodík
těžký vodík
radioaktivní
1
1
2
1
1
3
H (protium) 99% všech přírodních atomů vodíku
H (deuterium)
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: 168 O – 99,9 %přírodních atomů kyslíku, 178 O
18
8O
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 1s2
Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ns2ns6
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 np5
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 ens2 np4
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 3p3 3d1 nebo S 3s1 3p3 3d2
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 np3 , 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 2p3
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
NO3Dusičnany
NH4 +
Amonná forma
Amidická forma
Ledko- amonná
- NH2
NH4 NO3
hnojivo
Ledek vápenatý
vzorec
Ca(NO3)2
Síran amonný
Amoniak
močovina
(NH4)2 SO4
NH3
CO(NH2)2
DAM
LAD
LAV
NH4 NO3 . močovina
NH4 NO3 . dolomit
NH4 NO3 . vápenec
N%
15
20
82
46
30
27,5
25
Fosfor 3s2 3p3
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
superfosfáty H2PO4citrofosfáty
HPO42-
fosfáty
PO43-
hnojivo
vzorec
%
Superfosfát jednoduchý
Superfosfát obohacený
Superfosfát trojitý
Superstop
Thomasova moučka
Mletý fosfát
Ca3(PO4)2 . CaSO4
Ca3(PO4)2 . CaSO4
Ca3(PO4)2 . CaSO4
CaHPO4 . stopové prvky
5CaO .P2O5 . SiO2
Ca3(PO4)2
7,3
12
21
9
7
13
Prvky IV.a skupiny
C, Si, Ge, Sn, Pb
ns2 np2
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 2p2
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 3p2
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 np1
Tři valenční e-, kromě B jsou typické kovy – se zvyšujícím se Z
Nejč. o.č. III až –III
Bor 2s2 2p1
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
2
Hliník 3s 3p1
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
Chloridová
KCl
Síranová
S příměsí Mg
K2SO4
KCl . MgCl
hnojivo
40% draselná sůl
50% draselná sůl
60% draselná sůl
síran draselný
Kamex
%
33%
42%
50%
42%
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=Ckonjugované
- C=C- C=Cizolované
- 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
|
|
C = C
|
|
H
H
Cl
|
C
|
H
=
H
|
C
|
Cl
d) optická: prostorová asymetrie v molekule – sacharidy C6H12O6
CHO
|
C – OH
|
OH- C
|
C – OH
|
C – OH
|
CH2OH
D – glukóza
CHO
|
OH- C
|
C - OH
|
OH- C
|
OH- C
|
CH2OH
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
CH2 = CH2
H H
/ /
+ Cl2 → Cl – C- C - Cl
/ /
H H
b) eliminační reakce – eliminace:
podstata: opak adice, vzniká násobná vazba
H H
/ /
Cl – C- C – H
/ /
H H
→
CH2 = CH2 + HCl
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
dekan
→ C8 H18 + CH2 = CH2
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
Cn H2n +2
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
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
Procvičování: a) 2,2,4-trimethylpentan
c) 2-methylhexan
e) 1-ethyl, 2-methyl pentan
3-ethyl, 2-methyl hexan
b) 2-ethylpentan
d) 3,6 dimethylnonan
f) 3,3-dietthyl, 1-methyl hexan
Opakování minulé hodiny – kontrola úkolů samost. práce
Výklad
Cn H2n
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
Butan
but-2-en
+ H2
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
dekan
→ C8 H18 + CH2 = CH2
oktan
etylen
CH3 – CH2 - CH2 - CH3 → CH3 - CH = CH - CH3
Butan
but-2-en
+ H2
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
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 =Ckonjugované - C =C-C =Cizolované
- C = C-C-C-C =Creakce - 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
Cn H2n -2
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
/vinylchlorid/
2,2-dichlorethan
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
II. Cyklické uhlovodíky
1.Alicyklické
uzavřený řetězec: nasycené
nenasycené
Cn H2n
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
Cn Hn
C6H6
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
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
rozpouštědla
o – xylen
Styren ( vinylbenzen)
Výroba polystyrenu a kaučuku
m – xylen
p– xylen
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
halogenderiváty
F, Cl, Br, I, At
Názvosloví
Příklad
CH3 – Cl
Chlor methan (methyl chlorid)
nitroderiváty
sulfonové
kyseliny
- NO2
předpona nitro
CH3 – CH2 - NO2
nitroethan
CH3 – CH2- SO3H
kys.ethansulfonová
- SO3H
CH3 – NH - CH3 dimetylamin
aminoderiváty
- NH2
hydroxideriváty
-OH
- amin
koncovka - ol
CH3 – CH3 – CH2- NH2 1propanamin
alkoholy CH3 – CH2 -OH
etanol
fenoly
ethery
karbonylové der.
Aldehydy
Ketony
Karboxylové
kyseliny
-OO
//
– CH
-C//
O
O
//
– COH
(COOH)
- ether
koncovka –al
koncovka - on
O
//
CH3 – CH
ethanal
CH3 - C -CH3 propanon
//
O
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. 1,3,5 benzentrisulfonová
k. m – benzendisulfonová
Aminoderiváty