P ehled u iva 1. ro níku gym.� � �
1. Chemie jako p írodní v da� �
2. Názvosloví anorganické Slou enin�
3. Stavba atom , radioaktivita�
4. Periodická soustava prvk�5. Chemická vazba6. Látkové mno�ství
7. Chemická reakce8. Klasifikace reakcí
9. Termochemie10. Kinetika chem. reakcí
11. Teorie kyselin a zásad12. Vodík, Kyslík a jejich slou eniny�
13. P � prvky
14. S � prvky
Chemie jako p írodní v da� �
P írodní v da spolu s Bi, Geologie, Fy...� �
Zabývá se:
� Vlastnostmi látek (jakým zp sobem závisí na struktu e)� �
� Vznik a zánik látek� Vzájemné p em ny látek� �
Chemická reakce � D j p i, kterém zanikají vazby v molekulách reaktant a vznikají novéch v produktech.� � �Dochází ke zm n struktury => vlastností látek� �
Rozd lení chemie (obory)�1. Obecná � v�eobecné zákonitosti, platnost ve v�ech oborech2. Anorganická chemie � chemie prvk a jejich slou enin� �
3. Organická chemie � chemie uhlíku a jeho slou enin�
4. Analytická chemie � d kaz p ítomnosti a mno�ství prvku ve slou eninách� � �
5. Fyzikální chemie6. Biochemie7. Biofyzika8. Geochemie9. Jaderná chemie
Historie chemie1. Starov ká chemie�
� Demokritos � v�e z atom , atom je dále ned litelný� �
� Thales � v�e je z vody� Aristoteles � v�e je ze ty základních �ivl (voda, ohe , vzduch, zem )� � � � �
2. S edov ká chemie� �
� Alychmie � p ed v decká chemie � � D�abír� Iantrochemie � výroba lé iv, � Paracelsus (pojmy jako alkohol, zinek atd.)� 1. chemická teorie � Teorie flogistonu
� Zkoumala ho ení látek a trvdila, �e p i ho ení se uvol uje tzv.� � � � flogiston3. V decká chemie�
� Lomosov, Lavoiser � zákon zachování hmotnosti� Dalton � atomová teorie (1808)� Wöhler � p ipravil org. slou eninu (mo ovinu) z anorganických látek. (roku 1828)� � �
� Butlerov, Kekule - strukturní teorie benzenu� M nd lejev � Periodický zákon => tabulka� �
4. Moderní chemie
� Albert Einstein � teorie relativity� Marie Curie Sklodowská � Radium, Polonim => NC 1911� Irene a Frederik Curie Joliot � um lá radioktivita => NC 1935�
Hrani ní obory�
� Jaroslav Heyrovský � polarografie => NC 1959� Otto Wichterle � kontaktní o ky, plasty� �
� Watson, Crick � struktura DNA
Základní chemické zákony1. Zákon zachování energie a hmotnosti.
� Dochází pouze k p em nách mezi formami� �
� Sou et hmotnosti reaktant se rovná hmotnosti produkt� � �
2. Zákon stálých pom r slu ovacích� � �
� Pom r hmotnostích prvk ve slou enin je konstatní a nezávislý na p íprav� � � � � �
� CO2 -> Ar: 12: 2 * 16 -> 3 : 8 <- pom r C ku O�
3. Zákon násobných pom r slu ovacích� � �
4. Avogadr v zákon�
� Stejné objemy plyn budou p i stejné � � teplot� a tlaku obsahovat stejný po et molekul�
� 1l 02
� 1l C02
� 1l H2
5. Daltonova atomová teorie
6. Zákon o objemech plyn�
7. Periodický zákon
� Vlastnosti prvk jsou periodickou funkcí jejich protonových ísel (M nd lejev pou�il relativní� � � �hmotnost)
Základní pojmyAtom � základní stavební ástice (jednotka)�
Obal - e-
Jádro � p+ a n0
Protonové íslo � � Z 1HNeutronové íslo �� N
Nukleonové íslo �� A, A = Z+N 3H
Izotopy � atomy stejného prvku li�ící se nukleonovým íslem:�
H1
1 Protonium
H1
2 Deuterium
H1
3 Tricium
Nuklidy � atomy se stejným po tem proton a neutron� � �
Molekula � H2O, HCl, H2SO4 � ástice slo�ená z atom , které jsou vázány chemickými vazbami.� �
Slou enina � � látka slo�ená ze stejných molekul.
Prvek � atomy ze stejným protonovým íslem (Z)�
Názvosloví anorg. slou enin�
Zna ky prvk� �
� Berzelius � 19. století
� Význam Fe� Prvek �elezo
� jeden atom �eleza� jeden mol �eleza
Oxida ní íslo� �
� pí�e se ímskou íslicí� �
� HIN
VO
�II 3 H 2
IO
� IIH
IF
� I
� definice: oxida ní íslo je náboj, který by atom prvku ve slou enine m l, kdyby elektrony ka�dé� � � �vazby, které daný atom tvo í, byly p id leny tomu elektronegativn j�ímu atomu.� � � �
HI�O
� II�HI - elektronegativn j�í je kyslík tudí� má o dva elektrony navíc�
HI�F
� I
Plyny1 mol ~ 22,4 litr�1 mol ~ 6,023 * 1023
3 H2O � t i molekuly vody�
O2 � jedna dvouatomová molekula kyslíku
3 He � 3 atomy héliaTi � jeden atom titanu
� Elektronegativita � schopnost atom p itahovat elektronové vazby� �
Pravidla pro ur ování oxida ních ísel� � �
1. Sou et v�ech oxida ních ísel v molekule je v�dy � � � 0 ! H 3
IP
VO4
� II
2. Sou et v�ech oxida ních ísel v iontu je roven náboji� � � �SVI
O4
� II ��2
3. Atomy v základním stavu mají oxida ní íslo v�dy � � 0 ! Fe0
4. Atomy tého� prvku vázané v molekule O2
0
5. Kyslík
O0
O�II
O�I - v peroxidech H 2
�I02
� I
6. Vodík
H0
HI
H�I - ve slou eninách s 1. a 2. skupinou�
7. U nep echodných prk (A skupiny) je � � nejv t�í � mo�né oxida ní íslo rovno íslu skupiny!� � �
N - 5. skupina => max VBr - 7.. skupina => max VII
Vaznost � íslo, které udává kolikati vazbami je daný atom vázán v molekule�
H 2 O - H �O�H => vodík má vaznost 1 a kyslík 2
H 2 S O4 - síra má vaznost 6
Typy chemických vzorc�1. Souhrný (sumární, molekulový) � celkový po et jednotlivých atom v molekule � � H 2 O
2. Strukturní � popisuje strukturu (v�echny vazby) H �O�H
3. Racionální � znázor uje charakteristické skupiny �zkrácení�
strukturního� ethan - HC 3�CH 3
4. Stechimetrický � udává pom r po tu atom � � � HO - peroxid vodík�
5. Geometrický � uspo ádání v prostoru�
6. Elektronový � znázor uje v�echny volné elektronové páry.�
H �O�H
Oxidy� O
�II
� oxid ....
� Va2
VO5
�II- oxid vanadi ný�
SiIV
O2
� II- oxid k emi itý� �
BaII
O� II
- oxid barnatý
Sb2
IIO3
� II- oxid antimonitý
Hydroxidy
� skupina �O�IIH
I ��1- hydroxidový anion!
� Nikl �OH �2 - hydroxid nikelnatýMn�OH �4 - hydroxid mangani itý�
h. st íbrný� AgOH
h. Thalitý Tl �OH �3
h. Amonný NH 4OH
==
-
-
O
O
O
O
-
-
H
H
S
Hydridy� Dvojprvkové slou eniny vodíku a jiného prvku�
� H�I
- pouze 1. a 2. skupina, hydrid � -ný -natý
� HIH
IIIH
VII-an -vodík � peroxid vodíku,voda
I LiIH
� I- hydrid lithný CsH - hydrid cesný
II BeH 2 -hydrid berylnatý Mg H 2 - hydroxid ho e natý� �
III BH 3 - boran
IV CH 4 - methan SiH 4 - Silan
V NIII
H 3 - amoniak = azan PH 3 - fosnan
VI H 2
�IO
� II- voda H 2 S - sirovodík= sulfan
VII HF - fluorovodík HCl - chlorovodík
KyselinyBezkyslíkaté
HF s l: fluorid � F� I
HCl s l: chlorid � Cl� I
HBr s l: bromid� Br�I
HI s l: iodidy � I� I
H 2 S s l: sulfidy � S�II
P íklady�
Sulfid hlinitý Al 2 S 3
Chlorid barnatý BaCl 2
SbBr3 - Bromid antimonitý
CaCl2 - Chlorid vápenatý
Kyslíkaté
obecn� Konkrétní p íklad� S l + anion�
I HI..
IO
� II HClO �ClO ��¿ sup I .. sup I O sup
-II
chornan
II
III HI..
IIIO2
�II HNO 2 �NO 2��¿
dusitan
IV H 2
I..
IVO3
� II H 2 CO 3 �Co3��2
uhli itan�
V HI..
VO3
� II HNO3 �NO3��¿dusi nan�
VI H 2
I..
VIO4
� II H 2 SO2 �SO4��2
síran
VII HVII
..IO4
�II HClO 4 �ClO4��¿
chloristan
VIII
Fosfore nan hlinitý � AlPO4 , fosfore nan sodný � Na3 PO4 , bromi itan amonný�
�HN 4�2 BrO3 , síran �elezitý Fe2�SO4�3 , sulfid draselný K 2 S
Cr 2�SO4�3 - síran chromitýHg �NO3�2 - dusi nan rtu natý� �
Nikl 3�PO4�2 - fosfore nan niklnatý�
Sytnost kyselin � po et vodík , které m �e daná kyselina od�tepit� � � H 2 SO2 - 2 sytná; HCl -1 sytná
N které prvky mohou pro jedno oxida ní íslo tvo it více kyselin. => Vzorce se ly�í po tem � � � � � H a O .V názvu udáváme po et vodík . Mezi takové prvky pat í � � � Si I B
HIB
IIIO2
� II- kys. hydrogen boritá
H 3
IB
IIIO3
� II- kys. trihydrogen boritá
H 2
ISi
IVO3
� II- kys. dihydrogen k emi itá� �
H 4
ISi
IVO4
�II- kys. tetrahydrogen k emi itá� �
H 5
II
VIIO6
� II- kys. pentahydrogen jodistá
H 3
II
VIIO5
� II- kys. tetrahydrogen jodistá
Hydrogen soli kyselin� soli kyselin v jeji� anintu z stává stále n jaký vodík� �
� H 2 SO 4 - �HSO4��1
hydrogen síranH 3 PO 4 - �H 2 PO 4�
�1dihydrogen fosfore nan�
hydrogen fosfore nan�
� hydrogen uhli itan m natý � �� Cu �HCO3�2
hydrogen k emi itan amonný� � NH 4 HSi 3
hydrogen foosfore nan zlatitý� Au2�HPO 4�3
hydrogen sulfid lithný LiHS
DikyselinyPropojí se dv molekuly kyseliny od kterých se ode te jedna molekula vody.� �
kys. disírová �H 2 SO4�H 2 SO4��H 2 O=H 2 S2 O7
kys. disi i itá � � �H 2 SO3�H 2 SO3��H 2 O=H 2 S 2O5 nebo H 2
IS 2
IVO5
�II(k í�ové pravidlo)�
PeroxokyselinyKyseliny s jedním kyslíkem navíc, ne� odpovídající kyselina
k. peroxosírová H 2 SO5
k. peroxosi i itá � � H 2 SO4
ThiokyselinyKyseliny, které mají místo jednoho kyslíku síru.
k. thiouhli itá � H 2 CSO 2
k. thiosírová H 2 S 2O3
k. thiosi i itá � � H 2 SO2
KrystalohydrátyKrystalizují s ur itým mno�stvím vody => obsahují vodu ve struktu e.� �
CuSO4�5H2 O pentahydrát síranu m natého � modrá skalice��
ZnSO4�7H2O heptahydrát síranu zine natého � bílá skalice�
FeSO4�7H2 O heptahydrát síranu �eleznatého - zelená skalice
CaSO 4�2H2 O dihydrát síranu vápenatého - sádrovec
�HPO 4��2
3. Stavba atomu, radioaktivita
Historie: � Aristoteles a Demokritos� Dalton
1. v�echny látky jsou slo�eny s atom�2. Atomy stejného prvku jsou stejné, atomy r zných prvk jsou r zné. => A� � � r ...realtivní atomová
hmotnost3. P i chemických reakcích atomy nevznikají ani nezanikají�
4. Slu ovaní atom vznikají molekuly� �
Slo�ení atomuPolom r: � obal je 10 000 a� 100 000 krát v t�í ne� jádro.�Hmotnost: jádro 99 % hmotnosti atomu, obal 1%
Náboj: � e- ....1 elementární záporný náboj - 1,602 * 10-19 C� p+ ....1 elementární kladný náboj + 1,602 * 10-19 C
Modely atomu20. století
1. Rutherford � planetární model � model slune ní soustavy, elektrony obíhají kolem jádra�
2. Bohn [bór] � kvantový � mohou se pohybovat pouze po drahách, ka�dá má svoji energii. Energiese m ní po kvantech (= skocích). Nic mezitím.�
3. Broglie [broj] � elektrony mají dualistický charaktery. Tzn. M �ou se chovat jako vlny a jako�ástice.�
4. Schrödinger � matematický model (= rovnice). Re�ením rovnice je p esný popis elektronu,�nap íklad kde se nachází, jakou má energii... �
Orbital � prostor kolem jádra, ve kterém se elektron vyskytuje s pravd podobností minimáln 95 %� �
Kvantová ísla �� 4 ísla charakterizující elektron (energii, prostor) a jsou výsledekm Schrödingerovy�rovnice.
n hlavní kvantové íslo� 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) 5 (O) 6 (P) 7 (Q) � (teoreticky)
ozna ují vrstvu, hladinu, kde se nachází daný elektron. ím je elektron dál od jádra, tím má� �vy��í energii.
l vedlej�í kvantové íslo� ur uje druh (typ) orbitalu ve kterém se elektrony vyskytují a energii.�
Hodnoty: 0,1..... n-1Pro dosud známé prvky nabývá hodnot 0,1,2,3
Druhý orbit:
l = 0 orbital s
l = 1 orbital p
l = 2 orbital d
l = 3 orbital f nekreslí se je slo�itý
m magnetické kvantové íslo� ur uje orientacii orbitalu v prostoru v d i jádru.� � �
Hodnoty -l .... +ls (l = 0): m = 0 => 1 orientace (1 orbital)
p (l = 1): m = -1,0,1 => 3 mo�nosti (3 orbitaly)
d (l = 2): m = -2...2 => 5 mo�ností (5 orbital )�
f (l = 3): m = -3...3 => 7 mo�ností (7 orbital )�
1 mm
10 a� 100 metr�
s spinové k. íslo� Udavá spin elektronu (Jaký má spin)
Hodnoty �1
2a �1
2
Do jednoho orbitalu se vejdou pouze dva elektrony (li�i se spinovým íslem)�
Znázorn ní orbital :� �
1. Tvary (nepou�ívá se)
2. 1s1
3d5
3. Orbitaly se kreslí jako tvere ky� �s
p
d
f
1 vrstva (n = 1) MAX 2 el.
l = 0 => s => 2 el.
2 vrstva (n = 2) MAX 8 el.
l = 0 => s => 2 el.
l = 1 => p => 6 el.3 vrstva (n = 3) MAX 18 el.
l = 0 => s => 2 el.l = 1 => p => 6 el.
l = 2 => d => 10 el.4 vrstva (n = 4) MAX 32 el.
l = 0 => s => 2 el.l = 1 => p => 6 el.l = 2 => d => 10 el.
l = 3 => f => 14 el.5,6,7... vrstva
Pravidla pro zapl ování orbital� �
1. Pavliho princip výlu nosti � v ka�dém orbitalu m �ou být 2 elektrony, ty se musí li�it spinem.� �
2. Hundovo pravidlo � orbitaly daného typu se zaplní nejd íve 1 elektronem tyto elektrony mají�stejný spin , teprve poté tvo íme elektronové páry, ty musí mít opa ný spin.� �
p3
p2
p4
d4
3. Výstavbový princip � po adí ve kterém se elektrony umistují do orbital . l+n, ím je sou et� � � �ni��í tím d íve zapl ujeme. Pokud je sou et stejný rozhoduje n.� � �
n l obrital n+l po adí�
1 0 s 1 1
2 01
sp
23
23
3 012
spd
345
457
4 0123
spdf
4567
68
1013
1. vrstvan = 1
2 elektrony
orbital dl = 2
Po adí dle energie:�1s | 2s 2p | 3s 3p | 4s 3d 4p | 5s 4d 5p | 6s 4f 5d 6p | 7s 5f 6d 7p
P : Elektronová konfigurace valen ní vrstvy� �
P : Zkrácená elektronová konfigurace �
B5 =2p1
Pb82 =6p2
V23 =3d3
5 0123
spdf
5678
9111417
6 0123
spdf
6789
12151820
7 0123
spdf
789
10
16192122
RadioaktivitaP irozená radioaktivita � � shopnost nestabilních atom se samovoln p em ovat na jiné atomy (stabilní� � � ��pom r neutrony : protony 3:2)�Objevili ji M. C. Sklodowská + BacquerelUm lá radioaktivita �� p em na prvk ú inkem radioaktivního zá ení (jejich rozpad)� � � � �Objevili ji Joliot-Curie (man�elé)Druhy jaderného (radioaktivního) zá ení�
Alfa: Nejslab�í, má nejmen�í energii => nejmén pronikavé�
proud ástic � He2
4
Beta: vy��í energie, lze zastavit hlíníkem (ale ten je v Humpolci)
Beta +: proud pozitron� l1
0
Beta -: proud elektron� l�1
0
Gama: nejvy��í energie, nejpronikav j�í, zachytit lze olovem. Doprovází zá ení alfa a beta. Je to� �pouze energie (podobné sv tlu).�
Rozpadové ady: Ac, Th, U, Np m ní se p es prvky na jiné stabilní.� � �
Jaderné reakce
Alfa: JZ
A D�Z�2 �� A�4 � � 2
4
Beta+: JZ
A D�Z�1�A � l1
0
Beta -: JZ
A D�Z�1�A � l�1
0
Gama: istá energie, nelze zapsat.�
V23 =[ Ar18 ]4s23d
3
Pb82 =[ Xe54 ]6s24f
145d
106p
2
B5 =[ He2 ]2s22p
1
At85 =[ Xe54 ]6s24f
145d
106p
5
Hg80 =[ Xe54 ]6s24f
145d
10
P15 =[ Ne10 ]3s33p
3
4.Periodická soustava prvk�
18 skupin = sloupc�
7 period = ádk� �
Prvky, které le�í ve stejné skupin mají stejné (podobné) vlastnosti)�
íslo periody udává íslo poslední obsazené (= valen ní) vrstvy.� � �
íslo skupiny (nep echodných prvk ) (to ímské) udává po et valen ních elektron a zárove nejvy��í mo�né� � � � � � � �oxida ní íslo� �
Nep echodné�
S-prvky
Valen ní elektron pouze v orbitalu � s.Prvky 1. a 2. skupiny.
P-prvky
Prvky 13. (III) a� 18. (VIII) skupinyValen ní elektrony jsou v orbitalech � s,p.
p = max. 6 el => 6 skupiny
P echodné�
D-prvky
Prvky 3. a� 12. skupiny (co� je 10 skupin)Do orbitalu d max. 10 el. => 10 skupin
Valen ní � s,d
Vnit n p echodné� � �
F-prvky
Pod tabulkou (6. a 7. perioda)Valen ní � s,f
Alkalické kovy � celá 1. skupina bez H.Kovy alkalických zemin � 4 prvky ze 2. skupiny a to Ca, Sn, Ba, RaChalkogeny � O, S, Se, Te, Po
Halogeny � 7. skupina F, Cl, Br, I, AtVzácné plyny � 8. skupina He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Vlastnosti prvk�1. Polom r atomu�
Roste náboj jádra (roste po et proton )� �
Roste po et elektron ale neustále do jedné vrstvy (kdy� se� �pohybujeme horizontáln ) => jádro více p itahuje elektrony k� �sob .�
2. Elektronegativita
Schopnost prvku p itahovat si elektrony.�
ím mén elektron tím v t�í elektronegativita (má málo� � � �vrstev)
3. Kovový charakter
4. Ioniza ní energie�
Energie, kterou musíme dodat, abchom od�t pily eletron.�
ím je vet�í, tím mén energie sta í dodat.� � �
5. Elektronová afinita
Energie, která se uvolní kdy� atom p íjme elektron.�
ím v t�í atom, tím mén energie se uvolní.� � �
klesá
roste
klesá
roste
nekovypolokovy
kovy
klesá
roste
klesá
roste
5. Chemická vazba
Molekula - ástice slo�ená z atom , které jsou vázány chemickými vazbami.� �
Stejnorodé (homonukleární) � O2, Cl2, N2
R znorodé (heteronukleární) � H� 2O, H2SO4, Hcl
Makromolekula � slo�ená ze dlouhých et zc � polystyren, DNA, �krob� � �
Molekulové ionty � molekuly s nábojemNH4
+ - kation amonnýOH- - anion hydroxidový
H3O+ - kation oxoniovýHSO3
- - anion síranový
NO3- - anion dusi nanový�
NO2- - anion dustitanový
CO32-- anion uhli itanový�
Chemická vazba � soudr�né síly, které dr�í atomy pospolu v molekule.
Podmínky vzniku:
1. Atomy se musí dostate n p iblí�it (tak akorát).� � �
2. Musí dojít k p ekrytí orbital (poté mají spole né pole p sobnosti).� � � �
3. Elektrony, které mají vytvo it vazbu musí mít opa ný spin.� �
Charakteristika vazby:
1. Délka vazby � vzdálenost jader.2. Disocia ní energie � energie, kterou pot ebujeme dodat, aby se� �
vazba roz�t pila.�
3. Vazební energie � energie, která se uvolní p i vzniku vazby � [kJ
mol]
Typy vazeb
1. Nepolární (kovalentní)2. Polární
3. Iontová4. Koordina n kovalentní (z jednoho elektronu jdou dva elektrony (celá vazba) a jsou �ubytovány� v� �
orbitalu druhého)
Kovalentní vazbaKa�dý atom poskytne jeden elektron, sdílejí elektronový pár.
Násobnost vazby
� JednoducháH2 H � H
P edstavuje ji typ vazby sigma � � , ta le�í p esn na spojinici atom .� � �
� DvojnáO2
P edstavuje ji typ vazby sigma � � a pí �
� Trojná
N3
P edstavuje ji typ vazby sigma � � a 2x pí �
Kovalentní vazba vzniká mezi atomy s podobnou elektronegativitou, nej ast ji mezi stejnými prvky. Do� �rozdílu 0,4.Znázorn ní vazby:�
1. -2. P ekrytí orbital� �
O O
N N
N N
P íklad 1:�
H2:
O2:O:
O:
N2:
Polární vazba Vzniká mezi atomy, kde rozdíl elektronegativit je v t�í ne� 0,4 ale men�í ne� 1,7.�
Elektronegativn j�í atom si vazbu více p itahuje k� � sob . (Nejsou rovnom rn rozlo�eny)� � �
HCl:
HCl
H� +� Cl
� -�
Iontová vazba Vzniká mezi atomy, kde je rozdíl elektronegativit v t�í ne� 1,7. N kdy ji íkáme extrém polární vazba.� � � �
Atom si elektronový p itahuje celý.�
Na ClNa
+Cl
-
Kordina n kovalentní vazba� �
(Denor-Akceptorní vazba)
Vzniká mezi dv ma atomy, kdy� jeden atom poskytne celý elektronový pár. A druhý atom poskytne�orbital.
Spí�e ve slo�it j�ích koordina ních slou eninách (= komplexních) slou eninách.� � � �
Donor = dárce 2 elektron .�Akceptor = p íjemce, poskytuje prázdný orbita.�
Kation amonný: NH 4
+�NH 3�H
+�
Kovová vazbaVyskytuje se v krystalech kov .�
p ekrytí orb.�
pp
2s2 2p4
2s22p4
N N
2s2 2p4
2s22p4
N:
N:
3s2 3p5
1s1
Cl:
H:
ClH
1s1
N:
H:
2s2 2p4
1s1H:
H: 1s1
H+: 1s0
Zp sobuje v�echny typické vlastnosti kov :� �
� Vodivost tepla, elekt iny�
� Kovový lesk� Kujnost, ta�nost
Kov tvo í specifické krystaly => krystalická m í�ka. Obsahuje ionty kov , ka�dý� � �atom poskytuje své valen ní elektrony ostatním (do spole ného vlastnictví).� �
Elektrony jsou delokalizovány (=> elektronový plyn), voln se pohybují v prostoru.�
Slabé �vazby�Vazebné interakce,Mnohem men�í energie => slab�í ne� ostatní vazby => snadno se od�t pí.�
Existují ve v�ech slou eninách. P sobení mezi molekulami.� �
� Vodíkový m stek�
� Vazba mezi vodíkem a atomem, který... (AND)1. Má vysokou elektronegativitu2. Musí mít volný elektronový pár
3. Na tento atom musí být navázaný vodík.� Mezi molekulami => intermolekulální
� P íklad:�
� Uvnit molekuly => intramolekulární �
� Jejich existence fyzikální vlastnosti jako teplotu varu, tání.
� van der Wallsovy síly� P ita�livé síly mezi molekulami, existují ve v�ech�
slou eninách. Vzájemné p itahování mezi dipóly.� �
� Vznikají p i pohybu, nebo p i dostate né� � �elektronegativit .�
HybridizaceUhlík je u v�ech organických slou enin ty vazný (CH� � � 4).
Musí prob hnout rozpárování elektron , dodáním energie:� �
Na+Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
e-e- e-
e-
e-
e-
e-e-
- +- +
-
+ - +
H Cl H ClO
H H
O
H H
C: 2s2 2p2
2 vazný ??
C: 2s1 2p3
excitace elektronu (jeho vybuzení do energeticky náro n j�í vrstvy)� �
Hybridizace � sjednocení energie elektron , které tvo í rovnocenné vazby podle toho, které elektrony z� �kterých orbital se sjednotí. Rozli�ujeme typy: (nespo et)� �
3. sp
P íklad: (postup: zji�tujeme kolik mají sigma vazem, ty musí být rovnocené=>...)�
6. Látkové mno�ství
Zna ka:� n [mol ]
Definice: Jeden mol obsahuje tolik ástic (atom nebo molekul) jako je atom ve 12 gramech uhlíku� � � C6
12 .
Avogadrova konstanta N A=6,023�1023
mol�1 , je to po et ástic (�) v jednom molu.� �
AR - relativní atomová hmotnost
M R - relativní molekulová hmotnost
M R - molární hmotnost = hmotnost jednoho molu. íslo je stejné jako u relativní molekulové hmotnosti,�
jen p idáme jednotku � [g
mol] , je dán vzore kem � M R=
m
n.
1 mol plynu je p ibli�n 22,4 litru.� �
1. Ur ete látkové mno�ství � HCl v 60 gramech chlorovodíku.
2. Ur ete hmotnost � 1dm3 chlóru Cl 2 za normálních podmínek.
3. Porovnejte hmotnost 1dm3 CO 2 a SO 2 .
4. Kolik mol , kolik litru vodíku vznikne reakcí 1 molu zinku s � HCl
5. Ur ete hustotu oxidu si i itého� � �
C*: 2s 2p
Men�í energie V t�í energie�
H H
H
H
CC*: 2s 2p
C*: 2s 2p
C*: 2s 2p
H
H
H
HC C
C � C HH
2
C � C CH C CH
H
H
2
sp sp sp2 sp sp2
pouhý pom r kolikrát je t ��í ne�u uhlík, � �proto je bez jednotek!
n=m
M=
60
36,5=1,6 mol
1mol��71 g1mol��22,4 l
71 g��22,4lx��1 l
m=71
22,4=3,2 g
CO 2�SO2
2 HCl�ZnZnCl 2�H 2Kdy� do reakce jde zinku 1 mol, pak uvoln ný �vodík bude taky 1 mol.
m
V=
64
22,4=2,86 g dm
�3
P íklad 1:� Kolik mol vody je v 1000 g skalice modré?�
m �CuSO 4�5 H 2O �=1000 g => 1 mol skalice obsahuje 5 mol vody!�
n �H 2O �=?mol
M R=�CuSO 4�5 H 2O �=250 g mol�1
250 g skalice���5molů vody1000 g skalice���x molů vody
x=�1000�5�
250=20 molů
P íklad 2:� Kolik molekul je ve 127 gram jódu (I� 2)
1mol I 2���254 gramů
1mol����6,023�1023
molekul
254 g���6,023�1023
127 g��� x
x=�127�6,023�10
23�
254=3,0115�10
23
P íklad 3:�
1mol���22,4litrů
6,023�1023���22,4 litrů
x���30 litrů
x=8,06�1023
P íklad 4:� Zreaguje 75 litr vodíku s 258,585 gramy chlóru na chlorovodík bezezbytku?�
H 2�75 litrů3,348 mol
1mol��22,4 litrů
x��75 litrů
Cl 2�258,585 gramů 3,66 mol
1 mol��70,5 gramů
x��258,585 gramů
Nezreagují bezezbytku, látkové mno�ství by se muselo shodovat.P íklad 5:� Co je t ��í? 5 litr NH� � 3 a stejné mno�ství CO?
M R�NH 3�=17 g mol�1
= M R�CO �=24 g mol�1 > CO bude t ��í!�
P íklad 6: �
22,4 litrů��6,023�1023
8 litrů�� x
x=�8�6,023�10
23�
22,4=2,15�10
23
1mol��22,4 litrůx��8 litrů
x=0,357 mol
7. Chemické reakce
= je d j, p i kterém zanikají vazby v molekulách reaktantu a vznikají nové v molekulách produktu.� �
Platí pro n zákon zachování hmotnosti => nem ní se po et atom !� � � �
Zapisují se chemickými rovnicemi (ty musíme vyrovnat).
Klasifikace reakcí1. Podle tepla
1. Exotermické � uvol uje se teplo�
2. Endotermické � pro b h reakce je pot eba dodávat teplo� �
2. Podle typu p ená�ených ástic� �
1. Redoxní
� Oxidace � látka odevzává elektrony, tím se zv t�uje její oxida ní íslo.� � �
� Oxida ní inidlo � jiné látky oxiduje, sám sebe redukuje.� �
O2
0 �0 �I I �
KMnV I I
O4 �V I I I I �
� Redukce � látka p íjmá elektrony, tím sni�uje své elektronové íslo.� �
� Reduk ní inidlo � jin látky redukuje, sám sebe oxiduje.� � �
H2
0 �0 I �
2. Acidobazické = protolytické � p enos proton� �
� Kyselina � látka schopná od�t pit proton, tzn. � H+
� Zásada � látka shopná p íjmout proton, tzn. � H+
3. Podle zp sobu �t pení vazeb� �
1. Homolýza � d lí se rovnom rn , ka�dá ástice dostane� � � �polovinu z vazby. U nepolárních vazeb.
2. Heterolýza � d lí se nerovnom rn , elektronegativn j�í� � � �atom získá celý elektronový pár.
4. Ostatní - platí pouze pro anorganickou chemii.1. Syntéza � z jednodu�ích látek vznikají slo�it j�í.�
H2�C l2 2 HCl
2. Rozklad - slo�it j�í látky se �t pí na jednoduché.� �
2 NH 3 N 2�3 H2
3. Subtituce - (= nahrazení) � atom ve slou enin� �nahrazen jiným atomem.
Z n�H2 SO4 ZnSO4�H2
4. Podvojná zám na � vým na kationt /aniont ve slou enin .� � � � � �
HCl�NaOH NaCl�H2 O
Vyrovnávání chemických rovnic.P íklad 1:�
CuI I
O�N�I I I
H3 Cu0�H2 O
�I I�N2
0
e�ení:�
CuI I�2 e
-Cu0
N�I I I�3 e
-N0
Výsledek:
3 CuI I
O�2 N�I I I
H3 3 Cu0�3 H2 O
�I I�1 N2
0
P íklad 2:�
HBr�I�K
IMn
V I IO4
�I IKBr�I �Mn
I IB r 2
�I �B r 2
0�H2 O
e�ení:�
Radikál Radikál
Elektrofil Nukleofil
3
2
2 B r�I �2 e
-2 B r0
MnV I I�5 e
-MnI I
Výsledek:
1 6HBr�I �2 K
IMn
V I IO4
�I I2 KBr�I �2 Mn
I IB r 2
�I �5 B r 2
0�8 H2 O
P íklad 3:�
�CI I I
O�I I
O�I I
HI�2�K
IMn
V I IO4
�I I�H2
IS
V IO4
�I IC
V IO2
�I I�Mn
I IS
V IO4
�I I�K 2
IS
V IO4
�I I�H2 O
e�ení: (dle levé strany => dopl ovat výsledek z následujícího vlevo)� �
2 CI I I
�2 e-2 C
V I
MnV I I�5 e
-MnI I
Výsledek:
5 �CI I I
O�I I
O�I I
HI�2�2 K
IMn
V I IO4
�I I�3 H2
IS
V IO4
�I I1 0C
V IO2
�I I�2 Mn
I IS
V IO4
�I I�1 K2
IS
V IO4
�I I�8 H2 O
P íklad 4:�
Mn2+�Ag 2
IO2
�I�H
+Mn
V I IO4
-�Ag
+�H2 O
e�ení:�
MnI I�5 e
-Mn
V I I
2 O�I�2 e
-2 O
�I I
Výsledek:
2 Mn�2 +�
�5 Ag2
IO2
�I�H
+2 Mn
V I IO4
-�1 0Ag
+�2 H2 O
P íklad 5:�
HI
B rV
O3
�I IB r2
0�O2
0�H2 O
e�ení:�
B rV�5 e
-B r
0
O�I I
�2 e-o
0
Výsledek:
4 HIB r
VO3
�I I2 B r2
0�5 O2
0�2 H2 O
P íklad 6:�
Zadání: I-�I O3
-�H+I 2�H2 O
Oxida ní ísla: � � I�I�I O3
�I�H
I I 2
0�H2
IO
�I I
e�ení:�
I�I�e
- I
0
IV�5 e
- I
0
Výsledek:
5 I-�I O 3
-�6 H+3 I 2�3 H2 O
Zkou�ka: L = - 5 � 1 + 6 = 0; P = 0;L = P
P iklad 7:�
A s2
I I IS 3
�I I�HN
VO3 H3 A s
VO4�H2 S
V IO4�N
I VO2�H2 O
e�ení: (dle levé strany)�
2 A sI I I
�4 e-2 A s
V
3 S�I I
�2 4 e-3 S
V I
NV�1 e
-N
I V
Výsledek:
1 A s2
I I IS 3
�I I�2 8HN
VO3 2 H3 A s
VO4�3 H2 S
V IO4�2 8N
I VO2�8 H2 O
5
2
5
2
2
5
2
5
5
1
28 e-1
28
P íklad 8:�
F eI I
SV I
O4�K2 C r2 O7�H2 SV I
O4 F e2
I I I�SO4 �3�K 2 SO 4�C r 2
I I�SO4 �3�H2 O
e�ení:�
2 F eI I�2 e
-2 F e
I I I
2 C rV I�6 e
-2 C r
I I I
Výsledek:
6 F eI I
SV I
O4�K2 C r2 O7�7 H2 SV I
O43 F e2
I I I�SO 4�3�K 2 SO4�1 C r2
I I�SO 4�3�7 H2 O
P íklad 9:�
B r-�C r2 O7
�2 -��H
+B r2�C r
�3 +��H2 O
Oxida ní ísla:� �
B r�I�C r2
V IO7
�I I�H
IB r 2
0�C r
I I I�H2 O
e�ení:�
B r�I�e
-B r
0
2 C rV I�6 e
-2 C r
I I I
Výsledek:
6 B r-�C r2 O7
�2 -��1 4H
+3 B r2�2 C r
�3 + ��7 H2 O
P íklad 10:�
AuI I I
C l3
�I�H2
IO2
�I�KOH Au
0�O2
0�K
IC l
�I�H2 O
e�ení:�
Au0�3 e
-Au
0
2 O�I�2 e
-2 O
0
Výsledek:
2 AuI I I
C l3
�I�3 H2
IO2
�I�6 KOH 2 Au
0�3 O2
0�6 K
IC l
�I�6 H2 O
P íklad 11:�
H3 PI I I
O3�H2 O�B r2
0HBr
�I�H3 P
VO4
e�ení:�
2 B r0�2 e
-2 B r
�I
PI I I
�2 e-P
V
Výsledek:
1 H3 PI I I
O3�H2 O�1 B r2
02 HBr
�I�1 H3 P
VO4
6 => 3
2 => 1
6
1
2
3
1
1
Výpo ty z chemických rovnic�
� Rovnice musí být vyrovnaná� Koeficienty ve vyrovnané rovnici znamenají látkové mno�ství (moly)
� Výpo ty�� Hmotnost� Látkové mno�ství
� Objem plyn�P íklad 1:� Reakce zinku s kyselinou sýrovou
a) Rovnice
Z n�H2 SO 4ZnSO 4�H2
b) Ur ete typ reakce�
Substitucec) Ur ete kolik gram zinku reaguje se 30 gramy kyseliny� �
MR�Z n�=6 5 , 4
MR�H2 SO4 �=9 8
6 5 , 4gramů Z n���r e a g u j e s 9 8g H2 SO4
x Z n���3 0g H2 SO 4
x =6 5 , 4�3 0
9 8=2 0g Z n
d) Kolik gram H� 2 vznikne z 10 gramu zinku?
6 5 , 4g Z n���2 g H2
1 0g Z n���x g H2
X=2 0
6 5 , 4=0 , 3 g H2
e) Kolik litr H� 2 vznikne ze 200 gram kyseliny�
9 8g H2 SO 4���2 2 , 4 l H2
2 0 0g H2 SO4���x l H2
x =2 0 0�2
9 8=4 5 , 7 l
f) Kolik gram 10% kyseliny je pot eba na p ípravu 20 litr H� � � � 2
9 8g H2 SO 4���2 2 , 4 l H2
x g H2 SO4���2 0 l H2
x =8 7 , 5g
8 7 , 5g ���1 0 0 %x g ���1 0%
x =8 7 , 5�1 0 0
1 0=8 7 5g
P íklad 2:�
Sm s� H2�O2
w=0 , 1=1 0% pro vodík
m=1 6g kyslík
V=?
Hmotnost:
1 0%v o d í k���x
9 0%k y s l í k���1 6gx =1 , 8g H2
Objem vodík:
H2���2 g ���2 2 , 4 l
���1 , 8 g ���x lx =2 0 , 1 6l
Objem kyslík:
O2���3 2g ���2 2 , 4 l
���1 6g ���x lx =1 1 , 2 l
Objem Celkem: V=3 1 , 3 6 l
P íklad 3:� Kolik m3 CO2 je pot eba ke ztuhnutí malty, která obsahuje 52 kg ha�eného vápna.�
Ca�OH �2�CO2 H2 O�CaCO 3
Mr [Ca�OH �2 ]=7 4
7 4g Ca�OH �2���2 2 , 4 l CO 2
5200 0g Ca �OH �2���x l CO2
x =5200 0�2 2 , 4
7 4=1574 0 l =1 5 , 7 4m
3
P íklad 4:� Oxid si i itý se p ipravuje reakcí si i itan s � � � � � � HCl . Jaké mno�ství heptahydrátu si i itanu� �
sodného je pot eba pro p ípravu 1,5 molu � � SO2 ?
Na2 SO 3�7 H2 O�2 HCl2 NaCl�H2 SO 3 - Podvojná zám na�
Mr [Na2 SO 3�7 H2 O]=2 5 2 , 2
2 5 2 , 2g Na2 SO3�7 H2 O��1 m o lH2 SO4
x g Na2 SO 3�7 H2 O��1 , 5 m o lH2 SO4
x =2 5 2 , 2�1 , 5
1=3 7 8 , 3g
8. Soustavy
Soustava � ást prostoru, která je od okolí odd lena n jakými st nami (kádinka s vodou, termoska s ajem,� � � � �t ída (jako místnost))�
D líme soustavy dle:�
� St n � vým na energie, vým na ástic s okolím� � � �
� Izolovaná � neumo� uje vým nu ástic ani energie � nap íklad termoska� � � �
� Uzav ená � umo� uje vým nu energie, ale ne ástic � nap íklad pet lahev� � � � �
� Otev ená � umo� uje vým nu energie i ástic � nap íklad hrnek� � � � �
� Oblastí (slo�ek)
� Homogenní � soustava se skládá z jedné oblasti (slo�ek) nebo více oblastí (slo�ek), ale vlastnostijsou v�ude stejné. (=> vypadají stejn ) � typickým p íkladem je vzduch� �
� Heterogenní � soustava se skládá z více slo�ek, vlastnosti jsou r zné � nap íklad sm s písku a� � �soli.
Sm s � látka slo�ená z více slo�ek. Jednotlivé slo�ky lze od sebe odd lit:� �
� Filtrace � pevná (s) od kapalné (l)
� Destilace � odd lení kapalných (l) na základ rozdílné teploty varu� �
� Sublimace � odd lení dvou pevných (s) látek, pevná (s) -> plynná (g)�
� Odst e ování� �
� Dekantace � pevná (s) od kapalné (l)� Extrakce � vyt epávání � m �e se pou�ívat d lící nálevka� � �
� Krystalizace � pevná (s) od kapalné (l)Rozd lení sm sí dle velikosti ástic:� � �
� Homogenní � nejv t�í ástice, men�í ne� 10� � -9 m � nap íklad vzduch�
� Koloidní sm s � ástice 10� � -9 do 10-7 m � nap íklad dým, mlha, bílek.�
� Heterogenní sm s � v t�í ne� 10-7 m, m �eme je pozorovat okem nebo mikroskopem � Mlíko� � �
Kapalné roztokyNasycené � v roztoku se nerozpustí dal�í mno�ství látkyNenasycené � v roztoku se rozpustí dal�í mno�ství látkyRozpustnost � udává mno�ství látky, která se rozpustí za dané teploty v ur itém mno�ství (objem)�rozpou�t dla a vznikne nasycený roztok.�
Koncentrace roztoku
Molární: c =n
V[
m o l
l][M]
Hmotnostní: w=m
Mbez jednotky nebo v procentech (Po vynásobení 100)
P íklad 1:� na %
5M roztok H 2 SO 4
�=1,29g
cm3
M R[H 2 SO4]=98
5M roztok v 1 litru roztoku je 5 mol � H 2 SO 4
m� roztoku�=��V
m�roztoku�=1,29�1000
m�roztoku�=1290 g
m�H 2SO4 �=n�M
m�H2SO
4�=5�98
m�H 2 SO4�=440 g
w=m� H 2SO 4�
M �roztoku �
%=490
1290�100
%=38%P íklad 2:� 30 % = ve 100 g roztoku je 30 g Hcl
V=? l
V=m�
V=100
1,15
V =87cm3=0,087 l
n=?mol
n[HCl ]=m
M R
n[HCl ]=30
36,5n[HCl ]=0,82mol
c=n
V
c=0,82
0,087c=9,5 M
ed ní roztok� � �
Zákon zachování hustoty (�ádný zákon zachování objemu neexistuje)� K í�ové pravidlo�
� Sm �ování, z e ování rovnice � p íklady: míchání roztok o r zných koncentracích� � � � � �
m1 w1�m2 w 2=�m1�m2�u
P íklad 1:�
40%HNO3�H 2O 15%HNO3
�=1,25g
cm3
V =?cm3
m=? g H 2 O �=1,08g
cm2
V=250 cm3
m1 w 1�m2 w 2=�m1�m2�u
m1�40�m2�0=270�15
m1=270�15
40
m1=101,25 g 40%HNO3
m2=270�101,75=168,75 g H 2O
V 1=m1
�=81cm
3
9. Termochemie
Zabývá se tepelnými zm nami p i chemických reakcích.� �
Zna í se � �H ( H se pou�ívá pouze p i reakcích, které jsou izobarické)�
Izobarické � tlak je po dobu reakce konstantníIzotermické � teplota je konstantní
Izochorické � objem je konstantníTermochemická rovnice:
� Vyrovnaná
� Uvedena hodnota �H
� Údaj o skupenství látek � a,s,l,dP íklad termochemické rovnice:�
C � s��O 2�g �CO2�g ��� H=�395kJ
mol
�H�0 - exotermická reakce
�H�0 - endotermická reakce
1. Termochemický zákonTýká se tepla reakcí p ímé a zp tné.� �
P ímá:� AB �H 1
Zp tná: � B A �H 2
Hodnota tepla reakce p ímé a zp tné se li�í znaménkem.� �
�H 1=��H 2
2. Termochemický zákon = Hess v zákon�
P ímá:� AB �H 1
Nep ímá: � AU V Z B �H 2 �H 3 �H 4 �H 5
�H 1=�H 2��H 3��H 4��H 5
Teplo reakce závisí pouze na po áte ním a koncovém stavu. Nezávisí na pr b hu reakce.� � � �
P íklad 1:�
S n�s ��C l2 �g �S n C l2 �s ���H=�3 4 3KJ
m o l
S n�s ��C l2 �g �S n C l4 �s ���H=�5 4 4KJ
m o l
S n C l2 �s ��C l2 �g �S n C l4 �s ���H=?KJ
m o l
S n��C l2�
��H1=�3 4 3KJ
m o l�
S n C l2
��C l2 �
��H2=?KJ
m o l�
��2 C l2 �
��H3=�5 4 4KJ
m o l�
�H1��H2 �H3
�H3=�2 0 1KJ
m o l
10. Kinetika chemických reakcí
Zabývá se rychlostí chemických reakcí, faktory, které mají vliv na rychlost reakce. Pr b hem reakce.� �
Pr b h reakce� �
� Izolované reakce � probíhá pouze jedna reakce
AB
� Zvratné � m �e se vrátit zpátky�
A�B
� Bo ní reakce � zále�í na podmínkách pr b h reakce� � �
� Následné � nap íklad metabolické reakce�
Pr b h reakce � jak se z reaktantu stávají produkty. Popisují ho dv teorie.� � �
Srá�ková teorie
� Molekuly reaktantu se pohybují
� Dojde ke srá�ce� P itom m �e dojit k reakci, kdy�:� �
� Mají dostate nou energii v dob srá�ky � Aktiva ní energie � � � E A
� Musí se srazit na správném míst (správn orientované)� �
E A - Energie, která je pot eba na roz�t pení vazeb v� �
1. Zanikají vazby v reaktantech A, B � pot eba � E A .
2. Vznikají nové vazby v A-B � uvoln ní � E
Kdy� je E A�E , pak je to exotermická reakce.
Kdy� je E A�E , pak je to endotermická reakce.
Teorie aktivovaného komplexu
�A�A ���B�B�2 A�B
a, b, c, d udávají látkové mno�ství.Rozdíly oproti srá�kové teorii:
� P vodní vazby se �t pí a sou asn vznikají nové v molekulách produkt .� � � � �
� Meziprodukt reakce je aktivovaný komplex, nap l�roz�t pené staré vazby a nap l vzniklé nové vazby.� �
� Je pot eba ni��í � E A . Nebo dochází k uvol ování energie� �
p i vzniku nových vazeb.�
Rychlost
Aa � Bb Cc � Dd
Rychlost je p ímo úm rná úbytku reaktant za as nebo naopak� � � �p ír stku produkt .� � �
Závisí na:� Koncentraci reaktant � ím v t�í koncentrace reaktant , tím je rychlost v t�í.� � � � �
� v =k�c �A �a�c �B�
b N kdy se � c �A �a uvádí jako [A ]
a
� Na za átku je nejrychlej�í, jak ubývají reaktanty rychlost klesá.�
� Teplot�� ím vy��í je teplota, tím v t�í je rychlost.� �
� Konstanta k závisí na teplot .�
� P i vy��í teplot má více látek po�adovanou � � E A .
� Katalyzátory
� Látky, které zvy�ují rychlost reakce, tím, �e sni�ují E A
A + B
C
D
E reaktant� H
EA
Pr b h reakce� �
Energie
A B A-B+
A-AB-B
EA
Pr b h reakce� �
Energie
Srá�ková
TAK
� Aktivn se ú astní reakce, ale vystupují z reakce nezm n ny� � � �
� P íklad: � H2 SO4 HSO4�H�¿
(ten zap j í do reakce. Po reakci)� � H2 SO4
� Inhibitory
� Sni�ují rychlost reakce, m �ou i ji zastavit�
Chemická rovnováha
Rovnováha vzniká v soustav , ve které probíhá vratná reakce.�
Aa � Bb � Cc � Dd (rychlost p em ny na produkty � � � v1 , opak - v
2 )
1. Reaktanty, v1�max ,
2. Postupn vznikají produkty, které se za ínají p em ovat zp t, � � � �� � v 1�k l e s á ,v 2�r o s t e , �
3. Po ase dojde k vyrovnání obou rychlostí�
v 1=v 2 => rovnováha
Rovnováhu charakterizují koncentrace v�ech zú astn ných látek a rovnová�ná konstanta (Gulberg-� �Waage v zákon)�
K=[C ]
c�[D]
d
�[A ]a�[B ]
b�
P íklad 1 :� Napi�te k reakce úplné disociace kyseliny sírové
H2 SO 4 SO 4�2 H�¿
K=[SO 4
�2]1�[H
�1]2
[H2 SO4 ]1
Vzore ek vyjad uje koncentrace látek p i rovnováze.� � �
Ovliv ováním rovnováhy je zalo�eno na principu akce a reakce, p i em� akce je poru�ení� � �rovnováhy z venku a reakce = soustava se sna�í rovnováhu obnovit.
1. Vliv koncentrace látekPozn: Rovnováha funguje pouze p i ur itých koncentracích v�ech reaktant a produkt .� � � �
A�B�C�D
Kdy� zm níme koncentraci (akce | reakce):�
Zvý�ení c �A� |
Sní�ení c �D� |
Zvý�ení c �C� | �
2. Vliv teploty
A�B
exotermická
� endotermická
Zvý�ení teploty | � endotermická
Sní�ení teploty | exotermická
3. Vliv tlakuTlak ovliv uje rovnováhu, ve které vystupují plynné látky�
N2 �g ��3 H2 �g ��2 NH 3 �g �
N2 �g ��3 H2 �g � = 4 moly => 89,6 litru
NH 3 �g � => 2 moly => 44,8 litru
Zvý�ení tlaku | Ve sm ru men�ího objemu �
Sní�ení tlaku | Ve sm ru v t�ího objemu, sna�í se vyplnit celý objem � � �
4. Vliv katalyzátor�!!! Katalyzátory umo� ují d ív j�í nastolení rovnováhy.� � �
11. Teorie kyselin a zásad
1. Arrheniova teorieNejstar�í teorie, má omezenou platnost a to pouze ve vod .�
Kyselina = látka, která �t pí � H+
Zásada = látka, která �t pí � OH-
Reakce kyseliny a zásady = Neutralizace
Ca �OH �2�2HNO
3 2 H
2O�Ca �NO
3�
2
(zásada + kyselina -> voda + s l)�
2. Br�nstedova (- Lowryho) teorieNejuniverzáln j�í�
Kyseliny - �t pí � H+
Zásada � vá�e H+
Reakce kyseliny a zásady = Acidobazická reakce (= protolytická reakce)
P :�
H 2 SO4�H 2O�HSO4
-�H 3 O+
kyselina�zásada� zásada�kyselina
P :�
NH 3�H 2�NH 4
+�OH-
zásada�kyselina�kyselina�zásada
Konjugovaný pár � dvojice látek, kyselina a zásada, které se li�í o jeden proton ( H+ ).
N které látky se mohou chovat jako kyseliny i jako zásady, takové látky nazýváme amfoterní (obojaké):�
H2O , NH 3 , HSO4
-, HCO3
-, HSO3
-
Látky pouze jako kyseliny: NH 4
+, H3O
+, HClO4
Látky pouze jako zásady: OH- , Cl
- , CN- - kyanidový anion
Zda se látka bude chovat jako kyselina nebo zásada závisí na tom s jakou látkou reaguje, nap íklad p i� �
reakci HClO4 a H2 SO 4 bude zásada H2 SO 4 . A koliv v �99%� bývá kyselina.�
3. Lewisova [Luisova]Kyselina � p íjemce (akceptor) elektronového páru�
Zásada � dárce (donor) elektronového páru
Reakce kyseliny a zásady � tvo í vazbu koordina n kovalentní (donor-akceptorní vazba).� � �
Síla kyselin a zásad (2. teorie)Silná zásada � snadno p íjme proton�
Silná kyselina � snadno �t pí proton, ze vzorce ji poznáme: ím je v t�í rozdíl v po tu vodík a kyslík ,� � � � � �tím je siln j�í.�
Velmi silná kyselina: HClO4
Silná kyselina: H2 SO 4 , HNO3
Slabá kyselina: HNO2 , H2 SO3
Velmi slabá kyselina: HClO
Sílu kyseliny udává její disocia ní konstanta � K A (v tabulkách)
K A - je rovnová�ná konstanta reakce p i které kyselina �t pí proton = disociace kyseliny� �
H2 SO 4�2 H2 O�SO 4
�2 - ��H 3O+
2H+ proton
K A=[SO 4
�2 - �]�[H 3O
+]
2
[H 2 SO 4](vodu nepí�eme)
H2 SO 4�SO4
�2 - ��2 H+
K A=[SO 4
�2 - �]�[H+
]2
[H 2 SO4]=> ím siln j�í kyselina tím je � � K A
v t�í.�
Výpo et pH�
pH udává kyselost a zásaditost roztok . Stupnice <0,14> pro roztoky vodné.�
pH�7 Kyselina, p eva�ují kladné ionty � [H+]�[OH
-]�10
�2�10�12 �
pH=7 Neutrální [H+ ]=[OH- ]�10
�7=10�7�
pH�7 Zásadité [H+]�[OH
-]�10
�10�10�4�
pH=�log[H+] V�dy kladné!
pH vychází z rovnová�né konstanty autoprotolýzy vody:
H2 O�H 2 O� H3O+�OH
-
KV=[H3O
+]�[OH
-]
[H 2 SO4]2 => iontový sou in vody, je v�dy konstantní:� 10
�14
[H+ ][OH-]=10
�14
P íklad 1:� Ur ete pH roztoku, jesli�e koncentrace �
[H+]=4,3�10
�2M
pH=�log [H+]
pH=�log �4,3�10�2�
pH=1,37
=> kyselý roztok
P íklad 2:� Ur ete pH roztoku jestli�e koncentrace�
[OH- ]=3,5�10
�6M .
[H+][OH
-]=10
�14
[H+]=
10�14
�3,5�10�6�
=10
�8
3,5M
pH=�log [H+]
pH=�log�10
�8
3,5�
pH=8,54
P íklad 3:� Ur ete pH roztoku kyseliny�
a) HNO3
[HNO 3]=10�3
M => [H+]=10
�3M , proto�e zále�í na po tu vodík .� �
pH=�log 10�3
pH=3
b) H2 sO4
[H 2 sO4 ]=10�3
M => [H+]=2�10
�3M
pH=�log �2�10�3�
pH=2,7
P íklad 4:� Ur ete pH roztoku hydroxidu�
a) KOH
[KOH ]=0,02 M => [OH-]=0,02 M
[H+][OH
-]=10
�14
[H+]=
10�14
0,02M
pH=�log�10
�14
0,02�
pH=12,3
b) Ca�OH �2
Ca�OH �2
[OH- ]=0,4�10
�10M=0,8�10
�10M
[H+][OH
-]=10
�14
[H+]=
10�14
�0,8�10�5�
=10
�9
0,8M
pH=�log �10
�9
0,8�
pH=8,9
P íklad 5:� Ur ete pH roztoku�
NaOH , jestli�e 3 litry roztoku obsahují 5 gram � NaOH .
1mol��40 g
x mol��5 g
x=1
8mol
c=n
v
c=
1
8
3
c=[OH-]=0,042
pH=�log 2,4�10�13
pH=12,6
12. Vodík, kyslík a jejich slou eniny�
VodíkVýskyt:
� Vázaný ve slou eninách: voda, kyseliny, organické slou eniny� �
� Biogenní prvek � vyskytuje se v �ijících organizmech
Vlastnosti:� Nejjednodu��í, jeden elektron a proton, po tem neutron se m �e li�it� � �
� Elektronová konfigurace 1s1
� Oxida ní ísla: -1;0;1� �
� Tvo í �
� 3 izotopy vodíku
� H1
1 Protium (n=0)
� H2
1 Deuterium (n=1)
� H3
1 Tritium (n=2)
� Elektronegativita 2,2� Málo reaktivní
� Reakce s kyslíkem je prudká, p ímo explozivní�
� Nekov, plyn
� H2
reduk ní = ostatní redukují, sami sebe oxidují�
P íprava (v laborato i):� �
� Reakce kyseliny:
� Nap íklad: � Mg�2 HNO3H2�Mg �NO3�2
� Elektrolýzou vody
� H2H+�OH
-
� H+ - zachytává se na katod , ta je nabita záporn : � � 2 H
+�2 e-H 2
0
Výroba (hromadn ):�
� Tepelný (termický) rozklad uhlovodík�
� CH 4C�2 H2
Pou�ití vodíku:
� Hydrogenace � reakce v organické chemii, p i které dochází k navázání vodík na násobnou� �vazbu.
� CH 2=CH 2�H 2CH 3�CH 3
� Ztu�ování tuk : z kapalných tuku => pevné => odoln j�í� �
� Reduk ní inidlo� �
� Palivo � velká výh evnost�
Slou eniny vodíku:�
1. Je sou ástí v�ech kyselin�
2. Hydridy = vodík + jiný prvek
1. a 2. skupina H- : Na
IH
�1 - hydrid sodný
KyslíkVýskyt:
� Volný � v atmosfé e�
� O2 � 21%, d le�itý�
� O3 � ozón, ve vý�ce 25 km, jedovatý, chrání p ed �kodlivým zá ením.� �
� Vázaný ve slou eninách�
� oxidy (H2O, nerosty: SiO2)
Je biogenní � dýchání, fotosyntézaCharakteristika, vlastnosti:
� Nep echodný prvek, P prvek. Vysoká elektronegativita (druhý po fluoru)�
� VI. - 16. skupina
� 6 valen ních elektron : 2s� � 2 2p4
� 2 vazný
� Oxida ní ísla: 0, -I (peroxidy), -II, ve slou enin s fluorem i kladná.� � � �
� 3 izotopy: O8
16 , O8
17 , O8
18
� Lze zkapalnit, pak má modrou barvu
� Velmi reaktivní� Do reakce m �e vstoupit ve t ech modifikacích:� �
� O � atomární kyslík� O2 � kyslík resp. Dikyslík� O3 � ozón
P íprava v laborato i:� �
� Rozklad oxid�
� Rozklad peroxidu vodíku
2 H 2 O2 2 H 2 O�O2
� Elektrolýza vody
H 2O H+�OH
-Kyslík na anod (kladn nabita): � � 2O�II�4e- 2O0
Výroba kyslíku:
� Ze vzduchu � zkapaln ní vzduchu a jeho následná frak ní destilace� �
Pou�ití kyslíku:� Léka ství�
� Sva ování (spolu s vodíkem)�
� Reakce O2 = oxidace
� Ho ení � prudká, uvoln ní tepla a sv tla� � �
� Dýchání, kva�ení...Slou eniny s kyslíkem:�
� Oxidy � dvouprvkové slou eniny, kde kyslík má oxida ní íslo -II� � �
� Dle chemického chování
� Zásadité (zásadotvorné)� Oxid + voda -> hydroxid
CaO�H 2 OCa �OH �2 (1. a 2. skupina PSP)
� Oxid + kyselina -> s l�� Kyselé (kyselinotvorné)
� Oxid + voda -> kyselina
So2�H 2O H 2 SO4 SO3 N 2 O3 P2 O5
� Oxid + zásada -> s l�� Amfoterní
� Chovají se i jako kyseliny nebo jako zásady, �jak se hodí�.
� ZnO , Al 2O3
� Neutrální
� Nereagují v bec, pouze ty i: � � � CO , N2 O , NO , ClO2
� Dle typu vazeb
� Iontové � 1. a 2. skupina PSP � S prvky� Kovové � d prvky� Kovalentní � p prvky
VodaJe lomená, úhel 104,5°.Nejroz�í en j�í slou enina, p ibli�n 3% sladká zbytek slaná. Zastoupení v t le 50 � 75%. Existuje ve� � � � � �v�ech skupenstvích. Bod tání a varu jsou základní body Celsiovy stupnice.Mezi molekulami jsou vodíkové m stky. V plynu tyto vazby chybí proto se rozpíná.�
Anomálie vody: hustota vody není úm rná s teplotou, nejvy��í hustotu má voda p i 4 °C.� �
Voda je:� Polární � polární vazby, ve vod se rozpou�tí polární slou eniny� �
� Amfoterní
� Iontový sou in vody � K v=[OH-][H
+]=10
�14
� Kyselé, zásadité oxidy
� Hygroskopické � odjímají jiným látkám vodu nap : � H 2 SO4 , CaCl2
� Hydráty � látky krystalizující s ur itým mno�stvím vody � CuSO4�5H 2 O , FeSO 4�7 H 2 O ,ZnSO4�7 H 2O , CaSO4�2 H 2O
� Tvrdost � je zp sobena ve vod rozpustnými slou eninami� � �
� P echodná � sta í p eva it� � � �
Ca �HCO3�2CaCO3�H 2O�CO 2
� Trvalá � soli vápníku a ho íku: �� CaSO4 , MgSO 4
CaSO4�Na2 CO3 CaCO3�Na2 SO4 . Na2 SO3 - soda
i�t ní vody:� �
� Chlórován
H 2O�Cl HCl�HClO HCl�HCl�O , atomární kyslík zabíjí v�e �ivé.
� Ozonizace
O3O2�O , atomární kyslík zabíjí v�e �ivé.
H2O2
Kapalina
Polární slou enina, rozpou�tí v sob polární slou eniny, mísí se s vodou.� � �
Oxida ní íslo kyslíku -I� �
Oxida ní ú inky (výjime n i reduk ní): � � � � � 2O� I�2 e
- 2O�II
Slabá kyselinaSoli:
� Peroxidy �O2��II
� Hydrogenperoxidy �HO2��I
Pou�ití:� B lidlo�
� Dezinfekce (roztok 3 a� 5 %), uvol uje atomární kyslík.�
13. P � prvky
Valen ní elektrony jsou v orbitalech s a p.�
18. skupina = VIII. (A) = Vzácné plynyHelium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon
Valen ní elektrony: Helium: 1s� 2 Ostatní: ns2 np6 (n � íslo periody)�
Vyskytují se v atmosfé e, cca 1%�
Slou eninny: He, Ne, Ar � netvo í �ádné; Kr, Xe � nalezeny n jaké v roce 1960 oxida ní íslo do VIII; Rn �� � � � ��ádné, radioaktivní.U�ití: He � na chalzení, nízká teplota varu a tání => lehce stla itelný; kapalný je supravodivý a�supratekutý. Ne � výroba �árovek, trubicových �árovek.
17. skupina = VII. (A) = HalogenyFluor, Chlor, Brom, Jód (I), Astat
Valen ní elektrony: ns� 2 np5(n � íslo periody)�