DIDAKTIKA CHEMIE II pro SŠ. Opora pro kombinované navazující magisterské studium Učitelství chemie pro SŠ

UNIVERZITA JANA EVANGELISTY PURKYNĚ V ÚSTÍ NAD LABEM PŘÍRODOVĚDECKÁ FAKULTA – KATEDRA CHEMIE

Opora pro kombinované navazující magisterské studium Učitelství chemie pro SŠ

DIDAKTIKA CHEMIE II pro SŠ

Doc. PaedDr. Markéta Pečivová, CSc. RNDr. Milan Šmídl, Ph.D. Ústí nad Labem 2014

-1-

ÚVOD Předkládaná opora je určena pro posluchače kombinovaného studia oboru Učitelství chemie pro SŠ. Opora je koncipována jako osnova pro samostudium a společné konzultace a je sestavena tak, aby zahrnula nejpodstatnější tematické celky učiva chemie na střední škole. Témata nejsou rozdělena podle ročníků, neboť díky různým modelům výuky (ve třech nebo čtyřech ročnících) a rozdílným ŠVP mohou být probírána v různé době. U každého tematického celku je uveden přibližný počet vyučovacích hodin, které je vhodný danému celku věnovat, obsahová náplň, experimentální zázemí a případně i metodické zpracování jednotlivých vyučovacích hodin. Experimentální činnost je v textu podbarvena zeleně. Opora obsahuje následující tematické celky (jedná se o rámcový plán, který může být upraven podle požadavků a možností školy), které jsou rozděleny do tří bloků:  Didaktika obecné a fyzikální chemie o Didaktika chemického názvosloví o Didaktika chemických výpočtů o Didaktika pojmů obecné chemie - složení látek o Didaktika struktury elektronového obalu o Didaktika periodického systému o Didaktika chemické vazby o Didaktika chemických reakcí o Didaktika redoxních dějů  Didaktika anorganické chemie o Didaktika vodíku, kyslíku, kyselin a zásad o Didaktika p-prvků o Didaktika s-prvků o Didaktika d-prvků  Didaktika organických a přírodních látek o Didaktika základů organické chemie o Didaktika uhlovodíků o Didaktika derivátů uhlovodíků o Didaktika karboxylových kyselin a jejich derivátů o Didaktika heterocyklických sloučenin o Didaktika alkaloidů a návykových látek o Didaktika lipidů a isoprenoidů o Didaktika sacharidů o Didaktika aminokyselin a bílkovin o Didaktika enzymů, vitaminů a hormonů o Didaktika metabolických procesů o Didaktika makromolekulárních látek

-2-

LITERATURA: Povinná literatura: PACHMANN, E. A KOL. Speciální didaktika chemie. Praha: SPN, 1986. PACHMANN, E. HOFMANN Obecná didaktika chemie. Praha: SPN, 1981. VACÍK A KOL. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN 1990. KOTLÍK B. RŮŽIČKOVÁ K. Chemie II. v kostce. Praha: Fragment, 1997. VACÍK, J. ET AL. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN, 1995. BANÝR, J., BENEŠ, P., ET AL. Chemie pro střední školy. Praha: SPN, 1995 . ČIPERA, J. Rozpravy o didaktice I a II. Praha: Karolinum, 2000. a 2001. Rámcové vzdělávací programy pro gymnázia a základní školy. Praha: VÚP, 2007. Kartotéka školních chemických experimentů. Platné učebnice chemie pro střední školy. Doporučená literatura: Jakékoliv vhodné chemické tabulky PEČIVOVÁ, M., MACHAČNÝ, J. Školní chemické pokusy. Ústí nad Labem: PF UJEP, 1994. PEČIVOVÁ, M., BRŮHA, T. Školní pokusy z organické chemie. Ústí nad Labem: PF UJEP, 1994. ČTRNÁCTOVÁ, H., HALBYCH, J., HUDEČEK, J., ŠÍMOVÁ, J. Chemické pokusy pro školu a zájmovou činnost. Praha: Prospektum, 2000. ČTRNÁCTOVÁ, H., HALBYCH, J. Didaktika a technika chemických pokusů. Praha: UK, 1997.

-3-

Didaktika obecné a fyzikální chemie

-4-

Didaktika chemického názvosloví 5 vyučovacích hodin Cílem celku je zopakovat základní pojmy týkající se tvorby a čtení chemického názvosloví a správných českých a latinských názvů prvků. Tímto sjednotit různou vědomostní úroveň studentů přicházejících z různých základních škol.

Komentář [p1]:

Komentář [p2]:

Stěžejní pojmy pojmy: oxidační číslo, anion, kation, křížové pravidlo, chemický vzorec, binární sloučenina

Očekávané výstupy žáka dle RVP definuje pojem oxidační číslo a dokáže určit oxidační číslo prvku v molekule sestaví vzorec anorganických sloučenin (oxidy, halogenidy, hydroxidy, kyseliny, soli) orientuje se v nejčastějších triviálních názvech anorganických sloučenin

Rozvržení učiva: Opakování ZŠ - oxidační číslo, elektronegativita, značky prvků, typy názvů 2h Názvosloví oxidů, halogenidů 1h Názvosloví hydroxidů, kyselin, solí 1h Procvičování 1-2h SEMINÁŘ: - hydridy (podle typů), komplexní sloučeniny, podvojné sloučeniny, peroxosloučeniny, organické názvosloví

Motivace: chemické názvosloví je jako chemický jazyk, díky němuž se všichni chemici světa domluví

Osnova 1. ZÁKLADNÍ POJMY: pravidla chemického názvosloví jsou zaštiťuje Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry) Elektronegativita - schopnost atomu přitahovat elektrony zúčastňující se vazby Pravidla pro práci s oxidačními čísly v molekule Definice oxidačnho číslo - formální elektrický náboj, který by byl přítomen na atomu prvku, kdybychom elektrony na každé vazbě tohoto atomu přidělili elektronegativnějším prvku - nabývá hodnot od -IV do VIII - pravidla pro oxidační čísla (fluor -I, volné atomy 0,…) Chemický vzorec - tvoří se ze systematického názvu, vyjadřuje složení molekuly (typy vzorců) → počet atomů v molekule se vyjadřuje předponami, počet skupin pak násobnými předponami: → sestavování chemického vzorce: podstatné jméno + přídavné jméno zakončeno -id (oxid, halogenid, hydroxid) anion, záporná (elneg) část molekuly → koncovky ox. čísel (včetně solí)

-5-

koncovka odpovídající ox. číslu kation, kladná (elpoz) část molekuly

2. NÁZVOSLOVI IONTŮ - náboj arabsky, oxidační číslo římsky -

kationty → obsahuji koncovku ox. čísla odpovídající náboji → jednoatomové: K+ kation draselný, Ca2+ kation vápenatý víceatomové: NH4+ amonium (kation amonný), PH4+ fosfonium

-

anionty → zakončeny koncovkou -idový, -anový → jednoatomové: Cl- anion chloridový, OH- anion hydroxidový víceatomové od oxokyselin: NO3- anion dusičnanový

3. NÁZVOSLOVI OXIDŮ

oxid + přídavné jméno s koncovkou ox. čísla

-

vysvětlit sestavování chemických vzorce ze systematického názvu → napsat značky prvků, určit ox. čísla, křížové pravidlo

-

vysvětlit určení systematického názvu z chem. vzorce → podstatné jméno oxid, přídavné jméno název kationtu s koncovkou ox. čísla

-

sestavit tabulku ox. čísel s obecným vzorcem, koncovkou a příklady oxidů

4. NÁZVOSLOVI BEZKYSLÍKATÝCH KYSELIN -

binární sloučeniny vodíku s nekovy: → kyseliny:

název el.neg. prvku + vodík -ová kyselina

(př. kyanovodík, chlorovodík) (př. kyanovodíková kyselina)

-

hydridy s prvky 3-6 skupiny PSP:

lat. kmen názvu + koncovka -an

(př. H2S sulfan, SiH4 silan)

4. NÁZVOSLOVI OXOKYSELIN -

-

kyselina + název centr. atomu s koncovkou ox. č.

uvést zakončení kyselin (-ná, -natá, -itá,…) sestavování vzorce z názvu → kyseliny obsahují vždy H+I, Xkoncovka, O-II → dopočítat počty atomů aby byl součet ox. čísel po vynásobení počty atomů roven nule H+X-O = 0 sestavování názvu ze vzorce → určení ox. čísel všech prvků, z X? určit koncovku → sestavení názvu

5. NÁZVOSLOVÍ SOLÍ BEZKYSL. KYSELIN

podst. jméno-id + kation-koncovka ox.č.

→ odvozují se náhradou H+ kationtem soli (např. HCl => NaCl chlorid sodný, HCN => KCN kyanid draselný)

6. NÁZVOSLOVÍ SOLÍ OXOKYSELIN → podle ox. čísla centrálního atomu koncovka (kyselina sírová → síran, kyselina dusičná → dusičnan) → přídavné jméno tvoří název kationtu s koncovkou ox. čísla (draselný, železitý,…) → křížové pravidlo → uvést přehled aniontů kyselin Uvést principy tvorby hydrogensolí PROCVIČOVÁNÍ NA PŘÍKLADECH

-6-

Komentář [p3]:

Didaktika chemických výpočtů 10 vyučovacích hodin

Pojmy: molární hmotnost (M), hmotnostní zlomek (w), látková množství (n), molární objem (Vm), Avogadrova konstanta NA, látková a hmotnostní koncentrace (cm, cw), výpočty z chemických rovnic

Očekávané výstupy žáka dle RVP vypočítá jednoduché příklady na výpočet w, M, n, ovládá úpravu vzorců a převody správných jednotek veličin správně vypočítá složení roztoků a potřebná množství látek k jejich přípravě aplikuje poznatky o chemických výpočtech na příklady běžného života dokáže zapsat a upravit chemickou rovnici, vypočítat množství reaktantů a produktů

Rozvržení učiva: základní pojmy látková množství, molární zlomek, objemový zlomek molární hmotnost, hmotnostní zlomek látková a hmotnostní koncentrace výpočty z chemických rovnic

1h 2h 2h 2h 3h

Motivace: výpočty příkladů z běžného života (w alkoholu v nápojích,…)

Základní pojmy 1. HMOTNOST ATOMŮ A MOLEKUL hmotnosti částic velmi malé, přepočítávají se přes atomovou hmotnostní jednotku m u na relativní atomové a molekulové hmotnosti

mu

m(C ) 12

→ relativní atomová a molekulová hmotnost:

1,66053.10

Ar ( X )

24

m( X ) a mu

g

M r (Y )

m(Y ) mu

Látkové množství -

předpokládá se znalost zákona zachování hmotnosti a úpravy chemických rovnic odvození pojmu látkového množství:

1. LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ Příklad: - reakce vodíku s dusíkem za vzniku amoniaku:

N + H → NH3

→ vodík a dusík jsou dvouatomové molekuly, doplní se počty atomů na obou stranách

-7-

N2 + H2 → 2 NH3 → správné čtení: 1 molekula N2 reaguje s 3 molekulami H2 za vzniku 2 molekul NH3 N2 + 3 H2 → 2 NH3 → zvětším-li množství vstupujícího dusíku, změní se počty molekul: 10 N2 + 30 H2 → 20 NH3 → poměr 1:3:2 → v reálu je množství reagujících molekul mnohem větší, ale musí platit vždy jejich poměr → zavádí se pojem látkové množství (n) s jednotkou 1 mol (1 mol obsahuje vždy stejný počet částic, udávaný Avogadrovou konstantou NA = 6,022.1023 částic) 1.6,022.1023 N2 + 3.6,022.1023 H2 → 2.6,022.1023 NH3 ,, 1 mol N2 reaguje s 3 moly H2 za vzniku 2 molů NH3“ → napsat na tabuli 6022 a 20krát nulu

2. MOLÁRNÍ HMOTNOST - hmotnost 1 molu různých látek není stejná → zavedení molární hmotnosti M(X) = m(X).NA → tabelována M [g/mol] → určování molární hmotnosti molekul (součet molárních hmotností atomů vynásobených jejich počtem)

3. VÝPOČET LÁTKOVÝCH MNOŽSTVÍ - použít příklad s hromadou písku: Máme k dispozici hromadu písku o hmotnosti m = 10tun a kbelík (zde jako 1 mol, počet zrnek písku), do kterého se vejde písek o hmotnosti 10 kg. Kolik kbelíků (molů) písku je v hromadě? → odvození vztahu: n

m M

jednotky

g g.mol

1

mol

použít trojúhelník

m nM

→ procvičování příkladů

Složení roztoků 1. HMOTNOSTNÍ ZLOMEK je vhodné navázat výpočty (zadání příkladů) na běžný život pozor na záměnu hmotnostní zlomek a hmotnostní procento lze probírat v tematickém celku směsi (složení roztoků) a při probírání oxidů, halogenidů a dalších sloučenin na procentuální zastoupení prvku v molekule

-8-

wsložky

msložky

mčásti mcelku

wčásti

mcelku

→ algoritmus řešení: a) Napsat zadání. b) Vypsat stručný zápis, co známe a co počítáme. c) Převést jednotky na potřebné rozměry. d) Napsat obecný vzorec spolu s významem a hodnotami všech symbolů. e) Dosadit dílčí výsledky do obecného vzorce, vypočítat, výsledek → převést na % (x100) f) Odpověď.

2. ŘEDĚNÍ ROZTOKŮ lze použít křížové pravidlo nebo směšovací rovnici Například: Připravte 3% roztok H2O2 ze zásobního 30% roztoku H2O2. 3 díly

30% H2O2

3% H2O2

0% voda

27 dílů

m1.w1 + m2.w2 = m.w

→ poměr 1:9 (1 díl H2O2, 9 dílů vody)

c1.V1 = c2.V2

3. MOLÁRNÍ KONCENTRACE začít pokusem (vizualizací), kdy se do 1l v litrové kádince nasype 1 mol NaCl (cvičně mohou žáci vypočítat jakou bude mít hmotnost - 58 g) → odvodit látkovou koncentraci (počet molů v určitém objemu) c

→ žáci by měli umět i

objemový zlomek molární zlomek: x B

n M

→ c

m mol/dm3 M .V

Vi [-] V ni [-] n

hmotnostní koncentrace: c w

m [g/mol] V

→ procvičování příkladů

Výpočty z chemických rovnic → modelový příklad: Vypočtěte hmotnost jódu, který vznikne reakcí 2 g jodidu draselného s přebytkem chlorové vody. → stejný bude: a) zápis, co je známé a co se počítá, sestavení a vyčíslení rovnice se známými a neznámými veličinami (co počítám má většinou index 1) 2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2

-9-

m(KI) = 2 g m(I2) = ?

n(KI) = 2 n(I2) = 1

υ(KI) = 2 υ(I2) = 1

M(KI) = 166 g/mol M(I2) = 254 g/mol

1. POUŽÍT VZOREC: → napsat obecný vzorec:

(I 2 ) M (I 2 ) m( KI ) ( KI ) M ( KI )

m( I 2 )

→ výpočet, jednotky, odpověď

2. ROVNOST LÁTKOVÝCH MNOŽSTVÍ → rovnost látkových množství, s příslušnými koeficienty

2.m( I 2 ) 1 → M ( I 2) 2

n( I 2 ) n( KI )

m( KI ) → m( I 2 ) M ( KI )

3. TROJČLENKA → přímá úměra, dnes spíš v pozadí ze 2.166 g KI ……………………. vznikne 1.254 g I2 ze 2 g KI …...……………………. vznikne x g I2

x

2 .254 332

...g

→ procvičování příkladů

-10-

m( KI ).M ( I 2 ) 2.M ( KI )

Didaktika pojmů obecné chemie - složení látek 6 vyučovacích hodin

Pojmy: hmota, atom, molekula, ion, chemický děj, chemicky čistá látka, sloučenina, roztok, směs, proton, neutron,

Očekávané výstupy žáka dle RVP definuje základní chemické pojmy popíše stavbu atomového jádra, vyjmenuje které částice ji tvoří, dokáže zapsat značku chemického prvku uvede historii objevu radioaktivity, její definici, charakterizuje jednotlivé typy záření a poločas rozpadu

Rozvržení učiva: Hmota, základní chemické zákony, směs, chemicky čistá látka, roztok Jádro atomu, protonové číslo, nukleonové číslo, izotopy, nuklidy Radioaktivita

1 hodina 2-3 hodiny 1-2 hodiny

Základní pojmy HMOTA - 1.LÁTKY - tvořena částicemi s energií, mohou mít elektrický náboj, mají nenulovou klid. hm. - elektrony, protony, neutrony, tuhé látky, kapaliny,… 2. POLE - mají nulovou klidovou hmotnost, vlnovou povahu - elektromagnetické, gravitační, elektrické pole apod. CHEMICKÝ DĚJ - mění se chemická povaha látek (složení molekul), oproti fyzikálnímu ději ATOM - jednojaderná základní strukturální elektroneutrální jednotka MOLEKULA - seskupení atomů spojených chemickými vazbami → molekuly vystupují jako samostatné částice 1.) Homonukleární molekuly: - stejnojaderné, např. H2, N2, Cl2,… 2.) Heteronukleární molekuly: - různojaderné, např. H2O, NH3, HCl, … ION - částice s nábojem (kation kladný, anion záporný) CHEMICKY ČISTÁ LÁTKA = chemické individuum, je to látka, která je tvořena stejnými částicemi (atomy, molekuly, skupiny iontů) → patří sem prvky a sloučeniny - má stále charakteristické vlastnosti (bod varu, tání, hustotu, …) SLOUČENINA = je chemicky čistá látka tvořená stejnými molekulami složených ze dvou a více různých atomů ROZTOK - je homogenní disperzní soustava dvou nebo více chemicky čistých látek - dělíme je na plynné (např. vzduch), kapalné (např. roztok NaCl ve vodě), pevné (např. slitiny kovů)

-11-

SMĚS - směs je soustava složená z několika různých chemicky čistých látek (vzduch je směs kyslíku, dusíku, oxidu uhličitého, vodní páry,…)

Historie objevů atomu Demokritos z Abdér (4.-5. století př.n.l.) - atomy jsou nevznikající, neviditelná, nedělitelná, neměnná a nezničitelná tělíska (atomos = nedělitelný) John Dalton (1808) - vzkřísil Demokritovu myšlenku a dal ji do souvislosti se známými chemickými prvky - atomová teorie = každý z prvků je složen z malých, dále nedělitelných atomů J.J. Thomson (1856-1940) - Brit, zkoumal vodivost plynů, objevil elektron - navrhl ,,pudingový model atomu“ → elektrony (rozinky) v kladné kouli (pudingu) Ernest Rutherford (1911) - objev atomového jádra (kladně nabitého protonu) při pokusu dopadajícího α záření na ZnS desku skrze zlatou folii - sestrojil ,,planetární model atomu“ → elektrony krouží kolem jádra Niels Bohr (1913) - elektrony by jako pohybující se částice vyzařovali energii tak dlouho, až by se přiblížily k jádru → sestrojil ,,Bohrův model“, kdy se elektrony pohybují bez vyzařování energie jen po určitých hladinách s určitou energií (rozdíl mezi hladinami odpovídá kvantu energie, které je pohlceno nebo vyzářeno) Arnold Sommerfeld (1868-1951) - upravil Bohrův model → e- nepohybují po kruhových, ale eliptických drahách Luis de Broglie (1923) - dualistický charakter světla (povaha částice i vlnění) Heisenberg (1923) - princip neurčitosti (nelze přesně určit polohu a zároveň hybnost částice) Schrödinger - určil vlnovou funkci, která určuje pravděpodobnost výskytu elektronu v tzv. atomových orbitalech (95% pravděpodobnosti)

Jádro atomu -

počet protonů a elektronů v atomu odpovídá jeho Z (pořadovému číslu prvku v periodické tabulce)

PROTON (p) - protonové (atomové) číslo Z udává počet protonů v jádře a počet elektronů v obalu - udává pořadí v PSP, objeven Ernesten Rutherfordem NEUTRON (n) - neutronové číslo N udává počet neutronů v jádře, objeven 1932 Chadwickem - součet počtu protonů a neutronů udává nukleonové číslo A (svou hodnotou je blízko relat. at. hmotnosti) A = nukleonové číslo -

- oxidační číslo, iontové číslo

Z = protonové číslo → procvičování na určování A, Z, N PRVEK: - složení z atomů o stejném protonovém čísle (mohou se lišit neutronovým číslem) - přirozená směs nuklidů 168O + 178O + 188O je prvek kyslík - jen jeden nuklid má Fe, Na, Al, Be, P, Co, Sc, F, … NUKLIDY: - látky složené z atomů o stejném protonovém a neutronovém čísle

-12-

- v přírodě se vyskytuje 329 nuklidů (z toho je 273 stabilních a 56 nestabilní) - např. nuklidem je 168O, další nuklid je 178O a další 188O IZOTOPY: - nuklidy téhož prvku se liší nukleonovým číslem - chemickými vlastnostmi se navzájem neliší, ale vlastnostmi fyzikálními ano - např. 168O, 178O, 188O => izotopy kyslíku , 11H, 21H, 31H => izotopy vodíku IZOBARY: - atomy a jejich soubory o stejném nukleonovém čísle (např. 4019K,

40 29Ca)

IZOTONY: - nuklidy různých prvků lišící se nukleonovým a protonovým číslem, ale mají stejný počet neutronů v jádře (např. 13654Xe, 13856Ba)

Radioaktivita = schopnost nestabilního nuklidu (atomového jádra) se přeměnit na jiné stabilnější za současného uvolnění radioaktivního záření

-

zjistil 1896 BECQUEREL, který použil prvek v blízkosti kovové folie a zjistil, že některé vysílají záření procházející skrz na fotografický papír, který zčernal => toto záření nazváno radioaktivita

-

manželé CURIEOVI (Piere Curie a Marie Sklodowska Curie) objevili, že záření nevysílají jen sloučeniny uranu ale i uranové rudy (smolinec) => tak objevili prvky Polonium a Radium

-

ve 30.letech 20.století zjištěno, že při bombardování atomů vznikají nová jádra vyzařující záření => v laboratoři byla vyvinuta umělá radioaktivita ¨(samovolný rozpad uměle připravených nuklidů)

-

podstata 1909 RUTHERFORD - záření je způsobeno samovolnou přeměnou jádra, tyto prvky jsou radioaktivní => je to projev nestability nuklidů

Typy záření 1. ZÁŘENÍ ALFA

- rychle letící kladně nabitá jádra 42He - ionizační účinky (ionizují vzduch) A Z

2. ZÁŘENÍ BETA

4 2

Y

4 2

He

=> posun v PSP o 2 místa doleva

- rychle letící volné elektrony - nese záp. náboj A Z

3. ZÁŘENÍ GAMMA

A Z

X

X

Z

A 1

Y

__

e

=> posun v PSP o 1 místo doprava

- doprovází záření α a β (elektromagnetické vlnění) - nemění se složení jádra - přechod částic z excitovaného stavu do základního je provázeno uvolněním rozdílu energie a projev energie je samotné γ-záření (foton, elektromagnetické záření)

4. ZÁŘENÍ RTG - atomové jádro se může přebytku energie zbavit i přenesením energie na některý elektron (hlavně v K sféře obalu)

poločas přeměny (rozpadu):

-13-

-

střední čas, za který se z počátečního množství radionuklidu přemění (rozpadne) přesná polovina

Didaktika struktury elektronového obalu 8 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Elektronový obal, orbitaly Kvantová čísla Pravidla o zaplňování el. obalu Valenční elektrony, ionizační energie elektronová afinita Periodický zákon, periodická soustava prvků

1 hodina 2 hodiny 2 hodiny 1 - 2 hodiny 2 hodiny

Elektronový obal, orbitaly -

tvoří jej elementární částice elektrony (záporně nabité), zodpovědné za většinu vlastností atomu vypočtené hodnoty E ( energie kinetická a potenciální) a ψ (vlnová funkce), charakterizují stav elektronu v atomu a současně vymezují jeho oblast výskytu tzv. atomové orbitaly (AO)

ATOMOVÉ ORBITALY popisují se kvantovými čísly, vyplývající ze Schrödingerovy rovnice 1) Hlavní kvantové číslo (n) - udává energii elektronu, nabývá hodnot 1-K, 2-L, 3-M,… - s rostoucím n energie roste 2) Vedlejší kvantové číslo (l) - určuje energii a tvar orbitalu (nabývá hodnot od 0-s, 1-p, 2-d, 3-d, 4-f) 3) Magnetické kvantové číslo (m) - určuje orientaci AO v prostoru, nabývá hodnot (-l do +l) 4) Spinové kvantové číslo (s) - určuje orientaci rotace elektronu (+½, -½)

Elektronová konfigurace -

zápis pomocí rámečků, elektrony se znázorňují šipkami degenerované orbitaly mají stejné hlavní a vedlejší KČ, liší se v čísle magnetickém se zapisují u sebe hlavní kvantové číslo (n = 2)

( Spinové kvantové číslo ½ nebo - ½ )

1

2s

vedlejší kvantové číslo (l =1)

-14-

PRAVIDLA: 1) Výstavbový princip - princip minimální energie → elektrony obsazují AO postupně s rostoucí energií S P D F 8 7 6 5 7 6 5 4 6 5 4 5 4 3 4 3 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 3 2 např. 26 Fe (Železo): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 2 1 2) Hundovo pravidlo - v degenerovaných orbitalech se zaplňují AO nejprve po jednom elektronu se stejným spinem, po zaplnění se elektrony párují s opačným spinem ↑↓

↑↓

↑

↑

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

3) Pauliho princip výlučnosti - v jednom atomu nejsou elektrony se 4 kvantovými čísly stejnými,liší se minimálně o spinové číslo

EXCITACE

Ionizační energie - energie, která musí být dodána, aby došlo k odtržení elektronu (vznik K+) → čím větší hodnota, tím je prvek elpoz a tím tvoří snáze kationty Elektronová afinita - energie, která se uvolní přijetím elektronu (vznik A-) → čím vyšší hodnota, tím je prvek elneg a tím tvoří snáze anionty

-15-

Didaktika periodického systému 2 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: periodická zákon periodická soustava prvků

1 hodina 1 hodina

Pojmy a jejich vztahy struktura atomu → chemická vazba → chemický děj PERIODICKÝ ZÁKON

Cíle: osvojení a pochopení periodického zákona a práce s PSP, s jeho pomocí dokáže určit některé vlastnosti prvků využívá veličin, které jsou v PSP uvedeny k praktické činnosti (výpočty)

Podoba PSP -

na začátek je vhodné navázat,co již o PSP a PZ vědí, co z ní již dokáží vyčíst

Formální úpravy PSP Periodický řetěz - lineární úprava, prvky za sebou podle rostoucího Z, periody označeny čarami → Prostorová spirála - vzniká z lineární vyjádřením některých společných vlastností (podobné prvky jsou ve spirále nad sebou) → Plošné úpravy kruhové a spirální - plošná projekce spirály, různými řezy lze oddělit jednotlivé skupiny → Plošné pravoúhlé velmi dlouhá tabulka - řez mezi vzácnými plyny a alkalickými kovy, vřazeny lanthanoidy a aktinoidy → Tabulka pyramidální - prvky po periodách bez mezer, nad sebou → Tabulka krátká - mezera u 2. až 5. periody se odstraní tak, že se pod osm prvků 2. a 3. periody řadí prvky 4. a dalších period podle nejvyššího ox. čísla → Tabulka dlouhá - klasická, školní tabulka (tzv. dlouhá)

Struktura PSP v rámečku u symbolu prvku v PSP by měl být český a latinský název, hodnota protonového čísla, atomová relativní hmotnost, elektronegativita, elektronová konfigurace, popř. vlastnosti (kov/polokov/nekov, skupenství, s/p/d/f prvky), oxidační čísla po stranách PSP označení 7. period (1-K,…) a 18. skupin (preferují se čísla 1-18, tolerují se římská označení → pod sebou jsou prvky podobných vlastností a s analogickou stavbou valenčních elektronů → hlavní skupiny (nepřechodné s,p-prvky) a vedlejší skupiny (přechodné d,f-prvky) → vedlejší skupina A (prvkům chybí elektrony do vzácného plynu), skupině B přebývají → valenční elektrony jsou nejvíce ve dvou orbitalech od nižšího vzácného plynu

-16-

Periodický zákon HISTORIE: (1789) LAVOISIER - rozdělení prvků na kovy a nekovy (1818) BERZELIUS - uspořádání prvků podle reaktivnosti (začínal draslíkem, končil kyslíkem) (1817) DÖBEREINER - průměr hmotností dvou sousedních prvků triády je roven hmotnosti prostředního prvku (1863) NEWLANDS - seřadil prvky podle atomové váhy do řady, zjistil že každý 8. prvek má podobné vlastnosti (1864) MAYER - závislost objemu atomu na atomovém čísle prvku MENDĚLEJEV (1869) Fyzikální a chemické vlastnosti prvků a jejich chemických sloučenin jsou periodickou funkcí jejich atomových vah (dnes protonového čísla). → předpověděl přítomnost dosud neznámých prvků (germanium), doplnil jej i český chemik Bohuslav Brauner (zařadil některé prvky vzácných zemin mezi Ce a Tl, předpověděl Pm) 2. Sekundární periodicita PSP - podobnější svými vlastnostmi jsou si prvky umístěné vždy ob jeden řádek v řádcích PSP - např. Cl je podobnější I než Br => BrO4- se připravuje hůře, kdežto ClO4- a IO4- snadno 3. Diagonální periodicita PSP - podobné vlastnosti mají prvky umístěné v PSP po diagonále - např. Na podobné spíše Ca než K, Be podobné spíše Al než Mg, …

Vlastnosti prvků vyplývající z PSP -

závislost mezi uspořádáním elektronů v obalu atomu a zařazením v periodickém systému (vlastnostmi) Velikost atomu (poloměr) - atomový poloměr je polovina mezijaderné vzdálenosti (určena počtem p+ a e-) → velikost atomů v periodě se zmenšuje s rostoucím Z (kromě vzácných plynů), jelikož zvětšující se kladný náboj jádra více poutá elektrony ve stejné slupce → velikost atomů v hlavní skupině se zvětšuje s rostoucím Z (roste počet slupek s elektrony) → poloměr kationtu se zmenšuje s rostoucím nábojem a zvětšuje s klesajícím nábojem => vhodné použít modely (kuličky atomů, iontů)

Charakter vazby → závisí na poloze prvků v PSP (s + p => silně iontová (iontovost stoupá od 1. k 18. skupině)

Elektronegativita a elektropozitivita → elektronegativita stoupá doprava a nahoru, elektropozitivita dolů a doleva (s rostoucím Z a čím méně se liší od konfigurace předchozího vzácného plynu) → nejelektropozitivnější francium, nejelektronegativnější fluor Ionizační energie a elektronová afinita → ionizační energie ve skupině klesá (roste poloměr) a stoupá v periodě (klesá poloměr) → čím je hodnota ionizační energie nižší, tím je prvek reaktivnější → snadněji se tvoří kation do prvního, než do druhého stupně (přitažlivé síly) → elektronová afinita ve skupině klesá, v periodě roste → snadněji se tvoří anion do prvního, než do druhého stupně (odpudivé síly)

-17-

Kovový charakter → ve skupině roste, v periodě klesá Kyselý a zásaditý charakter → u kyselin stoupá kyselost s rostoucí elektronegativitou kyselinotvorného prvku Teplota tání → kovy a polokovy teplota tání nad 0oC, plynné nekovy pod 0oC → nejvyšší C, Mo, Ta, W → s1-prvky mají nižší teplotu tání než s2-prvky (stabilnější el. konfigurace) → Zn, Cd, Hg nižší teplota tání než ostatní kovy (stabilnější konfigurace) Hustota → největší hustota u přechodných prvků (kovy) s malým poloměrem a krystalickým uspořádáním Index lomu světla - nekovy a vzácné plyny mají index lomu světla nízký, stoupá u polovodičových polokovů a je vysoký u kovů, které vykazují kovový lesk

Vlastnosti sloučenin vyplývající z PSP Acidobazické vlastnosti oxidů → větší bazicitu mají oxidy s elektropozitivními. prvky (alkalické kovy,…) → ve vodě poskytují hydroxidy → kyselý charakter mají oxidy s elektronegativními prvky → ve vodě tvoří kyseliny → u oxidů s vícero oxidačními je zásaditý ten s nižším, mezi amfoterní a kyselý s vyšším ox. číslem

Rozpustnost → rozpustné jsou silně kyselé a silně zásadité oxidy (s,p-prvky), nerozpustné s kovy, polokovy a Be, Mg → stejnou oblast pokrývají i hydroxidy → fosforečnany, uhličitany, sírany a siřičitany alkalických kovů jsou rozpustné, ostatní vesměs nerozpustné, kromě některých solí alkalických zemin → halogenidy většinou jsou rozpustné (kromě např. fluoridu s2-prvků) → sulfidy jsou nerozpustné (kromě sulfidů s1-prvků)

-18-

Didaktika chemické vazby 6 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Vznik vazby, vaznost, kovalentní vazba, vazba δ a π, elektronegativita, polarita vazby, iontová vazba Slabé vazebné interakce Struktura a vlastnosti sloučenin kovalentních, iontových a kovů

1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina 2 hodiny

Základní osnova probíraného učiva:  

     

vznik vazby typy vazeb o princip vzniku kovalentní vazby a koordinační vazby o jednoduchá, dvojná, trojná - příklady molekul o sigma, pí - příklady molekul o podle polarity vaznost pevnost vazby teorie hybridizace - sp, sp2, sp3 → tvary, úhly VSEPR (viz anorganika) => používat modely (AO, hAO, vazeb) slabé vazebné interakce (H-můstky, vdá síly) Disociační energie o energie, kterou je nutné dodat pro rozštěpení vazby o molární energie = energie uvolněná rozštěpením 1 molu → Qm [kJ/mol] Příklad: Vypočítat energii uvolněnou při štěpení 1 g methanu, energie C-H je 414 kJ/mol, M(CH4) = 16,05 g/mol. → vypočítat kolik molů je jeden gram methanu (0,0625 mol) → E= Qm . n = 414.0,0625 = …

-19-

Didaktika chemických reakcí 13 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Názvosloví anorganických sloučenin (zopakování, princip) Chemické reakce, chem. rovnice, úprava, rozdělení Průběh chemických reakcí Faktory ovlivňující rychlost chem. reakcí (chem. kinetika) Chemické rovnováhy Základy termochemie Redoxní reakce, jejich úprava

1 hodina 2 hodiny 2 hodiny 2 hodiny 2 hodiny 2 hodiny 2 hodiny

Chemické reakce a rovnice Chemická reakce - chemický děj, při němž z výchozích látek (reaktantů) vznikají produkty, resp chemické vazby ve výchozích látkách zanikají a vznikají vazby v produktech - chemické děje (reakce) zapisujeme chemickými rovnicemi (1 a více) Chemická rovnice: - vyjadřuje základní reakční přeměny, udává poměr reaktantů a produktů a látková množství aA

+ bB

výchozí látky (reaktanty)



cC

+ dD reakční produkty

→ obě složky zapisujeme pomocí značek a vzorců, mezi nimi se vyznačuje šipka ( ,<=>, = ) → v rovnici uvádíme i stechiometrické koeficienty, které udávají nejmenší celistvé počty reaktantů, které musí reagovat, aby vznikly celistvé počty produktů → mohou se uvádět stavové symboly u jednotlivých reakčních složek (s, l, g, aq) Podmínky: - musí splňovat Zákon zachování hmotnosti (druh atomů na obou stranách musí být stejný a ve stejném množství) a Z.Z. energie - náboje na obou stranách musí být stejné (elektroneutralita) - pro redox rovnice musí platit podmínka rovnosti vyměňovaných elektronů, pro iontový zápis rovnost nábojů na obou stranách - poměr látkových množství je roven poměru stechiometrických koeficientů

DĚLENÍ REAKCÍ: A) PODLE TYPU ZÁPISU: o stechiometrický zápis - poměry látkového množství 2 FeCl3 + 3 H2S → Fe2S3 + 6 HCl o stavový zápis - skupenský stav látek 2 FeCl3 (aq) + 3 H2S (g) → Fe2S3 (s) + 6 HCl (aq) o iontový zápis (úplný, zkrácený) - podstata chemické reakce 2Fe3+ + 3HS- → Fe2S3 + 3H+ B) PŘENÁŠENÝCH ČÁSTIC o redoxní - přenos elektronů (mění se oxidační čísla) o proteolytické (acidobazické) - přenos H+ o koordinační (komplexotvorné) - přenos skupin atomů, vznikají komplexy

-20-

C) PODLE REAGUJÍCÍCH ČÁSTIC o molekulové o iontové o radikálové D) PODLE REAKČNÍHO MECHANISMU: o skladné reakce (slučování, syntéza, adice) - 2 či více látek jednodušších se sloučí na 1 látku složitější,aniž se odloučí nějaká částice A+B o

rozkladné reakce (rozklad, analýza, eliminace) - jedna složitější látka se rozkládá na 2 nebo více jednodušších A

o

CaCO3 → CaO + CO2

B+C

vytěsňovací rekce (substituce, nahrazování) - atom nebo celá skupina atomů v molekule dané látky se vymění za jiný atom nebo skupinu atomů AX + Y

o

Fe + 2 S → FeS2

C

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

AY + X

podvojné přeměny (konverze) - zdvojená substituce, kdy si 2 složitější látky vzájemně vymění některé své atomy nebo skupiny atomů AX + BY

AY + BX

Na2SO4 + CaCl2 → CaSO4 + 2 NaCl

E) PODLE REAKČNÍ KINETIKY o izolované o simultánní (zvratné, bočné, následné)

Průběh chemických reakcí Teorie aktivních srážek - mezi molekulami reaktantů dochází ke srážkám (částice musí mít dostatečnou kinetickou energii – aktivační energii a vhodnou orientaci) Teorie aktivovaného komplexu - při uskutečnění účinné srážky soustava prochází stádiem aktivovaného komplexu → přiblížením molekul se vazby oslabují (energie spotřebována) a vznik nových vazeb po rozpadu komplexu (energie se uvolňuje) → potřebná EA je nižší než u srážkové teorie

-21-

Reakční kinetika -

rychlost reakce je dána změnou koncentrace látky za jednotku času reaktanty ubývají, produkty přibývají

v

dc A a.dt

dc B b.dt

dc Y c.dt

dc Z d.dt

1) Vliv koncentrace reaktantů na reakční rychlost. → čím větší je koncentrace reaktantů v soustavě, tím větší je počet srážek jejich strukturních jednotek (jedna z podmínek uskutečnění chemické reakce) a tím větší je reakční rychlost.

v

  

k .[ A]a .[ B]b

k… rychlostní konstanta a,b…řády reakce (určeny experimentálně, rovny stechiometrickým koeficientům)

tři kádinky s roztokem thiosíranu sodného: 0,5M, 1M, 2M tři kádinky s roztoky kyseliny sírové o koncentracích: 0,5M, 1M, 2M smíchat vždy roztoky kyseliny s roztokem thiosíranu o stejné koncentraci, stopkami měřit rychlost reakce

→ vyloučí s koloidní S (nejrychleji ve 2. kádince): Na2S2O3 + H2SO4 → Na2S2O3 + H2S2O3 → H2SO3 + S → H2O + SO2 + S

2) Vliv tlaku na reakční rychlost. → zvýšením tlaku (zmenšení objemu soustavy) se zvětší koncentrace plynného reaktantu a tím také reakční rychlost

3 Vliv teploty na reakční rychlost. → čím větší je teplota soustavy, tím rychleji se strukturní jednotky v soustavě pohybují a tím větší je také jejich energie (více srážek, více molekul s aktivační energií → rychlejší reakce) → teplota určuje hodnotu rychlostní konstanty  

smíchat roztok 4 M HNO3 a roztok 0,5 M KI v poměru 2:1 (3 zkumavky) stopkami měřit rychlost reakce v jednotlivých zkumavkách: → o laboratorní teplotě → ponořené do horké vody → ponořené do kádinky s ledovou vodou 4 HNO3 + 2 KI → 2 I2 + 2 KNO2 + 2H2O + O2

4) Vliv povahy reaktantů → chemická povaha a složení reaktantů určuje rychlost reakce POKUS: Ve větší kádince zahřívat tři zkumavky s následujícími látkami smíchanými v poměrech 2:1 8 M HNO3 + 0,5 M KI 8 M HNO3 + 0,5 M KBr 8 M HNO3 + 0,5 M NaCl

Měříme rychlost probíhající reakce při osvětlení → unikají plyny, nejrychleji se oxiduje Cl- → Cl2, pak Br2 a pak I2

-22-

5) Vliv katalyzátorů na reakční rychlost → snižují aktivační energii a tím urychlují (umožňují) chemickou reakci, přičemž se sami nespotřebovávají → katalyzátor ve stejné fázi jako substrát (homogenní katalýza), v různé fázi (heterogenní katalýza)

   

Ke směsi práškového Zn a Al přikápnout kapku teplé vody Rozklad peroxidu vodíku účinkem burelu Enzymy (krev, peroxidáza,…) Inhibitory - do U-trubice s H2SO4 ponořím do jednoho konce Zn plech, do druhoho Zn plech omotaný Pt drátkem (inhibitor) → na neomotaném plechu se bude vyvíjet vodík

6) Vliv mechanických zásahů (míchání, zvětšení povrchu) → zvýšení vzájemného kontaktu strukturních jednotek reaktantů a tím i počet jejich srážek, způsobuje zvýšení reakční rychlosti  

Reakce kyseliny s kusovým vápencem a jeho práškem Zapálení hliníkového prachu a hliníkového drátu

→ promítaný pokus v Petriho miskách Pokus č.

Miska

Kyselina

Kov

Čas

Faktor

1.

První Druhá

0,5 M HCl 2 M HCl

0,5 cm Mg 0,5 cm Mg

pomalejší rychlejší

koncentrace

2.

První Druhá

2 M HCl (studená) 2 M HCl (teplá)

0,5 cm Mg 0,5 cm Mg

pomalejší rychlejší

teplota

3.

První Druhá

2 M HCl (urotropin) 2 M HCl

0,5 cm Mg 0,5 cm Mg

neprobíhá probíhá

enzym / inhibitor

4.

První Druhá

2 M HCl 2 M HCl

0,5 cm Mg 0,5 cm Zn

rychlejší pomalejší

povaha reaktantů

5.

První Druhá

5 M HCl 5 M HCl

5 cm Al rychlejší 5 cm Al složený pomalejší

povrch

→ další možnost je CuSO4.5H2O → v teplé/studené vodě, krystal/prášek, míchat/nechat

-23-

Chemická rovnováha Chemická rovnováha - stav soustavy, kdy se nemění její složení, i když v ní probíhají stále chemické děje - má dynamický charakter (běží tam i zpět) → pokus: Rozklad CaCO3 v evakuované nádobě neproběhne zcela, vznikne jen určitá část CaO, pak poběží reakce zpátky.

=> GULDBERG-WAAGEŮV ZÁKON (ROVNOVÁŽNÁ KONSTANTA) v1,v 2

- u zvratných reakcí: N2 + 3H2 2 NH3 → v určitém okamžiku se rychlost reakce vzniku produktů rovná rychlosti zpětné přeměny produktů ve výchozí látky (stejně tolik látek kolik vzniká se zpátky přemění)

→ z rovnosti k1.[A]a.[B]b = k2 . [C]c.[D]d získáme vztah pro rovnovážnou konstantu:

K

k2 k1

[C ]c .[ D]d [ A]a .[ B]b

… Gouldberg-Waagův zákon chem. dynamické rovnováhy (rychlosti obou reakcí jsou stejné, vzniká stejný počet částic jako se přemění zpět na výchozí látky, poměr součinů koncentrací je konstantní)

→ konstanty k jsou závislé na teplotě, ne na koncentraci, hodnota K je pro danou reakci konstantní → velikost K určuje směr reakce: K = 1 … reakce zdánlivě neprobíhá (rovnováha) K > 1 … reakce běží směrem k produktům (probíhá, doprava) K < 1 … reakce běží zpět k výchozím látkám (neprobíhá)

→ výpočty: Při rovnováze byly stanoveny tyto koncentrace [A], [B] a [C], vypočítejte K.

=> LE-CHATELIERŮV PRINCIP ,, Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující k potlačení či zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu, a tudíž vždy směřuje k rovnováze“ - ovlivnění rovnováhy: → a) snížení koncentrace produktů b) zvýšení koncentrace výchozích látek c) změna tlaku v reakční soustavě - uvedení praxe například výroba amoniaku (vysoké teploty, tlaky), odsávání produktů

-24-

Energetika chemických reakcí termodynamika (definice) druhy soustav (izolovaná, uzavřená, otevřená) termodynamický děj (vratný, nevratný) hl. veličiny → molární reakční teplo → exotermické, endotermické děje → určit podle Qm (u rovnice) a nebo ∆H (1 mol) uvolněné/spotřebované Q → určit EXO, ENDO podle reakční koordináty → standardní reakční teplo (vazebná energie produktů a reaktantů) → výpočty (vzorce) → slučovací teplo → spalné teplo SEMINÁŘ 1. termodynamický zákon (vnitřní energie U) termochemické zákony (Laplace-Lavoisier, Hess)

POKUSY: viz školní pokusy (rozpouštění NaOH, NH4Cl), rozpouštění Ba(OH)2 a NH4SCN (M. Uhlíř)

-25-

Didaktika redoxních dějů 8 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: oxidační číslo (opakování) a názvosloví (opakování) zavedení pojmu oxidace a redukce na základě změny oxidačního čísla úprava redoxních rovnic (redoxní děje s přímým přenosem elektronů) zavedení pojmu oxidace, redukce na základě změny nábojového čísla, činidlo oxidační a redukční elektrochemické děje (redoxní děje s nepřímým přenosem elektronů)

1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina 3 hodiny

Oxidační číslo, názvosloví - opakování  zopakovat definici oxidačního čísla (zdůraznit, že nábojové číslo se píše arabsky, ox. číslo římsky)  opakování názvosloví anorganických sloučenin (procvičování)

Redoxní děje 1. NA ZÁKLADĚ ZMĚNY OX. ČÍSLA → na ZŠ probírají redoxní děje ve vztahu k elektrolýze

POKUS (reálný, myšlený): - napsat rovnice reakcí předvedených pokusů v průběhu jejich provádění, anebo jejich připomenutí. 1.

2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)

zapálit hořčík

2.

2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)

žíhat HgO v křivuli s vatou, Hg na stěnách tvoří zrcátko, O2 důkaz špejlí

3.

Zn (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g)

4.

Cu(s) + 2 AgNO3 (aq) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq)

na meotaru prosvětlená kádinka s AgNO3, do něj ponořena Cu spirála očištěná v HNO3 → na spirále strom Ag, roztok do modra = Cu(NO3)2

5.

NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O (l)

neredox

+ ZnSO4 (aq)

V Petriho misce

→ napsat oxidační čísla atomů v rovnicích → podtrhnout různobarevně ty atomy prvků, u kterých dochází během reakce ke změně oxidačního čísla → zjistit, zda u všech reakcí dochází ke změně oxidačního čísla, vypsat je na tabuli, odděleně do sloupců 2 MgO → 2 MgII 2 O-II → O2O ZnO → Zn II CuO → Cu II zvyšování ox. čísla

O20 → 2 O-II 2 HgII → 2 Hg0 H2 I → H20 2Ag I → 2 Ag0 snižování oxidačního čísla

-26-

→ zavedení pojmů: Oxidace – název podle slučování s kyslíkem, děj při kterém dochází ke zvyšování oxidačního čísla atomů Redukce, děj při kterém dochází ke snižování oxidačního čísla atomů → V jedné reakci dochází vždy k redukci a oxidaci současně (počet jednotek, o které se oxidační čísla atomů zvýší jsou rovna počtu jednotek, o který se u jiných atomů téže reakce sníží)

3. ÚPRAVY REDOXNÍCH ROVNIC Příklad: „Likvidace fosforu rozpouštěním v kyselině dusičné.

P0

a) napsat rovnici s oxidačními čísly všech prvků:

H I N V O3 II

P 0 5e N V 3e

b) napsat poloreakce prvků, které mění ox. číslo:

c) upravit podle počtu elektronů na společného jmenovatele:

d) doplnit koeficienty do rovnice:

3P 5HNO3

P0 NV

H 3I P V O4 II

N II O

II

PV N II PV N II

5e 3e

3H 3 PO4

/.3 /.5

5 NO

e) kontrola počtu O, H → doplnit vodu f) konečný výsledek:

3P 5HNO3

2H 2O

3H 3 PO4

5 NO

2. NA ZÁKLADĚ ZMĚNY NÁBOJOVÉHO ČÍSLA -

napsat iontové rovnice reakcí uvedených pokusů z předchozí hodiny. podtrhnout různobarevně ty ionty a atomy, u kterých dochází během reakce ke změně náboje (zvýšení červeně, snížení modře) 1. 2. 3. 4. 5.

2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) Zn (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + ZnSO4 (aq) Cu(s) + 2 AgNO3 (aq) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O (l) 2 MgO → 2 Mg2+ 2 O2- → O2O ZnO → Zn2+ CuO → Cu 2+ zvyšování náboje

O20 → 2 O22 Hg2+ → 2 Hg0 H21+ → H20 2Ag1+ → 2 Ag0 snižování náboje

→ zavedení pojmů: Oxidace – název podle slučování s kyslíkem, děj při kterém dochází ke zvyšování nábojového čísla atomů (uvolňují se elektrony) Redukce, děj při kterém dochází ke snižování nábojového čísla atomů (přijímají se e-) → Počet přijatých a uvolněných elektronů v jedné reakci je vždy stejný.

-27-

OXIDAČNÍ ČINIDLO - druhou částici oxiduje tím, že jí odebírá elektrony (oxiduje), oxidační činidlo se samo redukuje přibranými elektrony - např. kyslík, kovy, manganistany, chlorečnany, … REDUKČNÍ ČINIDLO - druhou částici redukuje tím, že jí odevzdává elektrony (redukuje), redukční činidlo se samo oxiduje odevzdanými elektrony - uhlí, koks, kovy, vodík,…

přijímá elektrony (snižuje se ox. číslo)

odevzdává elektrony (zvyšuje se ox. číslo) redukuje

OXIDAČNÍ ČINIDLO

REDUKČNÍ ČINIDLO

oxiduje samo se redukuje

samo se oxiduje

SEMINÁŘ: .- lze po žácích vyžadovat, aby odvodili výsledek reakce podle redoxpotenciálu Např. Sestavte rovnici ve správném směru podle redox potenciálů: Cr2O72-/Cr3+ = 1,33; SO42-/SO32- = -0,93 → soustava s vyšším redoxpotenciálem běží ve směru redukce, s nižším ve směru oxidace. algoritmus: a) napsat rovnici:

Cr2 O72

SO32

Cr 3

SO42

b) vypsat poloreakce, upravit druh a počet atomů na obou stranách (přidání H2O, H+):

Cr2 O72

2Cr 3

14 H 2 3

SO

7H 2O

2 4

H 2O

SO

2H

c) vyrovnat náboje na obou stranách rovnice (přidáním elektronů)

Cr2 O72

14 H 2 3

SO

2Cr 3

6e 2 4

H 2O

SO

2H

7H 2O

/.1

2e

/.3

d) počet vyměněných elektronů musí být stejný,upravit na společného jmenovatele:

Cr2 O72

14 H 2 3

3SO

2Cr 3

6e

2 4

3H 2 O

3SO

7H 2O 6H

6e

e) spojit obě rovnice, vykrátit a proškrtat: 2 7

Cr2 O

14 H

3SO32

6e 2 7

Cr2 O

8H

3H 2 O 2 3

3SO

2Cr 3

7 H 2 O 3SO42

3

2 4

2Cr

-28-

4 H 2 O 3SO

6H

6e

Elektrochemie -

redoxní děje s nepřímým přenosem elektronů elektrolýza = volné ionty v roztoku (elektrolytu) jsou schopny vést elektrický proud a vyvolvávat tak elektrochemické děje (anodická oxidace a katodická redukce) galvanický článek přeměňuje je schopen přeměnit energii chemickou na energii elektrickou ELEKTROLÝZA

GALVANICKÝ ČLÁNEK

napětí

vkládáno

získáváno

anoda

kladná, oxidace

záporná, oxidace

katoda

záporná, redukce

kladná, redukce

ELEKTROLÝZA: Elektrolýza CuCl2:

A(+, Cu) … Cl- → Cl2 (oxidace), důkaz jodidoškrobovým papírkem (Cl2 + KI → I2 + KCl) → jód barví škrob do modra K(─, Zn) … Cu2+ → Cu (redukce), vylučování na Zn elektrodě

Elektrolýza NaCl:

A(+, tuha) … Cl- → Cl2 (oxidace), důkaz jodidoškrobovým papírkem K(─, Fe) … H+ → H2 (redukce) → FFT v roztoku zbarven do fialova (zůstává roztok NaOH)

Elektrolýza H2O:

A(+) … uniká kyslík => 2 OH- + 2 OH- → 2 H2O + O2 K(─) … uniká vodík, větší množství => 2H+ + 2e- → H2

Elektrolýza Al2O3 (výroba hliníku):

A(+) … Al3+ + 3e- → 3Al K(─, C) … vznikající kyslík se slučuje s C na CO a CO2

GALVANICKÝ ČLÁNEK: Danielův článek: → Zn elektroda (anoda, záporná, oxidace) → snadněji uvolňuje elektrony, oxiduje se (nižší redoxpotenciál) → rozpouští se → Cu elektroda (katoda, kladná, redukce) → snadněji elektrony přijímá, redukuje se (vyšší redoxpotenciál) → vylučuje se na ní měď

-29-

Leclancheův článek - tvořen Zn kalíškem (záporná elektroda, anoda) - MnO2 (Burel) ve směsi s grafitem a sazemi (kladná elektroda, katoda) - elektrolyt NH4Cl + ZnCl2 (-) [ Zn │ZnCl2 NH4Cl│MnO2 + C + saze](+) záporná elektroda

kladná elektroda

elektrolyt

AKUMULÁTORY: Olověný akumulátor:  příklad sekundárního článku (vratného): po vybití lze znovu nabíjet  skládá se ze 2 olověných elektrod, elektrolytem je 25 % kyselina sírová  napsat rovnice a popsat děj nabíjení avybíjení

Řada napětí kovů Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Pb neušlechtilé kovy nízký redox potenciál snadněji uvolňují e- (oxidace) reaktivnější výskyt převážně v iontech

H

Cu Ag Hg Pt Au

vodík nulový potenciál

ušlechtilé kovy vysoký redox potenciál snadněji přijímají e- (redukce) nereaktivní výskyt převážně ryzý

POKUS: Do čtyř zkumavek s násl. roztoky CuSO4 + Zn plíšek → vylučuje se vrstvička mědi ZnSO4 + Cu plíšek PbSO4 + Mg plíšek → vylučuje se olovo MgCl2 + Pb plíšek

-30-

Otázky a úkoly: 1. Vyčíslete a doplňte následující chemickou rovnici: Cínaté ionty reagují v kyselém prostředí s ionty manganistanovými za vzniku iontů cíničitých a manganatých. 2. Vypočítejte objem 65% kyseliny trihydrogenfosforečné mající hustotu (ρ= 1,475), který je zapotřebí k přípravě 200 ml roztoku o koncentraci 0,5 mol.dm-3? Mr (kyseliny trihydrogenfosforečné) = 98 3. Kolik molů a kolik dm3 vodíku vznikne reakcí 50 g zinku s kyselinou sírovou, měří-li se objem vzniklého vodíku za standardních podmínek? Ar(zinku) = 65 Mr(vodíku) = 2 4. Sestavte zkrácené elektronové schéma zinku a olova 30Zn: 82Pb: 5. Napište chemické názvy následujících látek: Bi2(SO4)3 Li2Cr2O7 WO3 PbBr4 Na2CO3 . 10H2O SF6 6. Napište chemické názvy následujících látek: Hydrogenfosforečnan barnatý Molybdenan amonný Bromičnan draselný Thiosíran draselný Sulfid stříbrný Dusičnan olovnatý 7.

Najděte v tabulkách dvě rozpustné sloučeniny olova.

8. Popište dva didaktické experimenty, kterým by se uvedly srážecí reakce. Didakticky je zpracujte 9. Uveďte návrh laboratorního cvičení na téma redoxní děje.

-31-

Didaktika anorganické chemie

-32-

Didaktika vodíku, kyslíku, kyselin a zásad 13 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Vodík Kyslíku Voda, peroxid vodíku Roztoky, výpočty roztoků w, φ, c) Teorie kyselin a zásad Autoprotolýza, amfoterita, pH Síla kyselin a zásad Hydrolýza solí Opakování

-

1 hodina 1 hodina 2 hodiny 1-2 hodiny 2 hodiny 1 hodina 2 hodiny 1 hodina 1 hodina

u všech prvků vždy uvést: Výskyt Charakteristika - zařazení v PSP, el. konfigurace, historie (objevy, zajímavosti) Vlastnosti: - vzhled, chemické a fyzikální vlastnosti Reakce Příprava a výroba Použití Sloučeniny

Vodík Charakteristika (zařazení v PSP .Elektronová konfigurace, stabilizace): → nachází se úplně na začátku PSP → el. konfigurace 1s1, stabilizace do oktetového pravidla přijetím elektronu => molekula H2 → objev: Výskyt: - 3 izotopy (11H lehký vodík - protium, 21H těžký vodík - deuterium, 31H tritium radioaktivní) - nejrozšířenější prvek ve vesmíru, 3. nejrozšířenější na Zemi - volný se vyskytuje v zemním plynu, sopečných plynech, atmosféry hvězd - vázaný ve vodě, anorganických a organických látkách, biogenní prvek Vlastnosti: - bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu - velká IE → podobá se spíš halogenům než alkalickým kovům - typický nekov, elektronegativita 2,2 - tvoří vodíkové můstky s N, O, F - vysoká hodnota vazebné energie → málo reaktivní Reakce: → s většinou prvků reaguje za vyšší T nebo katalyzátor: → slučuje se s kyslíkem v oxidech (redukční účinky): → velice reaktivní je singletový vodík H

H 2 + S → H 2S H2 + Cl2 → HCl CuO + H2 → Cu + H2O

Příprava: → reakcí neušlechtilých kovů s neoxidujícími kyselinami Zn + H2SO4 / HCl → ZnCl2 / ZnSO4 + H2 → reakcí s1 a s2-prvků s vodou: Výroba: → termický rozklad methanu → součást výroby syntézního plynu → parní reforming (z methanu) → elektrolýza NaCl při výrobě NaOH

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 CH4 → C + 2H2 rozžhavený koks + H2O → CO + H2 CO + H2 + H2O → CO2 + H2

-33-

Použití: → uchovává se v ocelových lahvích s červeným pruhem → hydrogenace, ztužování tuků → dříve svařování (Danielův hořák), dnes palivo budoucnosti → výroba chemikálií (NH3, CH3OH, HNO3, hnojiv) Sloučeniny:

a) HYDRIDY - iontové (NaH), kovalentní (PH3, NH3, HCl, H2O, H2S), kovové a komplexy → porovnat vasltnosti díky H-můstkům b) VODA, KYSELINY, HYDROXIDY

POKUSY: 1) Příprava a třaskavost vodíku 2) Hoření vodíku v chloru

Kyslík Charakteristika (zařazení v PSP, el. konfig., stabilizace): → patří mezi chalkogeny (VI.A skupina) → el. konfigurace [He]: 2s22p4, stabilizace do oktetového pravidla přijetím 2 elektronů => molekula O2 nbeo molekula oxidů OII- nebo 1 elektronu a vzniku hydroxidů OHVýskyt: - nejrozšířenější prvek na zemi (21%), biogenní prvek - vyskytuje se jako alotropická modifikace ozón - baktericidní účinky → úpravy vody - pohlcuje UV záření, silné oxidační účinky Chemické vlastnosti: - vysoce reaktivní plyn bez chuti, zápachu a barvy - rozpustnost ve vodě malá (klesá s teplotou a slaností) - zkapalněný má modrou barvu Reakce: → oxidace většiny prvků (pomalá = dýchání, koroze, rychlá = exotermní reakce, prudká = hoření) Příprava: Pokus: a) Zahřívání KMnO4 ve zkumavce se zátkou a trubičkou, jímat do válce nad vodou. Hned po reakci vyndat trubičku z vody, aby nenasála vodu do rozehřáté zkumavky. KMnO4 → O2 + MnO2 + K2MnO4 (zelený) b) 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 6 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 O2 + 8 H2O c) 2 HgO → 2 Hg + O2 Výroba: → destilace zkapalněného vzduchu → elektrolýza vody Použití: → v ocelových lahvích s modrým pruhem → hutnictví, svařování a řezání kovů, lékařství, dýchací přístroje → kapalný slouží jako raketové palivo Sloučeniny:

a) OXIDY - iontové (rozpustné ve vodě) - kovalentní s atomovou (Al203) nebo molekulovou strukturou (CO) - podle reakce s vodou → kyselinotvorné, zásadotvorné, amfoterní (ZnO) a inertní (CO)

-34-

Voda -

tvar molekuly, vlastnosti (polární, vysoká tepelná kapacita) výskyt - 3 skupenství (led, voda, pára) → led šesterečné uspořádání, voda tetraedr → led má větší objem, jelikož jsou delší vazebné vzdálenosti (tudíž menší hustota) → kapalnost vody díky H-můstkům

-

význam vody čistota vody (pitná, užitková, odpadní) typy vod tvrdost vody (přechodná - Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2; trvalá CaSO4, MgSO4) projektové vyučování

Peroxid vodíku -

vlastnosti - bezbarvá kapalina, tvar a struktura a) oxidační účinky b) redukční účinky

-

H

KI + H2O2 I2 + K2SO3 + H2O Ag2O + H2O2 → 2 Ag + H2O + O2

O2 II

použití - bělící a dezinfekční prostředky, 3% v lékařství

KYSELINY A ZÁSADY protolytické - reakce spojené s přenosem protonu acidobazické - reakce mezi kyselinou a zásadou

TEORIE Arrheniova vodíková teorie - kyselina je látka odštěpující ve vodě H+, zásada disociuje na OHLewisova elektronová teorie - kyseliny jsou elektrofilní látky (akceptory el. páru), zásady mají nukleofilní charakter(donory el. páru), vzniká koordinační vazba Brönsted-Lowry protonová teorie - platí i pro nevodná rozpouštědla, nejvíce aplikovaná - při neutralizaci dochází k přenosu protonu => kyseliny jsou donorem, zásady akceptorem -

dvojice kyselin a zásad lišícími se o proton se nazývá konjugovaný pár HCl + H2O  H3O+ + Cl-

kys1 + zás2  kys2 + zás1

VLASTNOSTI PROTONU ion bez elektronu, nejmenší iontový poloměr, velká povrchová nábojová hustota ve vodě silně přitahován zápornými dipóly vody (H3O+)

-35-

DRUHY ROZPOUŠTĚDEL podle toho, zda jsou rozpouštědla donorem či akceptorem protonů, je dělíme na 5 skupin první tři skupiny jsou schopny sami sebe částečně ionizovat = autoprotolýza CH3COOH + CH3COOH  CH3COOH2+ + CH3COO1.) 2.) 3.) 4.) 5.)

Amfiprotní - chovají se jako donory i akceptory, např. voda, ethanol Protogenní - spíše donory (kyseliny), např. kys. octová Protofilní - spíše akceptory (zásady), např. amoniak Aprotogenní - neionizují se, ale přijímají protony, např. aceton Inertní - neionizují se ani nepřijímají proton, např. benzen, chloroform

POKUS: Neutralizace podle Brönsteda i v nevodném prostředí: NH3 + HCl → NH4Cl (bílé dýmy)

AMFOTERNÍ CHARAKTER VODY za určitých podmínek se voda chová jako kyselina i jako zásada → báze se silnějšími kyselinami, kyselina se silnějšími bázemi → autoprotolýza vody: H2O + H2O  H3O+ + OH→ rovnovážná konstanta:

→ disociační konstanta

KR

[ H 3O ].[OH ] [ H 2 O].[H 2 O]

KD

K R .[ H 2 O]

[ H 3O ].[OH ] [ H 2 O]

→ čím větší KD, tím větší disociace (silnější kyselina) → silná kyselina KD nad 10-2, středně do 10-9, slabá pod 10-9 - Ka(HClO4)=1,00.1010 (silná kyselina) - Ka(HCl)=1,30.106 (silná kyselina) - Ka(HClO3)=1,00.103 (silná kyselina) - Ka(H2SO4)= I.stupeň: 1,00.103 II. stupeň:1,20.10-2 (silná kyselina) - Ka(HNO3)=2,00.101 (silná kyselina) - Kb(NH3)=1,79.10-5 (slabá zásada) - Ka(CH3COOH)=1,75.10-5 (slabá kyselina) - Ka(H2CO3)=I.stupeň: 4,30.10-7 II. stupeň:5,61.10-11 (slabá kyselina)

OBECNÁ POUČKA:

velmi slabá kyselina: HnXOn slabá kyselina: HnXOn+1 silná kyselina: HnXOn+2 velmi silná kyselina: HnXOn+3

POKUS: Titrace anilinu HClO4 v prostředí kyseliny octové (anilin je silnější báze a HClO4 slabší kyselina v bezvodém prostředí)

-36-

SÍLA KYSELIN A ZÁSAD -

KV … Iontový součin vody- při 25° C nabývá hodnotu 10-14 mol2/dm6

KV

K R .[ H 2 O] 2

[ H 3O ].[OH ]

=> SÖRENSEN (1909) - zavedl pH = - log [H3O+] a pOH = - log [OH-] => zlogaritmováním iontového součinu vody a zavedením pH a pOH dostaneme, že pH + pOH = 14 => přehled vztahů pro pH silných a slabých kyselin a zásad, solí a pufrů

HYDROLÝZA 1. Sůl silné kyseliny a silné zásady → NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O 2.

Sůl silné kyseliny a slabé zásady → NH4Cl + H2O → NH4+ + Cl- + H2O

3.

(Na+ ani Cl- s vodou nereagují, pH = 7)

(NH4+ reaguje s H2O na NH3 a H3O+ → slabě kyselý)

Sůl slabé kyseliny a silné zásady → Na2CO3 + H2O → 2Na+ + CO32- + H2O (CO32- reaguje s H2O na HCO3- a OH- → slabě zásaditý)

4.

Sůl slabé kyseliny a slabé zásady → CH3COO(NH4) + 2 H2O → CH3COOH + NH3

+ OH-

+ H3O+

Otázky a úkoly:

1. Napište rovnici hydrolýzy síranu amonného. Bude se měnit pH tohoto roztoku. 2. Bude se měnit pH roztoku v bazénu přidáváním roztoku chlornanu sodného do vody? Vysvětlete probíhající děj? 3. Popište postup při ředění kyselin? 4. Najděte v tabulkách hodnotu součinu rozpustnosti síranu barnatého a síranu vápenatého. Na základě zjištěných hodnot rozhodněte, která z těchto látek je lépe rozpustná. 5. Uveďte návrh a návod laboratorního cvičení na téma acidobazické reakce. 6. Popište a didakticky zpracujte školní chemický experiment ukazující přípravu a vlastnosti vodíku. 7. Popište a didakticky zpracujte školní chemický experiment ukazující přípravu a vlastnosti kyslíku

-37-

Didaktika p-prvků 21 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Obecná charakteristika prvků, jejich rozdělení Vzácné plyny Halogeny Síra, oxidy síry, kyselina sírová Dusík, amoniak, oxidy dusíku, kyselina dusičná, vzduch Fosfor a kyseliny fosforu Uhlík, křemík, křemičitany Prvky skupiny boru Opakování Laboratorní cvičení

1 hodina 1 hodina 3 hodiny 3 hodiny 3 hodiny 2 hodiny 4 hodiny 3 hodiny 1 hodina

Obecná charakteristika p-prvků -

elektronová konfigurace ns2-np1-6 prvky 2. periody (od lithia po fluor) nemají energeticky blízké volné d-orbitaly

NEKOVY - jsou v tabulce vždy jedno až čtyři místa před nejbližším vzácným plynem - přijetím elektronů získávají atomy nekovů elektronovou konfiguraci vzácného plynu a vytvářejí anionty, - atomy nekovů mají poměrně velkou ionizační energii a elektronegativitu (kromě vzácných plynů), jsou převážně nevodivé, navzájem vytvářejí sloučeniny s kovalentními vazbami POLOKOVY - hranice mezi kovy a nekovy (např. B, Si, Te, Ge, Sb) KOVY - prvky, které mají většinu těchto vlastností: kovový lesk, velkou elektrickou a tepelnou vodivost, tažnost a kujnost, malou ionizační energii a elektronegativitu, snadno vytvářejí kationty a krystalují v kovových strukturách, - asi 3/4 všech prvků jsou kovy a jejich kovový charakter stoupá v PSP směrem doleva

Vzácné plyny Vlastnosti - velmi málo reaktivní (stabilní el. konfigurace) → He a Ne netvoří sloučeniny - tvoří jednoatomové plyny - těžko zkapalnitelné Výskyt - malé množství v atmosféře (nejvíce Ar, nejméně Xe) - ve vesmíru nejhojnější He (Slunce) Sloučeniny - nejvíce Xe (XeF4, XeO3,…) Význam - He se používá k dosažení nízkých teplot (varem 0,0003 K), plnění osvětlovacích trubic - Ar, He vytváří inertní atmosféru pro svařování Al a Mg

-38-

Halogeny (p5) Charakteristika: - typické nekovy, astat má začínající kovový charakter, název z řečtiny halos (= sůl) = solotvorné prvky

Vlastnosti: - elektronová konfigurace ns2 np5 (7 valenčních elektronů) - tvoří biatomické kovalentní molekuly (Cl2, I2,…), které jsou vždy lineární - s rostoucím Z klesá elektornegativita a reaktivita, klesá rozpustnost ve vodě (I2 jen v KI) - všechny jedovaté žlutý

žlutozelený

hnědý

fialový

F

Cl

Br

I

plyn

plyn

kapalina

pevné

černý

At radioaktivní

Výskyt: - volné se nevyskytují (nestabilní el. konfigurace, velká reaktivita) - řada minerálů (CaF2 kazivec, Ca3(PO4)2 apatit, KCl sylvín), v mořské vodě,biogenní prvky

Příprava - příprava chloru: 10 NaCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 →5 Cl2 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Na2SO4 + K2SO4 POKUS: a) Příprava chlóru elektrolýzou NaCl (viz dříve) b) odbarvovací účinky chlóru (květina) c) reaktivitu lze demonstrovat 0,5 M KI, KBr, KCl v 8 M HNO3 d) oxidační vlastnosti (rozžhavené železo na spalovací lžičce, do válce s kyslíkem a s chlorem)

Použití - chlór v chemickém průmyslu, výroba PVC, čištění vody - fluór výroba freon, výroba teflonu - bróm výroba plastů - jód lékařství (jodová alkoholová tinktura)

HALOGENOVODÍKY - vodné roztoky tvoří kyseliny (síla roste s rostoucím Z, HF středně silná, jelikož tvoří H-můstky) → výroba: zavádění halogenovodíků (exotermní syntéza H2 + X2 → 2HX) do vody vznikají kyseliny → použití: HF k leptání skla, HCl v chemickém průmyslu, žaludeční šťávy POKUS: a) výroba HCl (viz dříve, vodík z tlakové lahve zapálit a zavádět do Cl2), nebo NaCl + H2SO4

→ soli halogenidy POKUS: a) syntéza NaCl (do zkumavky s dírou roztavený sodík, ponořit do válce s Cl2) b) analytické důkazy halogenidů dusičnanem stříbrným (Cl- bílá, Br- nažloutlá, I- žlutá sraženina) c) černobílá fotografie

-39-

OXOKYSELINY- tabulka síly kyselin HClO až HClO4 → odvození analogických sloučenin Br, I - využívání HClO (bělící účinky) - KClO3 a KClO4 výroba třaskavin a výbušnin (oxidovadla)

VII VI V IV III II I

F -

Cl Br I . HClO4 HBrO4 HIO4, H5IO6 HClO3 HBrO3 HIO3 HClO2 HClO HBrO HIO síla kyselin (HIO nejslabší, HClO4 nejsilnější)

POKUS: a) pokusy s chlorečnany (Bengálské ohně) - chlorové vápno - Cl2 + Ca(OH)2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 → 2 CaOCl2 (dezinfekce, bělidlo)

Chalkogeny (p4) Charakteristika: kyslík je výjimka (plyn, tvoří sloučeniny jen s ox. číslem -II), ostatní pevné látky a ox. čísla -II až VI - elektronová konfigurace ns2 np4 (6 valenčních elektronů)

Výskyt: - S volná (okolí sopek, v dolech v Polsku nebo Sicílii) - Se a Te vzácné, Po obsaženo v uranové rudě (radioaktivní)

Vlastnosti: - O, S nekovy, Se, Te polokovy a Po radioaktivní kov - modifikace síry (zahříváním kosočtverečná S8 → jednoklonná S8 → kapalná síra → hnědé páry, ochlazení vzniká sirný květ, prudkým ochlazení plastická síra amorfní) POKUS: a) příprava sirného květu a plastické síry b) rozpustnost síry v různých rozpouštědlech

Reakce - slučuje se se všemi prvky přímo - oxidační (Fe + S → FeS) i redukční vlastnosti (S + 2HNO3 → H2SO4 + NO) POKUS

a) demonstrace oxidačních účinků (1:2 Zn + S → ZnS)

Význam - S vulkanizace kaučuku, výroba střelného prachu, zápalek, pyrotechniky, síření sudů, chemické technologie - Se ve fotočláncích

-40-

Sloučeniny - sulfan - jedovatý plyn (blokuje dýchací enzymy) - zapáchá po zkažených vejcích, ve vodě kyselina sirovodíková - příprava FeS + HCl → H2S + FeCl2 - silné redukční účinky sulfidy - minerály, analytika (viz pokusy) SO2 - bezbarvý, jedovatý, štiplavý zápach, ve vodě tvoří nestálou H2SO3, redukční a bělící účinky - příprava (viz pokusy), výroba pražením pyritu H2SO4 - silná kyselina, neomezeně mísitelná s vodou - bezbarvá, olejovitá → koncentrovaná - oxidační a dehydratační účinky, - reaguje se všemi kovy kromě Pb (pokrývá se PbSO4) → zředěná - oxidační vlastnosti ztrácí, reaguje s neušlechtilými kovy za vzniku H2 → výroba - a) výroba SO2 (spalováním síry, pražením pyritu) b) oxidace SO2 na SO3 s V2O5 (kontaktní způsob) c) rozpouštění SO3 v oleu → význam - průmysl, elektrolyt akumulátorů, průmyslová hnojiva, zpracování rud a ropy → sírany - rozpustné ve vodě (mimo Ba2+ → analytický důkaz bílá saženina, Pb2+) - podvojné kamence KAl(SO4)2.12H2O - skalice s krystalovou vodou (CuSO4.5H2O modrá, FeSO4.7H2O zelená, ZnSO4.H2O bílá) POKUS: a) odbarvení květu SO2 (Na2SO3 + 2 HCl → SO2 + 2 NaCl + H2O) b) hoření síry (S + O2 → SO2) c) sulfan → horoskop z lahve d) barevné sulfidy (analytika) e) pokusy sírovka (dehydratační účinky) thiokyseliny, peroxokyseliny - seminář

V. Skupina dusíku (p3-prvky) Charakteristika: - elektronová konfigurace ns2 np3 (5 valenčních elektronů) → stabilizace přijetím 3 elektronů (-III) nebo odštěpením 5-ti elektronů (+V) Vlastnosti - N, P nekovy, As je polokov a Sb, Bi kovy → dusík jediný plyn, ostatní pevné látky - s rostoucím Z klesá stálost +V a stoupá +III

DUSÍK: výskyt - volný, součást vzduchu (78%), vázaný v dusičnanech (ledky), biogenní prvek

-41-

vlastnosti: - bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, lehčí než vzduch - maximálně 4vazný, tvoří násobné vazby (N=O, N≡N, C≡N) - tvoří vodíkové můstky - trojná vazba v N2 je velice stabilní, dusík je inertní plyn (reaguje až za vysoké teploty) příprava a výroba - příprava tepelným rozkladem NH4NO2 → 2H2O + N2 - výroba frakční destilací zkapalněného vzduchu (přeprava v zelených lahvích) využití - výroba průmyslových hnojiv, výroba amoniaku, kyseliny dusičné, inertní atmosféry

AMONIAK - vzniká rozkladem N látek, ve vzduchu a sopečných plynech - rozpustný ve vodě, slabá zásada - příprava třením NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O - průmyslová výroba z vodíku a dusíku (Haber-Bosch) POKUS: a) amoniakové fontány

KYSELINY - HNO2 slabá nestálá kyselina, její soli nitrity (dusitany) HNO3 - silná kyselina, působením světla se rozkládá (v tmavých lahvích) - silné oxidační činidlo (koncentrovaná NO2, zředěná NO) - z důvodu pasivace nereaguje s Fe, Cr, Al - výroba => katalytické spalování 4 NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O => oxidace 2NO + O2 → 2 NO2 => rozpouštění NO2 ve vodě 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO (zpět) OXIDY - N2O rajský plyn, NO bezbarvý → oxiduje se na hnědý NO2 Amonné soli - NH4Cl = salmiak se využívá k pájení, v suchých článcích NH4NO3 - ledek amonný jako hnojivo

Deriváty

=> amidy (NH2- skupina, např. hydrazin N2H4, hydroxylamin NH2OH) => imidy (NH2- skupina) => nitridy (N3-) => azosloučeniny

VZDUCH - plynný obal Země (78% dusík, 21% kyslík, 1% vzácné plyny, 0,03% oxid CO2 a vodní pára) - znečištění vzduchu - za vysokého tlaku a nízkých teplot lze zkapalnit → frakční destilací lze oddělit složky vzduchu - do kapalného vzduchu se mění vlastnosti některých látek (guma je křehká, síra zbělá, prudší hoření)

-42-

FOSFOR výskyt - volně se nevyskytuje - minerál apatit, biogenní prvek (ATP, DNA, zuby, kosti) vlastnosti - alotrop. modifikace => bílý - měkký, rozpustný jen v sirouhlíku a org. rozpouštědlech, - reaktivní, samozápalný, T+, páry svítí => červený - tvrdý, nereaktivní, nerozp., vzniká zahříváním bílého => černý (kovový) - nejméně reaktivní, vodivý, nerozpustný a nejedovatý výroba - redukce fosforečnanů pískem a koksem v el. peci Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 → 3 CaSiO3 + P2O5 P4O10 + 10 C → P4 + 10 CO využití - červený fosfor výroba zápalek, bílý fosfor zápalné bomby, hubení krys

BINÁRNÍ SLOUČENINY → fosfan a difosfan (PH3, P2H6) → dimerní oxid fosforitý (P4O6, nedokonalé spalování P), dimerní oxid fosforečný (P4O10, při dokonalém spalování fosforu, s vodou reaguje na kyselinu fosforečnou) KYSELINA FOSFOREČNÁ - středně silná, trojsytná, stálá a nemá oxidační vlastnosti - vyrábí se rozkladem: Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4 fosforečnany - hnojiva KH2PO4, (NH4)2HPO4, Ca3(PO4)2 superfosfát

Hnojiva Přírodní - kostní moučka, chlévská mrva, močůvka, ledky,… Umělá DUSÍKATÁ - (NH4)2SO4 a NH4NO3, močovina, kapalný amoniak FOSFOREČNÁ - z přírodních fosforečnanů, odstraněním fluoru a převedení na rozpustné hydrogenfosforečnany Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → 2 CaSO4 + Ca(H2PO4)2

-43-

IV. Skupina uhlíku (p2-prvky) UHLÍK charakteristika (zařazení v tabulce el. schéma) výskyt – ukázky, biogenní prvek vlastnosti – allotropické modifikace (modely struktury) a jejich vlastnosti - vaznost uhlí - vznik, stáří, naleziště, význam - šesterečné uspořádání, adsorpční vlastnosti (POKUS) sloučeniny binární - karbidy, sirouhlík, kyanidy - oxidy → CO - vlastnosti, fosfgen, synplyn, výroba nedokonalé spalování, toxicita (váže se na hemoglobin a myoglobin) - POKUS - příprava ve zkumavce, jímání nad vodou HCOOH + H2SO4 → CO + H2O H2SO4 (důkaz hoří, CO2 ne) → CO2 - příprava z CaCO3 a HCl, ze sifonové lahve - výroba pálením vápence POKUSY a) důkaz ve vydechovaném vzduchu b) příprava CO2 (NaHCO3/CaCO3 + HCl), nalít na svíčku c) zavádění CO2 do vody, klesá pH

Uhličitany, hydrogenuhličitany - od kyseliny uhličité, tvrdost vody (POKUS s mýdlem), krasové jevy

KŘEMÍK charakteristika (zařazení v tabulce el. schéma) výskyt, ukázky nerostů (růženín, citrín, pazourky, záhněda, křemen) vlastnosti SiO2 (ukázat model struktury) sloučeniny - silany (netvoří řetězce jako uhlí, jelikož má 3d orbitaly, které tomu brání) - silikony (řetězce) - silikagel (bezvodý modrý díky CoCl2, po navázání vlhkosti zrůžoví CoCl2.6H2O) - kyselina křemičitá - slabá, existuje při pH 4 - kondenzací vznikají křemičitany (zgelovatí, vodní sklo) H4SiO4 → (H2SiO3)n sklo - výroba, barvení výroba porcelánu a keramiky POKUS: Chemikova zahrádka

Otázky a úkoly: 1. Co je nejčastějším zdrojem získávání vzácných plynů? Popište princip této výroby. 2. Která z halogenovodíkových kyselin je nejsilnější a proč? 3. Didakticky ztvárněte základní fáze výroby kyseliny sírové ..

-44-

4. 5. 6. 7. 8. 9.

Jak lze dokazovat sírany? Popište školní chemický pokus přípravy dusíku. Jak lze ve školních podmínkách uskutečnit pokus reakce kyseliny dusičné s mědi. Které produkty při této reakci mohou vznikat? Chemický děj vystihněte chemickou rovnicí Co je to silikagel, k čemu se používá a jak vzniká. Zpracujte přípravu na vyučovací hodinu s tématem Oxidy uhlíku a kyselina uhličitá Navrhněte laboratorní cvičení, které se vztahuje k nekovovým prvkům.

CÍN výskyt - cínovec vlastnosti - staniol (nechrastí jako alobal, je tenčí) - modifikace α- šedý cín, β,γ - amfoterní Sn + HNO3 → H2SnO3 + NO + H2O + 2 NaOH → Na2[Sn(OH)6] + 2H2 + 4 H2O význam - slitiny bronz, pájecí kov, pocínování sloučeniny - SnII, SnIV – stálejší - SnCl2 -redukční činidlo

OLOVO výskyt (leštěnec PbS) vlastnosti - šedý, na řezu lesklý, měkký, tažný, nerozpustný ve zředěných kyselinách, snadno tavitelný - není amfoterní 3 Pb + 4 HNO3 → 3 Pb(NO3)3 + 2 NO + H2O význam - akumulátory, ochrana proti RTG sloučeniny - PbII stálejší, PbIV - silná oxidační činidla - suřík (minium) je olovičitan olovnatý 2 PbO.PbO2 = Pb3O4

III. Skupina uhlíku (p1-prvky) BÓR

HLINÍK (v Eliška Gráttová oříprava) výskyt - 3. nejrozšířenější prvek, hlinitokřemičitany (živce, jíly, slídy), Al2O3 (safír, rubín, smirek) vlastnosti - amfoterní - aluminotermie výroba použití - slitiny, termit, čiření vody POKUS: Hliník v plameni kahanu

-45-

Dnešním tématem hodiny jsou p1prvky se zaměřením na hliník Čím bychom mohli charakterizovat tuto skupinu? (podle PSP) Proč má bor v tabulce odlišnou barvu? Elektronová konfigurace

X

Mr

Tt(°C)

Tv(°C)

Ox. č.

Vlastnosti

[2He] 2s2 2p1

2,0

10,81

2180

3650

III, -III

černý nekov

[10Ne] 3s2 3p1

1,5

26,98

660

2467

III

stříbrošedý kov

31Ga

[18Ar] 4s2 3d10 4p1

1,8

69,72

30

2403

I, III

namodralý kov

49In

[36Kr] 5s2 4d10 5p1

1,5

114,82

157

2080

I, III

stříbrný kov

1,4

204,37

303

1457

I, III

stříbrný kov

Název

Chem. značka

Bor – Borum

5B

Hliník Aluminium

13Al

Gallium Indium

2

Thallium

81Tl

10

[54Xe] 6s 5d 4f14 6p1

Charakteristika skupiny: - prvky mají 3 valenční elektrony (v orbitalech s a p) – leží ve III.A podskupině - valenční elektronová konfigurace ns2 np1 orbital s je zcela zaplněn, orbital p je zaplněn jedním elektronem→odtud název skupiny - ve sloučeninách jsou obvykle v excitovaném stavu a tedy trojvazné * 13Al :[10Ne]

3s1 3p2 (doplní žáci) - do stabilnější konfigurace = konfigurace nejbližšího nižšího vzácného plynu jim přebývají 3 elektrony→poskytují je vazebnému partnerovi a zaujmou tak podobu kationtů - kladná oxidační čísla, zpravidla poskytují všechny tři valenční elektrony (oxidační číslo III), někdy jen jeden (oxidační číslo I) - většinou tvoří kovalentní sloučeniny (včetně komplexních sloučenin) BOR - odlišnosti boru: nekov, výrazně vyšší elektronegativita, tvoří pouze kovalentní sloučeniny Výskyt: pouze ve sloučeninách: borax Na2[B4O5(OH)4].8H2O - oktahydrát tetrahydroxotetraboritanu disodného Vlastnosti a použití: - nekovový, pevný, s vysokou teplotou tání a teplotou varu - nejznámější je krystalický černý bor s tvrdostí 9 na brusné kotouče - polovodič – v elektrotechnice - je chemicky málo reaktivní, pevný, chemicky stálý, schopný pohlcovat neutrony – využití v jaderných reaktorech na regulační tyče HLINÍK Výskyt: Víte, kde by se mohl hliník vyskytovat? - nejrozšířenější kov zemské kůry (po kyslíku a křemíku 3. nejčastější) - pouze vázaný ve sloučeninách např.: korund = oxid hlinitý Al2O3 bauxit = hydratovaný oxid hlinitý Al2O3.nH2O kryolit = hexafluorohlinitan sodný Na3[AlF6] hlinitokřemičitany

-46-

- živce

Na[AlSi3O8] = albit (sodný živec) K[AlSi3O8] = ortoklas (draselný živec)

- slídy - kaolin

Nejběžnější horninou na bázi hliníku je bauxit, Al2O3 · 2 H2O. Obvykle bývá doprovázen dalšími příměsi. Jiným významným minerálem je kryolit, používaný především jako tavidlo pro snížení teploty tání bauxitu. Minerály na bázi oxidu hlinitého Al2O3 patří mezi velmi významné i ceněné. Korund je na 9. místě Mohsovy stupnice tvrdosti. Technický oxid hlinitý se nazývá také elektrit a je hojně využíván k výrobě brusného papíru. Drahé kameny, jejichž základním materiálem je oxid hlinitý se liší příměsí, která způsobuje jejich charakteristické zbarvení. Červený rubín je zbarven příměsí oxidu chromu, modrý safír obsahuje především stopová množství oxidů titanu a železa. Použití ve šperkařství – i české korunovační klenoty. Obě zmíněné formy korundu patří k nejvíce ceněným drahým kamenům na světě, ale mají i významné využití v technice. Safírové hroty vynikají svou tvrdostí a odolností a vybavují se jimi špičkové vědecké měřicí přístroje. Vlastnosti a použití: Představte si hlíníkový předmět, jak vypadá? - měkký, stříbrošedý kov - lehký (malá hustota), dobře tažný a kujný, odolný vůči korozi - na svém povrchu je pokryt tenkou vrstvičkou oxidu hlinitého, která brání další oxidaci → dráty, plechy, dříve výroba nádobí, příborů, válcuje se na tenkou fólii alobal, materiál ve stavebnictví, konstrukční materiál na letadla, auta, kola, výroba mincí - často slitiny (dural Al+Mg+Cu+Mn) - elektricky a tepelně dobře vodivý → vodiče elektrického proudu hoření hliníkového prachu uvolňuje velké množství tepla

4 Al

3O2

2 Al 2 O3

- má silný redukční účinek, schopný vázat na sebe kyslík využití při ALUMINOTERMII = redukce některých kovů (Mn, Mo, Cr, V, … – kovy s vysokou teplotou tání - těžkotavitelné) z jejich oxidů za vysoké teploty (3000 °C a více); Jakým činidlem je zde hliník?. (redukčním)

Cr2 O3

2 Al

2Cr

Al 2 O3

Následující reakce práškového hliníku s oxidem železitým se dříve často používalo ke spojování železných kolejnic vzniklým roztaveným železem. Uvolňuje se značné množství tepla a teplota dosahuje dostatečných hodnot pro roztavení kovového železa.

2 Al

Fe 2 O3

Al 2 O3

2 Fe

- amfoterní prvek – Co to znamená? = reaguje s kyselinami i hydroxidy za vzniku solí/hydroxohlinitanů a vodíku

2 Al

6 HCl

2 Al

2 NaOH

2 AlCl 3 6H 2O

3H 2 2 Na Al OH

4

3H 2

- v oxidujících kyselinách (např.HNO3, konc.H2SO4) se pasivuje vrstvičkou oxidu hlinitého Výroba: - elektrolýza taveniny směsi bauxitu (oxidu hlinitého) v kryolitu při teplotě asi 950 °C - kryolit slouží jako tavidlo snižuje teplotu tání směsi - oxid hlinitý se získává roztavením bauxitu

-47-

- kationty hlinité se redukují na katodě

Al 2 O3

Na3 AlF 6

stej. proud

K : 2 Al 3 A : 3O

2

6e 6e

2 Al é 3O

3

2

O2

Didaktika s-prvků 3 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: s1- prvky (obecná charakteristika, vlastnosti, použití) sloučeniny s1-prvků (výroba NaOH, soda), s2- prvky (obecná charakteristika, vlastnosti) s2-prvky (použití, sloučeniny Ca)

1 hodina 1 hodina 1 hodina

s1-prvky charakteristika: → el. konfigurace 2s1 až 7s1 => v s orbitalu je 1 valenční elektron => stabilní konfigurace se dosahuje odevzdáním elektronu a tvorba kationtů M +I vlastnosti: → typické kovy, vodivé, lesklé na řezu, menší hustota než voda → nejreaktivnější kovy (stoupá se Z), silná redukční činidla, samovznítitelné, barví plamen → elektropozitivní, malá ionizační energie → nutné uchovávat pod vrstvou petroleje POKUS:

a) Krájení sodíku , demonstrace uchování pod petrolejem díky reaktivitě b) Barvení plamene alkalických kovů na Pt drátku nebo na tuze, krystalek soli nebo roztoky Li - purpurově červeně K - fialově (do růžova)

Na - intenzivně žlutě Rb, Cs - fialově

reakce: - reagují s vodou za vzniku vodíku POKUS: Reakce Na s vodou (Titanic) → do papírové lodičky ve vaně s vodou a FFT dát sodík. → hoření alkalických kovů: - reaktivita roste v řade Li < Na < K => Li tvoří oxid Li2O, Na tvoří peroxid Na2O2, K tvoří superoxid KO2 → kromě Li reagují bouřlivě (explozivně) s vodou, nevhazovat do vody (likvidace v ethanolu) výskyt: - díky své reaktivnosti jen ve sloučeninách, rozšířené v přírodě - Na, K biogenní prvky, Fr radioaktivní - minerály (NaCl halit, KCl sylvín), kamence

-48-

význam: - sodíkové lampy, lithium do slitin a jako léčivo psychických poruch sloučeniny: NaHCO3 (jedlá soda) - výroba Solvayovým způsobem (nahoře NaCl, NH3, dole CO2 → vzniklý hydrogenuhličitan amonný reaguje s NaCl na NaHCO3 Na2CO3 (soda) - výroba skla, mýdel K2CO3 (potaš) - mýdla, keramika KOH - dražší a silnější zásada než NaOH NaOH - výroba elektrolyticky (Fe katoda, C anoda) nebo amalgámový způsob (Hg anoda) POKUS: a) Promítaný pokus elektrolýzy solanky → 4,5 V baterie, Fe hřebík (K), grafit (A), lepenka b) Peklo ve zkumavce (2 KNO3 → 2 KNO2 + O2, C + O2 → CO2, S + O2 → SO2)

s2-prvky charakteristika: → el. konfigurace 2s2 až 6s2 => v s orbitalu jsou 2 valenční elektrony => stabilní konfigurace (oktetu) se dosahuje odevzdáním 2 elektronů a tvorba kationtů M+II vlastnosti: → tvrdší, křehčí, vyšší body tání než s1-prvky → Be se liší od ostatních (tvoří kovalentní vazby, amfoterní, pasivuje se vrstvou BeO, málo reaktivní) → Mg je přechod mezi Be a kovy alk. zemin → kromě Be a Mg barví plamen (Ca - cihlově červeně, Sr - karmínově červeně, Ba - žlutozeleně) výskyt: - dolomit (uhličitan Mg, Ca), ebonit (MgSO4), v moři MgCl2, CaCO3 (aragonit v kosočtverečné soustavě tvoří vřídelní kámen, kalcit v šesterečných klencích a vápenec), CaF2 fluorit, Ca3(PO4)3 apatit, CaSO4.2H2O sádrovec - biogenní prvky Ca, Mg

význam: - Mg Grignardova činidla, výroba duralu,

sloučeniny: - nitridy, halogenidy, oxidy, sírany uhličitany, fosforečnany - vápno = CaO, malta = Ca(OH)2, cement = CaO, písek a další oxidy, beton = cement, písek, voda - BaSO4 kontrastní látka v lékařství → pálení vápna, hašení vápna → tvrdnutí sádry → tvrdost vody → krasové jevy

Otázky a úkoly: 1. Co je podstatou čiření vody ve vodárnách. Navrhněte chemický experiment, kterým se tento děj dá znázornit. 2. Navrhněte laboratorní cvičení spolu s přesným i návody na jednotlivé úlohy na téma p3 a s1 a s2 prvky.

-49-

Didaktika d-prvků 14 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Celková charakteristika kovů (výskyt, kovová vazba, vlastnosti, reaktivita) d- prvky (obecná charakteristika, vlastnosti, konfigurace, komplexní sloučeniny) Mn, Cr Fe Cu, Zn, Hg f- prvky Opakování

2 hodiny 3 hodiny 1 hodina 2 hodiny 2 hodiny 1 hodina 1 hodina

Charakteristika kovů -

88 kovů a polokovů (v přírodě 70 kovů, z nich 14 transuranů a čtyři Tc,Pm, At, Fr uměle připravené radioaktivní)

Charakteristika kovové vazby - model elektronového plynu - valenční elektronu kovů blízko u sebe v kovové mřížce, tvořené pevně usazenými kationty, elektrony volně okolo Fyzikální vlastnosti - skupenství pevné (mimo Hg), vysoké teploty tání (W 3410 oC) - hustota závisí na protonovém čísle - vodiče tepla a elektrického proudu (nejlepší vodič Ag) Chemická reaktivita - různá schopnost tvořit kationty (oxidovat se) → Beketovova řada redoxpotenciálu (-3 až 1,5 V) - tvoří kationty v binárních sloučeninách s nekovy, v oxosloučeninách ve vyšším ox. stupni součást aniontu

d-prvky Charakteristika - elektronová konfigurace ns (n-1)d np,u vnitřně přechodných prvků pak ns (n-2)f (n-1)d np - v zaplňování orbitalů nepravidelnosti → zcela nebo napůl obsazené jsou stabilnější, takže například Cr nemá 3d44s2 ale 3d54s1 - atomové poloměry d-prvků jsou menší než s-prvků ve stejné periodě (d-orbitaly pod s-orbitalem) → ionty a sloučeniny jsou většinou barevné → rozpustné v kyselinách (kromě ušlechtilých, velká redox potenciál) → tvoří koordinační sloučeniny → různá oxidační čísla, jelikož ns a (n-1)d orbitaly jsou energeticky podobné POKUS: Mn, Cr nebo V chameleon → udělat s žáky el. konfiguraci vanadu v různých ox. stavech (základní V[Ar]: 3d34s2) Výskyt - většina ve sloučeninách (rudy), ušlechtilé kovy ryzím stavu (Au, Ag, Cu, Pt) Výroba - redukcí z rud pomocí koksu (Fe, Zn), hliníku (Cr, Mn), hořčík, vápník nebo vodík Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO

-50-

KOORDINAČNÍ SLOUČENINY centrální atom, ligandy → koordinační vazba, koordinační číslo uvést názvosloví ligandů, komplexů a solí → díky absorpčnímu spektru jsou koordinační sloučeniny většinou barevné (TABULKA) → dochází také ke změnám stability: -

např.

26Fe

(+1): [Ar] 4s2 3d5

26Fe

(+2): [Ar] 4s0 3d6

méně stálé

26Fe

(+3): [Ar] 4s0 3d5

více stálé

→ u komplexu zatlačí ligandové pole CN- elektrony do páru: K4[FeII(CN)6] K3[FeIII(CN)6]

↑↓ ↑↓ ↑↓ CN CN 3d

CN

CN CN CN

4s

4p

↑↓ ↑↓

CN

CN CN CN

4s

4p

↑ 3d

CN CN

POKUS: Barvu komplexu určuje ligand - světle modrá přejde na tmavě modrou barvu [Cu(H2O)4]SO4.H2O + NH3 + NaOH → [Cu(NH3)4]2+

MANGAN -

3d54s2 → stabilní konfigurace vyskytuje se jako pyroluzit (burel, MnO2) používá se na výrobu slitin KMnO4 oxidační činidlo a jako hypermangan, burel se využívá v bateriích → výroba: Mn3O4 + 4 C → 3 Mn + 4 CO

POKUS: Manganový chameleon - ve válci roztok MnVIIO4- (fialová) → NaOH, mravenčan => MnVO43- (modrý, nestálý) => MnVIO42- (zelený) → kyselina sírová => MnIVO44- (hnědý) → Na2SO3 => Mn2+ (bezbarvý, růžový)

CHROM -

velmi tvrdý, odolný vůči korozi výskyt chromit (CrO3.Fe2O3) oranžový dichroman draselný je T+, oxidační činidlo zelený Cr2O3 je stálý, červený krystalický CrO3, H2CrO4 jen v roztoku → žluté chromany

POKUS: a) žlutý roztok CrO42- + kyselina → oranžový Cr2O72- + hydroxid → CrO42b) dichromanový chameleon (dichroman, HCl, zinek → oranžov Cr6+, vodík redukuje na zelenou Cr3+ a až na modrou Cr2+) c) dichromanová sopka

-51-

ŽELEZO -

PROJEKT - výskyt, výroba, koroze, ocel, použití

-

výskyt magnetovec (Fe3O4), hematit (krevel, Fe2O3), hnědel (limonit, Fe2O3.nH2O), ocelek (siderit, FeCO3), pyrit (FeS2) lesklý, kujný, ne příliš tvrdý, feromagnetický, snadno korodující kov nereaguje s kyselinou dusičnou (pasivace)

-

OCEL: → surové železo obsahuje více než 1,7% uhlíku, ocel méně než 1,7% uhlíku (odstranění zkujňováním pomocí Si, Mn, P a oxidací vzdušným kyslíkem) → různé příměsi (Cr ocel na ložiska, nástroje, Ni ocel v autech, Co ocel magnety, Si ocel mosty) POKUSY: a) žlutá krevní sůl K4[Fe(CN)6] → s FeFe3+ vzniká berlínská modř b) červená krevní sůl K3[Fe(CN)6] → s Fe2+ vzniká Turnbullova modř c) zkouška statečnosti FeCl3 + KSCN → Fe(SCN)3 + KCl - výroba surového železa ve vysoké peci → přímá redukce v dolní části pece (redukce koksem) → nepřímá redukce v horní části pece (redukce CO)

MĚĎ

-

měkký, načervenalý, ušlechtilý kov v přírodě je i ryzí → čistá se rafinuje elektrolyticky (surová měď je anoda, která se rozpouští, na katodě se vylučuje čistá měď) výskyt chalkopyrit (CuFeS), kuprit Cu2O, CuCO3.Cu(OH)2 malachit (měděnka)

-

rozpouští se v HNO3, nerozpouští se v HCl a zředěné H2SO4 výroba slitin (bronz - Cu+Sn, mosaz - Cu+Zn) modrá skalice k hubení škůdců a k pokovování elektrolýzou, bezvodá je bílá Cu2O červenohnědý, CuO černý, Cu(OH)2 modrý, CuCl2 hnědý

-

POKUS: Pokovování padesátníku - Cu plech (anoda) do CuSO4, katoda padesátník.

-52-

ZINEK, KADMIUM -

plně obsazené orbitaly hoří na vzduchu, reagují s kyselinami i halogeny, Zn amfoterní ( Zn2+ a [Zn(OH)4]2-) sloučeniny Zn bílé a bezbarvé galvanické pokovování (pozinkplech), výroba slitin

RTUŤ -

jediný kapalný lesklý kov, velmi těkavá (páry jedovaté → slinění, červené dásně, poruchy nervů) v teploměrech, tlakoměrech reaguje za varu s oxidujícími kyselinami (sírová, dusičná) s kovy tvoří amalgámy (při teplotě 100 oC měkké, při 30 oC tvrdne → plomby)

POKUS: Hadí vajíčka - 2KSCN + Hg(NO3)2 Hg(SCN)2 + 2KNO3 4Hg(SCN)2 + 6O2 4HgS + 3(CN)2 + 2CO2 + 4SO2 + N2 Otázky a úkoly: 1. 2. 3. 4.

U chemického pokusu Vanad – chameleon charakterizujte provedení a chemickou podstatu vystihnutou chemickými rovnicemi a schématy. Uveďte chemické rovnice reakcí, které probíhají ve vysoké peci při výrobě surového železa. Co je podstatou zkujňování železa. Vypracujte přípravu na vyučovací hodiny, ve kterých je zpracováno téma Zinek, kadmium a rtuť.

f-prvky LANTHANOIDY (prvky vzácných zemin) (4f, 5d,6s) -

14 prvků za lanthanem výskyt 0,150 – 0.170% zemské kůry: cer hojněji než Pb, nejvzácnější Tm, (ale více než I), získávají se z monazitu (fosforečnan La, Th a lanthanoidů) a bastanaesitu (fluorid-uhličitan La a lanthanoidů) Vlastnosti: - obtížné oddělování , používají se ionexy (stejná elektronová konfigurace vnější vrstvy) - oxidační č. III a II - podobné kovům alkalických zemin (měkké, kujné) - vlivem přechodu f-elektronů jsou jejich sloučeniny barevné: → ErIII –růžové, PrIII, TmIII – zelené, PmIII, HoIII – růžové, žluté Použití - nukleární technika: Yb – propouštějí neutrony, Ce, Sm gama, beta zářiče - v elektrotechnice (barevné obrazovky:Eu, Yb, Tb) - sklo, keramika (barvení skla a glazúr) - optické materiály, lasery, selektivní katalyzátory (dehydrogenace, krakování)

AKTINOIDY (5f, 6d, 7s) -

14 prvků za aktiniem výskyt 0, 0015% zemské kůry (Np, Pu), Th v monazitu (10%), Pa, U ve smolinci (UO2, UO3) Vlastnosti: - oxidační č. III je hlavní, ale může být i vyšší - stříbrolesklé těžké, radioaktivní (α, β,γ) - uran vysoká tendence ke komplexotvornosti

-53-

- sloučeniny barevné : UIII červený, UO22+ žlutý, NpO2+ zelený Použití: - jaderné palivo 235U, energetický zdroj umělých družic 238Pu - jaderná výbušnina 238U, 239Pu - barvení skla, keramiky glazur, slitiny elektrotechniky, zdravotnictví

-54-

Didaktika organických a přírodních látek

-55-

Didaktika základů organické chemie 10 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Úvod, předmět zkoumání, složení Vazby v molekulách, vaznost, konstituce, konformace, typy vzorců, izomerie Rozdělení org. sloučenin, klasifikace uhlovodíků, názvoslovný princip Charakteristika reakcí org. sloučenin podle změny struktury (vnějších změn) Rozdělení org. reakcí podle způsobů štěpení vazby a podle typu zúčastněných částic Laboratorní cvičení Opakování

1 hodina 2 hodiny 2 hodiny 1 hodina 1-2 hodiny 1 hodina 1 hodina

Úvod do organické chemie HISTORIE: - první umělou přípravu organické sloučeniny (močoviny) provedl 1828 WÖHLER Pb(OCN)2 + 2 H2O + 2 NH3  2 H2NCONH2 + Pb(OH)2 => izomerace kyanatanu amonného (anorganická látka, z ní vznikla organická látka močovina)

ORGANICKÉ LÁTKY - obsahují především C, H, N, O, P, S, X POKUS (laborky): Důkazy prvků: 1) C, H - žíhání látky s CuO → orosená zkumavka nebo vyžíhaná modrá skalice, zavádění CO2 do Ca(OH)2 za vzniku bílé sraženiny - smísení s NH4+ solí a tavení s Na → důkaz CN- na berlínskou modř 2) O - jód se v kyslíkatých látkách rozpouští na hnědý roztok 3) X - Beilsteinova zkouška 4) N, S - dusík se vlivem zahřívání nebo NaOH přemění na amoniak - Lassaigneovy zkouška (tavení s Na) → dusík tvoří NaCN → převedu na berlínskou modř (reakcí s Fe2+) 6CN- + Fe2+ → [Fe(CN)6]4→ síra Na2S, který dokážu [Fe(CN)5NO] → červený [Fe(CN)5NOS]

-

společné vlastnosti

→ nízké teploty tání a varu → nevedou elektrický proud → látky obsahující -NH2, -OH a -COOH skupinu tvoří vodíkové můstky, čímž se zvyšuje bod varu a rozpustnost v polárních rozpouštědlech

-

typy vzorců 1) empirický - nejmenší počet atomů (kys. octová CH2O) 2) molekulový (sumární) - udává přesný počet atomů (C2H2O4) 3) strukturní - udává strukturu a konstituci 4) racionální - zjednodušený strukturní (CH3COOH) 5) elektronový - vyznačené el. páry, Lewisovy vzorce (s tečkami jako elektrony) 6) prostorový - klínové vazby

-56-

Struktura organických látek -

C je v organických látkách vždy 4vazný, čili v hybridizovaném stavu (N 3vazný, O,S 2vazný, H, Cl 1vazný) velký počet organických látek dán pevností vazby a nepřítomnost d-orbitalů uhlíku (může se řetězit)

VAZBA - délka vazby klesá a disociační energie (pevnost) stoupá v řadě ─ = ≡ - násobné vazby kumulované (C=C=C), konjugované (C=C─C=C) nebo izolované (C=C─C─C=C) - vazby C-C jsou nepolární, vazby C-O, C-N, C-X jsou polární - na vlastnosti má větší vliv než polarita polarizovatelnost - schopnost přesunu el. páru k elneg prvku, čímž vyvolá vznik místa N nebo E ataku) - roste opačným směrem než elneg (I>Br>Cl>F)

IZOMERIE

Konstituční - stejný molekulový vzorec, liší se konstitucí (povahou a pořadím atomů a vazeb) Konfigurační - stejný molekulový vzorec a konstituce, liší se konfigurací (orientací v prostoru) a) geometrická (Cis, trans, Z-, E-) b) optická (L-, D-, R-, S-) → Fischerova projekce

Rozdělení org. látek, názvosloví rozdělení

I. Uhlovodíky → acyklické - nasycené (alkany), nenasycené (alkeny, alkadieny, alkyny), alkyly → cyklické - cykloalkany - aromatické II. Deriváty uhlovodíků - dusíkaté, halogenderiváty, kyslíkaté deriváty (sirné)

triviální názvy některých org. sloučenin (chloroform, aceton,…) odvozování funkčně skupinových názvů jednoduchých alkylhalogenidů, ketonů nebo etherů (např. etylchlorid, dimethylketon či diethylether) Principy tvorby systematických názvů uhlovodíků a derivátů - poloha dvojných vazeb musí mít nejnižší číslo, součet substituentů nejnižší součet - substituenty se řadí podle abecedy - základní řetězec - má největší počet násobných vazeb → je nejdelší → maximální počet dvojných vazeb - základní řetězec je nejdelší nerozvětvený, s maximem funkčních skupin

Reakce organických látek I. PODLE VNĚJŠÍCH ZMĚN

1) adice - zvyšuje se hybridizace (ruší se násobné vazby navázáním nové částice) 2) eliminace - snižuje se hybridizace (vznikají nás. vazby odtržením částice) 3) substituce - hybridizace zachována, náhrada částice za jinou 4) přesmyk - přeskupení atomů uvnitř molekuly

→ zopakovat pojmy kovalentní vazba, polarita

-57-

II. PODLE VAZEBNÝCH ZMĚN 1) homolytické štěpení - symetrická, vznikají radikály → reakce radikálů se nazývá koligace 2) heterolytické štěpení - nesymetrické, vznikají ionty a iontové reakce → reakce iontů koordinace

nukleofilní látky - přebytek elektronů (volný el. pár, záporný náboj)→ atakují kladně nabitý místa - např. OH-, Cl-,… elektrofilní látky - nedostatek elektronů (kladně nabité) → vyhledávají záporný náboj, např. H+, NO2+,…

Otázky a úkoly: 1. 2. 3. 4.

Racionálními vzorci nakreslete konstituční izomery pentanu a pojmenujte jednotlivé sloučeniny. Odvoďte hybridní stavy uhlíku v následujících sloučeninách: ethan, ethen, ethyn a benzen. Uveďte konkrétní příklady homolytického a heterolytického štěpení molekul. Navrhněte úlohy pro laboratorní cvičení z tohoto tematického celku.

-58-

Didaktika uhlovodíků 15 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Alkany Cykloalkany Alkeny Alkyny Areny Ropa, petrochemie Laboratorní cvičení Opakování

3 hodiny 1 hodina 2 hodiny 1 hodina 3 hodiny 3 hodiny 1 hodina 1 hodina

ALKANY (CnH2n+2) Vlastnosti: - odvodit homologickou řadu, napsat prvních deset (označení parafiny) - pomocí modelů, rozhovoru odvodit obecný vzorec POKUS: - přinést benzin, parafin, butan (náplň do zapalovače), hexan → parafin dát do benzinu (rozpustí se) a do vody (plave)

→ Práce s tabulkou: 1) vyvodit skupenství (C1-C4 plyny, C5-C17 kapaliny, C18 a více tuhé) 2) která ze směsi uhlovodíků je snáze dělitelná C5 - C7 nebo C15- C17 3) kalotové nebo tyčinkové modely, izomery hexanu, uvedení jejich teplot tání a varu ve stupních C → vyvození rostoucí stability z větším větvením Tt n-hexan -94,0 2-methylpentan -153 2,2-dimethylbutan -98,2 2,3-dimethylbutan -128,8

Tv 68,7 60,3 49,7 58,0

→ zmínit konformace alkanů (zákrytová, souhlasná, syn vs. nezákrytová, nesouhlasná, anti)

-59-

Příprava: - hydrogenací alkenů nebo alkoholů POKUS: Příprava methanu dekarboxylací CH3COOH → octan sodný zahřát s natronovým vápnem (1:1), což je směs CaO a NaOH ve větší zkumavce → nad vodou jímat methan, který lze zavádět do Br2 vody, která se neodbarví, zavádět do vody se saponátem a demonstrovat hoření.

Reakce: - radikálové substituce (halogenace X2, nitrace zřeď. HNO3) ¨ - dehydrogenace (vznik alkenů v přítomnosti katalyzátorů Ni, Fe, Pt) - oxidace (spalování) POKUS: Bromace hexanu po působení UV → do zkumavky nalít hexan a kapalný brom (navrstvit), dát → přes zátku s trubičkou vést do zkumavky s vodou a methyloranží vznikající bromovodík,který zbarví roztok do žluta, do druhé zkumavky bočním vývodem vést HBr do roztoku AgNO3 za vzniku žlutobílé sraženiny C6H14 + Br2 → C6H13Br + HBr - probrat SR, typická reakce je radikálová substituce (halogenace) → iniciace vznikem radikálu činidla (halogenu) → propagace, kdy radikál napadá uhlovodík a vzniká uhlovodíkový radikál odebráním vodíku → terminace spojením radikálů, eliminací vodíku ze sousedního atomu a vznik = vazby

Význam - paliva (propan-butan, methan součást zemního plynu, součásti benzinů,…) - methan se využívá k výrobě vodíku, syntézního plynu, acetylenu, sazí

CYKLOALKANY (CnH2n) udělat přehled C3 až C7 cykloalkanů → porovnat vazebné úhly a pnutí (použít modely) cyklopropan - plyn, narkózy, štěpení Br2 na dibrompropan cyklohexan - konformace židličková (stabilnější) a vaničková (MODELY !!!)

ALKENY (CnH2n) Vlastnosti - model uspořádání dvojné vazby (kratší než jednoduchá, pevnější ale díky π reaktivnější) - izomerie cis/trans Příprava - obecně eliminacemi (dehydrogenací alkanů, dehydratací alkoholů, dehydrohalogenací) POKUS: a) příprava ethenu dehydratací ethanolu kys. sírovou a zavádění do bromové vody, demonstrace hoření v mýdlové vodě b) ve skleněné trubičce s Al2O3 jako dehydratačním činidlem prolévaným ethanolem

-60-

Reakce - reakcí ethenu s KMnO4 vzniká oxiran a z něj ve vodě hydrolýzou diol - hydrogenace na katalyzátoru - polymerace - elektrofilní adice: → myšlený pokus adice bromu na ethen → nakreslit strukturu vazby a blížící se Br-Br, ketré se přiblížením k zápornému okolí π-vazby indukuje dipól, a kladná část napadne jeden z uhlíků díky přitažlivost π elektronů, přičemž na druhém tak vznikne parciální kladný náboj, který je atakován záporným bromem → jelikož reakci zahajuje Br+, je to elektrofilní adice - u činidel s vodíkem (HBr) jde podle Markovnikovova pravidla vodík na méně substituovaný uhlík /více substituovaná má díky indukčnímu efektu parciální kladný náboj, druhý uhlík záporný náboj ethen - nasládlý, bezbarvý plyn, se vzduchem výbušný, výroba PE, VMC, ethanolu, etylenoxidu, ethylbenzenu - urychluje zrání ovoce

ALKADIENY (CnH2n-2) -

dvojné vazby mohou být

1) u sebe (=C=, což je nestálá sp hybridizace → vzniká ─C≡) 2) izolovaně, pak s chovají jako alkeny 3) konjugované (C=C-C=C) → delokalizace π-elektronů a větší stabilita

butadien - plyn, výroba kaučuku isopren - přírodní isoprenoidy

ALKYNY (CnH2n-2) Vlastnosti - vyšší teplota varu a hustota než alkeny a alkany - trojná vazba nejkratší a nejsilnější, tvořena jednou σ a dvěma π (kolmými) → elektrony přitahovány mezi atomy uhlíků => kyselejší vodíky → vznik acetylidů kovů HC≡C- Cu+ Příprava POKUS: Příprava acetylenu - z karbidu vápníku a vody CaC2 + 2H2O → HC≡CH + Ca(OH)2, adice bromu, demonstrace hoření v mýdlové vodě čadivým plamenem s odletujícími sazemi

Reakce - adice halogenovodíků (podle Markovnikovova pravidla) a halogenů - adice vody za vzniku alkoholů - hydrogenace do prvního (alkeny) až druhého stupně (alkany) ethyn (acetylen) - bezbarvý plyn, hoří čadivým plamenem, svařování

-61-

AROMATICKÉ UHLOVODÍKY HISTORIE → 1825 M. FARADAY - z velrybího tuku izoloval sloučeninu s empirickým vzorcem CH (neodpovídá čtyřvaznosti uhlíku) → později nalezen molekulový vzorec C6H6 s celou řadou možných struktur: → KEKULE, LOSCHNIDT - první krok správným směrem, benzen je cyklická struktura se střídajícími se dvojnými vazbami, ale benzen nepodléhá adici s elektrofily → KEKULE - vyřešil předpokladem, že benzen má dva ,,oscilující izomery“ (izomery v rychlé rovnováze) - dnes víme, že jde o dvě ekvivalentní stejně přispívající rezonanční struktury

VLASTNOSTI - planární útvar, počet π-elektronů musí být dle Hückelova pravidla 4n+2, dvě rezonanční struktury - benzen a jeho homology kapalné, kondenzované aromatické sloučeniny (naftalen) pevné - nepolární, čili nerozpustné ve vodě - většinou hořlavé, jedovaté a karcinogenní

VÝROBA - z černouhelného dehtu frakční destilací

REAKCE - 1) Na bočním řetězci - halogenace → halogen se váže na α-uhlík - oxidace na alkohol (výroba fenolu a acetonu z kumenu) 2) Elektrofilní substituce - probíhá přes π a σ-komplex (nemá aromatický charakter) - halogenace Br2 s FeBr3, Cl2 s FeCl3 - nitrace -NO2 (H2SO4 a HNO3) - sulfonace SO3H (oleum) - Friedel-Craftsova acylace a alkylace (halogenderivát s AlX3) → vlivy substituentů: I. třída (orto, para) - M+, I+ (volný el. pár vtahován do jádra, záporný náboj v orto a para poloze) II. třída (meta) - M-, I- (odtahují elektrony z jádra, kladný náboj v meta poloze) POKUS: a) bromace benzenu s bromovou vodou → neběží, neodbarvuje se b) Promítaný pokus s naftalenem (naftalen v misce rozpuštěný v benzenu, jak se postupně odpařuje, roste krystal naftalenu) benzen - zisk z orpy, karbonizace uhlí, jedovatý, hořlavý, rozpouštědlo, výroba styrenu, fenolu, anilinu toluen - rozpouštědlo, výroba kyseliny benzoové, TNT xylen - rozpouštědlo, výroba kyseliny tereftalové kumen - výroba fenolu, acetonu naftalen - organická syntéza, výroba kyseliny ftalové a azobarviv Otázky a úkoly: 1. Vypracujte podrobný návrh na laboratorní cvičení na téma Uhlovodíky 2. Uveďte název technického plynu, který obsahuje většinou methan. 3. Vypracujte podrobnou přípravu na téma Zpracování ropy

-62-

Didaktika derivátů uhlovodíků 21 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Halogenderiváty uhlovodíků Dusíkaté deriváty uhlovodíků Aminy Sirné deriváty uhlovodíků Alkoholy, fenoly, ethery Aldehydy, ketony Laboratorní cvičení Opakování

3 hodiny 1 hodina 2 hodiny 1 hodina 7 hodin 2 hodiny 1 hodina 2 hodiny

HALOGENDERIVÁTY -

deriváty uhlovodíků, které obsahují jeden nebo více halogenů

Názvosloví

Alkylhalogenidy (chlormethan) Arylhalogenidy (chlorbenzen)

1) systematické – halogen + uhlovodík (např. CH3Cl – chlormethan) 2) radikálové – uhlovodík. zbytek + halogenid (např. CH3Cl – methylchlorid) 3) triviální - např. CHCl3 - chloroform

Fyzikální vlastnosti: - nižší jsou plynné lipofilní látky nerozpustné ve vodě, ale v alkanech - teploty varu haloalkanů jsou vyšší než odpovídající alkany → větší van der Waalsovy síly, - hustota stoupá s počtem atomů halogenů a hořlavost klesá (CCl4 v hasicích přístrojích) POKUS: a) Důkaz halogenu v halogenderivátu Beilsteinovou zkouškou, jodoform s Cu spirálou b) Barevné pokusy halogenderivátů - chloroform, voda, indikátor, principem je přechod indikátoru z vodné do chloroformové vrstvy po změně barvy a pH

→ indukční efekt (halogeny odtahují elektrony, na uhlících je postupně zmenšující se parciální kladný náboj) → polarita dána elektronegativitou a polarizovatelnost vazby je schopnost látky se vnějším vlivem polarizovat POKUS: Do byrety hexan, chloroform, vodu → třením pravítka odtáhnu proud polární látky

Příprava: - halogenace alkanů, alkenů a arenů radikálovou substitucí - z alkoholů nukleofilní substitucí HX, aromatické elektrofilní substitucí Reakce: - nukleofilní substituce (s hydroxidy vznikají alkoholy) a eliminace působení hydroxidů na alkeny

-63-

DDT, dioxiny, polychlorované bifenyly - toxické chloroform (CHCl3) - narkotické účinky, rozpouštědlo halothan (BrClHC-CF3) - anestetikum tetrachlormethan (CCl4) - hasivo freony (CCl2F2, CCl3F,CClF2 – CClF2) - nejedovaté, nehořlavé kapaliny, chemicky stálé ale ničí ozón - dříve v chladících zařízeních, hasicí prostředky, ve sprejích vinylchlorid - monomer pro PVC teflon (CF2-CF2) - polymer brommethan (CH3Br) - součást halogenových žárovek spolu s argonem a W vlákno → při rozžhavení reaguje vlákno s halogenderivátem na bromid wolframitý WBr3, který emituje wolfram zpátky, takže se nespotřebovává → vydrží déle

DUSÍKATÉ DERIVÁTY Nitroderiváty (-NO2) -

názvoslovná předpona nitro s lokantem

Vlastnosti - struktura nitroskupiny zahrnuje 2 rezonanční struktury, všechny vazby jsou rovnocenné a v 1 rovině - kapaliny příjemné vůně, nerozpustné ve vodě, - mezomerní efekt (odtahuje elektrony) nitrobenzen - vzniká nitrací, voní po hořkých mandlích (levné voňavky), výroba anilinu

Aminy (-NH2) -

považovány za deriváty amoniaku (náhrada vodíku alkylem nebo arylem) podle počtu R se dělí na primární (R-NH2), sekundární (R-NH-R´) a terciární (RR´R´´-N) název se tvoří z názvu alkanu a koncovky amin (propan-1,3-diamin)

Vlastnosti - nižší plyny (zápach amoniaku), vyšší kapaliny (zápach) a nejvyšší tuhé látky (bez zápachu) - díky volnému el. páru na dusíku jsou bazické a nukleofilní bazicita: sekundární amin > primární amin > terciární amin > amoniak → problémová výuka: seřadit podle bazicity: amoniak, anilin, metylamin → čím větší el. hustota, tím bazičtější, díky elektronům z methylu a volnému páru ej metylamin nejsilnější báze, poté amoniak s volným párem a nejslabší anilin, jelikož poskytuje el. pár do jádra

anilin - redukcí nitrobenzenu vodíkem ve stavu vzniku (Zn + HCl), používá se k výrobě barev - olejovitá kapalina, jedovatý, časem hnědne oxidací (lze ,,urychlit“ dichromanem, pak nutná redestilace) - reaguje s bromem AZOBARVIVA - rozšiřující učivo

-64-

HYDROXYDERIVÁTY Charakteristika -OH skupiny - polární charakter, tvoří H-můstky - srovnání s hydroxidy, které také mají OH skupinu POKUS → roztok KOH barví lakmus modře (ve vodě vzniká K+ a OH-, zásadité) → ethanol barví lakmus červeně (ve vodě vzniká H+ a CH3CH2O-, kyselé, ale slabší než voda) Dělení hydroxyderivátů - alkoholy a fenoly (namalovat obrázek benzylalkoholu a fenolu, rozdíl v navázání OH na aromatické jádro a na postranní řetězec) - podle druhu uhlíku, na který je OH vázána → primární, sekundární, terciární - podle počtu OH skupin → jednosytné, dvojsytné, trojsytné Názvosloví - pokud je hlavní skupinou, koncovka -OL (-diol, -triol), pokud není hlavní, pak HYDROXY- rozpustné ve vodě, s rostoucím počtem uhlíků rozpustnost klesá Vlastnosti - jednosytné nižší alkoholy narkotické vlastnosti příjemné vůně → od C4 nepříjemně zapáchají - díky H-můstkům stabilnější a vyšší TV než alkany - vícesytné alkoholy mají sladkou chuť - kyselost klesá s počtem uhlíků Reakce - dehydratace na alkany, oxidace (dehydrogenace Cu spirála do ethanolu), nukleofilní substituce - eliminace na alkeny (Zajcevovo pravidlo = vodík se odštěpuje z C s nejmenším počtem vodíků) POKUS → ethanolát nevznikne reakcí s NaOH, jen se sodíkem → glycerát lze připravit se zeleným Cu(OH)2 (z modré skalice a NaOH) → modrý glycerát mědi (měď uzavřena mezi prvním a třetím kyslíkem)

ETHANOL - výroba kvašením cukru, rozpouštědlo, chemický průmysl, potravinářství METHANOL - výroba suchou destilací dřeva (nebezpečí pecky v domácí výrobě), nejvyráběnější látka, T+ POKUSY: a) pokusy na rozlišení ethanol/methanol, alkotestery, hořlavý gel, hořlavý kapesník, … Glycerol - viskózní, sladká kapalina, využití v kosmetice a ve farmacii jako nitroglycerin Ethandiol - pokus na jejich viskozitu a rozpustnost ve vodě, význam, dehydratace glycerolu, vznik glycerátů

Fenoly Vlastnosti - díky izomernímu efektu kyselejší vlastnosti (elektrony vtahovány do jádra) → snadnější SE - ve vodě málo rozpustné - narůžovělé krystalky, na vzduchu a vlhku fialová rozteklá látka - fenol má OH skupinu řídící do polohy orto/para POKUS: a) Fenol + NaOH vzniká sraženina fenolátu sodného b) Fenol + bromová voda → narůžovělá sraženina tribromfenolu c) důkaz fenolu FeCl3 na fialovou sraženinu

-65-

Příprava - oxidace kumenu, zdroje černouhelný dehet Sloučeniny -

jednosytné - KRESOL - hydroxyderivát toluenu, dezinfekce - NAFTOL - výroba azobarviv vícesytné - RESORCINOL (1,3)- v kožním lékařství HYDROCHINON (1,4) - vývojka v černobílé fotografii PYROGALLOL (1,2,3) - silné redukční účinky (absorbuje i molekulární kyslík)

ALDEHYDY A KETONY -

charakter karbonylové skupiny → typická reakce je nukleofilní adice na α-uhlík

Aldehydy -

názvosloví koncovka -AL (u vícesytných pak butan-1,2,3-trikarbaldehyd) popř. formyl- nebo oxou cyklických se název tvoří od cykloalkanu s koncovkou -karbaldehyd Příprava - oxidace primárních alkoholů a alkanů Vlastnosti - formaldehyd plyn, jinak kapaliny, netvoří H-můstky (nižší body varu než alkoholy) - nižší rozpustné ve vodě, vyšší omezeně formaldehyd - bezbravý štiplavý plyn, 40% roztok formalin ke konzervaci acetaldehyd - pronikavě páchnoucí kapalina, výroba kyseliny octové a tuhé palivo do vařičů

Ketony -

názvosloví koncovka -ON (u nadřazených skupin prefix OXO-) Příprava - oxidace sekundárních alkoholů a alkanů Vlastnosti - kapaliny, rozpustné ve vodě (klesá s počtem uhlíků) aceton - výroba oxidací propan-2-olu, vzniká při výrobě fenolu z kumenu , rozpouštědlo, odlakovače

Otázky a úkoly: 1. Rozhodněte, která z uvedených látek nepatří mezi halogenderiváty uhlovodíků: Savo, Perchlor, Teflon, jodoform. Pokud možno napište jejich chemické složení. 2. Popište didaktický postup při vysvětlování bazicity anilinu. Co vznikne reakcí emulse anilinu s vodou po přidání několika kapek kyseliny chlorovodíkové. Podstatu případné reakce vystihněte chemickou rovnicí. 3. Popište didaktický postup při vysvětlování kyselosti fenolu. 4. Vysvětlete vysokou viskozitu a velkou rozpustnost glycerolu ve vodě. 5. Charakterizujte toxicitu metanolu.

-66-

Didaktika karboxylových kyselin a jejich derivátů 10 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: struktura COOH, názvosloví a rozdělení monokarboxylové kyseliny, vlastnosti a reakce význam a vlastnosti kys. octové, mravenčí a akrylové dikarboxylové kyseliny funkční deriváty substituční deriváty Laboratorní cvičení - příprava esterů

1 hodina 2 hodiny 1 hodina 1 hodina 2 hodiny 2 hodiny 1 hodina

1. hodina charakteristika karboxylové skupiny

C=O skupina aldehydová (karbonyl-) → redukční vlastnosti -OH skupina alkoholová (hydroxyl-) → kyselý vodík

názvosloví - základem je alkanová kyselina (např. ethanová, číslování uhlíků od COOH) - i s více COOH skupinami a nebo s = vazbami - procvičování s uvedením i triviálních názvů CH2=CH-COOH → propenová = akrylová HOOC-(CH2)4-COOH → hexandiová (adipová) rozdělení KK - jako součást procvičování (uvést příklady k jednotlivým skupinám) monokarboxylové

nasycené (methanová, cethanová, palmitová, stearová,…) nenasycené (akrylová, olejová,…) aromatické (benzoová)

dikarboxylové (hexandiová, butandiová,…)

2.-3. hodina vlastnosti karboxylových kyselin - na základě struktury COOH

δ+ C

δO

δ- O H

δ+

→ kyslík přitahuje el. => méně silně vázaný H (kyselý)

vysvětlení síly KK - z hlediska délky řetězce a navázaných substituentech → čím delší alkylový řetězec, tím je KK slabší, jelikož alkyl díky I+ odpuzuje elektrony směrem ke kyslíku → navázání elneg substituentu zvyšuje sílu KK (chloroctová kyselina)

-67-

skupenství - ukázky kapalné (octová, mravenčí), pevné (citrónová), … reakce karboxylových kyselin 1) neutralizace (vznik solí, ukázka reakce kyseliny octové a hydroxidu sodného za vzniku octanu) CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O 2) dekarboxylace - kyselina octová + natronové vápno → uniká CO2 - příprava methanu z kyseliny octové 3) esterifikace - princip reakce (ukázka kyselina octová a ethanol), nejde o neutralizaci - vratná reakce, katalyzovaná (H+, OH-) - názvosloví esterů (ester kyseliny octové a methanolu, octan methylnatý, methylester kys. octové)

4. hodina (laboratorní cvičení - estery) příprava esterů vybraných KK a alkoholů → do baňky 2 ml od každého, zahřívání pod 40 cm dlouhým vzdušným chladičem) → do misky s 10 ml nasyceného NaCl a Na2CO3 (pro odstranění zbytku kyseliny) 1. 2. 3. 4. 5. 6.

ethylacetát = ovocná vůně ethylbutyrát = ananas amylbutyrát = ananas, banán amylacetát = hrušková esence (amyl = pentanol) ethylformiát = rumová esence methylacetát = rumová vůně

5. hodina kyselina mravenčí - obsahuje formylovou skupinu (HCO), takže reaguje jako aldehyd s Fehlingem a Tollensem - vlastnosti a výskyt v přírodě (mravenci, jed hmyzu) kyselina octová - výroba octa (8%, z lihu, kvašením na bukových hoblinách) - oxidací ethanolu vzniká 99% ledová kyselina octová (výbušná, silná žíravina) kyselina akrylová - kapalná, využívá se k výrobě polymerů (barvy, tmely)

6. hodina dikarboxylové kyseliny - obecná charakteristika a význam Kyselina šťavelová ((COOH)2.2H2O, oxalová) - při rozpouštění praská - silná, toxická (váže v těle Ca2+ => ledvinné kameny, kolaps) - v přírodě v rebarboře, šťovíku Kyseliny citrátového cyklu - malonová (propandiová), jantarová (butandiová), glutarová (pentandiová) Kyselina hexandiová (adipová) - polymery, vlákna, nylon Kyselina trans-butendiová (maleinová) a cis-butendiová (fumarová) Kyselina ftalová a tereftalová - polymery

-68-

7.-8. hodina Funkční deriváty KK - deriváty na COOH ESTERY SOLI - stearan sodný, palmitan draselný => mýdla, potravinářství HALOGENIDY - náhrada OH skupiny halogenidem (acylchloridy - acetylchlorid, formylchlorid,..) ANHYDRIDY - odštěpení vody ze dvou kyselin, odvození na kyselině octové AMIDY - reakce OH s NH2 skupinou, bílkoviny, polymery,…

9.-10. hodina Substituční deriváty KK - deriváty na alkylovém zbytku HALOGENKYSELINY - silné, jelikož I- odčerpává přes alkyl elektrony z kyslíku → kyselejší vodík - chloroctová HYDROXYKYSELINY - mléčná, jablečná, vinná, citronová, salicylová, OXOKYSELINY - pyrohroznová AMINOKYSELINY

Otázky a úkoly: 1. Uveďte didaktický postup vysvětlení podstaty různé rozpustnosti karboxylových kyselin a jejich různého pH. 2. Vypracujte podrobnou přípravu na téma vícesytné kyseliny. 3. Vysvětlete stručný mechanismus vzniku esterů. 4. Vysvětlete chemickou podstatu „ nitroglycerinu“.

-69-

Didaktika heterocyklických sloučenin 3 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: úvod, vlastnosti, základní rozdělení heterocyklů pětičlenné heterocykly šestičlenné heterocykly

1 hodina 1 hodina 1 hodina

1. hodina Motivace - heterocykly se nejčastěji vyskytují v přírodních látkách a některé z nich jsou nezbytné pro život → pyrol je stavební jednotkou řady přírodních biologických významných látek, především tzv. tetrapyrrolových barviv (např. chlorofyl, hemoglobin, bilirubin) charakteristika heterocyklů - organické cyklické látky, které mimo atomů uhlíku obsahují heteroatomy (O, N, S) - podle počtu heteroatomů je rozdělujeme na jednosytné, dvojsytné a vícesytné - nejčastěji pětičlenné, nebo šestičlenné. určení aromaticity - heterocykly jsou aromatické (voňavé, zvláštní) → neochotné k adicím - Hückelovo pravidlo → 4n + 2 π-elektronů, kde n je celé číslo - příklad benzen pyridin 4n + 2π = 6 4n + 2π = 6 4n = 4 4n = 4 n = 1 (Z) n = 1 (Z) - procvičování - pyridazin => n = 1 … aromatické

- „síla aromaticity“ se určuje pomocí elektronegativity heterogeního atomu, čím je blíže uhlíku, tím více je sloučenina aromatická → žáci seřadí pyrol, furan a thiofen (nejméně furan, nejvíce thiofen)

2. hodina - pětičlenné heterocykly Pyrol - z řeckého pyrros - červený - vyskytuje se kamenouhelném a kostním dehtu. - základní součástí chlorofylu, žlučových a krevních barviv i různých alkaloidů - kapalné skupenství, pach chloroformu, je slabě zásaditý → úplnou hydrogenací vzniká PYROLIDIN

N H

a částečnou PYROLIN

N H

→ PORFIN - ze 4 pyrolových jader, součást chlorofylu, hemoglobinu, vit. B12,..

-70-

- koordinační vazbou váže kov (Mg, Fe, Co) Furan - bezbarvá vonící ve vodě nerozpustná kapalina, časem tmavne - získává se z přírodního materiálu (otrub, kukuřičné slámy, dřeva) - výchozí látka pro syntézu ostatních furanových derivátů, k extrakcím alkenů a k výrobě plastů O

→ derivát FURANAL je přítomen v pivě, destilátech, kde působí vůni žita OH

Thiofen - bezbarvá neutrální kapalina - zdrojem černouhelný dehet, surový benzol, v přírodě

3. hodina - šestičlenné heterocykly Pyridin - toxická páchnoucí kapalina, z černouhelného dehtu, velmi stabilní heterocyklus - alkalické vlastnosti (volný el. pár na N) - na pyridinu udělat názvosloví (heteroatom číslo 1)

+

pyridinium chlorid

HCl +

N

N

Cl

-

H OH

Pyrimidin - složka nukleových kyselin, diazosloučenina

N

OH

N

Pyran - příprava pro učivo sacharidů → pyranózy

2H-pyran O

N N

OH

O

4H-pyran

Chinolin, izochinolin - obsaženy v chininu Piperidin - alkaloid Kyselina nikotinová - důležitá součást metabolismu, odvozena od pyridinu, koenzym NAD

COOH

N

-71-

Didaktika alkaloidů a návykových látek 4 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: obecná charakteristika, výskyt, rozdělení přehled zástupců drogy a návykové látky

1 hodina 1-2 hodiny 1 hodina

ALKALOIDY obecná charakteristika - zásadité, organické sloučeniny hořké chuti obsahující heterocyklicky vázaný dusík - vznikající v metabolismu aminokyselin většinou rostlin u čeledí mákovitých (mák, vlaštovičník), lilkovitých (rulík, blín, durman), liliovitých (ocún, kýchavice), pryskyřníkovitých (oměj), živočichů (obojživelníci) a hub - obranná funkce, psychoaktivní účinky, léčiva, odpadní dusíkaté látky - většinou tuhé, krystalické, opticky aktivní přehled alkaloidů

1) Pyridinové 2) Tropanové 3) Chinolinové 4) Isochinolinové 5) Indolové 6) Purinové

nikotin, piperidin atropin, kokain chinin benzylisochinolinové papaverin, kurare, narkotin fenanthrenizochinolové opium, morfin strichnin, námel, kys. lysergová kofein, theofillin,

DERIVÁTY PYRIDINU Nikotin - nejrozšířenější droga, bezbarvá kapalina, získává se z tabáku (z listů), smrtelná dávka 0,03 - 0,05g - stimulace CNS, zvyšuje tlak, způsobuje rakovinu plic, poškozuje srdce a žaludeční sliznici - oxidací HNO3 vzniká kyselina nikotinová - postřiky, odvšivení drůbeže, Piperidin - obsažen v pepři (rostlina), vliv na nervovou soustavu

DERIVÁTY TROPANU - tropan je kondenzovaný heterocyklus (5-ti a 6-ti členný) - obsaženy v rostlinách čeledi lilkovitých (rulík zlomocný, durman, blín) Atropin - v rulíku, užívá se v očním lékařství (rozšiřuje zornice), protikřečové účinky k tišení bolesti při ledvinových nebo žlučníkových kolikách Kokain - v listech kokového keře, analgetikum, spasmolytikum, anestetikum - vyvolává euforii, halucinace, tlumí únavu a hlad, zvyšuje fyzickou aktivitu, neklid, stres, poruchy svalové koordinace, křeče a smrt - syntetická náhrada = prokain, lidocain, benzocain,… (znecitlivění u zubaře) - crack = koncentrovaný kokain + jedlá soda + voda

-72-

DERIVÁTY CHINOLINU Chinin - z kůry chinovníku, lék proti malárii a horečce, velmi hořká chuť

DERIVÁTY IZOCHINOLINU A) Benzylisochinolinové Papaverin - z máku setého, obsažený v opiu, spasmolytikum (proti křečím trávicího traktu) Kurare - zahuštěné vodné extrakty z tropických rostlin (Chondrodendron tomentosum) z Amazonky - extrémně jedovaté, uvolňují svaly Narkotin - z opia, narkotické účinky B) Fenanthrenizochinolové Opium - směs alkaloidů, hnědá tuhá zapáchající látka, surový produkt z makovic, výroba léčiv, drogy Morfin - nejznámější, z nezralých makovic, k tlumení bolest a narkotické účinky - methylací vzniká kodein, který má vhodnější léčebné účinky - acetylací obou hydroxylových skupin morfinu, vzniká jedna z nejnebezpečnějších drog – heroin.

DERIVÁTY INDOLU Strychnin - jed (v mořských řasách), způsobuje křeče, hubení hlodavců Námelové alkaloidy - ergometrin (v gynekologii) a ergotamin (cévní bolesti - migrény) - námel = produkt parazitní houby(paličkovice nachová), roste hlavně na žitě - kyselina lysergová - diethylamid = LSD - emoční účinky, deprese, halucinace, nevolnost, zvracení

DERIVÁTY PURINU Kofein - v kávovníku (zrna obsahují 1 - 2 % kofeinu), v čajovníku (list 3 - 5 % kofeinu), - zlepšuje myšlení, odstraňuje únavu, ospalost, stimuluje srdeční činnost, podporuje činnost žaludku

NÁVYKOVÉ LÁTKY Konopí seté - hašiš, marihuana - halucinogeny, účinná složka je kannabinol (neobsahuje dusík, je to terpenoid) Mezkalin - z tropických kaktusů v Mexiku Psilocybin - původně z houby z Mexika, prokázán v lysohlávkách u nás, halucinace, odstraňují pud sebezáchovy Pervitin - metamfetamin, bílý krystalický prášek Anabolické steroidy - amfetamin, efedrin, nandrolon, anabolické účinky (doping ve sportu), podpora růstu svalové hmoty, zvýšená tvorba červených krvinek (EPO), rychlejší regenerace organismu

-73-

Extáze = MDMA(methylen-dioxymethyl-amfetamin), syntetická droga

Didaktika lipidů a isoprenoidů 8 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: obecná charakteristika lipidů, opakování MK, dělení struktura a vlastnosti tuků, reakce vosky složené lipidy isoprenoidy laborky - příprava mýdla, povrchové napětí, tvrdost vody

1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina 2 hodiny 2 hodiny

1. hodina - obecná charakteristika obecná charakteristika - výskyt v přírodě, význam - fyzikální vlastnosti (hydrofobnost díky alkylům) - lipidy jsou estery vyšších mastných kyselin opakování MK - nasycené stearová (C17H35COOH) a palmitová (C15H33COOH) - nenasycené linolenová (C17H29COOH), linolová (C17H31COOH), olejová (C17H33COOH) rozdělení -

Lipidy - estery vyšších MK a alkoholů nebo jejich derivátů (zmýdelnitelné lipidy). jednoduché (MK + alkohol)

tuky (acylglyceroly) vosky (monoalkoholy) složené: (MK + alkohol+další látky) Isoprenoidy - molekuly ze zbytků isoprenu

2. hodina - triacylglyceroly (tuky) struktura - odvodit ze vzorce glycerolu a příkladů mastných kyselin (nasycených i nenasycených) - zdůraznit vztah lipidů a tuků (tuky jsou podtřídou lipidů) vlastnosti tuků - skupenství kapalné nebo pevné, čisté bez zápachu - žluknutí - štěpení tuku na hydroperoxidy, vznikají aldehydy, ketony a KK → zápach - dehydratace glycerolu (5 kapek) s 0,3g NaHSO4 → vzniká propenal (akrolein) s odporných zápachem → zaváděním do Schiffova činidla zčervená H2 C

OH

HC

OH

H2 C

OH

CH2

+

NaHSO 4

CH C

O

H

- hydrogenace - ztužování rostlinných tuků (adice vodíku na dvojné vazby MK)

-74-

- hydrolýza - nerozpustné ve vodě, rozpustné v benzinu

3.-4. hodina - mýdla, tenzidy hydrolýza - kyselá (vzniká glycerol a MK) nebo zásaditá (vzniká mýdlo) POKUSY - vaření mýdla - ověření tvrdosti vody - v tvrdé nepění a vzniká sraženina Ca2+ a MK (ty jsou vázány do solí a netvoří se tak pěna, je nutné více prášku) - povrchové napětí - do 50 ml odměrné baňky po okraj olej, dát do kádinky s vodou → nevyteče → přikápnout na povrch vody roztok jaru a olej ihned vyteče (emulgace) tenzidy - molekuly mýdla rozdělit na polární (hydrofilní) a nepolární (hydrofobní) část - čistící účinky má R-COO-, který uzavírá špínu na R konci a druhým směřuje do vodného roztoku - tenzidy s přísadami = saponáty, jedné se především o alkyl či arylsulfonové kyseliny (alkylsulfonové jsou snadněji odbouratelné, čili šetrnější) → zmínit zákon o „měkkých“ detergentech

5. hodina - vosky struktura - tuhé estery mastných kyselin a monoalkoholu s dlouhým řetězcem význam - ochrana (hydrofobní vrstva na částech rostlin, srsti a kůži živočichů), stavební materiál (včelí plástve) - výroba svíček, krémů a mýdel - využívají se včelí vosk, lanolin u ovčí vlny, karnaubský vosk z palmy

6. hodina - složené lipidy 1) FOSFOLIPIDY - estery 1,2-diacylglycerol-3-fosforečné (fosfatidové) kyseliny s glycerolem - stavební základ biologických membrán 2) SFINGOLIPIDY - základem je nenasycený aminoalkohol sfingosin (E)-2-aminooktadec-4-en-1,3-diol - MK se váže amidovou vazbou na amioskupinu a tvoří ceramidy (základní složka sfingolipidů)

7.-8. hodina - Izoprenoidy -

isoprenoidní lipidy patří mezi steroidy → mají skelet cyklopentanoperhydrofenanthrenu steroidy jsou hydrofobní (často hormony), dále steroly a žlučové kyseliny s transportní funkcí

STEROLY - v živočišných a rostlinných buňkách jako volné alkoholy nebo estery mastných kyselin - důležitou součástí membrán - výskyt v houbách, rostlinách i živočichů Cholesterol - určuje tekutost a propustnost membrány - výchozí látka pro syntézu žlučových kyselin, pohlavních hormonů a kalciferolů

-75-

Otázky a úkoly: 1. Který z pětičlenných heterocyklů je součástí chlorofylu a hemoglobinu? Charakterizujte jej. 2. Napište rovnici vzniku triacylglycerolu, který obsahuje zbytek kyseliny palmitové stearové a olejové. 3. Uveďte tři esenciální mastné kyseliny. 4. Vysvětlete alkalickou reakci mýdla ve vodě. Napište rovnici jeho hydrolýzy.

Didaktika sacharidů 10 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Charakteristika sacharidů, význam, výskyt, složení, rozdělení Rozdělení monosacharidů, Fischerovy vzorce hexos a pentos Struktury monosacharidů (hexos) Glukóza, fruktóza - význam, hlavní reakce Disacharidy, glykosidická vazba, redukující a neredukující sacharidy, cukrovar Polysacharidy (škrob, glykogen, celulosa) Význam celulosy, opakování, L.cv.

1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina 2 hodiny 2 hodiny 2 hodiny

1. hodina • • •

obecná charakteristika a výskyt sacharidů → dříve nazývány uhlovodany (obsahují uhlík, vodík a kyslík v poměru 2:1) úloha ve fotosyntéze, biologický význam (zásobní a stavební) rozdělení monosacharidy → podle počtu uhlíků (triózy až heptózy) → polyhydroxyaldehydy, polyhydroxyketony oligosacharidy polysacharidy POKUS: důkaz hydroxyskupiny → reakce Cu(OH)2 s roztokem glukózy, vzniká -O-Cu-O- komplex

2. hodina optická aktivita - Fischerova projekce struktury L/D-glukózy → číslování uhlíků (aldoskupina č.1, chirální uhlík 3-5) → optická otáčivost (enantiomery) → D/L řada (používat modely, řadu určuje poloha OH na posledním asymetrickém uhlíku nejdále od aldoskupiny) → počet stereoizomerů je 2n (kde n je počet asymetrických uhlíků)

3. hodina struktura sacharidů - POKUS: důkaz aldoskupiny → Fehling (redukce modré Cu2+ → červená Cu0) → Tollens (AgNO3 + NH3 + OH- → [Ag(NH3)2]+ → černé Ag0, zrcátko)

-76-

Tollensovy a Haworthovy vzorce - poloacetalová vazba mezi C=O a předposlední OH skupinou (adice H) => vyznačení kruhovou vazbou -O- = Tollensův vzorec => převedení do roviny = Haworthův vzorec → co je vpravo ve Fischerově projekci, je v Haworthově dole, co je vlevo - nahoře → poloha OH skupiny na prvním uhlíku zcela vpravo (α-dolu otáčí méně, β-nahoru otáčí více) = mutarotace

4. hodina Procvičování psaní a čtení vzorců - odvození α/β-D-glukopyranózy/furanózy, D-fruktofuranózy Reakce - redukce či oxidace na poloacetalu - na hydroxylové skupině primárního alkoholu (esterifikace s kyselinou fosforečnou) Glukóza a fruktóza - charakteristika, vlastnosti, výskyt, význam → problém: bude fruktóza vykazovat reakci s Fehlingem → ketoskupina sice nereaguje, ale v zásaditém prostředí Fehlingu přechází na aldoskupinu a ta reaguje •

Glukóza - aldohexóza (hroznový cukr), bílá, sladká, dobře rozpustná ve vodě - obsažená v ovoci, v čelím medu, v krvi - rychlým zdrojem energie pro organismus

•

Fruktóza - ketohexóza (ovocný cukr), obsažena v ovoci, včelím medu (50%) - nejsladší cukr, součástí sacharózy

5.-6. hodina Glykosidická vazba mezi monosacharidy → vznik oligosacharidů •

Sacharóza - neredukující tzv. řepný cukr (nebo třtinový), z D-glukózy a D-fruktózy - v potravinářství se používá jako sladidlo

•

Maltóza - redukující, tzv. sladový cukr, z 2 molekul D-glukózy

•

Laktóza - redukující tzv. mléčný cukr, je přítomen v mléce savců - z D-galaktózy a D-glukózy

Exkurze do cukrovaru

7.-8. hodina Polysacharidy - uvádět empirické vzorce •

Škrob - z glukózových jednotek, tvřen amylózou (nevětvená, rozpustná) a amylopektinem (větvený, nerozp.) - důkaz škrobu ve škrobovém mazu roztokem jodu v KI (modrá až fialová) - zásobní polysacharid rostlin, u živočichů glykogen - průmyslově se získává z brambor a obilovin

•

Celulóza - lineární polysacharid, nerozpustný ve vodě

-77-

- BS vyšších rostlin, pro člověka nestravitelná (vláknina) - čistou celulózou je bavlna

9. hodina Celulóza - získávání celulosy ze dřeva jako tzv. buničina - surovina pro papírenský a textilní průmysl, nitráty celulózy

Didaktika aminokyselin a bílkovin 7 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: 1. hodina - struktura a vlastnosti aminokyselin - chromatografie na tenké vrstvě 2. hodina - obecný úvod k bílkovinám (struktura bílkovin) 3. hodina - reakce (denaturace, biuretová reakce CuSO4 + NaOH za vzniku modrofialového zbarvení, xanthoproteinová reakce HNO3 za vzniku žlutého zbarvení) 4. hodina - peptidy (oxytocin), jedy muchomůrek, penicilin, GSH 5. hodina - struktura bílkovin (primární kovalentní, sekundární h-můstky, terciární a kvartérní elektrostatické a hydrofobní síly → tvar fibrilární a globulární) 6.-7. hodina - rozdělení podle funkce a význam

Otázky a úkoly: 1. Navrhněte úlohy pro laboratorní cvičení na téma Přírodní látky. 2. Popište didaktický postup při odvozování Haworthových vzorců 3. Popište hlavní fáze výroby řepného cukru v cukrovaru. 4. Napište strukturní vzorec celulosy. Co je to lignin. 5. Uveďte vzorec tripeptidu, který obsahuje ve svém vzorci zbytky kyseliny aspartové, cysteinu a alaninu. 6. Navrhněte podrobnou přípravu na téma Obecný úvod k bílkovinám – struktura bílkovin.

-78-

Didaktika enzymů, vitaminů a hormonů 4 vyučovací hodiny

Rozvržení učiva: Enzymy Vitamíny Hormony

3 hodiny 1 hodina 1 hodina

ENZYMY charakteristika - látky bílkovinné povahy (globulární), katalyzátory - vysvětlení pojmů substrát, koenzym, aktivní centrum (obrázek) → mechanismus zámku a klíče mechanismus účinku - látky bílkovinné povahy (globulární), katalyzátory snižování aktivační energie - specifita substrátu a účinku - faktory ovlivňující činnost enzymů: teplota, pH, koncentrace - aktivátory, inhibitory (typy inhibice) příklad rozklad peroxidu vodíku burelem rozdělení enzymů - podle enzymatických tříd, jen triviální názvy Pokusy - štěpení škrobu amylázou a sacharidů ptyalinem v ústech - sliny a škrob → důkaz sacharidů Fehlingovým činidlem - enzym ureáza ze sóji, peroxidázy v játrech

HORMONY význam rozdělení hormonů u obratlovců: - Fenolové - adrenalin, tyroxin - Steroidní - kortikoidy, pohlavní hormony - Bílkovinné - somatotropin - Peptidy - vasopresin, oxytocin, melanotropin - Polypeptidy - inzulin, glukagon, parathormon

VITAMÍNY lze spojit s hormony jako projektovou výuku charakteristika a význam, hyper a hypovitaminosa, avitaminosa rozdělení (rozpustné v tucích: A,D,E,K , rozpustné ve vodě: skupina B vitaminů, vitamin C) Pokus: Důkazy vitaminu C - indofenolem se barví modře až fialově, redukuje Ag z Tollensova činidla Otázky a úkoly: 1. Charakterizujte podstatu mechanismu působení enzymů. 2. Uveďte příklady enzymů řadících se mezi hydrolázy. 3. Kde se v lidském těle vyskytují hormony: inzulin, adrenalin a tyroxin 4. Uveďte nejméně tři složky vitaminů řadicích se do B-komplexu.

-79-

Didaktika metabolických procesů 7 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: metabolismus (úvod) metabolismus sacharidů metabolismus lipidů metabolismus bílkovin, lipidů

1 hodina 4 hodiny 1 hodina 1 hodina

CHARAKTERISTIKA METABOLISMU význam metabolických cest → zajištění energie a stavebního materiálu, výroba složek organismů rozdělení dějů na katabolické (rozkladné - dýchání) a anabolické (syntézy - fotosyntéza) složení a vznik ATP a NADPH

METABOLISMUS SACHARIDŮ význam glykolýza, citrátový cyklus, dýchací řetězec

METABOLISMUS LIPIDŮ charakteristika děje a jeho význam odbourávání mastných kyselin

METABOLISMUS BÍLKOVIN význam bílkovin metabolické cesty aminokyselin → dekarboxylace, aerobní deaminace, transaminace s oxokyselinou, kondenzace za vzniku peptidů Pokusy: Dělení aminokyselin chromatograficky

INTERMEDIÁLNÍ METABOLISMUS vztahy mezi jednotlivými metabolity, které vznikají z jednotlivých živin energetické vztahy mezi jednotlivými živinami Otázky a úkoly“ 1. Charakterizujte ATP. Uveďte jeho celý název a význam. 2. Při jakých metabolických dějích vzniká ATP.

-80-

3. 4. 5. 6.

Co je to NAD+ + H+ , k čemu slouží. Kde vzniká? Uveďte příklad transaminační rekce aminokyselin. Popište a charakterizujte hlavní fáze glykolýzy. Kde probíhá a za jakých podmínek. Co je konečným produktem. Popište a charakterizujte hlavní fáze citrátového cyklu. Kde probíhá a za jakých podmínek. Co je konečným produktem.

Didaktika makromolekulárních látek 5 vyučovacích hodin

Rozvržení učiva: Vlastnosti, struktura plastů vznik plastů, polymerace kaučuky, pryž polykondenzáty silikony a ostatní polymery

1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina 1 hodina

1. hodina charakteristika plastů - velká molekulová hmotnost, složené z ,,merů“ → mnoho merů = polymer - nahrazují klasické materiály → tuhé, snadno zpracovatelné, izolanty, zdravotně nezávadné, tvarovatelné, voděodolné, lehké - nevýhody: špatná odbouratelnost, hořlavost, nepohlcují pot, nabíjení statickou elektřinou - přidávají se aditiva, pigmenty, antioxidanty rozdělení - I. podle tvaru molekuly a) lineární (nevětvený, větvený) b) zesíťované - II. podle vlastností a) Termoplasty - působením tepla měknou a lze je tvarovat, po ochlazení opět tvrdnou (lze opakovat) - PVC, PE, plexisklo b) Termosety - působením tepla se chemicky mění, ale po vytvrdnutí se jejich tvar teplem již nemění (nelze tvarovat) - epoxidové pryskyřice

obecné využití - obaly, stavebnictví, elektrotechnika, nábytek, nátěrové hmoty, tmely a lepidla, vlákna, automobily - přinést ukázky

2. hodina vznik polymerů -

POLYMERACE - PE, PP, PS, PVC, teflon, polyakryláty POLYADICE - polyuretany (isokyanáty s alkoholy)

-81-

POLYKONDENZACE - PES, fenoplasty, epoxidy, polyamidy

3. hodina PE, PP, PVC, PS - vlastnosti, výroba, použití

4. hodina kaučukové polymery - butadien, butadienstyrenový kaučuk, chloropren - vulkanizace kaučuku →tvorba -S-S- můstků, čím více síry, tím je tvrdší (nejvíce ebonit)

5. hodina polykondenzáty - polyamidy - nylon - polyestery - PET, Tesil, lamináty, - fenoplasty - bakelit (fenol + formaldehyd) - aminoplasty silikony - struktura, vlastnosti, využití POKUSY: - tvárnost a opětovné spojení PE - tvárnost plexiskla, lepení - lepení PS - příprava bakelitu

Otázky a úkoly: 1. Charakterizujte pozitiva a negativa plastů. 2. Napište vzorec butadienstyrenového kaučuku a charakterizujte jeho význam. 3. Navrhněte přípravu hodiny na téma Polykondenzáty. 4. Napište racionální vzorce PE, PP PVC. 5. Charakterizujte silikony a jaký mají význam.

-82-