ZÁKLADY CHEMIE A EKOLOGIE

OBCHODNÍ AKADEMIE ORLOVÁ

ZÁKLADY CHEMIE A EKOLOGIE UČEBNÍ TEXT PRO DISTANČNÍ FORMU VZDĚLÁVÁNÍ

PETR

KUDLÁČEK

VÁCLAV

SVOBODA

Znojmo 2006

Obsah 1. Stať Kapitola 1 Kapitola 2 Kapitola 3 Kapitola 4 Kapitola 5 Kapitola 6 Kapitola 7 Kapitola 8 Kapitola 9 Kapitola 10

Chemie a její význam Stavba, složení a struktura atomu Chemické symboly a periodická soustava prvků Chemické vzorce a názvosloví anorganických sloučenin Chemické děje, reakce a rovnice Výpočty koncentrace Základní charakteristika a skupiny anorganických látek Složení a vlastnosti organických sloučenin Uhlovodíky a jejich deriváty Základy života na Zemi a ekologie

biodiverzita - rozmanitost života Kapitola 11 Obecná ekologie 2. Závěr 3. Literatura

3

Kapitola 1: Chemie a její význam? Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - definovat základní pojmy a druhy chemických věd - rozlišovat základní skupiny látek - vyjmenovat základní rysy chemické výroby - vybrat čistící postupy dle povahy látek ve směsi - vybrat vhodné jakostní ukazatele Hodinová dotace: 2 hodiny Klíčová slova – chemie, chemická látka, atom, prvek, sloučenina Tato první kapitola by měla odpovědět na otázky, co to chemie je, jaké má obory, jaký je charakter a význam chemické výroby. Kdo z nás se s ní denně nesetkává? Můžete to říci Vy? Chemie tu prostě je a tuto skutečnost musíme akceptovat. Vzhledem k šíří uplatnění chemických látek v našem životě nikomu z nás neuškodí něco o ní vědět. K tomu je třeba připomenout několik základních pojmů, se kterými se budeme setkávat. Hmota kolem nás má 2 formy: látka (př.hornina, minerál, těla organismů) a pole (záření, silová působení). Pole je forma hmoty, kterou se zabývá fyzika. V chemii se budeme zabývat látkami. Chemie je přírodní, experimentální věda o látkách, o jejich vnitřní struktuře a vlastnostech, o jejich reakcích a jevech, které průběh těchto reakcí doprovázejí. Chemická látka - soubor částic určitých chemických a fyzikálních vlastností, který se čištěním nemění (např. voda). Atom je elektricky neutrální stavební částice látek (nedělitelná chemickými metodami). Atom se skládá z kladného jádra a záporně nabitého obalu. Prvek – látka složená z atomů o stejném protonovém čísle (počet neutronů může být různý) např.vodík, síra, sodík atd. Sloučenina – látka složená v určitém poměru z nejméně dvou prvků vázaných chemickou vazbou. Chemie je věda natolik obsáhlá, že se větví na řadu oborů. My se pro lepší orientaci v oboru zmíníme alespoň o některých z nich: Obecná chemie se zabývá teoretickými základy, zákonitostmi stavby látek a dějů, vztahy mezi vlastnostmi látek a jejich vnitřní strukturou Anorganická chemie je věda o chemických prvcích a jejích sloučeninách Organická chemie je věda o sloučeninách uhlíku Biochemie se zabývá látkami a chemickými ději v živých organismech Makromolekulární chemie je věda o vysokomolekulárních látkách a reakcích její přípravy Fyzikální chemie zkoumá fyzikálními metodami zákonitosti chemické vazby, mechanismus a energetické poměry chemických reakcí 4

Analytická chemie se zabývá rozbory látek: kvalitativní zjišťuje, které chemické látky a kvantitativní zkoumá množství přítomné látky Technická chemie je zaměřena na potřeby chemické výroby (petrochemie, potravinářská chemie....) Už jsme řekli, že se budeme zabývat chemickými látkami. Známe jich již milióny a snad nikdy nebudeme moci říci, že známe všechny. Látky proto dělíme podle: skupenství (pevné..., kapalné...., plynné.....) původu (přírodní a umělé) složení: chemické látky (prvky a sloučeniny) směsi homogenní a nehomogenní Úkol: Zamyslete a pro sebe si uveďte 3 příklady pro rozdělení dle skupenství a dle původu. Není to nic těžkého. Prvek je látka složená z atomů o stejném protonovém čísle (počet neutronů může být různý) např.vodík, síra, sodík atd. Dělí se na prvky nepřechodné, přechodné a vnitřně přechodné nebo na nekovy, kovy a polokovy. Sloučenina je látka složená v určitém poměru z nejméně dvou prvků vázaných chemickou vazbou. Rozlišujeme sloučeniny anorganické (např.chlorovodík HCl), a organické (např.acetylén C2H2). Dále je členíme na sloučeniny 2-prvkové (binární)např.amoniak NH3, 3-prvkové(ternární)-např.glukóza C6H12O6, a víceprvkové-například hydrogenuhličitan sodný NaHCO3. Směs je látka obsahující 2 nebo více složek, které je možno oddělit fyzikálními metodami. Úkol: Definujte pojmy atom, prvek, sloučenina, směs! Dle složení rozlišujeme: Homogenní směs má stejné vlastnosti ve všech svých částech, jedno skupenství (částice menší než 10-9 m), příklady – roztoky solí…vzduch. Heterogenní směs se skládá ze dvou, případně více homogenních oblastí (fází). Částice větší než 10-7 m). Místy různé fyzikální vlastností nebo i skupenství. Příkladem je například beton. Fáze je homogenní část soustavy, oddělená od ostatních částí rozhranním, na kterém se vlastnosti mění skokem. Příklady – směsi 2 prášků, směs 2 nemísitelných kapalin. Disperze je směs hrubších částic, které se usazují Aerosol je např. mlha (kapalina v plynu), kouř (pevná látka v plynu) Emulze je směs nemísitelných kapalin (mléko, olej a voda) Suspenze je pevná látka rozptýlená v kapalině (vápenné mléko, kompot) Pěna je plyn rozptýlený v kapalině (šlehačka, mýdlová pěna) Koloidy jsou směsi jemnějších částic, které se neusazují

5

Příklad - vaječný bílek, zmrzlina, gelovitá zubní pasta Úkoly: Definujte pojmy disperze a koloidy! Rozhodněte mezi jaké směsi zařadíte - polévku masový vývar? - roztok cukru ve vodě? - roztok želatiny? CHEMICKÁ VÝROBA A VÝROBKY Chemické látky jsou všude kolem nás a i v nás. Řadu z nich si pro své potřeby vyrábíme. Pokuste si zformulovat odpovědi na otázky - Čím se liší chemická výroba a výrobky od ostatních hospodářských výrob a produktů? Jaké jsou její typické znaky a výrobní pochody? CHEMICKÁ VÝROBA je výroba s látkovou přeměnou surovin. Zahrnuje průmysl - chemický, farmaceutický, potravinářský, sklářský, keramický, hutních a stavebních materiálů. Jako suroviny používá vodu, vzduch, ropu, plyn, rudy, kaolín, písek, hlíny a jíly, vápenec a další. Chemické výrobky vznikají hlubokou látkovou přeměnou výchozích surovin, kdy se výrazně mění vlastnosti látek. Chemické procesy vyžadují udržování přesných teplotních a tlakových podmínek, proto většinou probíhají v reaktorech (důvodem i jedovaté látky). Typické znaky chemické výroby: 1. nepřetržitost 2. hromadnost 3. využití automatizace a velkých kombinátů 4. využití bezodpadových technologií 5. současné výroby několika výrobků 6. náročnost na kvalitu konstrukčních materiálů 7. regenerace katalyzátorů Základní výrobní pochody Chemická reakce umožňuje vznik produktu. Chemické reakce (jako např.neutralizace, oxidace, redukce, adice, substituce) probereme dále. Izolace surových produktů (např. extrakce olejů ze semen) Čištění surových produktu (krystalizace, destilace, sublimace) Výroba značkového zboží (promíchání, rozpouštění a emulgace složek) ČIŠTĚNÍ LÁTEK provádíme různými metodami. Výběr metody závisí např. na skupenství směsi, na druhu, počtu a vlastnostech složek (např. měrná hmotnost, teplota varu či tání) Plavení je dělení pevné složky ve vodě nerozpustných, proud vody odplavuje lehčí složku(Au-písek) Usazování(sedimentace) je oddělení jemně rozptýlené látky o vyšší hustotě z kapaliny(čištění vody) Filtrace je oddělení jemně rozptýlené látky z kapaliny či plynu Destilace je dělení směsi látek s různou teplotou varu(vzduch, ropa, dehet, destilovaná voda) Vytavování je oddělení složek s odlišnou teplotou tání(síra od hlušiny) Sublimace je přečištění pevné látky, které se při zahřátí mění v plyn (jód) Extrakce – oddělení složky dle rozdílné rozpustnosti v daném rozpouštědle

6

Krystalizace – oddělení složek s odlišnou teplotou krystalizace nebo mírou nasycenosti v roztoku (např. sůl v roztoku) Úkol: Která metoda se používá při výrobě slivovice? Sortiment chemických výrobků je velmi široký. Je to dáno výrobky různého složení, vlastnostmi a použitím. Proto je vhodné rozdělit si je podle základních kritérií. Dělení chemických výrobků dle objemu(v jednotkách kg/1 obyvatele za rok): výrobky základní (nejméně 2kg) = výrobky široké spotřeby s trvale vysokým odbytem - kyseliny, hydroxidy, soli, hnojiva, motorová paliva, plasty a rozpouštědla výrobky speciální(do 2kg.) jsou výrobky drahé, s velkým ekon.přínosem např. anorganika (katalyzátory, analytika) organika (barviva, výbušniny, pesticidy, léčiva a fotochemikálie) Dělení dle určení: materiální základna uvnitř odvětví – technické plyny, kyseliny, hydroxidy polotovary pro další odvětví – plasty, rozpouštědla, kaučuk, soda finální výrobky - malá část - kosmetika, chemie pro domácnost, léčiva V obchodě je nejdůležitější značkové chemické zboží ( takové, kdy název nevystihuje přítomnou chemikálii ). Patří sem látky čistící, mycí a leštící, kosmetické, konzervační a desinfekční např.lepidla, nátěry a autokosmetika. Dělení dle jakosti: Jakost je velice důležitým ukazatelem u všech výrobků a tedy i chemických. Jakost chemických výrobků a její ukazatele Jakost se kontroluje chemickým rozborem výrobku = kvantitativní analýza 4 skupiny jakosti - dle čistoty, funkčních vlastností a forem zpracování, podle potřeby trhu jsou dva ukazatele: obsah nečistot a obsah základní látky Skupiny látek: I - zvláště čisté a II – chemicky čisté, pro analýzu a čisté (např. pro laboratoře) - ukazatelem je obsah nečistot (v %, …, tisíciny %) III – technické IV – chemické suroviny – postačí obsah základní látky (v %) Pro značkové zboží jsou hlavními ukazateli – obsah účinné látky (př.aktivní chlór u desinfekčních prostředků) nebo funkční vlastnosti (toxická účinnost u pesticidů, mycí účinnost, trvanlivost vůně....) Úkoly: Vyberte základní jakostní ukazatel pro technickou kyselinu sírovou! Vyjmenujte základní druhy dělení chemických výrobků!

7

Shrnutí: Chemie je přírodní, experimentální věda o látkách, o jejich vnitřní struktuře a vlastnostech, o jejich reakcích a jevech, které průběh těchto reakcí doprovázejí. Mezi chemické vědy patří obecná chemie, anorganická a organická chemie, biochemie, makromolekulární, fyzikální a technická chemie. Chemická výroba je výroba s látkovou přeměnou surovin. Základní výrobní pochody jsou chemická reakce, izolace a čistění surových produktů. Mezi čistící metody patří např. plavení, usazování, filtrace destilace, vytavování, sublimace, extrakce a krystalizace. Sortiment chemických výrobků je velmi široký. Je to dáno výrobky různého složení, vlastnostmi a použitím. Proto je vhodné rozdělit si je podle základních kritérií. Chemické výrobky dělíme nejčastěji dle objemu, dle určení a dle jakosti. Ukazatelem jakosti je nejčastěji procento nečistot nebo procento čisté látky. Správná řešení: Mezi jaké směsi zařadíte : Masový vývar? - emulze Roztok cukru ve vodě? - homogenní roztok Roztok želatiny? - koloidní roztok Jakostní ukazatel pro technickou kyselinu sírovou je % základní látky. Základní druhy dělení chemických výrobků jsou dle objemu výroby, dle určení a dle jakosti! Při výrobě slivovice použijeme metodu destilace.

8

Kapitola 2

Stavba, složení a struktura atomu

Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - vyjmenovat a definovat základní pojmy stavby atomu - charakterizovat elementární částice atomu - rozlišovat kvantová čísla - použít pravidla pro výstavbu elektronového obalu (po tutoriálu) Hodinová dotace: 2 hodiny Klíčová slova: Atomové jádro a obal, orbital, proton, neutron, elektron Chemické látky se liší v mnoha vlastnostech, které mají původ ve stavbě atomu, jeho složení a struktuře. Pojďme se s nimi trochu seznámit. Atomové jádro je vnitřní část atomu a soustřeďuje téměř všechnu hmotnost. Jádro se skládá z protonů a neutronů, má kladný náboj. Atomový obal je vnější část atomu tvořená elektrony, má záporný náboj. Orbital je prostor(oblast) kolem atomového jádra, v němž se s nejvyšší pravděpodobností (větší než 95%) vyskytují elektrony. Orbital může obsahovat jeden, nanejvýš dva e-, popř. může být prázdný(vakantní orbital). Degenerované orbitaly mají stejnou energii (tedy stejnou hodnotu n+l) a liší se orientací v prostoru (tedy v čísle magnetickém). Molekulový orbital MO je prostor, kde se s vysokou pravděpodobností pohybuje elektron. Vytvořením vazebného MO se celková energie snižuje. Elementární částice proton, neutron, elektron jsou stavební prvky atomu. Značíme je indexy 11p, 10n, 0-1e- (horní index udává relativní hmotnost, dolní index udává relativní náboj). Elektronegativita je schopnost atomu přitahovat elektrony chemické vazby Hmotnost elektronu je cca 1840x menší než protonu. Hmotnost protonu a neutronu zhruba stejná (cca 1,67.10-27 kg). Relativní náboj elektronu je -1 a protonu +1 (velikost elementárního náboje je 1,602 .10-19 C). Symbol prvku X s vyznačenými čísly Z = protonové číslo – udává počet protonů (i elektronů u elektronegativního atomu) A = nukleonové číslo – udává počet nukleonů (= počet protonů a neutronů) Počet neutronů získáme odečtením A – Z Prvek je látka, jejíž jádro má stejný počet protonů (počet n může být různý). Nuklid je látka z atomů, jejichž jádra mají stejný počet protonů i neutronů Izotopy jsou nuklidy jednoho prvku, které mají různý počet nukleonů V případě izotopů se pak setkáváme s pojmem radioaktivita.

9

Radioaktivita je schopnost atomových jader se rozpadat a přitom vysílat záření (proud neutronů, héliových jader, elektronů a gama záření) Radioaktivní izotopy jsou izotopy s krátkou dobou poločasu rozpadu Poločas rozpadu je doba, za kterou se rozpadne polovina hmotnosti látky Rozdělili jsme si celek atomu na 2 základní části. Podstatně hmotnější jádro je nositelem vlastností jako je například hmotnost a radioaktivita. Elektronový obal nepatrné hmotnosti se potom projevuje ve vlastnostech jako je např. mocenství prvků, reaktivita a počet utvářených vazeb. Jádro je drženo pohromadě silami krátkého dosahu, které však musí být schopné kompenzovat odpuzující síly kladných nábojů. Stabilita jader může být vysoká, ale i nízká a v tomto případě se rozpad atomových jader projevuje radioaktivitou. Elektrony jsou podstatně méně hmotné částice pohybující se vysokou rychlostí v prostorech zvaných orbitaly, v každém z nich mohou být současně maximálně dva elektrony. Jak znázornit takový orbital? Na následujících obrázcích vidíme orbitaly „s“, „p“ a 2 typy „d“.

K popisu elektronu a orbitalu užíváme kvantová čísla. Orbitaly zapisujeme pomocí číslic+písmen a znázorňujeme je rámečky, v nichž jsou přítomnost elektronu a jeho spinové číslo vyznačeny pomocí šipky (protože značení prostorových tvarů je náročné a zdlouhavé). Hlavní kvantové číslo n rozhoduje o energii e- (i velikosti orbitalu) a rovněž o jeho vzdálenosti od jádra (určuje el.vrstvu, do které e- patří). Nabývá hodnot 1-7. Čím vyšší je číslo, tím roste vzdálenost a energie e-. Vedlejší kvantové číslo l společně s hlavním kvantovým číslem určuje energii elektronu a rozhoduje o tvaru orbitalu. Nabývá hodnot od 0 po n-1. Pro l=0 tvar s, pro l=1 tvar p, pro l=2 tvar d, pro l=3 tvar f. Magnetické kvantové číslo m vyjadřuje tvar orbitalu a současně určuje celkový počet orbitalů daného typu. Nabývá hodnot od -l,+l včetně nuly. Spinové kvantové číslo s charakterizuje chování e- v orbitalu a může nabýt hodnot ±1/2. Úkol: Rozhodněte, které kvantové číslo rozhoduje o energii e-. Pokud si nejste zcela jisti, přečtěte si opět předchozí řádky. Zjistíte, že o energii e- rozhodují čísla dvě – čísla hlavní a vedlejší. Zápis orbitalů pomocí rámečků provádíme dle následujících zásad: - všechny orbitaly mají stejně velké rámečky - degenerované orbitaly mají rámečky spojené do 1 celku (p – 3rámečky, d – 5 rámečků, f – 7 rámečků)

10

- jednotlivé elektrony znázorňujeme pomocí šipek v rámečku (zde na příkladu elektronové konfigurace kyslíku) ↑↓ 1s2

↑↓ 2s2

↑↓ ↑ ↑ 2p6

Zápis orbitalů pomocí číslic a písmen např. 1s2 - první číslice udává hodnotu hlavního kvantového čísla n - písmeno typ degenerovaného orbitalu - exponent počet e- v daných degenerovaných orbitalech Obecně platí, že elektron v atomu se snaží zaujmout stav o min.energii !!! Pravidla výstavby elektronových obalů atomů (pro zaplňování orbitalů) 1. Pauliho princip – v každém orbitalu mohou být max. 2 elektrony s opačným spinem (liší se pouze spinovým číslem) 2. Hundovo pravidlo – odpovídá na otázku způsobu obsazení orbitalů se stejnou energií v degenerovaných orbitalech vznikají e- páry teprve po zaplnění každého orbitalu jedním e-. Všechny nespárované e- mají stejný spin. 3. Výstavbový princip – orbitaly se zaplňují v pořadí stoupající energie! Pravidlo n+l – orbitaly s nižší hodnotou energie (hodnota součtu n+l) se zaplňují dříve. V případě rovnosti součtu se zaplňují dříve orbitaly s menší hodnotou hlavního kvantového čísla. Pořadí orbitalů dle stoupající energie – 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d.. Obecně platí: počet orbitalů v každé vrstvě obalu je dán vztahem n2 a max.počet e- ve vrstvě je dán vztahem 2n2. Valenční e- mají největší vliv na vlastnosti prvků, mají nejvyšší energii. Valenční e- má atom prvku maximálně ve 2 typech orbitalů navíc oproti konfiguraci předcházejícího vzácného plynu. Počet valenčních e- ovlivňuje reaktivitu prvku. Základní prvky mají valenční elektrony v orbitalech ns a np, kde n je číslo periody v tabulce. Přechodné prvky mají valenční elektrony umístěny v orbitalech ns a (n-1)d. Molekulový orbital MO – prostor mezi atomy s velkou pravděpodobností pohybu elektronu. Vytvořením vazebného MO se celková energie snižuje a je pro molekulu výhodnější. Základní stav atomu – atom o nejnižší energii Excitovaný stav atomu – k základnímu stavu byla dodána energie, elektron se přesunul do vyšší vrstvy, atom je připraven k reakci Rozdíl mezi základním a excitovaným stavem atomu – tento má vyšší energii a ochotněji reaguje Př. C základní excitovaný

1s2 2s2 2p2 C : 1s2 2s1 2p3

6C: *

11

(odpovídá OČ = 2 pro CO) (odpovídá OČ = 4 pro CO2)

Úkol: Pokuste se odvodit, jakému OČ odpovídají excitované stavy síry! Př. S* 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d1 1. excitovaný stav 2 2 6 1 3 2 S* 1s 2s 2p 3s 3p 3d 2. excitovaný stav Hybridizace vazebných orbitalů je proces, kdy z nerovnocenných orbitalů vznikne stejný počet rovnocenných hybridních orbitalů. Základní typy hybridních orbitalů: sp3 – sjednocením 1s a 3p orbitalů, tvoří 4 kovalentní vazby svírající úhel 109O28´. Tyto vazby směřují do vrcholů 4-stěnu, např. u methanu CH4 a jeho derivátů. sp2 – sjednocením 1s a 2p orbitalů, tvoří 3 kovalentní vazby svírající úhel 120o. Tyto vazby směřují do vrcholů rovnostranného trojúhelníka, např. fluorid boritý BF3 či ethen CH2=CH2. sp – sjednocením 1s a 1p orbitalu, tvoří 2 kovalentní vazby svírající úhel 180o. Tyto vazby vycházejí ze středového atomu, např. hydrid berylnatý BeH2. Ionizační energie E1 (kJ.mol-1) je energie potřebná k odtržení 1 molu eVazebná enegie je energie uvolněná při vzniku vazby (jednotka kJ.mol-1). Disociační energie je energie potřebná k rozbití vazby ( stejná hodnota jako vazebná energie ale s opačným znaménkem). Kation – kladně nabitá částice vznikající z atomu odtržením 1 či více e(Na+, Ca2+, Al3+) Anion – záporně nabitá částice vzniká z atomu přijetím 1 čí více elektronů (F-, O2-). Vazba σ(sigma) je vazba s osou souměrnosti na spojnici atomových jader a nejvyšší hustotou e- na této spojnici (na obr.znázorněna modře)

Vazba π(pí) je vazba, kde nejvyšší hustota e- je nad a pod spojnicí atomových jader (na obr.znázorněna červeně)

Kovalentní vazba je málo polarizovaná vazba s rozdílem elektronegativit do 0,4. Čistá je mezi molekulami plynného prvku např. vodíku H2. Látky s touto vazbou jsou často nerozpustné ve vodě apod. Polární vazba je středně polarizovaná vazba s rozdílem elektronegativit od 0,4-1,7. Posun vazebných e- k elektronegativnějšímu prvku má za následek vytvoření částečného elektrického náboje. Příkladem je molekula vody.

12

Iontová vazba je extrémně polarizovaná vazba mezi prvky s rozdílem elektronegativit větším než 1,7. Sdílené e- patří téměř úplně do elektronového obalu elektronegativnější prvku. Příkladem je vazba v krystalech kuchyňské soli. Sloučeniny jsou často křehké a rozpustné ve vodě. Kovová vazba se vyznačuje volně se pohybujícími se e-(e- jsou jakoby společné více atomům). Kovová vazba způsobuje typické vlastnosti jako elektrickou a tepelnou vodivost, kovový lesk, kujnost a tažnost. Co jsou to vlastně kovy? Kov je prvek, jehož počet e- v nejvyšší zaplňované vrstvě je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází. V této vrstvě jsou pouze orbitaly ns+np, orbitaly (n-1)d+(n-2)f zde nehrají roli-přechodné a vnitřně přechodné prvky jsou vždy kovy. Prvky mající enepatrně výše řadíme mezi polokovy. Příklady: na 3. periodě se nachází prvky hliník Al s elektronovou konfigurací 3s2 a 3 p1 a fosfor P s konfigurací 3s2 a 2p3. Hliník má 3 e- a patří mezi kovy, fosfor má 5 a patří mezi nekovy. Mezi těmito prvky je křemík Si se 4 e- a tento řadíme mezi polokovy. Vazba koordinačně-kovalentní k-k je mezi prvky, kdy jeden poskytuje epár a druhý je přijímá. Dárce (donor) obsahuje volný elektronový pár, příjemce (akceptor) má prázdný (vakantní) orbital. Vznik k-k vazby vyjadřuje rovnice: B⏐ + A → B−A NH3 + H+ → NH4+

Příklady : H2O + H+ → H3O+

Vodíková vazba (můstek) se vyskytuje u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem (F, O, N). Atom vodíku vytváří slabou vazbu s volným e-párem druhé molekuly. Úkoly Vysvětlete, co jsou to valenční elektrony a jaké vlastnosti ovlivňují? Vyjmenujte pravidla výstavby elektronových obalů? Vysvětlete, co nedovoluje Pauliho princip. Vyjmenujte druhy vazeb.

13

Shrnutí: Atom se skládá z jádra a elektronového obalu. Stavebními prvky jsou částice proton, neutron a elektron. Orbital je prostor výskytu e- s pravd. 95%. Hmotnější jádro je nositelem vlastností jako je hmotnost a radioaktivita. Elektronový obal se projevuje ve vlastnostech jako je např. mocenství prvků, reaktivita a počet utvářených vazeb. Valenční e- mají největší vliv na vlastnosti prvků, mají nejvyšší energii. Nejčastější druhy chemické vazby jsou vazby kovalentní, polární, iontové, kovové, vazby σ(sigma) a vazby π(pí). Řešení Excitované stavy síry odpovídají 1. OČ = 4 pro SO2 , 2. OČ = 6 pro SO3 Valenční e- mají nejvyšší energii a ovlivňují vlastnosti jako mocenství prvků, reaktivita a počet utvářených vazeb. Pravidla – Pauliho princip, Hundovo pravidlo, Výstavbový princip Pauliho princip nedovoluje, aby v orbitalu bylo více než 2 e-. Vazby kovalentní, polární, iontové, koordinačně kovalentní, vazby σ a π. Tato kapitola nebyla moc záživná, viďte? Nebylo tam moc praxe a hodně teorie. Nepodceňujte však její důležitost. Věřte, že bez teorie to úplně nejde. Poznatky z této kapitoly Vám pomohou pochopit některé vlastnosti látek a zákonitosti chemických dějů. Teď Vám doporučuji udělat dostatečnou přestávku. Trochu popřemýšlejte, zopakujte a teprve zítra se dejte do další dávky učiva.

14

Kapitola 3

Chemické symboly a periodická soustava prvků

Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - rozlišovat základní skupiny a periody PTP - vyjmenovat nejznámější skupiny PTP - prakticky získávat základní údaje z PTP - uvést příklady vlastností a využití základních prvků Hodinová dotace: 2 hodiny Klíčová slova: periodická tabulka prvků, perioda, skupina, chemická značka prvku Tak jako má matematika svoji symboliku, má svoji symboliku i chemie. Touto symbolikou jsou chemické značky prvků a vzorce. Jistá minimální znalost této symboliky je nutnou podmínkou orientace v chemii. V této kapitole se dovíme něco o chemických značkách prvků a jejich uspořádání. Vždy je třeba znalosti uspořádat. Periodická tabulka prvků je tabulka prvků uspořádaných dle vlastností a je výsledkem snahy uspořádat znalosti o prvcích. Mendělejev seřadil prvky podle jejich vlastností, vynechal v tabulce prázdná místa pro dosud neobjevené prvky a na základě zákonitostí této soustavy předpověděl jejich fyzikální a chemické vlastnosti. Dnešní znění Menděljevova periodického zákona: Vlastnosti prvků a jejich sloučenin jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla. Konstrukce PTP je založena na periodách a skupinách. PTP je rozdělena na části, kde se zaplňují orbitaly typů s, p, d, f. Prvky jsou seřazeny do 7 period a 18 skupin. Perioda je vodorovná řada prvků v periodické tabulce(prvky mají valenční e- ve stejné vrstvě).Ve směru zleva doprava se zvyšuje protonové číslo. Každá perioda začíná zaplňováním orbitalu s o hlavním kvantovém čísle n = číslu periody a je zakončena obsazováním orbitalu p. Existuje 7 period. 1.perioda má jen dva prvky - vodík (H) a helium (He). 2. a 3. perioda má po osmi prvcích a nazývají se krátkými periodami. Periody 4. a 7. mají od 18 do 32 prvků. Nazývají se dlouhými periodami. Ve směru zleva doprava rostou protonová čísla od 1 po nejvyšší. Všechny prvky téže periody mají stejný počet elektronových slupek. Postupné změny v počtu e- vedou k postupným změnám vlastností v periodách. Skupina je svislý sloupec prvků v periodické tabulce. Prvky zde mají stejný počet valenčních e- a podobné chemické vlastnosti. Všechny skupiny jsou číslovány římskými číslicemi (a často se můžeme setkat se slovním označením alkalické kovy, halogeny apod.). Prvky téže skupiny mají stejný počet e- ve své vnější slupce a podobné vlastnosti. Chemická značka prvku jsou jedno nebo dvě písmena.

15

Nejznámější skupiny s názvy I.skupina II.skupina VI.skupina VII.skupina VIII.skupina

- Alkalické kovy - Kovy alkalických zemin - Chalkogeny - Halogeny - Vzácné plyny

Fyzikální a chemické vlastnosti daného prvku, jakož i jeho sloučenin, souvisí s jeho umístěním v tabulce. Prvky analogických vlastností jsou zařazené pod sebou a vytváří svislé skupiny + mají shodný počet valenčních e- v týchž typech orbitalů. Valenční e- mají největší vliv na vlastnosti prvků, mají nejvyšší energii. Možná Vás napadne otázka „Proč mají valenční e- rozhodující vliv na chemické vlastnosti prvků? Jen ony vytvářejí chemické vazby mezi atomy a tak vznikají molekuly různých vlastností. Co můžeme říci o uspořádání valenčních e- ? Valenční elektrony má atom prvku max. ve dvou typech orbitalů navíc oproti konfiguraci předcházejícího vzácného plynu. Základní prvky mají valenční e- v orbitalech ns a np, kde n=číslo periody prvku v tabulce. Přechodné prvky mají valenční e- jsou umístěny v orbitalech ns a (n-1) d Obecné vlastnosti prvků vyplývající z jejich elektronové konfigurace: - velikost atomu, velikost iontu, elektronegativita, ionizační energie, hustoty prvků, teploty tání, vlastnosti sloučenin UŽITÍ TABULKY: 3 základní informace : symbol a název prvku, hodnota protonového čísla Z, hodnota relativní atomové hmotnosti Ar další údaje - elektronegativita, častá oxidační čísla, znázornění skupenství Úkoly: Najděte v PTP prvky, které jsou za běžné teploty kapalné! Srovnejte podle postavení v tabulce reaktivitu a elektronegativitu prvků fluor a jód. PRVKY DLE SKUPIN PTP Výskyt, stav a množství prvků na Zemi se liší prvek od prvku. Můžeme je však určitě rozdělit do několika základních skupin. Máme tedy prvky: – nepřechodné a přechodné dle elektronové konfigurace a postavení v PTP - plynné, kapalné a pevné podle skupenství - kovy, polokovy a nekovy - biogenní prvky (potřebné pro organismus člověka) a prvky toxické

16

Z následující tabulky si můžeme udělat představu o výskytu prvků. Tabulka: Zastoupení prvků v zemské kůře (vyj. v hmotnostních %) 1. víc než 5% kyslík O-47%, křemík Si-29,5%, hliník Al-8 % železo Fe - 4,6%, vápník Ca - 3%, sodík Na 2. 1% - 5 % 2,5%, draslík K - 2,5%, hořčík Mg - 1,9% 3. 0,1 - 1% vodík H, fosfor P, titan Ti, mangan Mn uhlík C, síra S, fluor F, chlor Cl, měď Cu, olovo 4. 0,001% - 0,1% Pb, vanad V, chrom Cr, nikl Ni, zinek Zn…..

Poznámka: Prvních osm prvků tvoří více než 99 %. Povšimněme si, že kyslík, křemík a hliník tvoří více než 84 % hmotnosti zemské kůry, ale křemík a hliník se v bioplazmě živočichů takřka nevyskytují. Oproti tomu uhlík je v zemské kůře zastoupen 0,023% a přesto tvoří základ všech organických sloučenin. Není možné probírat všechny prvky, proto se nyní zmíníme o vlastnostech a užití alespoň těch významnějších prvků. Vodík H Výskyt - nejrozšířenější prvek ve vesmíru, na Zemi 0,15 hm.% ve vodě, kyselinách, hydroxidech, solích a organických sloučeninách. Vlastnosti: Fyzikální - bezbarvý, nejlehčí z plynů, hořlavý, těžko zkapalnitelný Chemické - hořlavý, výbušná směs se vzduchem, reaguje až za vyšších teplot (pevná kovalentní vazbě) Výroba vodíku: 1. reakce vodní páry s koksem při cca 1000 OC C + H2O → CO + H2 2. rozklad methanu za vysoké teploty CH4 → C + 2 H2 3. při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl Důležité reakce vodíku 1. vznik vody 2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) (např.při svařování) 2. vznik amoniaku N2 + 3H2 → 2 NH3 (za vyšší teploty a tlaku, Fe) 3. redukční reakce CuO(s) + H2 (g) → Cu(s) + H2O (g) 4. vznik hybridu 2Na(s) + H2(g) → 2NaH(s) (při vyšší teplotě) Užití: svařování kovů, syntéza amoniaku, chlorovodíku, ztužování tuků, jako raketové palivo. Kyslík O – patří do 2.periody a VI.A skupiny PTP, valenční e- jsou 2s2 2p4 Výskyt – nejrozšířenější prvek zemské kůry(49%), v atmosféře 21%, vázaný ve vodě, minerálech a horninách, 3 izotopy Vlastnosti – vysoká elektronegativita, OČ – II (oxidy) a -I (peroxidy) fyzikální - bezbarvý plyn, bez zápachu, nepatrně rozpustný ve vodě chemické - velmi reaktivní látka, reaguje exotermicky s většinou prvků Ozón O3 – nestálý, ostře páchnoucí jedovatý plyn, při reakcích vzniká atomární O se silnými oxidačními účinky (bělící a desinfekční) Význam ozónu = ochranná vrstva proti kosmickému záření Významné reakce – oxidace S + O2 → SO2, 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 (koroze)

17

Výroba – průmyslově frakční destilací zkapalněného vzduchu, přeprava v cisternách, láhve s modrým pruhem Užití – oxidace, hutnictví, svařování kovů, dýchací přístroje, pohon raket Prvky I.A skupiny (alkalické kovy) - jsou Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, ... Vlastnosti: - lehké, měkké, velmi reaktivní, zásadité, barví plamen, OČ = +I Užití: Lithium: baterie(do mobilních telefonů), letadlové slitiny, uklidňující léky Sodík: biogenní prvek, chladící médium v jaderných elektrárnách, svítidla ze sloučenin nejvíce používané hydroxid, chlorid a uhličitan Draslík: biogenní prvek, spíše sloučeniny-uhličitan k výrobě skla, dusičnan v pyrotechnice Prvky II.A skupiny(kovy alkalických zemin) - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Vlastnosti: zásadité, OČ +II, reaktivita stoupá s protonovým číslem Z Užití: Hořčík: k výrobě motorů, slitin(např.pro letectví), nezbytný pro fotosyntézu ( je součástí chlorofylu - rostlinného barviva ). Vápník: výroba kvalitní oceli a uranu, sloučeniny CaO – pálené vápno, hydroxid Ca(OH)2 ve stavebnictví, při čistění vody Prvky III.A skupiny – bor, hliník, galium, indium, thalium Vlastnosti: kromě boru jsou všechno typické kovy, OČ nejčastěji +III Užití: Bor: pouze sloučeniny – borax, fluorid boritý – katalyzátor, borová voda Hliník: vodiče v elektrotechnice, alobal, lehké slitiny Prvky IV.A skupiny – uhlík, křemík, germánium, cín, olovo Vlastnosti: s protonovým číslem roste kovový charakter, uhlík nekov, cín a olovo kovy Užití: Uhlík: diamant(šperky, vrtací hlavice (tvrdé nástroje), grafit, uhlí, fullereny řada sloučenin – oxidy: uhelnatý v topných plynech(jedovatý), uhličitý do nápojů v potravinářství, hasící přístroje a suchý led, uhličitany Křemík: polovodič v mikročipové technice, oxid křemičitý SiO2 ve sklářství a v keramice, křemičitany sodný a draselný ve vodním skle Germánium: polovodičová technika Cín: pocínovaní plechu pro potraviny, bronz, pájka, odstraňování kontaktů Olovo: liteřina, ložiskové kovy, akumulátory, odstínění rentgenové záření Prvky V. A skupiny – dusík, fosfor, arsen, antimon, bizmut Vlastnosti: dusík a fosfor nekovy, bizmut kov, nevelká klesající reaktivita Užití: Dusík: v buňkách, např. v bílkovinách, kapalný k mražení potravin ze sloučenin nitrační kyselina dusičná a její soli dusičnany jako hnojiva Fosfor: biogenní prvek, hnojiva superfosfát, zápalky Arsen, antimon i bizmut tvoří toxické sloučeniny

18

Prvky VI.A skupiny – kyslík, síra, selen, telur, polonium Vlastnosti: reaktivita klesá se Z, kromě kyslíku pevné látky Užití: Kyslík: nezbytný pro život, podporuje hoření, silné oxidační činidlo Síra: vulkanizace kaučuku, výroba kyseliny sírové, léků a fungicidů Selén: fotočlánky pro solární panely, expozimetry, kopírovací stroje Telur: slitiny, barvení skla, fotočlánky Prvky VII. A skupiny – fluor, chlor, jod, brom, astat Vlastnosti: vysoce reaktivní, reaktivita klesá se Z, barevné molekuly Užití: Fluor: zubní pasty, kyselina fluorovodíková leptá sklo, organické látky Chlor: bělící prostředky, dezinfekce, papírenský a textilní průmysl Brom: sloučeniny v lékařství, fotochemii a desinfekční prostředky Jod: analytická chemie, lékařství Prvky VIII. skupiny – helium, neon, argon, krypton, xenon, radon Vlastnosti: jednoatomové bezbarvé plyny bez zápachu, velmi nereaktivní Užití: Helium: k plnění vzducholodí Neon: v reklamních výbojkách Argon: k plnění žárovek a fluorescenčních trubic, při svařování Krypton: do laserů a fluorescenčních trubic Xenon: do obyčejných žárovek a žárovek v majáku Přechodné prvky Vlastnosti: kovové prvky a typická tvrdost, houževnatost, lesk, kujnost a tažnost, vodiče tepla a elektřiny, vysoká teplota tání, varu a velká hustota tvoří komplexní sloučeniny. Jsou to např. : Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, ...(značky viz. PTP) Vnitřní přechodné prvky jsou vzácné a často nestabilní. Železo (Fe): poměrně měkký a magnetický kov. na vlhkém vzduchu rezaví Užití: běžný kov, výroba oceli a litiny, důležitý prvek v hemoglobinu Měď (Cu): načervenalý, měkký, ale houževnatý kov, málo reaktivní kov Užití: k výrobě drátů (měď má dobrou vodivost), slitiny (mosaz) Zinek (Zn) : stříbřitý, málo ušlechtilý kov Užití: k pokovování železa a oceli, aby se zabránilo korozi Z ostatních přechodných kovů si zmíníme alespoň několik a jejich užití. Titan - konstrukční materiál, oxid titaničitý Chrom - nerezavějící oceli, pokovení Mangan – manganové oceli, odporové spirály, součást enzymů Kobalt – přísada do ocelí, ve vitamínu B12, toxický pro srdce Nikl – katalyzátor, pokovování, přísada do ocelí Molybden – legování ocelí, elektrotechnika Platina – katalyzátor, elektrody, šperky, slitiny Zlato – platidlo, šperky, stomatologie, elektrotechnika Stříbro – elektrotechnika, šperky, fotochemický průmysl Rtuť – slitiny s kovy, náplně měřících přístrojů

19

Shrnutí: Perioda je vodorovná řada prvků v periodické tabulce. Skupina je svislý sloupec prvků v periodické tabulce. Prvky téže skupiny mají stejný počet eve své vnější slupce a vykazují podobné chemické vlastnosti. PTP poskytuje 3 základní informace : symbol a název prvku, hodnota protonového čísla Z, hodnota relativní atomové hmotnosti Ar, kromě toho také další údaje – elektronegativita, častá oxidační čísla, znázornění skupenství. Z elektronové konfigurace vyplývají tyto základní vlastnosti - velikost atomu, velikost iontu, ionizační energie, elektronegativita, hustoty prvků, teploty tání, vlastnosti sloučenin. Řešení: Kapalné prvky jsou brom a rtuť. Fluor je elektronegativnější a reaktivnější než brom.

20

Kapitola 4

Chemické vzorce a názvosloví anorganických sloučenin

Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - rozlišovat základní druhy vzorců - pojmenovat základní sloučeniny podle vzorce - vytvořit vzorec podle názvu základních sloučenin Hodinová dotace: 3 hodiny Klíčová slova: chemický vzorec, oxidační číslo, oxidy, kyseliny, hydroxidy V předchozí kapitole jsme se seznámili se základními chemickými symboly a jejich uspořádáním v periodické tabulce prvků. Nyní si povíme základní informace o chemický vzorcích, které ve zkratce vypovídají o složení a stavbě chemických látek. Dále se dovíte základy tvorby názvů základních sloučenin. Názvosloví anorganických látek využívá bohatosti češtiny a použitím podstatných a přídavných jmen dosahuje výstižného a přitom jednoduchého pojmenování látek. Důležité je seznámit se s klíčovými pojmy a při znalosti základních pravidel se pak není čeho obávat. Chemický vzorec je způsob zápisu sloučeniny pomocí chemických značek prvků a indexů udávajících jejich počet. Používáme ho pro jednoduchou a názornou charakterizaci sloučenin Rozlišujeme několik druhů vzorců: stechiometrické(empirické), funkční(racionální), strukturní(konstituční), elektronové strukturní a geometrické vzorce. Vysvětleme si, co představují jednotlivé druhy a uveďme si jejich výhody a nevýhody. Stechiometrické(empirické) vzorce udávají vzájemný poměr atomů v molekule, zápis je většinou uzavřen do složených závorek, atomy se zapisují v abecedním pořadí. Př. jsou dusitan amonný (H2NO) stechiometricky - NH4NO2(funkční), hydroxid vápenatý (CaH2O2) stechiometricky - Ca(OH)2 (funkční). Funkční (racionální) vzorce vychází ze struktury sloučenin a zachycují charakteristická uskupení – tzv.funkční skupiny (OH, NO3…). Používají se nejčastěji a budeme je používat i my. Strukturní vzorce zobrazují vazebné poměry v molekule, ale nepostihují prostorové rozmístění atomů. Elektronové vzorce umožňují vyznačit i nevazebné elektronové páry. Geometrické vzorce vystihují prostorové uspořádání atomů. Oxidační číslo je definováno jako náboj, který by byl přítomen na atomu určitého prvku, kdyby elektrony každé vazby, která z něj vychází, byly přiděleny elektronegativnějšímu z obou vazebných partnerů.

21

Oxidy jsou 2-prvkové sloučeniny kyslíku, kde kyslík má OČ jsou –II. Kyseliny jsou látky odštěpující ve vodném prostředí vodíkový kation Hydroxidy jsou látky schopné ve vodném prostředí vázat vodíkový kation Křížové pravidlo je pravidlo, které se při názvosloví a tvorbě vzorce užívá k vyrovnávání počtu nábojů jednotlivých prvků Oxidace – děj, při kterém dochází ke zvyšování OČ Redukce – děj, při kterém se OČ snižuje Kation je atom či skupina atomů s kladným nábojem (př. Na+, NH4+) Anion je atom či skupina atomů se záporným nábojem (př. Cl-, OH-, SO42-) Názvosloví anorganických sloučenin je založeno na oxidačním čísle prvku ve sloučenině ! Oxidační číslo se značí se římskou číslicí vpravo nahoře u symbolu prvku. Nabývá hodnot v rozmezí – IV…0….+VIII. Důležitá pravidla pro užití OČ - OČ atomu prvku v základním nesloučeném stavu = 0 - vazba mezi atomy téhož prvku nevede ke změně OČ - OČ ve sloučeninách mohou nabývat hodnot –IV +VIII - OČ prvku vázaného s kyslíkem může nabývat hodnoty hodnot v rozmezí +I až +VIII - maximální kladné OČ nepřechodného prvku je totožné s číslem jeho skupiny. Výjimka – O a F, pro vysokou elektronegativitu a také některé vzácné plyny - kyslík je téměř vždy –II a vodík +I - některé prvky mají téměř ve všech sloučeninách stejné OČ: +I – lithium, sodík, draslík, amonný iont NH4+ +II – hořčík, vápník, stroncium, barium, zinek +III – hliník, bor - I – fluor Název sloučeniny se skládá většinou ze 2 slov – podstatné jméno určuje typ sloučenin (např.oxid, kyselina) – přídavné jméno udává, od kterého prvku je sloučenina odvozena Názvosloví oxidů Název oxidu se skládá ze 2 částí 1. podstatné jméno oxid 2. přídavné jméno, kde: slovní základ udává prvek sloučený s kyslíkem koncovka udává OČ atomu vázaného s kyslíkem Koncovky charakteristické pro jednotlivá OČ (-ný, -natý, -itý, ičitý, -ečný (ičný), -ový, -istý, -ičelý) jsou s příklady uvedeny v tabulce. Na uvedených příkladech si vysvětlíme hlavní zásady psaní vzorců ze známého názvu a naopak pojmenování sloučeniny ze známého vzorce. Pro případné častějšího užití je vhodné naučit se tyto koncovky nazpaměť spolu s OČ prvku a obecným vzorcem. Význam těchto koncovek můžeme přirovnat k malé násobilce a chemické značky prvků k abecedě.

22

Odvozování názvu oxidů Př.1: Pojmenujte následující sloučeninu: Fe2O3 1. Ze vzorce se patrné, že se jedná o oxid železa (?proč - jde o 2-prvkovou sloučeninu, z nichž elektronegativnější je O) 2. Doplníme oxidační čísla. Víme, že kyslík má –II a OČ železa vypočítáme. Použijeme křížové pravidlo a určíme, že OČ Fe je +III 3. Z OČ železa +III vyplývá, že koncovka přídavného jména bude –itý. Název sloučeniny je oxid železitý. Úkol 1. Pokuste se pojmenovat následující sloučeninu: Mn2O7 Odvozování vzorců oxidů Příklad 1: Napište vzorec oxidu dusného a) Ze slovního základu přídavného jména zjistíme, že se jedná o sloučeninu prvku dusíku. Koncovka – ný, značí že OČ dusíku je +I. b) Značky obou prvků (dusíku a kyslíku) napíšeme vedle sebe. Při psaní vzorců sloučenin většinou platí, že elektronegativnější složku, v případě oxidů kyslík, píšeme vpravo.

NO c) Zapíšeme oxidační čísla prvků:

N I O -II

d) Nyní použijeme tzv.křížové pravidlo: hodnoty OČ(bez znamének) zapíšeme křížem jako počty atomů vázaných v molekule. Číslo jedna se nepřepisuje. Pokud je to možné, získaná čísla vykrátíme. Vzorec oxidu dusného je N 2 O Úkol 2. Pokuste se napsat vzorec oxidu sírového. (řešení na konci kap.) Názvosloví kyslíkatých kyselin (patří mezi 3-prvkové sloučeniny) Skládají se z vodíku, kyslíku a atomu prvku, od kterého je kyselina odvozena. Přídavné jméno v názvu kyseliny charakterizuje centrální atom a jeho OČ. Některé prvky tvoří pro dané OČ více kyselin lišící se počtem atomů H a O. Pak počet vodíků vyjádříme pomocí čísla (di-dva, tri-tři, tetra-čtyři, pentapět, hexa-šest…) a předpony hydrogen. Tvorba názvů kyslíkatých kyselin Př.1: Pojmenujte kyselinu H3PO4 1. Vypočteme OČ centrálního atomu. K součtu OČ atomů kyslíku přičteme OČ atomů vodíků. 4 . (-2) + 3 = - 5, z toho při nutnosti celkového nulového náboje plyne pro OČ fosforu +V. 2. Centrální atom kyseliny fosfor určuje koncovku přídavného jména v názvu kyseliny(fosforečná). Vyjádřete, že ve vzorci kyseliny jsou 3 atomy vodíku pomocí přepony trihydrogen-. Název kyseliny H3PO4 = kyselina trihydrogenfosforečná.

23

Tvorba vzorců kyslíkatých kyselin Př.1: Napište vzorec kyseliny hexahydrogentellurové 1. Napište značku centrálního atomu a zapíšeme jeho OČ. Před značku centr.atomu napíšeme značku atomu vodíku doplněnou oxidačním číslem a indexem, který vyj., kolik je atomů vodíku v molekule H I 6 Te VI 2. Sečteme všechna kladná OČ (centrálního atomu a všech vodíků) = 6 + 6 = 12 3. Součet všech OČ v molekule = 0. Vyrovnejte +12 součtem zápor. OČ atomů O. Vydělte je 2 (OČ kyslíku). Dostanete 12 : 2 = 6. Vzorec kyseliny hexahydrogentellurové je H6TeO6. Pozn. Není-li znám počet atomů vodíku, předpokládáme počet = 1 nebo je třeba jej rovněž dopočítat do rovnosti nábojů. OXID

OČ Koncovka Vzorec

KYSELINA

Název

Koncovka Vzorec

Název

I

-ný

Li2O

Lithný

-ná

HClO

Chlorná

II

-natý

CuO

Měďnatý

-natá

H2NO2

Dusnatá

III

-itý

Al2O3

Hlinitý

-itá

H3BO3

Boritá

IV

-ičitý

SO2

Siřičitý

-ičitá

H2CO3

Uhličitá

V

e(i)čný

N2O5

Dusičný

e(i)čná

HNO3

Dusičná

VI

-ový

SO3

Sírový

-ová

H2SO4

Sírová

VII

-istý

Re2O7 Rhenistý

-istá

HJO4

Jodistá

VIII

-ičelý

OsO4 Osmičelý

-ičelá

H2OsO5 Osmičelá

Názvosloví solí kyslíkatých kyselin – podstatné jméno charakterizuje anion kyseliny – přídavné jméno charakterizuje kation(většinou kovu) a jeho OČ Tvorba vzorce soli kyslíkaté kyseliny Př.1: napište vzorec síranu železitého 1. anion kyseliny sírové je SO42- je -II a kation Fe je +III toto dává Fe+III SO422. pomocí křížového pravidla zapíšeme vzorec sloučeniny a to je zde Fe2(SO4)2 (je-li počet více atomových iontů vyšší - dáme do závorky).

24

KYSELINA

OČ Koncovka Vzorec

SŮL

Název

Koncovka Vzorec

Název

I

-ná

HClO

Chlorná

- nan

KClO

Chlornan draselný

II

-natá

H2NO2

Dusnatá

- natan

ZnNO2

Dusnatan zinečnatý

III

-itá

H3BO3

Boritá

- itan

AlBO3

Boritan hlinitý

IV

-ičitá

H2CO3

Uhličitá

- ičitan

CaCO3

Uhličitan vápenatý

V

e(i)čná

HNO3

Dusičná e(i)čnan

KPO3

Fosforečnan draselný

VI

-ová

H2SO4

Sírová

- an !!!

CuSO4

Síran měďnatý

VII

-istá

HJO4

Jodistá

- istan

KJO4

Jodistan draselný

VIII

-ičelá

H2OsO5 Osmičelá - ičelan K2PtO5

Platičelan draselný

Název hydroxidu se skládá ze 2 částí 1. podstatné jméno hydroxid 2. přídavné jméno, kde: slovní základ udává prvek v roli centrálního atomu koncovka udává OČ tohoto prvku (i počet – OH skupin) Odvozování vzorců hydroxidů Příklad 1: Napište vzorec hydroxidu vápenatého e) Napíšeme značku atomu kovu a zapíšeme jeho OČ. Za značku atomu napíšeme skupinu OH a vyznačíme její OČ Ca II OH –I f) Nejsou.-li obě OČ stejná, dáme skupinu OH do závorky a napíšeme index udávající počet těchto skupin, aby celkový náboj v molekule byl roven nule. Ca II (OH)2-I Pojmenování hydroxidu podle vzorce Příklad 1: pojmenuj sloučeninu KOH a) Sloučenina je hydroxid, skupina OH má OČ = -I b) určíme OČ kovu z pravidla nulového celkového náboje OČ = +I c) určíme název kovu dle značky K a to je draslík – přídavné jméno bude draselný – odpovídá prvku a jeho OČ d) napíšeme název sloučeniny - hydroxid draselný

25

Testík: Oxid jodistý má vzoreček – I2O, I2O3, I2O5 nebo I2O7 ??? P2O5 má název – oxid fosforný, fosforitý, fosforečný nebo fosforistý ??? Bonbónek : Jaký je název oxidu Fe3O4 ??? Nesedí k tomu, žádný vhodný poměr? Odpověď je složitější – oxid železnato-železitý, protože se jedná o FeO.Fe2O3…

Shrnutí: Chemický vzorec je způsob zápisu sloučeniny pomocí chemických značek prvků a indexů udávajících jejich počet. Elektronegativita je schopnost atomu přitahovat elektrony. Názvosloví anorganických sloučenin je založeno na oxidačním čísle prvku ve sloučenině! Oxidy jsou 2-prvkové sloučeniny kyslíku, kde kyslík má OČ = –II. Kyseliny jsou látky odštěpující ve vodném prostředí vodíkový kation. Hydroxidy jsou látky schopné ve vodném prostředí vázat vodíkový kation. Řešení úkolu: Úkol 1. Pokuste se pojmenovat následující sloučeninu: Mn 2 O 7 a) Ze vzorce plyne, že prvkem sloučeným s kyslíkem je mangan. b) Vypočteme a doplníme OČ: Mn 2 VII O 7 -II VII c) OČ VII (Mn ) odpovídá (dle tabulky) koncovka – istý. Sloučenina má název oxid manganistý. Úkol 2. Pokuste se napsat vzorec oxidu sírového. a) Z názvu je zřejmé, že se jedná o sloučeninu síry s kyslíkem b) Zapíšeme prvkové složení sloučeniny: SO (elektronegativnější vpravo) c) Doplníme oxidační čísla: S VI O –II d) S využitím křížového pravidla zapíšeme dolní indexy : S 2 O 6 V tomto případě můžeme počty atomů vykrátit dvěma. Vzorec oxidu sírového je SO 3 Příklady k procvičení (korespondenční úkol) 1. Napište vzorce oxidů a) oxid sodný b) oxid uhličitý c) oxid sírový d) oxid olovnatý e) oxid železitý f) oxid manganistý g) oxid vápenatý h) oxid bismutičný i) oxid berylnatý j) oxid dusičný k) oxid hořečnatý l) oxid manganičitý m) oxid jodičný n) oxid chromitý o) oxid chloričitý 2. Pojmenujte oxidy a) MnO b) I2O5 f) WO3 g) Li2O k) P4O10 l) BaO q) Br2O5 p) Cl2O7

c) OsO4 h) V2O5 m) SiO2 r) TiO2

26

d) PbO2 i) Cl2O7 n) SeO3

e) NiO j) N2O o) SO2

Kapitola 5 Chemické děje, reakce a rovnice Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - definovat základní pojmy a podmínky chemických reakcí - rozlišovat mezi chemickými ději a reakcemi - vyjmenovat základní typy a charakteristiky chemických reakcí - vysvětlit principy ovlivnění rovnováhy a použití katalyzátoru Hodinová dotace: 3 hodiny Klíčová slova: chemická reakce, chemická rovnice, chemická rovnováha, katalyzátory V této kapitole se konečně dovíme, jak chemické procesy vlastně fungují. Důvodem mnoha změn vlastností látek je chemický děj. Co to tedy je? Liší se od jevů fyzikálních i biologických a stojí za to se s ním alespoň v základu seznámit. Potom snad padne bariéra tajemna či kouzel a vy uvidíte, že je to vlastně přirozené. Chemický děj je děj změny výchozích látek v produkty, při němž se mění složení a struktura chemických látek, popř. jen jejich struktura. Při chemickém ději nastávají změny ve vazbách stavebních částic látek. Nejčastějším případem je chemická reakce. Chemická reakce je proces, při němž nastávají látkové změny. Chemie studuje - kdy a za jakých podmínek chemická reakce probíhá. Nejprve si musíme uvědomit si tři základní společné předpoklady chemické reakce: (úspěšné srážky iontů, atomů či molekul) a) částice se musí srazit - tato základní podmínka je většinou splněna b) musí mít příznivou polohu - tato malá pravděpodobnost zpomaluje c) dostatečná energie srážky – oslabí nebo rozštěpí původní vazby a umožní vznik vazeb nových Chemická rovnice je symbolický zápis vyjadřující počáteční a konečný stav reakce Katalyzátory = látky snižující aktivační energii reakce a urychlující reakci Inhibitory jsou látky zvyšující aktivační energii reakce a zpomalující reakci Biokatalyzátory jsou katalyzátory organického původu (např. enzymy) pH je záporná hodnota logaritmu koncentrace vodíkových iontů Chemická rovnováha je stav, kdy se rychlost reakce ve směru produktů vyrovná rychlosti zpětné reakce ve směru výchozích látek a složení se nemění Teorie chemické reakce Chemická reakce je vysvětlována nejčastěji teoriemi aktivních srážek a aktivovaného komplexu. Řekněme si nejprve základní myšlenky. Teorie aktivních srážek předpokládá nejprve rozštěpení na atomy a ve druhé kroku vznik produktů. Teorie aktivovaného komplexu předpokládá nejdříve vznik aktivovaného komplexu s přechodnými vazbami mezi atomy a poté rozpad na produkty. 27

Nároky na aktivační energii jsou v druhém případě nižší a proto většina chemických reakcí probíhá mechanismem aktivovaného komplexu.

Použití obrázek převzat z literatury „Chemie kolem nás“ Podmínky ovlivňující průběh reakce jsou nejčastěji teplota, tlak, katalyzátor a hodnota pH (udává míru kyselosti, neutrálnosti či zásaditosti prostředí). Chemická rovnice je zápis chemické reakce vyjadřující počáteční a konečný stav (výchozí látky a produkty) chemické reakce, popř.vyjadřuje i podmínky průběhu reakce (tlak, teplota, použitý katalyzátor…). CHEMICKÝ DĚJ A CHEMICKÁ REAKCE Chemická reakce je často popisována charakteristickými veličinami, které se při dodržení podmínek stále uplatňují. Mezi ně patří zejména velikost tepelné a objemové změny, rychlost reakce a chemická rovnováha 1. Tepelné změny – reakční směs se ohřívá nebo ochlazuje a) exotermní reakce – chemický děj, při němž se uvolňuje teplo, typickým příkladem je spalování uhlí př. C + O2 → CO2 Qm = -394 kJ.mol-1 b) endotermní reakce – chemický děj, při kterém se teplo spotřebovává př. CO2 + C → 2CO Qm = + 110 kJ.mol-1 c) termochemická rovnice – rovnice zaznamenává i reakční teplo Qm produkty endotermických reakcí mají vyšší energii (viz. např. fotosyntéza, kde je do produktů uložena energie slunečního záření) 2. Objemové změny mohou způsobovat změny tlaku v případě, že počet molů plynných látek se v průběhu reakce mění 3. Rychlost chemické reakce vyjadřuje úbytek látkového množství výchozích reagujících látek za určitý čas a závisí na řadě faktorů: a) zvýšení teploty ⇒ způsobuje růst pohybové energie částic b) zvýšení koncentrace ⇒ roste počet srážek

28

c) volby katalyzátoru d) povrchu katalyzátoru

⇒ zrychluje reakci, bez škodlivých látek ⇒ s velikostí roste počet míst přeměny proto je katalyzátor nanášen na tzv.nosič (důležitý je i počet aktivních míst)

Příkladem aplikace katalyzátoru na nosič je nanesení páry platiny na křemelinu. Zkuste si představit 2 g platiny rozptýlené na 4000 m2 povrchu. e) aktivační energie je nejmenší energie, kterou musí mít částice výchozích látek, aby došlo k reakci, může být ovlivněna užitím katalyzátoru 4. Katalyzátory jsou látky snižující aktivační energii reakce, urychlují reakci (bez spotřeby sebe samých). Jak to vlastně funguje? Mechanismus účinku katalyzátoru vysvětlujeme tak, že vznikající meziprodukty mají nižší aktivační energii – k reakci tak dojde mnohem častěji. Katalyzátor může být posílen aktivátorem (látka neúčastnící se reakce aktivuje samotný katalyzátor) nebo oslaben katalytickým jedem. Důležitým faktorem je rovněž selektivita katalyzátoru(katalyzátor může ovlivnit pouze 1 reakci). Vhodným výběrem můžeme dosáhnout tvorby žádoucích produktů. Vysoká selektivita je u biokatalyzátorů. Biokatalyzátory (př.enzymy) pracují při podmínkách živého těla (teplota, pH) a mnohdy podstatně účinněji než katalyzátory anorganické. Pro srovnání si uveďme reakci rozkladu peroxidu vodíku H2O2: - bez katalyzátoru reakce běží velmi pomalu - katalyzátor platina urychlí reakci asi 20 000 krát - enzym kataláza urychlí reakci asi 300 000 000 krát ( Je to dost rychlé?) Inhibitory – zvyšují aktivační energii a rychlost reakce tak zpomalují Chemická rovnováha je stav, kdy se rychlost reakce ve směru produktů v1 vyrovná rychlosti zpětné reakce ve směru výchozích látek v2 př. syntéza NH4Cl při reakci NH3 + HCl ⇔ NH4Cl Ovlivnit chemické rovnováhy můžeme teplotou, tlakem, koncentrací. Dělení chemických reakcí Chemické reakce jsou velmi rozmanité a můžeme je dělit dle různých kritérií. Podle mechanismu nebo-li podle postupu přeměny se rozlišují: proteolytické, redoxní, vylučovací, komplexotvorné a jiné reakce. Ukažme se alespoň základní typy chemických reakcí s příklady rovnic. a) skladné (syntézy) vedou ke vzniku složitějších molekul z molekul jednodušších (např. z čistých prvků vznikají jednoduché sloučeniny) př.

2 H2 + O2 Zn + S

→ 2 H2O → ZnS

( zároveň příklad objemové změny)

29

H2 + F2

→ 2 HF

b) rozkladné vedou ke vzniku jednodušších molekul z molekul složitějších př.

CaCO3 → CaO + CO2 (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O

c) neutralizační (acidobazické) - reakce kyseliny a zásady za vzniku vody a soli dané kyseliny př.

Ba(OH)2 + H2SO4 KOH + HCl

→ Ba(SO4)2 + 2H2O → KCl + H2O

d) oxidačně redukční – dochází k přenosu e- mezi látkami, atomy mění OČ př. Zn 0 + S 0 → Zn II S -II e) srážecí je reakce, kde produktem je málo rozpustná sloučenina př.

FeS + 2HCl H2SO4 + BaCO3

→ FeCl2 + H2S → BaCO3 + H2CO3 (rozklad)

f) homogenní je reakce probíhá mezi látkami stejného skupenství (symbol s-pevná látka, l-kapalina, g-plyn, aq-vodný roztok) př. H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g) KOH (aq) + HNO3(aq) → KNO3 (aq) + H2O g) heterogenní je reakce mezi látkami různého skupenství př. Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) 2 KOH (aq) + CO2 (g) → K2CO3 (aq) + H2O (l) h) vytěsňovací (substituční) vede k náhradě atomu či skupiny jiným atomem či skupinou (uplatňuje se anorganických i organických reakcí) př. Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 i) exotermní a endotermní reakce – dochází k vývinu či spotřebě tepla → 2H2O exotermní Qm = - 242,0 kJ.mol-1 př. 2H2 + O2 C + O2 → CO2 - 398,8 kJ. mol-1 CO2 + C → 2CO endotermní Qm = + 173,6 kJ.mol-1 f) katalyzovaná reakce při výrobě oxidu sírového (výroba kyseliny sírové) 2 SO2 + O2

V2O5

→

2 SO3

(teplota = 450oC, Qm = - 196,7 kJ.mol-1)

Toto vypadá dosti jednoduše, ale ve skutečnosti se jedná o 2 kroky. 1. SO2 + V2O5 → SO3 + 2VO2 (oxidace přes katalyzátor) → 2 V2O5 (obnova katalyzátoru) 2. 2VO2 + O2 Úkol: Pokuste se doplnit pravou stranu rovnice. a) neutralizační reakce NaOH + HI

30

→

b) srážecí reakce c) rozkladná reakce

AgNO3 + HCl MgCO3

→ →

Rovnice a zase rovnice. Často hovoříme o nutnosti doplněním koeficientů. Co to tedy je a hlavně jak na to. Vyčíslování chemické rovnice je doplnění koeficientů vyjadřujících počty molů látek vstupujících do reakce a vystupujících z reakce při dodržení zákona zachování hmoty. Základními způsoby vyčíslení rovnic jsou metoda náhrady koeficientů odpovídajícím počtem neznámých a metoda vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic. Tuto část mohu opět doporučit pro individuální zájemce a pro případné dotazy na tutoriálu.

Shrnutí: Chemická reakce je proces, při němž nastávají látkové změny. Chemická rovnice je symbolický zápis vyjadřující počáteční a konečný stav reakce. Tři základní předpoklady chemické reakce jsou: srážka ( iontů, atomů či molekul) + příznivá poloha + dostatečná energie srážky. Základní teorie chemické reakce jsou teorie aktivních srážek a aktivovaného komplexu. Katalyzátory jsou látky snižující aktivační energii reakce a urychlující reakci. Chemická rovnováha je stav, kdy se rychlost reakce ve směru produktů vyrovná rychlosti zpětné reakce ve směru výchozích látek a složení se nemění Řešení: Pokuste se doplnit pravou stranu rovnice. a) neutralizační reakce NaOH + HI → NaI + H2O b) srážecí reakce AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3 c) rozkladná reakce MgCO3 → MgO + CO2

31

Kapitola 6

Výpočty koncentrace

Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - definovat základní pojmy vyjádření koncentrace - připravit roztok či upravit jeho koncentraci ředěním - vypočítat koncentraci či potřebné množství látek Hodinová dotace: 2 hodiny Klíčová slova: hmotnostní zlomek a procento, molární koncentrace, roztok, rozpouštědlo K velmi častým výpočtům v oboru chemické výroby (ale i v příbuzných oborech) patří vyjadřování obsahu jedné složky ve směsi s jinými látkami. Často potřebujeme analýzu surovin a také rozbory produktů. Všude zde se setkáme s výpočty koncentrace. Další druhy výpočtů budou předvedeny při tutoriálu. Nejprve připomeneme definice několika základních pojmů, které jste již jistě slyšeli. Jsou však důležité pro pochopení látky. Roztok je homogenní směs 2 nebo více látek. Částice látek tvořících roztok jsou dokonale rozptýleny a vzájemně nereagují. Rozpouštědlo je látka, která je v roztoku v nadbytku. Polární rozpouštědlo rozpouští látky z iontů nebo polárních molekul. Rozpustnost látky v rozpouštědle je maximální hmotnost látky v gramech, která se beze zbytku rozpustí při dané teplotě ve 100 gramech rozpouštědla. Takový roztok se nazývá nasycený. A. Hmotnostní zlomek w Hmotnostní zlomek látky A v roztoku je podíl hmotnosti látky A ku celkové hmotnosti roztoku. Není funkcí teploty. Hmotnostní zlomek je bezrozměrné číslo /0-1/. Součet hmotnostních zlomků všech látek roztoku je roven jedné.

WA = mA/mR

kde mA – hmotnost látky A mr – hmotnost rozpouštědla mR - hmotnost roztoku = mA + mr B. Hmotnostní procento hm.%

Hmotnostní procento určité složky v roztoku získáme vynásobením jejího hmotnostního zlomku stem. Není funkcí teploty. hmotnostní procento = wA . 100 Př. 1. Jaký je hmotnostní zlomek(a hm.%) chloridu sodného NaCl, který vznikl rozpuštěním 30 g chloridu sodného ve 130 gramech vody? 32

Řešení: V tomto případě stačí dosadit přímo do základního vztahu (!!! při zadání jiné látky je postup i výsledek stejný) wNaCl = mNaCl/(mNaCl+mvody) = 30/(30+130) = 0,1875 → z toho hm.% = 0,1875.100% = 19 % Úkol 1: Kolik gramů bromidu draselného KBr je rozpuštěno ve 140 g vody, je-li hmotnostní zlomek bromidu draselného v roztoku = 0,15 ? C. Molární koncentrace Molární koncentrace je definována jako počet molů určité látky rozpuštěné v 1 dm3 roztoku. Je funkcí teploty (jednotka = mol.dm-3)

cA = nA/Vr kde c nA – počet molů látky A

A

– molární koncentrace látky A (nA = mA/Mr , kde m = navážka v gramech, Mr = relativní molekulová hmotnost)

Vr – celkový objem roztoku Př. Jaká je molární koncentrace roztoku chloridu sodného NaCl, který obsahuje ve 4 dm3 500 g NaCl? Řešení: a) spočteme počet molů ze vztahu n = m/Mr = 500 / 58,44 = 8,56 molu (Mr z PTP = 22,99+35,45 = 58,44) b) spočteme molární koncentraci dle vztahu cA = nA/Vr = 8,56 molu / 4 dm3 = 2,14.... Roztok je 2,14 M. Př. Kolik gramů chloridu sodného je obsaženo ve 420 cm3 1,8 M roztoku? (Mr(NaCl) = 58,44) Řešení: a) ke zjištění počtu molů sestavíme přímou úměru, kde 420 : 1000 = n : 1,8 → počet molů = 0,756 molů NaCl b) upravíme vztah n=m/Mr na m = n.Mr = 0,756.58,44 = 44,18 gramů NaCl Úkol 2. Kolik cm3 0,5M roztoku NaOH lze připravit z 100 g této látky? (Mr(NaOH)=40,0) D. Ředění roztoků

Směšovací rovnice a křížové pravidlo

Pro výpočty mísení nebo ředění roztoků se používají směšovací rovnice a křížové pravidlo. Obsah látky může mít zadán v hm.% nebo jako hmotnostní zlomek, ale všechny údaje v rovnici musí mít stejný rozměr. Ředíme-li roztok vodou, koncentrace v ní rozpouštěné složky = 0. a) Křížové pravidlo Př. Připravte 700 kg 20 % roztoku smícháním roztoku 50% + roztoku 15%. Kolik kterého roztoku potřebujete?

33

(20-15)= 5 dílů 50% roztoku → 1 díl 50% roztoku = 1.700/7 = 100 kg

50% 20% 15%

(50-20)= 30 dílů 15% roztoku → 6 dílů 15% roztoku = 6.700/7 = 600 kg

Celkem: 35 dílů

7 dílů 20 % roztoku

Odpověď: potřebujeme 100 kg 50% roztoku a 600 kg 15% roztoku. b) Směšovací rovnice

m1.x1 + m2.x2 = m . x

m = m 1 + m2

kde x1, x2 jsou koncentrace výchozích roztoků a x - koncentrace produktu kde m1, m2 jsou hmotnosti výchozích roztoků a m – hmotnost produktu př.1 koncentrace vody x1 = 0, koncentrace roztoku NaCl = 20 %, kolik kg 20% roztoku potřebujeme k přípravě 10 kg 4% roztoku, známe-li ? m = 10 kg x1 =0 (10 – m2) x1 + m2 x2 = 10 . 0,04 m1 = 10 - m2 x2 = 0,2 0 + m2 . 0,2 = 0,4 m2 =? x = 0,04 m2 = 2 kg Úkol 3. Jaké množství 15% a 50 % roztoku musíme smísit, aby vzniklo 21 kg 20% roztoku? Shrnutí: Roztok je homogenní směs 2 nebo více látek. Rozpouštědlo je látka, která je v roztoku v nadbytku. Při výpočtech koncentrací nejčastěji pracujeme s pojmy hmotnostní zlomek, hmotnostní procento, molární koncentrace. Nejčastější metody výpočtu při ředění roztoků jsou křížové pravidlo a směšovací rovnice. Řešení 1: Dosadíme do základního vztahu a vyřešíme rovnici (!!! pozor hmotnost vody ≠ hmotností celého roztoku) w = m / (mA+mvody) = m / (m+140) = 0,15 → m = 0,15 m + 0,15 . 140 → 0,85 m = 21 → m = 24,7g KBr Řešení 2: sestavíme přímou úměru n : 1000 = 100 : 20 , z níž vypočítáme V ⇒ Odpověď je možno připravit 5000 cm3 0,5 M roztoku NaOH Řešení 3: (21- m2).0,15 + m2.0,5 = 21 . 0,2 (vyloučili jsme 1 neznámou) 3,15 – 0,15 m2 + 0,5 m2 = 4,2 0,35 m2 = 1,05 ⇒ m2 = 3 kg ⇒ m1 = 21 – 3 = 18 kg Odpověď. Potřebujeme 3 kg 50% a 18 kg 15% roztoku.

34

Kapitola 7

Základní charakteristika a skupiny anorganických látek

Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - charakterizovat základní skupiny anorganických látek - rozlišovat základní reakce anorganických látek - vyjmenovat příklady užití základních prvků a sloučenin Hodinová dotace: 2 hodiny Klíčová slova: oxidy, kyseliny, hydroxidy, soli, Skupina anorganických látek zahrnuje všechny prvky a jejich sloučeniny s výjimkou složitějších sloučenin uhlíku, které patří do skupiny organických látek. Podívejte se do periodické tabulky prvků a připomeňte si značky a názvy alespoň těch nejdůležitějších. Mezi základní typy anorganických sloučenin jistě patří oxidy, kyseliny, hydroxidy a soli. V této kapitole si probereme jejich základní charakteristiky a užití. Významné sloučeniny: voda a hydridy – 2-prvkové iontové sloučeniny vodíku s kovem (KH, CaH2), reaktivní pevné látky s vysokým bodem tání, vodík je zde záporně jednomocný. Užití - často jako oxidační činidla. Významné anorganické sloučeniny Oxidy jsou dvouprvkové sloučeniny kyslíku, v nichž je kyslík v ox.čísle O-II Dělení dle charakteru vazeb iontové (oxidy s1 a s2 prvků) – netěkavé, vysoké b.t., rozpustné ve vodě kovalentní – skládají se z molekul, popř.mají polymerní strukturu - molekulové – (CO, P4O10) – těkavé, plynné nebo kapalné - atomová struktura – (SiO2, Al2O3) – málo těkavé, vynikají tvrdostí Dělení dle chemické reakce s vodou, kyselinami, hydroxidy kyselinotvorné – s vodou se slučují na kyseliny SO2+H2O ⇒ H2SO3 - ve vodě nerozpustné oxidy reagují se zásadami a poskytují soli SiO2 + 2NaOH ⇒ Na2SiO3 + H2O zásadotvorné - s vodou se slučují na hydroxid CaO+H2O⇒ Ca(OH)2 ve vodě nerozpustné poskytují s kyselinami soli MgO + H2SO4 ⇒ MgSO4 + H2O amfoterní – reagují s kyselinami i hydroxidy ZnO + 2H3O+ ⇒ Zn2+ + 3H2O ZnO + 2OH- + H2O ⇒ [ Zn(OH)4 ]2netečné (CO, N2O) – nereagují s vodou, ani s kyselinami či zásadami Charakter oxidů se mění v závislosti na postavení prvků v PTP - v periodách se charakter oxidů mění od: 35

silně bazických přes slabě bazické, amfoterní, slabě kyselé, po silně kyselé – např. Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P4O10, SO3, Cl2O7 - v hlavních skupinách vzrůstá bazicita oxidů se vzrůstem atomového čísla BeO – MgO – CaO – SrO – BaO - kyselost oxidů stoupá s rostoucím OČ MnO - MnO2 - Mn2O7 Významné skupiny oxidů s hospodářským využitím = plyny CO2, SO3 – v přírodě i průmyslu – výroba kyselin, v potravinářství = rudy železa krevel Fe2O3, hnědel FeO, ….. hliníku Al2O3 – bauxit, korund = nerudy SiO2 – užití pro sklářský, keramický průmysl, stavebnictví = vyráběné oxidy slouží např. jako pigmenty do barev, jako katalyzátory = bonbónek – TiO2 se uplatňuje nejen jako titanová bělová, ale se speciální povrchovou strukturou pomáhá likvidovat bojové otravné látky (např.yperit) Úkol: vyjmenujte způsoby dělení oxidů a alespoň 3 příklady jejich užití Voda a peroxid vodíku jsou 2 sloučeniny vodíku a kyslíku Voda je nejrozšířenější sloučenina a tvoří část těl živých organismů Vlastnosti chemické - není chemicky aktivní, výborné polární rozpouštědlo fyzikální - anomální vlastnosti při tuhnutí- hustota, teplota tání a varu je vyšší než u látek podobného složení, důležité rozmezí kapaliny 0-100OC Druhy vody - destilovaná voda, sladká, pitná, užitková, odpadní, splašková Význam a užití – nepostradatelná pro organismy, rozpouštědlo, topné a chladící médium, výroba energie, slouží i k rekreaci a sportu Peroxid vodíku H2O2 – vzniká i při metabolismu v organismu Vlastnosti – velmi reaktivní, žíravé účinky, rozklad účinkem světla, tepla… Běžně se používá v lékárničce, jako bělící prostředek, oxidovadlo Kyseliny jsou látky schopné ve vodě odštěpovat ionty H+ (proton). Rozdělují se na kyslíkaté a bezkyslíkaté. Vodík je vázán s atomem elektronegativnějšího prvku (např. s kyslíkem, u bezkyslíkatých např. s chlorem). Kyselina se projevuje v roztoku, kde jiná látka se projevuje jako zásada: Dobrým příkladem je voda. V roztoku s kyselinou se chová jako zásada, naopak v roztoku s hydroxidem se chová jako kyselina. Př. Plynný HCl se rozpouští ve vodě za vzniku chloridového iontu Cl- a vodíkového iontu H+. Reakcí H+ s vodou vzniká hydroxoniový kationt H3O+, který se váže na zápornou část polární molekuly vody. HCl (g) + H2O = Cl- + H+ + H2O = Cl- + H3O+ (=hydroxoniový iont (méně reaktivní částice) Vlastnosti: zředěné kyseliny mají nakyslou chuť, pH nižší než 7, často mají leptavé účinky ⇒ označujeme jako žíraviny – nebezpečné látky H2SO4, HCl, HF. Některé kyseliny mají oxidační vlastnosti – např. H2SO4, HNO3, HClO4 Sytnost kyselin je schopnost uvolnit ionty H+ J(počet odštěpitelných atomů) Reaktivita: vysoká podle síly kyseliny, což je dáno stupněm disociace

36

Silná kyselina = v roztoku zcela disociuje a uvolňuje velké množství H+. Př. kyselina sírová, kyselina dusičná, kyselina chlorovodíková Slabá kyselina = v roztoku disociuje jen částečně (= malé % jejich částic se rozdělí na vodíkové ionty a aniont (zbytek kyseliny), př. organické kyseliny Výroba nejvýznamnější kyseliny: Kyselin sírová vzniká reakcí oxidu s vodou: SO3 + H2O ⇒ H2SO4 Reakce je silně exotermní s žíravými vlastnostmi (proto absorpce do olea). Minerální kyselina je kyselina, která se připravuje chemickou cestou z různých minerálů. (S, NaCl, …) Př. HCl, H2SO4, H2SO3, HNO3, HNO2, H3PO4 Organické kyseliny jsou organické sloučeniny s vlastnostmi kyselin, nejznámější jsou karboxylové kyseliny. Př. štavelová (etandiová) (COOH)2, mravenčí(methanová) HCOOH, octová(ethanová) CH3COOH Významné reakce a) s uhličitany reagují zředěné silné kyseliny za vzniku plynného CO2 BaCO3 + 2HCl ⇒ BaCl2 + H2O + CO2(g) b) se zásadami reagují za vzniku soli a vody: HCl + KOH ⇒ KCl + H2O Hydroxidy jsou 3-prvkové sloučeniny – obsahují atom elektropozitivního kovu a jednu nebo více skupin OH-. Názvosloví je stejné jako u halogenidů, bereme-li skupinu OH jako jeden prvek. Vlastnosti: hydroskopické, leptavé účinky, silné zásady rozpustné ve vodě Příprava hydroxidu – reakcí kovu nebo oxidu kovu s vodou 1. př. 2 Na + 2 H2O ⇒ 2 NaOH + H2 2. př. CaO + H2O ⇒ Ca(OH)2 Výroba hydroxidu - elektrolýza roztoku nebo taveniny chloridu Význam: Hydroxid sodný NaOH je jednou z nejvíce vyráběných chemikálií těžkého průmyslu. Hydroxid vápenatý se používá hodně ve stavebnictví a při chemickém čištění vody. Síla kyselin a zásad = kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton. Zásada je tím silnější, čím snadněji proton váže. Asi Vás napadla otázka „Jak poznáme sílu kyseliny?“ Obecně platí: nejslabší jsou kyseliny, kde se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím větší je poměr počtu kyslíku ku počtu vodíku, tím je silnější. Velmi slabé kyseliny (Hn X On) – HClO, H3BO3, H4SiO4 Slabé kyseliny (Hn X On+1) - H2CO3, H3PO4, HClO2, HNO2 Silné kyseliny (HnXOn+2) – HClO3, HNO3 Velmi silná (HnXOn+3) – HClO4 37

Úkol: Rozhodněte - kyselina sírová je podle tohoto způsobu silná nebo slabá? Nejvýznamnější reakce kyselin a zásad je neutralizace = vzájemná reakce kyseliny a zásady. Produktem je voda a sůl dané kyseliny. Soli jsou sloučeniny tvořené kationtem kovu a aniontem kyseliny Vlastnosti – pevné látky, někdy hydratované, různě rozpustné ve vodě Užití solí: Uhličitany - draselný a sodný uhličitan (soda a potaš) se užívají k výrobě skla, pracích prostředků, solí, v potravinářství atd. Dusičnany(ledky) - sodný, draselný, amonný, vápenný se užívají jako hnojiva, výbušniny Sírany – např. sádra (Na2SO4.1/2 H2O hemihydrát síranu sodného), hnojivo síran amonný (NH4)2SO4, měďnatý CuSO4 pro galvanické pokovení, hlinitý Al2(SO4)3 k čištění vody Fosforečnany – hnojiva – např.superfosfát Sulfidy – rudy např. sulfid nikelnatý NiS, sulfid olovnatý PbS(galenit) Halogenidy – užití např. nejznámější chlorid sodný NaCl – užití v kuchyni, silnice, bromid stříbrný AgBr – fotky, chlorid měďnatý CuCl2 - odstraňuje síru z ropy, chlorid draselný KCl – hnojivo Chlornany – chlornan sodný NaClO se užívá v desinfekčních prostředcích Úkol: Napište, které sloučeniny jsou nejčastěji používané jako hnojiva a které jako rudy. Shrnutí: Významné anorganické sloučeniny jsou voda, kyseliny, hydroxidy a soli. Oxidy jsou dvouprvkové sloučeniny kyslíku, v nichž je kyslík v ox.čísle O-II Oxidy dělíme dle charakteru vazeb na iontové a kovalentní. Podle chemické reakce je dělíme na kyselinotvorné, zásadotvorné, amfoterní a netečné. Kyseliny jsou látky schopné ve vodě odštěpovat ionty H+ (proton). Rozdělují se na kyslíkaté a bezkyslíkaté. Hydroxidy jsou 3-prvkové sloučeniny schopné proton vázat a obsahují atom elektropozitivního kovu a jednu či více skupin OH-. Nejvýznamnější reakce kyselin a h\droxidů je neutralizace. Soli jsou sloučeniny kationtu kovu a aniontu kyseliny. Řešení: Kyselina sírová je silná kyselina Jako hnojiva jsou nejčastěji používané soli (dusičnany a fosforečnany). Jako rudy se nejčastěji uplatňují oxidy a sulfidy.

38

KAPITOLA 9

Složení a vlastnosti organických sloučenin

Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - definovat základní pojmy organické chemie - popsat stavbu a druhy vazeb organických sloučenin - vysvětlit principy základních reakcí organické chemie - vyjmenovat základní druhy dělení organických sloučenin i s příklady Hodinová dotace: 3 hodiny Klíčová slova: Organické sloučeniny, uhlovodíky, vaznost atomu, elektronový pár Organická chemie se zabývá studiem organických sloučenin, jejich přípravou, vlastnostmi, strukturou a použitím. Jaký význam mají organické sloučeniny pro člověka? Význam OS - bez nich by nemohl existovat život - tvoří stavební materiál a zdroj energie živých organismů Organické sloučeniny OS = sloučeniny obsahující prvky C, H, O, N, S, P Složení organických sloučenin Kromě uhlíku jsou v organických molekulách hojně vodík, kyslík, dusík, síra a fosfor. Dalšími prvky jsou halogeny(hlavně chlór) a kovy (železo, kobalt, hořčík a vápník). Ostatní prvky spíše ojediněle, ale také jsou důležité jako např. jod nutný pro činnost štítné žlázy. Atomy uhlíku mají unikátní vlastnost = schopnost řetězení mezi sebou. Mohou tak tvořit ohromné stabilní řetězce, izomery a mnoho sloučenin. Možná Vás napadne otázka: „Proč právě uhlík je tak jedinečný? Odpověď - protože nejlépe ze všech prvků splňuje 3 hlavní podmínky: 1. vysoká energie vazeb uhlík-uhlík C-C (348 kJ.mol-1) a uhlíku s vodíkem, kyslíkem a dusíkem 2. elektronegativita uhlíku cca 2,5 je uprostřed mezi ostatními prvky 3. uhlíkové atomy ve sloučeninách nemají volné e-páry ani orbitaly ( II.perioda 2s, 2p - všechny e- i orbitaly se zapojují do tvorby vazeb) Uhlovodíky = binární sloučeniny obsahující pouze atomy uhlíku a vodíku Izomery jsou organické sloučeniny, které mají stejné chemické složení (mají totožný souhrnný vzorec), ale různé fyzikální a chemické vlastnosti Vaznost atomu je počet elektronových párů sdílených s jinými atomy Elektronový pár je dvojice e- v orbitalu Způsoby dělení OS 1. Dělení organických sloučenin dle typu řetězce a) otevřené (acyklické) mohou být přímé nebo rozvětvené b) uzavřené (cyklické) musí mít nejméně 3 uhlíky propan b) cyklobutan

39

2. Dělení organických sloučenin dle typu vazeb (zde u uhlovodíků)

a) nasycené – mají v řetězci jen jednoduché vazby (sigma) b) nenasycené – mají v řetězci alespoň 1 dvojnou nebo trojnou vazbu (π) c) aromatické – mají zvláštní typ vazby s delokalizovanými π-elektrony 3. Dělení organických sloučenin dle druhu atomů a) uhlovodíky – obsahují pouze atomy uhlíku a vodíku b) deriváty uhlovodíků a heterocykly – obsahují i atomy dalších prvků Chemické vazby OS jsou hlavně kovalentní (sdílený e-pár) a znázorňujeme je čárkou. Vazby mohou být jednoduché (sigma) nebo násobné - dvojné či trojné(sigma a pí). Násobné vazby jsou kratší a reaktivnější. Vazba σ (sigma) má největší hustotu e- páru na spojnici jader obou atomů. Vazby π (pí) mají nejvyšší hustotu e- páru mimo spojnici jader obou atomů. Charakteristické vlastnosti chemických vazeb jsou: a) délka vazby (= vzdálenost vázaných atomů v násobcích 10-10 m) např. C-C (1,54.10-10 m), C=C (1,33…), C≡C (1,21…), H-H (0,74…) b) vazebný úhel alfa – úhel, který svírají 2 vazby z téhož atomu např. 180O u C≡C vazby, 120O u C=C vazby, 109O28´ u alkanů (methan) Vaznost atomu je počet elektronových párů sdílených s jinými atomy Např. atomy uhlíku jsou 4-vazné atomy dusíku 3-vazné atomy kyslíku a síry 2-vazné atomy vodíku a halogenů 1-vazné Úkol: Rozlište způsoby dělení OS a na příkladu vzorečku určete, zda je vzoreček správný.

40

Izomerie OS má několik podob. Může jít o polohu dvojné vazby, pozici navázání skupiny a další možnosti. Odlišná stavba se projevuje odlišnými vlastnostmi. Ukažme si alespoň 2 příklady: skupinová izomerie

Dimethyléther (b.v. – 24oC)

geometrická izomerie

etanol trans but-2-en (b.v. +78oC)

cis but-2-en

Z obrázků je patrný rozdíl v umístnění kyslíku mezi atomy uhlíku nebo mezi atom uhlíku a atom vodíku. Dimethylether netvoří vodíkové vazby a proto jeho bod varu je o více než 100 oC nižší než bod varu ethanolu. Nejvýznamnější reakce organických sloučenin Reakcí organických sloučenin je velmi mnoho a probíhají různými mechanismy, které si přibližme alespoň podle způsobu štěpení vazby. Vazba může být štěpena 2 základními způsoby: souměrně (homolyticky) - kovalentní vazba za vzniku radikálů nesouměrně (heterolyticky) – polární vazba za vzniku iontů Zde si uveďme alespoň nejdůležitější typy reakcí spolu s příklady z praxe. 1. Adice je nahrazení vazby π 2 vazbami σ sigma a připojení částic v místě násobné vazby (opakem je eliminace = odtržení atomů) nejvýznamnější adice jsou adice kyselin, vody, vodíku, halogenů a oxidace Př.1: Výroba syntetického alkoholu – adice vody na ethén přes mezistupeň s kyselinou sírovou (je ekonomicky výhodnější než kvasné procesy) ⇒ CH3CH2O-SO3H 1. stupeň H2C = CH2 + H2SO4 Ethén + kyselina sírová ⇒ tj. kyselina ethylsírová 2. stupeň CH3CH2O-SO3H + H2O ⇒ CH3CH2OH + H2SO4 Ethanol + kyselina sírová 2. Polymerace je propojení monomerů na úkor násobných vazeb Př. Molekuly styrenu se spojují v polystyren

41

3. Substituce (nahrazování) je reakce na vazbách uhlík-vodík C-H, záměna části molekuly částí jinou je nejdůležitější u alkanů, ukažme si jí na příkladu chlorace methanu Př.: Chlorace methanu má typicky radikálový mechanismus reakce. Má 3 fáze: I. iniciace (zahájení) – hemolytické štěpení vazby u činidla (chlor) způsobí vznik radikálů, např. účinkem UV záření Cl-Cl → 2 Cl• (vznikly 2 radikály chloru) Radikály jsou velmi reaktivní částice s nepárovým elektronem, které napadají molekuly substrátu (methan). II. propagace (šíření – řetězová reakce) Chlorové radikály Cl• se srážejí s molekulou methanu, uvolňuje se chlorovodík a methylový radikál CH3•, který dále napadá nerozštěpené molekuly chloru za vzniku chlormethanu a chlorového radikálu CH4 + Cl• → HCl + CH3• → CH3• + Cl2 → CH3Cl + Cl• III. terminace (ukončení reakce) Za určitých podmínek dochází k vzájemné reakci radikálů : Cl• + Cl• → Cl2 CH3• + CH3• → C2H6 CH3• + Cl• → CH3Cl Celková rovnice reakce by potom byla : CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl Vypadá to jednoduše? Ale ve skutečnosti ovšem vzniklý chlormethan (methylchlorid) podléhá v reakční směsi další chloraci – postupně na dichlormethan, trichlormethan a tetrachlormethan. Výsledkem je potom směs všech čtyř chlorderivátů, které je ale možno snadno oddělit destilací. Úkol: Rozlište mezi sebou mechanismus adiční a substituční reakce Shrnutí: Organická chemie je chemie sloučenin uhlíku. Organické sloučeniny OS jsou sloučeniny obsahující prvky C, H, O, N, S, P a další. Uhlovodíky jsou binární sloučeniny obsahující pouze atomy uhlíku a vodíku. Izomery mají stejné chemické složení, ale různé fyzikální a chemické vlastnosti. Způsoby dělení OS dle typu řetězce, dle typu vazeb a dle složení. Nejvýznamnější reakce organických sloučenin jsou adice, polymerace a substituce. Substituce má tři fáze - iniciace (zahájení) – propagace (šíření) terminace (ukončení reakce). Řešení: Způsoby dělení OS jsou dle typu řetězce, dle typu vazeb a dle složení. Vzoreček z příkladu jsou špatný, protože atom uhlíku je zde pětivazný. Adiční reakce je možná pouze u násobné vazby, substituční nikoliv.

42

Kapitola 9 Uhlovodíky a jejich deriváty Cíle: -

po prostudování této kapitoly budete umět vyjmenovat a definovat hlavní skupiny uhlovodíků a jejich derivátů rozdělit uhlovodíky a deriváty dle užití a dle typických reakcí rozlišovat jednotlivé deriváty podle charakteristických skupin

Hodinová dotace: 3 hodiny Klíčová slova: arény, deriváty, alkoholy, ketony, karboxylové kyseliny Na tuto poslední kapitolu jsme si ponechali ohromnou skupinu organických sloučenin s jejich významem, využitím i rizikovými vlastnostmi. Již víme, že základní dělení organických sloučenin je dle chemického složení na: a) uhlovodíky – molekuly obsahují pouze atomy C + H b) deriváty uhlovodíků – odvozené sloučeniny, kde atomy H byly nahrazeny jinými či skupinami Možná někoho potěší a pro jiného bude zase zklamáním, že názvosloví a tvorba vzorců organických sloučenin je podstatně složitější než je tomu u anorganických sloučenin. Nebude proto předmětem tohoto kurzu. Pro zájemce zde mohu nabídnout alespoň náznak struktury vzorců a případné další materiály individuálně či při tutoriálu. Typy vzorců organických sloučenin (dle účelu je jich mnoho druhů): Empirický – udává druh atomů a jejich vzájemný poměr: (CH2)n ale vyhovuje řadě látek Sumární – udává druh atomů a jejich přesný počet: př. C4H10 , ale i ten odpovídá více látkám Racionální – uvádí skupiny atomů: př. CH3CH2OH (často užívaný) Strukturní – udává uspořádání jednotlivých atomů v molekule př. propan Elektronový – udává rozložení valenčních ev molekule (vazby + nevazebné valenční e-) př. ethanol Poznámka: řada OS je natolik složitá, že v racionálním vzorci jsou pro přehlednost někdy vyznačené vazby a vynechány atomy uhlíku a vodíku Vlastnosti uhlovodíků (platí s řadou vyjímek pro ohromné množství OS) 1. citlivost vůči světlu a teplu, jsou snadno těkavé a hořlavé 2. ve vodě většinou prakticky nerozpustné (nepolární látky) 3. roztoky jsou většinou elektricky nevodivé (nepolární látky) 4. chemická reaktivita je nižší podle množství kovalentních vazeb

43

Uhlovodíky acyklické se člení na alkany (v molekulách jen jednoduché vazby sigma mezi atomy uhlíku C-C) a nenasycené alkeny (v molekulách též 1 vazba dvojná C=C, alkadieny (v molekulách 2 dvojné vazby C=C) a alkyny s trojnou vazbou C≡C v molekule (1 vazba σ a 2 π vazby). Povězme si nyní o jejich využití a vlastnostech. Alkany(parafíny) obecný vzorec CnH2n+2 koncovka -an Fyzikální a chemické vlastnosti závisí na délce a rozvětvení uhlíkového řetězce. Příkladem jsou teplota tání a teplota varu - s délkou řetězce rostou. Alkany C1-C4 (s 1- 4 uhlíky) jsou plyny, s 5 - 15 uhlíky jsou kapaliny, ostatní jsou pevné látky. Plynné alkany: Methan CH4 – součást zemního plynu, rozpuštěn v ropě, součást důlního a bahenního plynu, součást topných plynů, vzniká na rýžových polích, na skládkách i při trávení přežvýkavců. Je to významný skleníkotvorný plyn. Užití – palivo, pohonná hmota, k výrobě – sazí, ethynu C2H2 a dalších látek Ethan C2H6 – součást zemního plynu, menší množství i v ropě Výroba – např.katalytickou hydrogenací ethenu či acetylénu Užití – výchozí látka k výrobě halogenderivátů a organických rozpouštědel Propan + butan vznikají jako odpad při zpracování syntetického benzínu Vlastnosti - lehce zkapalnitelné, hořlavé a výhřevné Užití - pohonná látka do motoru nebo topivo např. na chatě, pohon sprejů Kapalné alkany – C5-C15 jsou součástí paliv a pohonných hmot(benzín, petrolej, nafta), vyrábí se hlavně zpracováním ropy, lze to i z uhlí 2,2,4-trimethyl pentan (isooktan) je výborné palivo, standard pro oktanové číslo = 100. Pevné alkany mají vyšší počty uhlíků a jsou obsaženy ve vazelínách, mazacích olejích a parafínu Cykloalkany obecný vzorec CnH2n předpona cyklo, koncovka - an Cyklohexan C6H12 – základ přírodních látek (terpenů), surovina k výrobě OS – (kyselina adipová a cyklohexanon) Cyklopropan – nejjednodušší cyklický uhlovodík se 3 C, užití - anestetikum Alkeny(olefiny) obecný vzorec CnH2n koncovka -en = nenasycené uhlovodíky s jednou dvojnou vazbou C=C. Atomy C = C jsou v hybridním stavu sp2. Tato vazba neumožňuje rotaci atomů. π vazba nemá takovou energii jako sigma, je reaktivnější a kratší. Typická reakce je adice.

44

Zástupci alkenů: Ethen CH2 = CH2 vzniká při pyrolýze zemního plynu a destilaci ropy. Vlastnosti – bezbarvý, velmi reaktivní plyn nasládlé vůně, se vzduchem tvoří výbušnou směs Užití - základní surovina pro organickou syntézu, výroba polyethylenu, ethanolu, vinylchloridu, styrénu, urychluje zrání jižního ovoce Propen CH2 = CH – CH3 - bezbarvý plyn, produkt zpracování ropy Užití - k výrobě acetonu a polypropylenu Buta-1,3-dien CH2=CH-CH=CH2 – zástupce alkenů s více dvojnými vazbami, surovina pro výrobu butadien-styrénového kaučuku Alkyny obecný vzorec CnH2n-2 koncovka - yn jsou nenasycené uhlovodíky s jednou reaktivní trojnou vazbou C≡C. Typická reakce je opět adice. Ethyn (acetylén) C2H2 - nejdůležitější a nejznámější alkyn Vlastnosti – jedovatý, vysoce výhřevný plyn Užití – ke svařování, pro syntézu vinylchloridu(výroba PVC) a dalších látek Aromatické uhlovodíky ARÉNY jsou cyklické uhlovodíky se systémem dvojných vazeb C=C umožňujícím delokalizaci π elektronů(patří současně všem atomům uhlíku). Cyklů může být více. Nejznámějšími zástupci jsou benzén, naftalén, antracén, toluen, styren, xylen. Typickou reakcí je elektrofilní substituce. Vlastnosti - benzén a další aromatické uhlovodíky jsou toxické látky Benzén je výborné nepolární rozpouštědlo, surovina pro další výroby

BENZEN

NAFTALEN

Toluen (methylbenzen) – rozpouštědlo, surovina pro výrobu TNT (= 2,4,6 trinitrotoluen) známé výbušniny Styrén = vinylbenzén (vinyl CH=CH2), surovina pro polystyrénu

ANTRACEN

výrobu

TOLUEN XYLEN STYREN (příklad výroby polystyrenu – použit u polymerace v předchozí kapitole)

45

Úkol: Pro které uhlovodíky je typická reakce adice a pro které substituce. Pokuste se odpovědět sami, můžete i nahlédnout zpátky do textu. Řešení opět na konci kapitoly. DERIVÁTY UHLOVODÍKŮ = nepřeberné množství sloučenin, kde atom vodíku je nahrazen jiným atomem či skupinou (atomů či skupin může být více). Základem jsou aromatické i nearomatické uhlovodíky. Kdo by neslyšel o alkoholech, ketonech, nitrolátkách či aminech. Proberme si nejznámější skupiny spolu s nejdůležitějšími zástupci. Halogenderiváty obecný vzorec: R-X; kde X = fluor, chlor, brom a jod jsou sloučeniny obsahující halogenovou skupinu (-X), vazba C-X je polární Reaktivita u halogen-derivátů stejného uhlovodíku stoupá od fluoru k jodu R-F < R-Cl < R-Br < R-I. Nebezpečnou skutečností je, že mnoho těchto sloučenin se v přírodě neodbourává a hromadí se v živých organismech. Vlastnosti: plynné, bezbarvé, ve vodě nerozpustné, body tání a varu rostou od F k I, Cl a Br, polarizovatelnost stoupá se rostoucím Z a klesající elektronegativitou polarita vazby způsobuje i polaritu vazeb na sousedních uhlících, vodíky se odštěpují jako H+. Význam: příprava dalších sloučenin – alkoholy, ethery, aminy Zástupci halogenderivátů a jejich užití Chlormethan CH3Cl - náplň do chladících zařízení, methylační činidlo Trichlormethan (chloroform) CHCl3 - bezbarvá nasládlá omamná kapalina Tetrachlormethan(chlorid uhličitý) CCl4 – rozpouštědlo, odmašťovadlo Trijodmethan jodoform CHI3 - krystalická látka s dezinfekčními účinky Tetrafluorethylen CF2=CF2 - polymeruje za vzniku polytetrafluorethylenu (podstatná část teflonu) Mezi halogenderiváty patří rovněž dlouho diskutované freony používané do sprejů a chladících zařízení. Freony jsou deriváty obsahující nejméně 2 různé halogeny, ale jeden musí být fluor (např.CHClCF2). Mezi nechvalně známé halogenderiváty patří i látka DDT dlouho používaná proti šíření chorob roznášených hmyzem. Časem se však ukázalo, že se v přírodě takřka neodbourává a hromadí se v organismu. Velmi nebezpečná je skupina látek tzv. dioxinů. Jako zástupce si zde můžeme uvést 2,3,7,8,-tetrachlorodibenzo-p-dioxin. Další skupinou jsou alkoholy a fenoly obecný vzorec: R-OH - sloučeniny s jednou či více –OH skupinami. Tyto sloučeniny mohou 46

reagovat s kyselinami i hydroxidy. Mezi nejvýznamnější reakce patří oxidace a reakce s organickými kyselinami(esterifikace). OH skupiny se podílejí se na tvorbě vodíkových můstků. Vodíkové můstky zvyšují teplotu varu a díky jim je voda kapalná v nám známém rozsahu. (oproti sloučeninám stejné molekulové hmotnosti). OH-skupina má vliv i na kyselost sloučeniny a zvyšuje rozpustnost. Vidíme, že vliv -OH skupiny je opravdu významný. Zástupci: Methanol CH3OH – jedovatá kapalina, rozpouštědlo a chemická surovina Ethanol CH3CH2OH je nejznámější alkohol užívaný v potravinářství či kosmetice (rozpouštědlo) 1,2-enthandiol je jedovatý dvojsytný alkohol užívaný do nemrznoucích směsí 1,2,3-propantriol (glycerin) – nejedovatý trojsytný alkohol, součást tuků Aldehydy obecný vzorec: R-COH; kde R = alkyl nebo aryl = organické sloučeniny obsahující funkční skupinu –CH=O. Jsou to zpravidla značně reaktivní plynné, kapalné i pevné látky. Vyrábějí se např. oxidací primárních alkoholů (RCH2OH Æ RCHO. Jsou mnohostrannými meziprodukty organických syntéz. Některé složitější se používají jako vonné a chuťové látky. Alifatické aldehydy jsou látky charakteristického (ostrého) zápachu. Užití - součástí mnoha dezinfekčních přípravků Nejjednodušším aldehydem je methanal HCOH. Je to bezbarvý, štiplavě páchnoucí, jedovatý plyn. Ve vodě je dobře rozpustný. Jeho roztok se nazývá formalín. Užití - desinfekce prostor, výroba bakelitu Ethanal CH3CHO je bezbarvá těkavá hořlavá kapalina štiplavého zápachu. V přírodě se vyskytuje ve zralém ovoci, v kávě. Je produkován rostlinami jako součást jejich metabolismu. Užití - při výrobě kyseliny octové Aromatické aldehydy Benzaldehyd C6H5CHO je nejjednodušší aromatický aldehyd. Je to bezbarvá kapalina, voní po hořkých mandlích. Používá se jako meziprodukt při výrobě barviv, léčiv, kosmetických přípravků. Často se vyznačují charakteristickou vůní, například anisaldehyd či vanilin(viz obr.). Ketony jsou látky obsahující polarizovanou dvojitou vazbu funkční karbonylové skupiny C = O, kde na uhlíku jsou dva uhlovodíkové zbytky.

47

V přírodě jsou často jako vonné součásti rostlinných silic. Vzhledem k přítomnosti karbonylové skupiny jde o látky velmi reaktivní. Užití – výchozí látky v organické syntéze. Vlastnosti Nižší ketony jsou zapáchající kapaliny rozpustné ve vodě (rozpustnost postupně klesá s počtem uhlíků). Vyšší ketony jsou nepříjemně páchnoucí tuhé látky. Patří mezi reaktivní organické sloučeniny. Zástupci ketonů Propanon (aceton či dimethylketon) CH3COCH3 je bezbarvá hořlavá toxická kapalina specifického zápachu. Používá se jako rozpouštědlo.V organismu vzniká v malém množství při metabolismu zpracování tuků. Aceton je vydechován v plicích. Může být příznakem onemocnění cukrovkou. Bromaceton CH3COCH2Br našel použití jako slzný plyn. Cyklohexanon C6H10O se užívá se k výrobě plastů a umělých vláken. Obrovský význam má další skupina derivátů. Karboxylové kyseliny obecný vzorec: R-COOH; kde R = alkyl nebo aryl jsou sloučeniny typu R-COOH, kde karboxylová skupina –COOH může být vícekrát. Karboxylová skupina je polární a vytváří vodíkové můstky. Kyseliny vznikly odtržením všech 3 atomů vodíku z methylové skupiny -CH3 a náhradou atomem kyslíku a skupinou – OH. Tvoří součást živých organismů a jejich deriváty aminokyseliny jsou základem bílkovin. Karboxylové kyseliny vznikají z uhlovodíků postupnou oxidací přes alkohol a aldehyd: R-CH3 ⇒ R-CH2-OH ⇒ R-CH=O ⇒ R-COOH Řada kyselin používá vedle systematického názvu i názvy polotriviální. Prohlédněte si dobře uvedené příklady. Nejspíše zjistíte, že o řadě látek jste minimálně slyšeli nebo je používáte v domácnosti jako například ocet. Není zde možné uvést všechny významné kyseliny, proto tyto příklady berte jako pouhý nástin významu a uplatnění kyselin kolem nás. Methanová k.(mravenčí) Ethanová k.(octová) Hexadekanová k.(palmitová) Oktadekanová k.(stearová)

HCOOH CH3-COOH CH3-(CH2)14-COOH CH3-(CH2)16-COOH

Úkol: Zamyslete se nad možným využitím těchto 4 kyselin! Že je to pro někoho těžké? Ty první 2 asi věděl každý už podle názvu. Další kyseliny jsou zabudovány v esterech zvaných tuky a jako součást našich těl. Mezi aromatické karboxylové kyseliny patří například Benzenkarboxylová k.(benzoová) C6H5-COOH Užití: konzervační činidlo v potravinách (pro plísním)

48

Benzen-1,4-dikarboxylová k. (tereftalová) C6H4-(COOH)2 Užití: při výrobě umělých vláken (polyester) Karboxylové kyseliny jsou natolik významné, že považují za důležité znát alespoň jejich nejdůležitější reakce. Patří k nim: Neutralizace je reakce, při které vzniká voda a sůl kyseliny R-COOH + NaOH → R-COONa + H2O Soli jsou například octan hlinitý, soli vyšších kyselin jsou mýdla. Esterifikace je reakce s alkoholy, při níž vzniká voda a ester kyseliny R-COOH + R'-OH → H2O + R-COOR' (ester)

Příklad: vznik tuku reakcí propan 1,2,3-triolu a karboxylových kyselin

Estery ve formě tuků a olejů mají v organismu hlavně zásobní funkci. Některé estery jsou vonné látky (hrušková a malinová esence). Na příkladu vidíte rovnici reakce přípravy mravenčanu ethylnatého z kyseliny methanové a ethanolu (rumová esence je označena zeleně).

Velmi důležitou skupinou jsou deriváty karboxylových kyselin zvané aminokyseliny. Jsou základní stavební složkou bílkovin. Bílkoviny jsou základní stavební kameny živé hmoty. Mnohé z nich slouží jako stavební materiál tkání, další jako enzymy či hormony. Aminokyseliny mají dvě základní skupiny. 49

–COOH karboxylová skupina je nositelem kyselých vlastností –NH2 amino skupina je nositelem zásaditých vlastností Uveďme si pár příkladů:

Glycin

Cystein

Histidin

Všimněme si, že kromě uhlíku, vodíku a dusíku se objevuje i síra. V bílkovinách jsou aminokyseliny spojeny tzv.peptidovou vazbou vznikající eliminací vody při reakci karboxylové a amino skupiny.

Úkol: Uveďte rozdíl v uplatnění aminokyselin a esterů karboxykyselin!

Dusíkaté deriváty jsou organické sloučeniny obsahující atom(y) dusíku. Do této skupiny patří aminy a nitrosloučeniny. Patří sem i významné biologicky aktivní přírodní látky bílkoviny či nukleové kyseliny. Aminy jsou organické sloučeniny, které se odvozují od amoniaku NH3 náhradou vodíkových atomů alkyly nebo aryly. Rozlišují se: - primární aminy se skupinou – NH2, např. methylamin CH3-NH2 - sekundární aminy se skupinou – NH-, např. dimethylamin CH3-NH-CH3 - terciární aminy se skupinou – N= , např. trimethylamin CH3-N=(CH3)2 Vlastnosti: zapáchající plyny a kapaliny, tuhé látky bez zápachu, rozpustné ve vodě (rozpustnost klesá s rostoucí molekulovou hmotností) Vazba C-N je polární, volný e- pár na dusíku způsobuje bazické a nukleofilní vlastnosti (to znamená schopnost vázat proton a darovat e-) Anilin C6H5NH2– správně amino benzen, jedovatá kapalina sloužící k výrobě barviv, léčiv a výbušnin. Nitrosloučeniny (-NO2) jsou deriváty s velmi polární skupinou – NO2.Většina látek je jedovatých, nerozpustných ve vodě. Nitrobenzén C6H5NO2 slouží jako rozpouštědlo a surovina pro výrobu anilinu. 2,4,6-trinitrotoluen je známá výbušnina TNT. 2,4,6-trinitrofenol (kyselina pikrová) patří mezi trhaviny.

50

Nitrobenzen

2,4,6-trinitrotoluen

kyselina pikrová

Opět pro zájemce uvádím pro základní orientaci tabulky základních typů organických sloučenin a jejich derivátů s charakteristickými skupinami. Typ sloučeniny Karboxylová kyselina Sulfonová kyselina Nitril Aldehyd Keton Alkohol, fenol Thiol Amin Ether Sulfid Halogenderivát Nitroderivát

Vzorec char.skup. -COOH -COOH

Předpona

Přípona – konc.

karboxy-

(-karboxylová )kys. -ová kyselina -sulfonová kyselina - karbonitril - nitril - karbaldehyd - al - on - ol - thiol - amin

-SO3H

sulfo-

-CN -(C ) N -CHO -CHO -C=O -OH -SH -NH2 -OR -SR -X -NO2

kyanformyloxo oxo hydroxylsulfanylaminoR-oxyR-sulfanylhalogennitro-

-

-

Řadu organických sloučenin charakterizují tyto koncovky kmenové části: -asa – enzymy - hydrolasa -an – alkan - methan, ethan, propan, cyklobutan, …. -en – alken - ethen, buten, cyklohexen, -yn – alkyn - ethyn -osa – sacharidy - glukosa, fruktosa, … , celulosa

51

Shrnutí: Uhlovodíky jsou ohromná skupina látek. Většina alkanů se používá jako paliva. Nenasycené uhlovodíky jsou reaktivnější a jejich využití je při výrobě plastů. Aromatické uhlovodíky slouží často jako rozpouštědla. Deriváty uhlovodíků rozlišujeme podle skupin navázaných na základní uhlovodíkový řetězec. Halogenderiváty se v přírodě často neodbourávají a kumulují v živých organismech. Patří k nim například freony či dioxiny. K derivátům s atomem kyslíku patří alkoholy, fenoly, ketony, aldehydy či étery. Nejdůležitější jsou však karboxylové kyseliny a jejich deriváty aminokyseliny(základ bílkovin). Deriváty s atomem dusíku jsou aminy a nitrosloučeniny. Řešení: Aminokyseliny se uplatňují jako základ stavby bílkovin a estery jako tuky či vonné látky. Co říci závěrem. Děkuji, že jste vydrželi. Seznámili jste se s mnoha chemickými látkami, které se běžně používají v našem životě. Nebyl tu prostor na vše. Musel jsme opomenout organokovové, organokřemičité a organofosforečné sloučeniny. Ještě větší škoda je, že nemáme prostor věnovat se základním biochemickým látkám jako jsou sacharidy, tuky, hormony, vitamíny či dokonce nukleové kyseliny. Pokud to někoho z Vás zaujalo více, snad si najdete čas doplnit si informace a dovednosti i v tomto směru. Možná Vám tento kurz pootevřel cestu.

52

Kapitola 10: Základy života na Zemi a ekologie Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - definovat základní ekologické vědy - rozlišovat funkce základních částí buňky - vyjmenovat základní přínosy biologie - vysvětlit základní znaky živého organismu Klíčová slova: buňka, metabolismus, deoxyribonukleová kyselina DNA, autotrofní a heterotrofní organismy, V této úvodní kapitole si povíme vzniku a podmínkách života na Zemi. Protože základem živých organismů na Zemi je buňka, zaměříme se na ní a na to co máme společného se všemi živými soustavami. Poznání těchto zákonitostí pro nás bude východiskem pro studium ekologie. O vzniku života na Zemi existuje řada teorií. Uveďme zde alespoň základní. Na jedné straně stvoření vyšší bytostí oproti postupnému vzniku z neživé hmoty dlouhodobým působením vhodných podmínek. První způsob nemůžeme dokázat (ale můžeme mu věřit). Druhý způsob předpokládá vznik života na Zemi před více než třemi miliardami let v teplých mořích. Z jednoduchých látek postupně vznikly první buňky a jejich vývoj trval asi 2 miliardy let. Teprve poté mohl vzniknout život, tak jak ho známe dnes, představovaný jednobuněčnými i mnohobuněčnými organismy. Organismus je složitý živý systém a skládá se ze systémů nižšího řádu (orgány, buňky, ...atomy) a je součástí systémů vyššího řádu (populace, společenstva, ekosystémy, biosféra, planeta Země, sluneční soustava …). Čím se však liší živé organismy od neživých objektů přírody? Úkol: Pokuste se sami najít společné znaky živých organismů. Nyní si doplňte vaše znaky o tento přehled základních znaků společných všem živým soustavám, kterými se liší od neživých. Podobné chemické složení - přítomnost bílkovin a nukleových kyselin Vysoká stupňovitá organizovanost živých soustav (od atomů přes makromolekuly k buňce a přes tkáně a orgány k mnohobuněčnému organismu) Metabolismus je schopnost přeměňovat a využívat látky ke stavbě a funkci Ustálený stav organismu je udržován toky látek, energií a informací Systém zpětných vazeb zajišťující schopnost autoregulace Autoreprodukce a adaptabilita (schopnost přizpůsobovat se změnám prostředí a tím se vyvíjet v nové druhy) Většina látek, tvořících organismy, vzniká přímo v nich metabolismem. Pozemské organismy vzhledově i životními projevy velmi odlišné mají společné řadu látek. Uveďme si aspoň ty základní: Vše živé má společný původ založený na vodě. V základech chemie jsme se seznámili s biogenními prvky. Připomeňme si alespoň některé. 53

Makro prvky jsou uhlík, vodík, kyslík, dusík, fosfor, síra, … železo Mikro prvky potřebujeme málo, ale jsou nezbytné – zinek, kobalt… jód Nejdůležitějšími sloučeninami jsou v živých soustavách: Deoxyribonukleová kyselina DNA je nositel informací pro syntézu bílkovin, základ dědičnosti Bílkoviny jsou biomakromolekuly složené ze souboru více jako 100 aminokyselin spojených peptidovou vazbou dle informace v DNA Cukry jsou hlavně 5- až 6-uhlíkaté sloučeniny, důležité složky buněčné stěny a zásobní látky (glukóza+škrob+glykogen) Tukovité látky jsou látky obsahující vyšší mastné kyseliny, složky biologických membrán a zásobní látky živočichů i rostlin Úkoly: Jmenujte prvek přítomný ve všech organických látkách! Uveďte základní význam DNA v živých soustavách! Na Zemi existuje velké množství organismů a to vyvolává nutnost je třídit do skupin, které vykazují společné znaky. Uveďme zde alespoň základní způsoby členění organismů do skupin. Podle složitosti stavby organismu na organismy s buňkou - bez jádra – příklad bakterie a sinice - s jádrem – příklad prvoci, mnohobuněčné organismy Základní jednotkou živých soustav je buňka. Z čeho se skládá buňka a liší se vůbec buňka člověka od buněk jiných organismů? Buňky s jádrem, které má i člověk, se objevily asi 2 mld let po buňkách bez jádra a byly mnohem složitější. Teprve před 600 miliony lety se objevili velké mnohobuněčné organismy. Buňka s jádrem se skládá z těchto základních částí: Jádro má řídící funkci při životních dějích a dělení buňky je nositelem dědičné informace. Obsahují ho buňky rostlin, hub a živočichů(i člověka). Plazmatická membrána je u všech buněk, chrání buňku a zajišťuje styk s prostředím. Cytoplazma je vnitřní prostředí v buňce, kde probíhají některé reakce Mitochondrie jsou místem buněčného dýchání rostlin, hub i živočichů. Ribozómy jsou drobná tělíska vyrábějící bílkoviny Chloroplasty, buněčnou stěnu a vakuoly jsou pouze u rostlin. Buňky obsahují i další části, ale to ponechme individualním zájemcům. Podle způsobu výživy dělíme organismy na dvě velké skupiny organismů: Autotrofní - stačí jim anorganické látky z roztoku či ovzduší (patří sem organismy schopné fotosyntézy - například zelené rostliny, některé mikroorganismy) Heterotrofní – potřebují organické látky, které neumí syntetizovat (aminokyseliny…vitamíny), jsou závislé na autotrofních organismech

54

Zajímavou skupinu tvoří například masožravé rostliny. Živiny získávají kořeny, ale nedostatek dusíkatých látek si doplňují lapáním hmyzu. Úkol: Uveďte způsoby dělení živých organismů i s příklady Tato první kapitola by měla také odpovědět na otázky, co to ekologie a jaký je její význam. Ekologie je sice poměrně mladá věda, ale nabývá na významu. Ekologie studuje vztahy živých soustav a prostředí. Zabývá se vztahy mezi jednotlivými organismy a jejich prostředím (zkoumá vliv organismu na prostředí a zpětný vliv prostředí na stav a způsob života organismu). Ekologie je základní věda pro řešení problémů ŽP. Východiskem pro studium základů ekologie je pochopení základních předpokladů pro fungování živých organismů a to i člověka. Ekologie se vyvinula z biologie a je důležité připomenout si její význam. Biologie je věda zabývající se studiem živých soustav. Dělí se na řadu oborů studující velké skupiny organismů (např.bakteriologie je nauka o bakteriích) či určité vlastnosti živých soustav (např. anatomie je nauka o vnitřní stavbě). Vše začalo pozorováním přírody našimi předky a pokračuje soustavným bádáním dnes. Můžeme rozlišit dvě základní fáze objevování. - napřed hromadění a upřesňování poznatků získaných pozorováním - potom zobecňování a vysvětlování souvislostí Proč vlastně zkoumáme přírodu? Zkoumání přírody nejprve z praktických důvodů – poznat, zdůvodnit, vysvětlit a řešit problémy v určité oblasti. Později objevujeme, že řada nových otázek a objevů (zprvu teoretických) nachází později uplatnění v praktickém životě. Příkladem jsou objevy zákonitostí např. u dědičnosti – využití jak v případě zdravotnictví, tak i zemědělství. Dnes se zkoumání přírody věnují velké ústavy s velkým vybavením, věda se stává spíše kolektivní záležitostí. Význam biologie je zjevný. Zdůrazněme však alespoň hlavní přínosy. - výživa lidstva vyšlechtěním nových odrůd (včetně genových manipulací) a stanovením správných zásad výživy - lepší zdravotní péče vedlo k prodloužení lidského života a poklesu úmrtnosti na bakteriální choroby (objasnění imunity, transplantace) - ekologové ukázali, že člověk není pánem přírody, ale pouhou její součástí, že narušení životního prostředí může mít katastrofální

55

následky a že je třeba škody na životní prostředí minimalizovat (uplatňování strategie trvale udržitelného rozvoje TUR) Proč se vlastně člověk chová jako pán přírody? Nejspíše proto, že aktivně využívá zdroje živé (potrava) i neživé přírody (rudy, suroviny, energie), ale není připraven stát se z pána její pokornou součástí. Ekologové poukazují na to, že bezohledně využívání přírody už přesáhlo všechny meze a nyní se množí snahy zjednat nápravu. Snad není ještě pozdě, ale nesmíme se chovat podle známého hesla „Peníze jsou až na prvním místě“. Nezapomeňme „věda může mnoho, ale ne všechno a ne hned. Každý z nás může přispět k ochraně či záhubě přírody (a nás spolu s ní). Ekologie jako mladá věda se již stačila rozdělit na mnoho oboru. Většinu z nich poznáme již z názvu: ekologie rostlin zkoumá vztahy mezi rostlinami a prostředím, podobně je tomu u ekologie živočichů, moří, lesa či člověka. Obecná ekologie zjišťuje a zobecňuje přírodní zákonitosti. Ekologie krajiny zkoumá souvislosti a změny v krajině (i díky člověku). Ekologie člověka zkoumá vzájemné vztahy člověka a prostředí. Ekologie živočichů zkoumá vztahy mezi živočichy a prostředím Ekologie rostlin zkoumá vztahy mezi rostlinami a prostředím Ekologie moře zkoumá vztahy mezi organismy a prostředím v moři Ekologie lesa zkoumá vztahy mezi organismy a prostředím v lese Ekologie globální zkoumá změny a souvislosti, jejich vliv na život na Zemi Další ekologické vědy třídíme podle hlediska poznání. Jsou to: autoekologie - zkoumá z hlediska jedinců (organismus a prostředí) sinekologie - zkoumá z hlediska vztahů (les, rybník, město) demokologie - postavení mezi populacemi (ekologie populací) antropoekologie - vlivy působení člověka na prostředí . ekosystém - společenstvo - populace - jedinec - buňka - molekuly

56

Shrnutí: Živé soustavy na Zemi jsou založené na podobném chemické složení a mají schopnost organizace, metabolismu, autregulace a přizpůsobivosti. Podobné chemické složení je založeno na vodě a makro i mikro prvcích. Nejdůležitějšími sloučeninami v živých soustavách jsou: Deoxyribonukleová kyselina DNA, bílkoviny, cukry a tukovité látky.

Co říci na závěr kapitoly. Položili jsme několik otázek a příští kapitoly je snad objasní. Cílem ekologie je zlepšovat životní prostředí. Mnohým z Vás budou kapitoly o vztazích mezi živými organismy a prostředím připadat příjemnější než základy chemie. To je logické, jen přitom nezapomeňte, že ty organismy jsou plné chemických látek a reakcí. Takže spolu úzce souvisí.

Úkoly a řešení: Jmenujte prvek přítomný ve všech organických látkách! – Uhlík. Uveďte způsoby dělení živých organismů i s příklady – podle složitosti stavby (bakterie a mnohobuněčné organismy, podle způsobu výživy na autotrofní (zelené rostliny) a heterotrofní (živočichové a houby). Uveďte základní význam DNA v živých soustavách! – dědičná informace.

57

Kapitola 11: Obecná ekologie Cíle: po prostudování této kapitoly budete umět - popsat abiotické a biotické faktory - rozlišovat vliv jednotlivých biotických faktorů - popsat oběh energie a biogenních prvků - vysvětlit charakteristiky populace Klíčová slova: biosféra, ekosystém, společenstvo, populace Hodinová dotace: 3 hodiny Již víme, co je to ekologie. Pro objasnění základních ekologických vazeb a problematiky je třeba seznámit se a naučit základní ekologické pojmy. Pochopíme zdroje koloběhu života a zákonitosti dynamické rovnováhy. Abiotické faktory jsou světlo, teplo, voda, vzduch a minerální složky pudy Biotické faktory jsou ostatní organismy a vztahy s nimi Biosféra je soubor všech ekosystémů Země, soubor všech přírodních organismů a jimi obývaný prostor. Je to celý oživený prostor, ekosystém nejvyššího řádu. Biomy(vegetační pásy) jsou soubory ekosystémů podobné struktury a funkce, které se vyvinuly v určitých podmínkách prostředí. Charakteristika biomu je nejvíce dána složením vegetace a klimatem. Ekosystém – základní útvar, kde dochází k oběhu látek - společenstvo organismů a jeho ŽP - základní funkční jednotka v přírodě Biotop je abiotická složka, kterou využívá určitá biocenóza (např. voda, břeh a dno rybníka) Biocenóza je soubor organismů žijících v daném biotopu se skládá ze společenstva rostlin (tj. fytocenózy), společenstva živočichů (zoocenózy) a společenstva mikrobů. Naleziště (Lokalita) je místo, na němž se organismus (druh, populace...) nalézá. (lze ji přesně vymezit na mapě). Stanoviště – louka, les – kde si konkurují různé populace rostlin a živočichů Společenstvo je soubor jedinců populací různých druhů (rostlin, živočichů a mikrobů) žijících na určitém stanovišti (biotopu) Populace je soubor jedinců téhož druhu žijících v určitém místě

58

Fotosyntéza je soubor chemických reakcí, v jejichž průběhu dochází k pohlcování energie slunečního záření, která je využita k přeměně jednoduchých anorganických látek na látky organické. Životní prostředí ŽP je vše, co vytváří přirozené podmínky pro existenci organismů Máme za sebou základní pojmy a potřebujeme se dovědět vlivy na bohatost života. Diverzita je druhová rozmanitost společenstev. Proč je na některých místech Země život tak bohatý a jinde zase celkem chudý? Spočívá to v přizpůsobivosti daných druhů. Společenstvo je soustava jedinců různých druhů organizmů žijících v určitém čase na určitém místě. Skládá se z jednodušších částí – vzájemně závislých populací rostlin, živočichů, hub i mikroorganismů. Složení se mění v průběhu roku. Podmínkami změny počtu jedinců jsou například množství potravy, vyvedení mláďat apod. Stabilita společenstva spočívá v dynamické rovnováze vztahů mezi organismy a závisí hlavně na druhové pestrosti a zachování podmínek (člověk ji může porušit nevhodným zásahem). Změny společenstev závisí na změnách ŽP. Společenstvo se může měnit krátkodobě, pravidelně, nebo se dlouhodobě vyvíjet. Periodicita je založena na biorytmech vyvolaných v mírném zeměpisném pásu střídáním ročních období, nebo střídáním dne a noci. Sukcese je dlouhodobý postupný vývoj, dokud se nedosáhne klimaxu nejvýhodnějšího stavu mezi živou a neživou složkou přírody, např. opuštěné pole zarůstá trávou, keři a mlázím, až se z pole stane les(na našem území). Diverzita (druhová rozmanitost) Malá u severských lesů (pouze 1 či několik druhů stromů), u umělých ekosystémů (pole obilí) Velká u tropických lesů (– mnoho druhů stromů na stejné ploše, mnoho druhů hmyzu, ptáků) , a u korálových systémy Poměrně velká – hraniční systémy 2 společenstev – okraj lesa či rybníka VLIV FAKTORŮ PROSTŘEDÍ A DRUHOVÁ ROZMANITOST Ekologická valence druhu (přizpůsobivost) je rozmezí podmínek, kterým se organismus ještě může přizpůsobit. Jaké podmínky mají největší vliv? Abiotické podmínky života - sluneční záření, ovzduší, voda, půda, teplota Povězme si, jaký mají vliv na organismy.

59

TEPLO a teplota Zdrojem tepla je energie Slunce nebo energie vazeb chemických sloučenin. Proti výkyvům teploty jsou některé organismy citlivé více a jiné méně. Nejodolnější jsou jednoduché organismy. Bakterie snáší -190 + 100 oC (spory vydrží i – 271oC) a termofilní bakterie mají optimum nad 100 oC Optimum teploty u většiny živočichů a rostlin je 15-30 oC. Vyšší snášenlivost teplotním rozdílům – zmije obecná, smetánka lékařská Teplomilné rostliny - banánovníky, citrusy, palmy…. Teplomilní živočichové - žirafa, anakonda…. Chladnomilné rostliny – ostružník moruška, zakrslé vrby Chladnomilní živočichové – tučnák císařský, sob, los … Rostliny regulují teplotu transpirací(odpařováním vody ochlazují povrch) a dalšími ochrannými faktory. Patří sem ochlupení povrchu listů, lesklé listy, omezení plochy listů a vylučování silic. Odolnost se zvýší snížením obsahu vody (semena, suché plody, výtrusy). Živočichové exotermní - produkují málo tepla a jejich teplota závisí na teplotě okolí (moucha, plazi) - dosažení teplotního minima vede ke strnutí až smrti chladem (různé teploty podle druhu hmyzu) Teplota ovlivňuje jejich – rozmnožování (odlišné pohlaví) – aktivitu (vyšší teplota znamená vyšší pohyb a konzumace potravy) – zbarvení (nižší teploty podporují tmavší barvy) Živočichové endotermní - produkují více tepla (mají intenzivní metabolismus) - dobrá izolace potlačuje ztráty (vrstva peří, srsti, tuku) - lepší termoregulace (pocení, prokrvení kůže, třes) - udržují stálou teplotu (ptáci 39-40oC, savci 36-37oC) - Hibernace – zimní spánek(snížení životních funkcí) – př.ježek, netopýr - Estivace – letní spánek (př.pouštní obojživelníci přečkají i několik let) Živočichové téhož druhu a příbuzní se přizpůsobili snížení ztrát tepla principem zmenšení povrchu těla vůči objemu a metabolismu - v chladnějších oblastech jsou větší a hmotnější (jeleni, vlci, lišky…) - v chladnějších oblastech mají kratší uši, ocasy, zobáky aj. tělní výběžky (liška polární+obecná – uši a čenich) - v teplejších a vlhčích oblastech jsou tmavší (tygři ussurijští a bengálští)

Otázka:: U kterých ekosystémů či biomů bude diverzita veliká, střední nebo nízká? Srovnejte mechanismy přizpůsobení přebytku či nedostatku tepla u rostlin a živočichů.

60

VZDUCH – vzdušný obal naší planety můžeme rozdělit na vrstvy – troposféru, ozonosféru, ionosféru … Organismy žijí v troposféře obklopeni vzduchem. Důležité vlastnosti jsou: Tlak vzduchu je proměnlivý a s nadmořskou výškou klesá (i obsah kyslíku). Na nižší obsah kyslíku na horách je řada organismů adaptována (svišť himálajský, orel skalní, i rostliny žijí do 6000 m., dravci létají až 7000 m, nejpřizpůsobivější jsou bakterie). Vyšší tlak snáší opět spíše jednodušší organismy (kvasinky>7800x, bakterie > 2800x). Hustota vzduchu je nízká a vyžaduje menší rozměry a hmotnost organismu. Proto jsou létající živočichové lehčí a menší s velkou pohyblivostí (plachtit či vznášet se nemohou trvale). Proudění vzduchu(vítr) umožňuje přenos pylu, semen, plodů. Uplatňuje se při migraci organismů i při orientaci přenosem zvuku a chemických signálních látek. Vítr může i ničit, ochlazovat a vysušovat organismy i prostředí. Složení vzduchu Obsah kyslíku v ovzduší (cca 21%) závisí na fotosyntéze zelených rostlin (hl.mořské řasy a deštné pralesy). Kyslík je nezbytný pro aerobní organismy a proniká i do půdy a vody. V půdě kolísá dle pórovitosti a vlhkosti(žížaly), ve vodě klesá s teplotou. Na množství kyslíku ve vodě jsou citlivější např. pstruzi a raci. Obsah oxidu uhličitého v ovzduší není nijak velký (cca 0,03%), ale je velmi významný pro fotosyntézu. Vyšší obsah zvyšuje fotosyntézu, ale podílí se na navýšení skleníkového efektu oteplování(viz.rizika tání ledovců a globální změny klimatu). Obsah oxidu uhličitého roste dýcháním organismů, spalováním … a klesá při fotosyntéze, je pohlcován do moře a vázán do uhličitanů. VODA nezbytná pro život je v neustálém koloběhu. Důležité vlastnosti: Tlak vody roste s přibývající hloubkou (v hlubinách je adaptováno mnoho organismů, často v oblastech sopek s extrémními teplotami). Velká hustota a nosnost (775x větší než vzduch) umožňuje větší rozměry vodních organismů (velryby….), ale způsobuje horší pohyblivost, proto mají vodní organismy aerodynamický tvar těla Salinita (obsah soli) – málo organismů snáší obojí vodu (př.losos, úhoř…) Propustnost světla je funkcí hloubky a přítomnosti rozpuštěných látek. Nižšímu množství světla se přizpůsobují rostliny dalšími barvivy pro kratší vlnové délky a živočichové například redukcí očí a světélkováním. Voda pro suchozemské organismy je limitující faktor. Živočichové získávají vodu pitím, z potravy a štěpením živin. Rostliny přijímají vodu hlavně kořeny, proto ve zmrzlé půdě mohou uschnout. Některé ji shromažďují (sukulenty).

61

- vlhkomilné rostliny – např. blatouch - suchomilné rostliny – např. divizna PŮDA je zdroj živin i prostředí organismů. Chemické složení půdy má vliv hlavně na rostliny. Některé rostliny se přizpůsobily kyselé či zásadité reakci (pH) jako například borůvky a vřes. Další zase snáší slanost omezující příjem vody a živin jako například slanorožec či slanobýl, pelyněk, lebeda či tamaryšek. Dalšími vlastnostmi jsou teplota(kolísá jen na povrchu), sorpční schopnost vázat vodu a ionty (důležitý humus) a pórovitost ovlivňující obsah vody a vzduchu. Oběh látek a tok energie V biosféře probíhá oběh látek a tok energie, Je to jednotný jev v celé biosféře. Hnací silou oběhu všech látek je sluneční energie. V celé biosféře se v průběhu milionu let ustálila přírodní rovnováha Tok energie v biosféře probíhá 2 způsoby: - přímým ohřev všech složek (patrný zvláště u oběhu vody) - nepřímo přeměnou přes chemickou energii v potravních řetězcích Tok látek biochemickými cykly: Významný je zejména oběh biogenních prvků (C, N, S, P, 0) a vody. Tyto látky jsou buď včleněny do potravních řetězců, nebo se hromadí v organismech, půdě, vodě. Klíčovým je koloběh uhlíku jako základní složky organických sloučenin a vody, ale všechny prvky jsou v určité míře potřebné. Koloběh vody je založen na energii slunce a neustálým opakováním cyklu vypařování a srážek obíhají s vodou i v ní rozpuštěné látky a teplo. Přitom většina vody je slaná a pitné vody není ani 1%. Koloběh uhlíku spočívá v jeho podobách – v atmosféře, v solích a v živých i mrtvých organismech. Dusík je přítomen v atmosféře, ale obíhá díky mikroorganismům, které jsou schopny jej vázat do sloučenin či uvolňovat zpět do atmosféry. Fosfor obíhá nejpomaleji, protože není zastoupen v atmosféře, je v solích nebo rozpuštěn ve vodě, v podobě trusu ho přenáší mořští ptáci. Biotické podmínky života jsou dány vliv ostatních organismů V daném ekosystému spolu žijí různá společenstva vzájemně propojená složitými vztahy. Vysvětleme si nejdříve potřeby jedinců jednoho druhu. Každý jedinec přece potřebuje uspokojit své základní životní potřeby a zachovat pokračování rodu. Populace je soubor jedinců stejného druhu, kteří žijí v určitém místě v určitém čase. Př. – vrápenců (druh netopýra) v NP Podyjí v lokalitě Ledové sluje 2006 - populace smrku ztepilého v NP Šumava v roce 2005 - mandelinky bramborové v ČR v roce 2004

62

Pro její existenci jsou důležité porodnost (natalita), úmrtnost (mortalita) a přemísťování jejích jedinců (migrace). Ukazatele populace 1. Struktura populace je složení dle hledisek - pohlaví – poměr samců a samic - např.ve lví smečce - věku – poměr jedinců dle stáří (převažují-li starší ⇒ hrozí vyhynutí) - sociální hierarchie – vzájemné vztahy a postavení jedinců – dominantní samec či samice (př. u primátů, ve vlčí smečce, u včel a mravenců) 2. Rozmístění populace (rozptyl, disperze) - Rovnoměrné – zřídka – stromy v přirozeném lese (silná vnitrodruhová konkurence) - Náhodné – málo obvyklé př. Rostliny x Náplavy, neustálený stav ekosystému - Shlučené – rostliny z oddenku … savci ve stádu, ptáci v hejnu 3. Hustota populace je počet jedinců v určitém prostoru. Liší se u různých organismů. Je dána charakterem rozmnožování a vnějšími podmínkami( změny počasí, druh a množství potravy, škůdci) – velcí jedinci (stromy, velké šelmy) – malá hustota - menší jedinci (hmyz, řasy, houby, prvoci, viry) – velká hustota Změna hustoty populace je funkcí tří hlavních faktorů - množivosti – velká u bakterií, malá u velkých savců - úmrtnosti – vysoká u druhů s vysokou množivostí-aby se hustota neměnila - stěhování organismů (migrace) – za potravou, při výběru partnera Hustota populace klesá a stoupá dle podmínek prostředí v průběhu 1 roku (=oscilace) nastává hlavně v mírném pásu změnou podmínek (teplata, srážky, potravy) a je max.po rozmnožování, min.po zimě několika let (=fluktuace) v případě výrazné výchylky počasí(zima, sucho, záplavy…), některé druhy vykazují maxima přemnožení (kobylky, termiti) Úkol: Můžete si pro sebe zkusit uvést konkrétnější příklady: …… Růst populace se vyznačuje dvěma hlavními typy průběhu. Exponenciální růst nastane v místě, kde chybí omezující faktory (množství potravy, prostoru…) nejčastěji při zavlečení organismu a epidemii. Častější mírnější průběh nastává v místě, kde působí omezující faktory. Jakmile dosáhne populace vysoký počet jedinců, její růst se zastaví, protože jsou vyčerpány živiny. Dojde k ustálení rovnováhy a populace dál neroste. Soubor všech organizmů a jejich působení na sebe navzájem včetně potravních vztahů a vlivů člověka – to jsou biotické podmínky života.

63

SPOLEČENSTVO je soubor populací různých druhů. Vztahy mezi těmito populacemi jsou dány charakterem jednotlivých druhů. ŽIVOTNÍ PROSTŘEDÍ ŽP je vše, co vytváří přirozené podmínky pro existenci organizmů včetně člověka. ŽP umožňuje: - oběh látek a tok energie v biosféře - rozmnožování organizmů - jejich bezpečnost Oběh látek a tok energie v přírodě je jednosměrný. Slunce (jediný zdroj) → Biosféra (oběh látek) → výdej tepla do prostoru. Podle nároků organismů na abiotické podmínky ŽP rozlišujeme např. - rostliny podle nároků na světlo - světlomilné (volná prostranství) - stínomilné (hluboké lesy) podle nároků na vodu - vodní (leknín, stulík) - bahenní (blatouch) - střední vlhkost (luční rostliny) - suchomilné (kaktusy) - organismy podle nároků na teplo - teplomilný (palma, lidoop, lev) - chladnomilný (smrk, sob) Schopnost organizmu vyrovnat se s vnějšími podmínkami označujeme jako snášenlivost = toleranci. Přitom např. nepříznivé klimatické podmínky omezují výskyt organizmů a přežívají jen druhy odolné. Do jaké míry je daný druh snášenlivý, udává jeho tzv. ekologická valence (přizpůsobivost). Přitom jediná vnější podmínka (př.teplota) v zóně nesnášenlivosti stačí k úhynu organizmu (= zákon minima). Vyjádření ekologické valence je dobře patrné z následujících dvou grafů. Grafické znázornění ekologické přizpůsobivosti (valence) udává stav velikosti populace oproti hodnotám intenzity ekologického faktoru a má tvar Gaussovy křivky. Zleva doprava se vyskytují zóny: nesnášenlivosti – stresu–ekol.optima– stresu – nesnášenlivosti.

Graf „Zóny ekologická valence“

64

Graf použit z obrázků na internetu Vyjádření pomocí Gaussovy křivky osa x - intenzita ekologického faktoru osa y - velikost populace optimum - vhodné podmínky-nevhodné podmínky-hranice existence Zóna nesnášenlivosti jsou podmínky, které organismus nemůže přežít. Zóna stresu jsou podmínky méně výhodné, organismus spíše přeživá. Zóna ekologického optima jsou podmínky vhodné pro rozvoj populace. Organismus potřebuje, aby všechny podmínky prostředí byly v rozmezí ekologické valence, jinak hyne (chybí-li voda, nestačí optimální teplota). Názorným je také vynesení ekologické valence přizpůsobivého a nepřizpůsobivého druhu do 1 grafu. Přizpůsobivý druh bývá více rozšířen. Graf „Ekologické valence přizpůsobivého a specializovaného druhu

-

širší Gaussova křivka patří přizpůsobivému druhu užší Gaussova křivka patří úzce specializovanému druhu

Graf použit z obrázků na internetu

65

Souhrn: Ekosystém je základní funkční jednotka v příroděr, kde dochází k oběhu látek a zároveň říkáme, že je to společenstvo organismů a jeho ŽP. Populace je soubor jedinců téhož druhu žijících v určitém místě Abiotické podmínky života jsou sluneční záření, ovzduší, voda, půda, teplota a biotické jsou vztahy s ostatními organismy. Ukazateli populace jsou struktura, rozmístění a hustota. Řešení:: U kterých ekosystémů či biomů bude diverzita veliká, střední nebo nízká? Velká – mokřady, tropické lesy, korálové útesy, nízká – tundra a pouště

66

4. Literatura 4.1. 4.2. 4.3. 4.4. 4.5. 4.6. 4.7. 4.8.

Chemie pro čtyřletá gymnázia 1.-3.díl Přehled chemického názvosloví Chemie kolem nás Chemie na dlani Chemie pro střední školy Ekologie pro gymnázia Základy ekologie Maturitní otázky ekologie

67

Mareček-Honza Blažek a kolektiv Opava Zděněk Dvořáčková Banýr-Beneš Slégl a kolektiv Kvasničková Danuše Mudrychová-Mudrych