Chemie 1. ročník ŠVP

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