Chemie

Chemická látka je forma hmoty. Má určité složení a strukturu, sestává z částic (molekul, atomů/iontů). Látkami jsou tvořena tělesa.

Skupenství látek

• Látky v pevném skupenství mají stálý tvar a objem, jejich částice se výrazněji nepohybují.
• Látky v kapalném skupenství mají stálý objem, tvar mění podle nádoby. Částice jsou blízko sebe, ale mohou se volně pohybovat.
• Látky v plynném skupenství mají částice daleko od sebe, tyto částice na sebe víceméně nepůsobí.

Kapaliny a plyny se souhrnně označují jako tekutiny.

Skupenské přeměny

Skupenství látek je závislé na teplotě a tlaku. Změna těchto podmínek vede ke změnám skupenství:

Jako var se označuje jev, kdy se kapalina vypařuje v celém svém objemu. Více skupenství určité látky může existovat současně: např. vodní pára se ve vzduchu nachází, aniž by bylo dosaženo teploty varu.

Vlastnosti látek a jejich zkoumání

Mezi fyzikální vlastnosti látek patří např. skupenství, barva, elektrická vodivost, tvrdost či hustota. Mezi chemické vlastnosti náleží např. reaktivita, hořlavost, pH (kyselost/zásaditost) či rozpustnost. Vlastnosti látek lze zkoumat např. měřením, pozorováním či pokusem.

Směs se skládá z více chemických látek. Při jejich mísení nedochází ke změnám vazeb. Mohou se však měnit fyzikální vlastnosti: např. voda se solí má nižší teplotu tání než čistá voda.

Stejnorodé směsi

Stejnorodé (homogenní) směsi se také označují jako roztoky. Jejich součásti nelze odlišit okem ani mikroskopem. Mohou být pevné (např. slitiny kovů), kapalné (např. sůl rozpuštěná ve vodě) či plynné (složky vzduchu, propan-butan).

Různorodé směsi

Různorodé (heterogenní) směsi sestávají ze složek, které lze vzájemně odlišit.

Oddělování složek směsí

Mezi metody oddělování složek směsí patří například:

• sedimentace (usazování) – Obvykle oddělování pevné a kapalné látky, založena na rozdílných hustotách.
• krystalizace – Oddělení rozpuštěné pevné pátky z roztoku, např. krystalizace mořské soli.
• filtrace – Zachycování pevné látky na filtru (např. síto, písek, tkanina, filtrační papír aj.).
• chromatografie – Metoda, při níž složky mobilní fáze různou rychlostí putují stacionární fází (často chromatografickou kolonou), používá se v analytické chemii.
• destilace – Oddělování kapalných složek směsi na základě jejich rozdílných teplot varu, např. destilace při výrobě alkoholických nápojů či frakční destilace ropy.

Atom je základní stavební částice hmoty.

Stavba atomu

Atomové jádro obsahuje kladně nabité protony (\mathrm{p^+}) a elektricky neutrální neutrony (\mathrm{n^0}). Protony a neutrony se souhrnně označují jako nukleony. Vně jádra se nachází elektronový obal, ten obsahuje záporně nabité elektrony (\mathrm{e^-}). Ty se zde nacházejí ve „vrstvách“. Elektrony náležící do energeticky nejvýše položené vrstvy se označují jako valenční, ty zodpovídají za většinu chemických vlastností látky, kterou tvoří.

Počet protonů a počet elektronů v atomu je v základu stejný, atom jako celek je tedy elektricky neutrální.

Chemické prvky, izotopy

Chemický prvek je látka složená z atomů, které mají ve svých jádrech určitý počet protonů. Prvky se popisují určitými značkami (např. \mathrm{O} = kyslík, \mathrm{Co} = kobalt). Značky se píší vždy s velkým počátečním písmenem (další písmena jsou malá), hláskují se (např. \mathrm{Al} = [á el]). Názvy prvků v češtině začínají malým písmenem.

Počet protonů v jádře atomu popisuje protonové číslo (značí se Z, zapisuje se jako dolní index před značku prvku. Tedy například: \mathrm{_{8}O} – atomy s protonovým číslem 8 tvoří prvek kyslík (\mathrm{O}), \mathrm{_{15}P} – atomy s protonovým číslem 15 tvoří prvek fosfor (\mathrm{P}).

Nukleonové číslo (A) značí počet částic v jádře atomu, píše se jako horní index před značku prvku. Neutronové číslo (N) se obvykle neuvádí, spočítá se jako rozdíl nukleonového a protonového čísla: N = A - Z.

Izotopy jsou varianty chemického prvku, mají stejné protonové číslo, ale liší se neutronovým číslem. Izotopy se mohou lišit tím, zda jsou stabilní či podléhají radiokativní přeměně. Příkladem mohou být izotopy vodíku:

Množina atomů s odpovídajícím protonovým a nukleonovým číslem se označuje jako nuklid.

Periodická tabulka prvků

Prvky jsou na základě svých protonových čísel a opakujících se vlastností uspořádány v periodické tabulce (soustavě).

Radioaktivita je jev, při němž dochází k přeměně jader atomů (např. i na jádra jiných prvků). Zároveň může vznikat vysokoenergetické ionizující záření. Poločas přeměny (T_{\frac{1}{2}}) je doba, během níž dojde k přeměně poloviny jader ve vzorku.

Radionuklidy

Radioaktivní nuklidy (radionuklidy) se přirozeně vyskytují v přírodě. Přirozenou radioaktivitu popsal Henri Becquerel u solí uranu, radioaktivitou se dále zabývala Marie Curie-Skłodowská, která mj. popsala prvky radium a polonium. Radionuklidy lze též uměle připravovat působením jiných částic či záření na atomy.

Typy záření

• záření α – Jedná se o rychle se pohybující jádra helia \mathrm{^{4}_{2}He}. Při jejich vyzáření vzniká nuklid, který má o 4 nukleony a 2 protony méně než původní atom: ^A_Z{X} \longrightarrow {^{A-4}_{Z-2}{Y}} + \mathrm{^4_2{He}}.
• záření β – Jde o proud elektronů (přeměna β⁻) či pozitronů (přeměna β⁺). Vznik β⁻ záření popisuje rovnice ^A_Z{X} \longrightarrow {^{\phantom{Z+\!}A}_{Z+1}{Y}} + \mathrm{^{\phantom{1}0}_{–1}{e}} (vzniká nuklid s protonovým číslem vyšším o 1).
• záření γ – Je elektromagnetické vlnění s vysokou energií, je značně pronikavé.

Vliv ionizujícího záření, jednotky

Ionizující záření ničí/mění biomolekuly, čímž mj. způsobuje mutace. Vystavení tomuto záření tedy buď přímo poškozuje tkáně, nebo např. zvyšuje riziko vzniku zhoubných nádorů. Zvýšená expozice tomuto záření nastává při cestách do vesmíru (mimo magnetické pole Země). Absorbovaná dávka záření se vyjadřuje v jednotce gray (Gy), ekvivalentní dávka záření (bere v potaz různé působení záření na tkáně) má jednotku sievert (Sv).

Využití ionizujícího záření

Ionizující záření se využívá v lékařství (radioterapie), neboť nádorové buňky jsou k němu obvykle citlivé. Další využití v lékařství má radioaktivita v rámci zobrazovacích metod (např. pozitronová emisní tomografie = PET).

Zkoumání přítomnosti určitých nuklidů prvků se využívá při datování hornin či paleontologických či archeologických nálezů. Neřízené řetězové jaderné reakce jsou principem fungování jaderných zbraní.

Štěpné jaderné reakce zahrnují rozpad těžšího jádra na jádra lehčí, využívají se např. v jaderných elektrárnách. Při termonukleární fúzi dochází ke spojování lehkých jader za vzniku jader těžších, tento děj probíhá zejména v nitru hvězd. V plánu je dosáhnout řízené termojaderné fúze na Zemi a využívat ji jako energetický zdroj.

Chemické vlastnosti určitého prvku jsou ovlivněny zejména stavbou elektronového obalu jeho atomů.

Elektrony, orbitaly

Elektrony mají dle kvantově mechanického modelu charakter vlny i částice (to se označuje jako dualizmus). Nelze např. současně určit jejich polohu a hybnost, lze určit jen pravděpodobnost, s níž se budou vyskytovat v určitém prostoru. Oblast s určitou pravděpodobností výskytu elektronu (obvykle >95 %) se nazývá orbital.

Kvantová čísla

Stav elektronu lze popsat pomocí kvantových čísel:

• Hlavní kvantové číslo (n) je přirozené číslo. Souvisí s energií elektronů a velikostí orbitalů (čím větší n, tím se elektrony mohou nacházet dále od jádra).
• Vedlejší kvantové číslo (l) udává typ orbitalu, spočítá se dle vztahu l = n - 1. Podle vedlejšího kvantového čísla se orbitaly označují písmeny: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.

Tvary orbitalů, souvislosti

a – příklad orbitalu s

b – příklad orbitalu p

c – příklady orbitalů d

d – příklady orbitalů f

• Orbitaly s mají tvar koule. Orbitaly p se podobají dvěma lalokům. Tvary orbitalů d a f jsou komplexnější.
• Orbital d obsazují přechodné kovy, orbital f vnitřně přechodné kovy (lanthanoidy, aktinoidy). Prvky obsazující orbital g zatím nebyly objeveny.

• Magnetické kvantové číslo (m) udává prostorovou orientaci orbitalu, nabývá celočíselných hodnot od -l do l (včetně 0). Počet magnetických kvantových čísel pro určité vedlejší kvantové číslo souvisí s počtem případných degenerovaných orbitalů (orbitaly, které mají při stejné energii různou prostorovou orientaci), v grafickém znázornění např. l = 1\;(\mathrm{p}) \Rightarrow m = -1, 0, 1: \boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }
• Spinové kvantové číslo (s) charakterizuje spin elektronu, nabývá hodnoty \frac{1}{2} či - \frac{1}{2}. V grafickém znázornění šipka značí elektron, spin se vyjadřuje směrem šipky (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).

Valenční elektrony

Za chemické vlastnosti atomů zodpovídají zejména valenční elektrony, ty se nacházejí v orbitalech s nejvyšším hlavním kvantovým číslem (u přechodných kovů i s druhým nejvyšším). Mohou tedy být nejdále od jádra a mají nejvyšší energii.

Částice nepřechodných prvků jsou obvykle stabilní, když jejich valenční vrstva odpovídá valenční vrstvě vzácného plynu (neboli obsahuje nejčastěji 8 elektronů = oktet). To je důvodem, proč některé prvky ochotně tvoří ionty (např. \mathrm{O^{2-}}, \mathrm{F^{-}}, \mathrm{Na^{+}}, \mathrm{Mg^{2+}} mají 8 valenčních elektronů jako neon).

Elektronová konfigurace

Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů v orbitalech. U zkráceného textového zápisu se zahrnuje předchozí vzácný plyn, explicitně jsou tedy vypsány jen valenční elektrony:

V rámci elektronové konfigurace platí:

• Pauliho princip výlučnosti – V atomu není více elektronů, které by měly všechna kvantová čísla stejná. V jednom orbitalu mohou být nanejvýš dva elektrony lišící se spinovým číslem (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).
• Hundovo pravidlo – Degenerované orbitaly (orbitaly se stejnou energií) se nejprve zaplňují vždy nejprve jedním elektronem, pak až dvěma. Příklad na orbitalu p se 3 elektrony: \boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }, se 4 elektrony: \boxed{\uparrow\downarrow}\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }.
• výstavbový princip – Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s…).

Excitovaný stav

Při excitaci atomu elektron či elektrony přijmou energii a dostávají se do orbitalu s vyšší energií (poruší výstavbový princip). Níže je příklad elektronové konfigurace atomu \mathrm{C} a excitovaného atomu \mathrm{C}. \mathrm{C\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\phantom{\uparrow}\ }}

\mathrm{C^*\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\ }\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }}

Částice mohou být stabilnější, pokud se sloučí s jinými částicemi, neboli mezi sebou vytvoří chemickou vazbu. Vazeb se obvykle účastní valenční elektrony, nové vazby se tvoří při chemických reakcích. Díky chemickým vazbám mohou vznikat molekuly (částice z více atomů/iontů), ale také sloučeniny (ty jsou tvořeny molekulami, které obsahují více různých prvků).

Kovalentní vazba

V rámci jednoduché kovalentní vazby jsou atomy spojené díky elektronovému páru. Kovalentních vazeb mezi atomy může být i více, na dvojné vazbě se podílí 2 elektronové páry (4 elektrony), na trojné se podílí 3 elektronové páry (6 elektronů). Díky kovalentní vazbě atomy obvykle dosahují elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu.

Dle polarity, rozdílu elektronegativit (\Delta\chi) zúčastněných atomů, se rozlišuje:

• nepolární vazba – Vazebné elektrony jsou rozloženy téměř rovnoměrně (\Delta\chi < 0{,}4).
• polární vazba – Vazebné elektrony jsou posunuty k atomu s vyšší elektronegativitou (\Delta\chi = 0{,}4{-}1{,}7).
• iontová vazba – Tvoří se ionty (\Delta\chi > 1{,}7).

Hranice mezi výše uvedenými typy vazeb jsou neostré. Obvykle platí, že polární (iontové) látky se rozpouštějí v polárních rozpouštědlech, nepolární v nepolárních.

Koordinačně kovalentní vazba

V rámci této vazby je jeden atom dárce (donor) elektronového páru a druhý je příjemce (akceptor). Uplatňuje se např. při vzniku amonného kationtu (\mathrm{NH_4^+}, N poskytuje elektronový pár) nebo u komplexních sloučenin.

Kovová vazba

Vzniká v kovech v tuhém stavu, elektrony se volně pohybují mezi částicemi. Tato vazba podmiňuje vlastnosti kovů: elektrickou a tepelnou vodivost, kujnost, tažnost.

Slabé vazebné interakce

Vodíkové můstky vznikají mezi atomem vodíku a atomem s vysokou elektronegativitou (\mathrm{F}, \mathrm{O}, \mathrm{N}), který obsahuje aspoň jeden volný elektronový pár. Zvyšují teplotu varu látek (např. vody), jsou zásadní třeba pro stavbu dvoušroubovice DNA.

Van der Waalsovy síly jsou slabší než vodíkové můstky, díky nim se na určitou vzdálenost přitahují/odpuzují všechny typy částic.

Ionty

Ionty jsou elektricky nabité částice vznikající z atomu přijetím či odevzdáním elektronů. Náboj iontů se vyjadřuje arabskou číslicí v horním indexu za značkou prvku. Rozlišují se kladně nabité kationty (počet \mathrm{p^+} > počet \mathrm{e^-}, např. kation vápenatý = \mathrm{Ca^{2+}}) a záporně nabité anionty (počet \mathrm{p^+} < počet \mathrm{e^-}, např. anion chloridový = \mathrm{Cl^-}).

Prvky

Chemické prvky se popisují určitou značkou, která sestává z 1 či 2 písmen. První písmeno je vždy velké. Např. \mathrm{N} = dusík, \mathrm{Fe} = železo.

Molekuly

Více atomů může tvořit molekuly, jejich složení se vyjadřuje chemickým vzorcem. Pokud se v molekule nachází více atomů určitého prvku, tento počet se vyjádří arabskou číslicí za značkou prvku v dolním indexu. Např. \mathrm{N_2} = dvouatomová molekula dusíku.

Sloučeniny

Molekuly sloučenin se skládají z více různých prvků. Např. sloučenina oxid dusitý má vzorec \mathrm{N_2O_3}, každá jeho molekula se skládá ze dvou atomů dusíku (\mathrm{N}) a tří atomů kyslíku (\mathrm{O}). Počet částic v dolním indexu se vždy týká jen nejbližší předcházející značky prvku, tedy např. číslo 3 u značky kyslíku (\mathrm{O}) nesouvisí s počtem atomů dusíku (\mathrm{N}).

Pokud se některá částice v molekule nachází pouze jednou, např. uhlík (\mathrm{C}) v oxidu uhličitém (\mathrm{CO_2}), číslice 1 se nepíše.

V chemických vzorcích je možné pomocí závorek vyjadřovat i větší počet skupin atomů. Např. molekula dusičnanu vápenatého – \mathrm{Ca(NO_3)_2} – sestává z 1 atomu vápníku (\mathrm{Ca}), 2 atomů dusíku (\mathrm{N}) a 6 atomů kyslíku (\mathrm{O}). Číslem za závorkou tedy „roznásobujeme“ počet částic každého prvku v závorce.

Příklady

Ionty jsou elektricky nabité částice, které vznikají z atomů (či molekul) přijetím či odevzdáním elektronů.

• Kationty jsou kladně nabité, počet elektronů v nich je nižší než počet protonů.
• Anionty jsou záporně nabité, počet elektronů v nich je vyšší než počet protonů.

Náboj iontů se vyznačuje arabskou číslicí v horním indexu za značkou prvku, tedy např. \mathrm{Al^{3+}} = kation hlinitý. Oproti elektricky neutrálnímu atomu hliníku má o 3 elektrony méně.

Při pojmenovávání kationtů se používají koncovky, které vyjadřují jejich náboj:

Názvy jednoatomových aniontů končí na -idový, např. \mathrm{Cl^-} = anion chloridový. Anionty odvozené od kyslíkatých kyselin mají koncovku -anový, např. \mathrm{{SO_3}^{2-}} = anion siřičitanový.

Chemická reakce je děj, při němž dochází ke změnám chemických vazeb. Látky vstupující do reakce (výchozí látky, edukty) se mění na produkty. Všechny látky účastnící se chemické reakce se nazývají reaktanty.

Chemické rovnice

Průběh chemické reakce se zapisuje chemickou rovnicí. Jednotlivé zúčastněné látky se oddělují znaménkem „+“, mezi výchozí látky a produkty reakce se zapisuje šipka (⟶).

\mathrm{C + O_2 \longrightarrow CO_2}

Rovnice výše lze přečíst takto: uhlík reaguje s dvouatomovou molekulou kyslíku (kyslíkem), vzniká oxid uhličitý.

Počet částic jednotlivých prvků ve výchozích látkách a produktech je stejný, platí zákon zachování hmotnosti. To se vyjadřuje vyčíslením rovnice, uváděním tzv. stechiometrických koeficientů (píší se jako přirozená čísla před vzorce či značky prvků, 1 se neuvádí).

\mathrm{2\,C + O_2 \longrightarrow 2\,CO}

Rovnice výše je vyrovnaná tak, aby se ve výchozích látkách i produktech nacházely dva atomy C a dva atomy O: Dva mol („díly“) uhlíku reagují s kyslíkem, vznikají dva mol oxidu uhelnatého.

Reakce podle přijatého/vydaného tepla

Podle přijatého/vydaného tepla se reakce dělí na exotermické (teplo se uvolňuje) a endotermické (teplo se spotřebovává).

Ovlivňování rychlosti reakcí

Rychlost reakce ovlivňují následující faktory (čím větší míra faktoru, tím zpravidla rychlejší reakce):

• koncentrace výchozích látek
• teplota
• velikost povrchu reaktantů
• přítomnost katalyzátorů

Katalyzátory jsou látky, které urychlují chemické reakce. Snižují aktivační energii a tvořením meziproduktů „vedou“ reakci jinou cestou. Vystupují z reakce v původní podobě. Katalyzátory se typicky využívají ve spojení se spalovacími motory, snižují množství vypouštěných jedovatých látek. V živých organizmech jako katalyzátory fungují enzymy.

V rámci chemických reakcí z výchozích látek vznikají produkty. Chemické reakce se popisují chemickými rovnicemi.

Zákon zachování hmotnosti

V rámci chemických reakcí dochází ke změnám chemických vazeb mezi částicemi. Částice samotné se ale nemění, jen se jinak přeskupí a navzájem navážou. Platí tedy zákon zachování hmotnosti: počet a typ částic v rámci výchozích látek odpovídá počtu a typu částic v produktech. Stejně tak hmotnost výchozích látek musí odpovídat hmotnosti produktů.

Vyčíslování rovnic

Mějme rovnici: \mathrm{Fe + O_2 \longrightarrow Fe_2O_3}

Zákon zachování hmotnosti výše není dodržen, rovnici je potřeba vyrovnat (vyčíslit) tak, aby si počty částic ve výchozích látkách a produktech odpovídaly. To se učiní přidáním tzv. stechiometrických koeficientů. Stechiometrické koeficienty jsou čísla, která se píší před vzorce určitých látek v reakci. Popisují, v jakém poměru spolu určité látky reagují. Je-li koeficient 1, nepíše se.

Vyrovnaná rovnice bude vypadat takto: \mathrm{4\;Fe + 3\;O_2 \longrightarrow 2\;Fe_2O_3}

Rovnici je pak možné přečíst takto: 4 mol („díly“) železa reagují se 3 mol dvouatomových molekul kyslíku, vznikají 2 mol oxidu železitého.

Při vyrovnávání rovnic nelze zasahovat do samotných vzorců látek. Mohlo by tak dojít ke změně na vzorec zcela jiné (či nereálné) látky. Např. ze vzorce oxidu železitého výše nelze udělat vzorec neexistujícího „oxidu železičitého“ ().

Jak vyčíslovat rovnice

Při kompletním vyčíslování neredoxních rovnic je nutné postupně vyrovnávat bilance jednotlivých prvků, případně si sestavit soustavu matematických rovnic.

Při vyčíslování redoxních rovnic lze vycházet z toho, že se mezi atomy myšleně přesune určité množství elektronů. Mějme nevyčíslenou reakci:
\mathrm{\overset{0}{P} + {H}\overset{V}{I}{O_3} + H_2O \longrightarrow {H_3}\overset{V}{P}{O_4} + H\overset{-I}{I}}

V rámci ní probíhají následující poloreakce. Aby bylo zajištěno zachování náboje, použijeme křížové pravidlo:

Získaná čísla zapíšeme před látky obsahující daný prvek: \mathrm{6\,P + 5\,HIO_3 + H_2O \longrightarrow 6\,H_3PO_4 + 5\,HI}

Nakonec rovnici dovyčíslíme, v tomto případě přidáním koeficientu ke vzorci vody: \mathrm{6\,P + 5\,HIO_3 + 9\,H_2O \longrightarrow 6\,H_3PO_4 + 5\,HI}

Při redoxních reakcích dochází ke změnám oxidačních čísel atomů zúčastněných látek.

Oxidační čísla

Při oxidačně-redukčních (redoxních) reakcích dochází ke změnám oxidačních čísel atomů. Oxidační číslo je formální (myšlený) náboj, který by částice měla, kdyby se všechny elektrony účastnící se jejích vazeb přiřadily elektronegativnějšímu atomu. Oxidační číslo se zapisuje římskou číslicí jako horní index za (či nad) značku prvku, běžně nabývá hodnot od −IV do VIII. Elektricky neutrální částice samostatného prvku mají oxidační číslo 0 (vzhledem ke stejné elektronegativitě jsou elektrony rovnoměrně rozděleny).

\mathrm{\overset{\tiny -IV}{C} \overset{\tiny I}{H_4}} – Atom uhlíku (C) v methanu má oxidační číslo −IV, atomy vodíku I.
\mathrm{\overset{\tiny IV}{C} \overset{\tiny -II}{O_2}} – Atom uhlíku (C) v oxidu uhličitém má oxidační číslo IV, atomy kyslíku −II.
\mathrm{\overset{\tiny 0}{O_2}} – Atomy kyslíku (O) jakožto samostatného prvku mají oxidační číslo 0.

Jinými slovy: čím více (záporně nabitých) elektronů k atomu formálně přiřadíme, tím menší má oxidační číslo.

Oxidace a redukce

Při oxidaci se oxidační číslo zvětšuje, dochází k myšlenému odevzdávání elektronů (myšlený náboj se stává „více kladným“). Při redukci se oxidační číslo zmenšuje, dochází k myšlenému přijímání elektronů (myšlený náboj se stává „více záporným“).

Oxidace a redukce probíhají současně: zatímco jedna částice elektrony formálně odevzdá, jiná je musí formálně přijmout.

\mathrm{2\,\overset{\tiny 0}{Fe} + 3\,\overset{\tiny 0}{O_2} \longrightarrow 2\,\overset{\tiny III}{Fe_2} \overset{\tiny -II}{O_3}}

V rámci reakce výše probíhají tyto poloreakce:

\mathrm{\overset{\tiny 0}{Fe} ⟶ \overset{\tiny III}{Fe}} – Železo se oxiduje ze stavu 0 do stavu III.
\mathrm{\overset{\tiny 0}{O} ⟶ \overset{\tiny -II}{O}} – Kyslík se redukuje ze stavu 0 do stavu −II.

Oxidační a redukční činidla

• Jako oxidační činidlo se označuje látka, která oxiduje jiné látky, sama se redukuje (typicky např. kyslík, manganistan draselný, chlor).
• Redukční činidlo redukuje jinou látku, samo se oxiduje (např. vodík a jeho sloučeniny, alkalické kovy, oxid uhelnatý).

Elektrochemie se zabývá ději, které se odehrávají na rozhraní elektrod a roztoku (elektrolytu), který obsahuje ionty a tak je schopen vést elektrický proud (zpravidla se jedná o vodný roztok či taveninu).

Elektrody

Elektrody bývají zhotovené z vodivého materiálu (kovů, polokovů či grafitu). Rozlišuje se:

• anoda – Probíhá na ní oxidace.
• katoda – Probíhá na ní redukce.

Elektrolýza

Elektrolýza je děj, při kterém působením stejnosměrného proudu dochází k chemickým změnám na elektrodách. Konkrétní děje ilustruje příklad elektrolýzy vodného roztoku \mathrm{CuCl_2}:

Elektrolýza se využívá k výrobě samostatných chemických látek, např. sodíku, hliníku, chloru či čistého kyslíku pro využití v lékařství.

Galvanické články

Galvanický článek je zdrojem stejnosměrného proudu. Ten vzniká na základě redoxních reakcí na elektrodách (dochází k přesunu elektronů mezi látkami). Mezi běžné typy galvanických článků („baterií“) patří např. alkalický článek:

Celková reakce při vybíjení alkalického článku: \mathrm{Zn + 2\,MnO_2 \longrightarrow ZnO + Mn_2O_3}.

Akumulátory lze opakovaně nabíjet a vybíjet, příkladem je lithium-iontový akumulátor (Li-ion) používaný např. v noteboocích, smartphonech či elektromobilech.

Kyselost/zásaditost roztoků

Míra kyselosti či zásaditosti roztoku se vyjadřuje pomocí pH:

• Roztoky, které mají pH 7, jsou neutrální, např. destilovaná voda.
• Roztoky s pH menším než 7 jsou kyselé, např. citronová šťáva, ocet.
• Roztoky s pH větším než 7 jsou zásadité, např. roztok hydroxidu.

Pro výpočet pH zjednodušeně platí vztah \mathrm{pH = -log[H^+]}, kde \mathrm{[H^+]} je koncentrace kationtů vodíku. Čím více iontů \mathrm{H^+} (respektive \mathrm{H_3O^+}) roztok obsahuje, tím je kyselejší. Koncentrace \mathrm{H^+} a tedy i pH jsou závislé na teplotě. Běžné hodnoty pH jsou od 0 do 14.

Zjišťování pH

Orientačně měřit pH lze pomocí acidobazických indikátorů (např. fenolftalein – a, lakmus). To jsou látky, které mění své zbarvení v závislosti na pH. Indikátory jsou součástí univerzálních indikátorových papírků (b). Přesně lze pH změřit instrumentálně pomocí pH metrů (c), ty často využívají skleněnou elektrodu.

a – fenolftalein

b – univerzální indikátorový papírek

c – pH metr

Praktický význam pH

Mnohé skutečnosti bezprostředně ovlivňující člověka jsou spojeny s pH:

• Tělní tekutiny (např. krev, sliny) mají pH v určitém rozsahu, jinak by nemohly plnit svoji funkci.
• V souvislosti se životním prostředím jsou problémem např. kyselé deště či pozvolné okyselování oceánů vlivem stoupající koncentrace \mathrm{CO_2}.
• Konkrétní hodnotu pH je mnohdy nutné dodržovat při určitých technologických postupech, např. při výrobě potravin.
• Půdní roztok se vyznačuje určitým pH, což ovlivňuje pěstování rostlin (včetně zemědělských plodin).
• Hodnota pH ovlivňuje různé další organizmy: např. to, zda se v akváriu bude dařit chovaným rybám, nebo zda se v bazénu budou množit sinice a řasy.

Látkové množství

Látkové množství obvykle přeneseně vyjadřuje počet částic (atomů, iontů, molekul). Značí se n, jeho jednotka je \mathrm{mol}.

\mathrm{1\;mol} látky obsahuje přesně 6{,}022\,140\,76 \cdot 10^{23} částic. Toto číslo se označuje jako Avogadrova konstanta, značí se N_A.

Platí tedy vztah n = \frac{N}{N_A}, kde n je látkové množství, N_A je Avogadrova konstanta a N je skutečný počet částic.

Molární hmotnost

Molární hmotnost (M, jednotka \mathrm{g/mol}) vyjadřuje hmotnost určitého látkového množství látky. Molární hmotnost lze spočítat na základě relativních atomových hmotností uvedených v periodické tabulce.

Tedy například molární hmotnost dvouatomové molekuly kyslíku (A_r = 16{,}00) se spočte takto: M_{\mathrm{O_2}} = 2 \cdot 16 = 32\;\mathrm{g/mol}.

Výpočty na základě látkového množství a molární hmotnosti

Na základě látkového množství a molární hmotnosti látky lze spočítat hmotnost (m) dle vztahu m = n \cdot M. Naopak látkové množství je možné spočítat na základě hmotnosti a molární hmotnosti: n = \frac{m}{M}.

Koncept látkového množství je tedy užitečný např. pro zjišťování množství látek v rámci chemických reakcí. Například při rozkladu vody na vodík a kyslík (\mathrm{2\;H_2O \longrightarrow 2\;H_2 + O_2}) ze 2 mol vody vznikají 2 mol dvouatomových molekul vodíku. Tyto látky mají odpovídající látkové množství, ale budou se lišit svou hmotností.

Z chemických rovnic lze vypočítat např. látkové množství či hmotnost jednotlivých zúčastněných látek. Je nutné ovládat výpočty spojené s látkovým množstvím.

Při výpočtech z rovnic je potřeba vycházet ze stechiometrických koeficientů. Např. v rámci reakce \mathrm{2\;H_2 + O_2 \longrightarrow 2\;H_2O} ze 2 mol vodíku a 1 mol kyslíku vznikají 2 mol vody. Pokud by měly vzniknout 4 mol vody (dvakrát tolik), bylo by potřeba 4 mol vodíku a 2 mol kyslíku.

Reagující látky si (s přihlédnutím ke stechimetrickým koeficientům) odpovídají svým látkovým množstvím. Tedy např. ke vzniku 18 g vody (n = 1\;{\mathrm{mol}}; M = 18\;\mathrm{g/mol}) by bylo potřeba 2 g vodíku (n = 1\;{\mathrm{mol}}; M = 2\;\mathrm{g/mol}) a 16 g kyslíku (n = 0{,}5\;{\mathrm{mol}}; M = 32\;\mathrm{g/mol}).

Látková koncentrace je veličina popisující látkové množství v určitém objemu látky (obvykle roztoku). Značí se c, obvykle užívanou jednotkou je \mathrm{mol/dm^3} (v jednotkách SI pak \mathrm{mol/m^3}).

Čím je roztok koncetrovanější, tím více určité složky obsahuje (respektive tím obsahuje větší látkové množství této složky).

Látková koncentrace se spočítá podle vztahu c = \frac{n}{V}, kde n je látkové množství v \mathrm{mol} a V je celkový objem v \mathrm{dm^3}.

Hmotnostní zlomek vyjadřuje podíl hmotnosti části ve vztahu k celku, obvykle se používá při vyjadřování složení směsí. Je to bezrozměrná veličina. Značí se w. Nabývá hodnoty od 0 do 1, často se vyjadřuje v procentech (též hmotnostní procento).

Hmotnost zlomek (w) lze vypočítat takto: w = \frac{m}{m_c}, kde m je hmotnost části (určité látky) a m_c je hmotnost celé směsi.

Vztah pro hmotnostní zlomek je samozřejmě možné upravit a spočítat tak:

• hmotnost části směsi (na základě znalosti hmotnostního zlomku a celkové hmotnosti): m = w \cdot m_c
• hmotnost celé směsi (na základě znalosti hmotnosti části a hmotnostního zlomku): m_c = \frac{m}{w}

Hmotnostní zlomek se mnohdy počítá pro roztoky tvořené určitou látkou a rozpouštědlem. Celková hmotnost směsi (m_c) je v takovém případě součtem hmotnosti látky a hmotnosti rozpouštědla: w = \frac{m}{m_c} = \frac{m_\mathrm{látka}}{m_\mathrm{látka} + m_\mathrm{rozpouštědlo}}

Výpočty hmotnostního zlomku jsou v podstatě obdobné výpočtům s procenty. Mj. je dobré si uvědomit, že hmotnost části směsi je vždy menší než hmotnost celé směsi – jinými slovy část směsi nemůže tvořit více než 100 % její hmotnosti (např. 100 g medu z principu nemůže obsahovat 110 g cukru).

Hmotnostní zlomek prvku ve sloučenině lze spočítat jako poměr molární hmotnosti tohoto prvku ku molární hmotnosti celé molekuly (sloučeniny): w_{\mathrm{prvku}}=\frac{a{\cdot}M_{\mathrm{prvku}}}{M_{\mathrm{sloučeniny}}} (a je počet atomů daného prvku).

Například relativní atomová hmotnost vodíku je 1,01, relativní atomová hmotnost kyslíku 16,00. Hmotnostní zlomek vodíku ve vodě (\mathrm{H_2O}) se spočítá jako \frac{2 \cdot 1,01}{2 \cdot 1,01 + 16{,}00} = 0{,}11.

Periodická tabulka prvků (také periodická soustava) uspořádává chemické prvky podle vzrůstajícího protonového čísla jejich atomů. Prvky jsou utříděné podle svých opakujících se vlastností, z tabulky je možné vyčíst mnoho informací o nich (značku, název, hodnotu elektronegativity apod.).

• Základem je orientace v periodické tabulce: tušit, kde se zhruba nachází který prvek a umět vyčíst informace o něm.
• Při řešení úloh v chemii a přemýšlení o ní je dobré znát aspoň základní značky prvků.

• Znalost nejběžnějších prvků je možné procvičovat i podle jejich popisu.

Periodická tabulka prvků uspořádává prvky podle vzrůstajícího protonového čísla jejich atomů. Řádky periodické tabulky se označují jako periody, sloupce jako skupiny. V rámci skupin se obvykle u prvků opakují určité vlastnosti.

Z periodické tabulky lze obvykle vyčíst značku prvku, jeho protonové číslo, název (v češtině/latině), elektronegativitu či relativní atomovou hmotnost. Též bývá znázorněno skupenství prvku za standardních podmínek. Některé periodické tabulky též uvádějí typická oxidační čísla.

Prvky se rozdělují na kovy, polokovy a nekovy.

• Kovy dobře vedou elektrický proud a teplo, jsou lesklé, kujné, tažné. Mají nízkou elektronegativitu.
• Nekovy jsou obvykle nevodivé, mají vysokou elektronegativitu, nacházejí se v pravé části PTP.
• Polokovy mají vlastnosti na pomezí kovů a nekovů.

Určité skupiny prvků mají zvláštní názvy:

* V českém prostředí mnohdy mimo Beberyllium a Mghořčík.

Při procvičování tohoto tématu se hodí mít „při ruce“ periodickou tabulku k vyhledávání informací.

Chemické prvky se popisují určitými značkami. Ty vycházejí z jejich latinských názvů. Značky jsou jedno- či dvoupísmenné (první písmeno je vždy velké, druhé malé). Mezi prvky, s nimiž se člověk často setká (nebo je důraznějším způsobem využívá), patří například:

Poznávání prvků lze též procvičit podle popisu. Informace o tom, co to vlastně prvek je a z čeho se skládá, jsou zahrnuty v kapitole atom, prvky.

Kyslík

Kyslík se v zemské atmosféře vyskytuje zejména ve formě dvouatomových molekul (\mathrm{O_2}). Tvoří 21 % objemu suchého vzduchu. Je reaktivní, podporuje hoření. Je potřeba pro buněčné dýchání. Samostatný kyslík v atmosféře vznikl zejména díky fotosyntéze. Kyslík se používá např. pro řezání či sváření kovů, jako oxidační činidlo v raketových motorech či pro dýchací přístroje/masky v nemocnicích, v letadlech či při potápění.

Ozon (\mathrm{O_3}) se nachází ve stratosféře (asi 25–35 km nad povrchem Země), při jeho vzniku dochází k absorbování UV záření pocházejícího ze Slunce. V menším množství ozon vzniká např. při úderech blesků (to se podílí na typické „vůni“ bouřky). Negativní vliv na zdraví může mít jakožto přízemní ozon, který mnohdy bývá součástí smogu.

Vodík

Vodík je nejrozšířenější prvek ve vesmíru. Tvoří dvouatomové molekuly \mathrm{H_2}. Je lehčí než vzduch. Reaguje s kyslíkem za vzniku vody. Je zásadní součástí biomolekul. Vyrábí se rozkladem vody stejnosměrným proudem (elektrolýzou) či se získává ze zemního plynu. Využívá se např. ke ztužení tuků (z olejů se připravují pevné tuky, např. při výrobě margarínu), omezeně jako palivo v dopravních prostředcích.

Vzduch

Vzduch je směs, která se skládá především z plynů. Obsahuje i kapaliny (např. kapky vody tvořící mlhu) a pevné látky (např. prach, popílek mikroorganizmy, spory, pyl). Vzduch tvoří atmosféru, je důležitý pro existenci živých organizmů. Následující tabulka uvádí zásadní plynné složky vzduchu:

Jednotlivé složky lze oddělit frakční destilací zkapalněného vzduchu. Množství vodní páry (\mathrm{H_2O}) ve vzduchu je proměnlivé, kolísá zhruba od 0,2 do 4 %.

Mezi problémy životního prostředí spojené se vzduchem patří znečištění vzduchu (např. prachem, smogem, přízemním ozonem, oxidy síry/dusíku aj.). Zvětšující se množství skleníkových plynů (mj. \mathrm{CO_2}) v atmosféře se podílí na prohlubování skleníkového efektu a klimatické změně.

Voda

Voda (\mathrm{H_2O}) je sloučenina vodíku a kyslíku. Je to zásadní polární rozpouštědlo, v živých organizmech tvoří prostředí buněk, podílí se na transportu látek či tvoří prostředí pro funkci enzymů. Na Zemi se vyskytuje ve třech skupenstvích (led, kapalná voda, vodní pára). Většina vody na Zemi je slaná, její slanost vznikla tak, že došlo k rozpuštění solí obsažených v horninách. V rámci koloběhu vody dochází k vypařování samostatné vody (bez solí) z moří a oceánů, její kondenzace může vést ke vzniku srážek.

Tato kapitola obsahuje informace o přechodných kovech společně s využívanými kovy z bloku p a je určena zejména pro ZŠ/nižší gymnázium. Samostatnou kapitolu věnovanou přechodným kovům (hlavně pro SŠ/VG) najdete v uzlu prvky dle skupin.

Halogenidy jsou sloučeniny halogenů (prvků 17. skupiny: F, Cl, Br, I) s méně elektronegativními prvky, obvykle kovy. Zároveň se jedná o soli bezkyslíkatých kyselin.

Oxidační číslo atomu halogenu v halogenidech je −I.

Název halogenidu sestává z podstatného jména (odpovídá názvu halogenu s koncovkou -id, např. chlorid) a přídavného jména (obsahuje název prvku, se kterým je halogen sloučen, s koncovkou dle jeho oxidačního čísla, např. sodný).

Koncovky přídavného jména spojené s oxidačním číslem jsou obdobné jako u názvosloví dalších sloučenin:

Součet oxidačních čísel v (elektricky neutrální) molekule halogenidu je 0. Počet atomů halogenu tedy odpovídá oxidačnímu číslu druhého prvku.

Tedy např. = bromid hořečnatý.

Mezi další příklady halogenidů patří:

Oxidy jsou sloučeniny kyslíku s méně elektronegativními prvky. Oxidační číslo atomu kyslíku v oxidech je −II (kyslík myšleně přijímá 2 elektrony od méně elektronegativního atomu).

Názvosloví oxidů

Název oxidu sestává z podstatného jména oxid a přídavného jména (obsahuje název prvku, se kterým je kyslík sloučen, s koncovkou dle jeho oxidačního čísla).

Příklady oxidů

• oxid uhličitý (\mathrm{\overset{\tiny IV}{C} \overset{\tiny -II}{O_2}}) – Je potřeba pro fotosyntézu. Vzniká při buněčném dýchání (vyšší koncentrace v zadýchané místnosti negativně ovlivňuje soustředění), ale také při spalování organických látek/fosilních paliv. Ve vzduchu je ho asi 0,042 % (420 ppm). Jeho obsah ve vzduchu vlivem lidské činnosti stoupá, což prohlubuje skleníkový efekt.
• oxid uhelnatý (\mathrm{\overset{\tiny II}{C} \overset{\tiny -II}{O}}) – Vzniká při hoření za nedostatku kyslíku. Váže se na hemoglobin (červené krevní barvivo) ochotněji než kyslík, čímž zabraňuje přenosu kyslíku v těle (to je podstata jeho jedovatosti).
• oxid dusný (\mathrm{\overset{\tiny I}{N_2} \overset{\tiny -II}{O}}) – „Rajský plyn“, používá se ke znecitlivění ve stomatologii či k přípravě šlehačky.
• další oxidy dusíku – Souhrnně označované jako \mathrm{NO}_x. Jedovaté, vznikají při provozu spalovacích motorů. Jejich přítomnost může vést ke vzniku přízemního ozonu.
• oxid křemičitý (\mathrm{\overset{\tiny IV}{Si} \overset{\tiny -II}{O_2}}) – Tvoří minerál křemen, je součástí mnohých hornin (např. žuly). Potřeba pro výrobu skla (ve formě sklářského písku). Jeho pórovitá forma, silikagel, se používá k pohlcování vlhkosti (kuličky v malých pytlíčcích doprovázející některé výrobky).
• oxid titaničitý (\mathrm{\overset{\tiny IV}{Ti} \overset{\tiny -II}{O_2}}) – Využíván jako bílé barvivo, např. do temper či zubních past.
• oxid siřičitý (\mathrm{\overset{\tiny IV}{S} \overset{\tiny -II}{O_2}}) – Jedovatý. Vzniká při spalování paliv obsahujících síru (např. hnědého uhlí). Dříve způsoboval kyselé deště, nyní se zachytává při odsiřování spalin. V nízkých koncentracích se používá jako konzervant (např. u sušeného ovoce).
• oxid sírový (\mathrm{\overset{\tiny VI}{S} \overset{\tiny -II}{O_3}}) – Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina sírová.
• oxid železitý (\mathrm{\overset{\tiny III}{Fe_2} \overset{\tiny -II}{O_3}}) – Součástí minerálu hematitu, ruda železa.
• oxid vápenatý (\mathrm{\overset{\tiny II}{Ca} \overset{\tiny -II}{O}}) – Pálené vápno, součást cementu. Vzniká pálením vápence.

Sulfidy jsou sloučeniny síry s méně elektronegativními prvky. Oxidační číslo atomu síry v sulfidech je −II.

Název sulfidu sestává z podstatného jména sulfid a přídavného jména (obsahuje název prvku, se kterým je síra sloučena, s koncovkou dle jeho oxidačního čísla). Názvosloví sulfidů je prakticky totožné s názvoslovím oxidů.

Pro ilustraci je dále uvedeno několik příkladů sulfidů:

Kyseliny jsou látky, které jsou schopné odštěpovat kation vodíku (\mathrm{H^+}). Hydroxidy (zásady) naopak uvolňují hydroxidový anion (\mathrm{OH^-}). Přítomnost zmíněných iontů souvisí s případnými žíravými či korozivními vlastnostmi těchto látek. Slabé či méně koncentrované kyseliny se často nacházejí i v potravinách a živých organizmech (např. citron chutná kysele proto, že obsahuje kyselinu citronovou uvolňující \mathrm{H^+}).

Anorganické kyseliny

Anorganické kyseliny se rozdělují na bezkyslíkaté (např. kyselina chlorovodíková – \mathrm{HCl}) a kyslíkaté (obsahují v molekulách atomy kyslíku). Vzorce kyslíkatých kyselin lze odvodit reakcí oxidu příslušného oxidačního čísla s vodou:

\mathrm{SO_3 + H_2O \longrightarrow H_2SO_4} – Oxid sírový reaguje s vodou, vzniká kyselina sírová.

Mezi anorganické kyseliny patří například:

Hydroxidy

Hydroxidy (zásady) ve svých molekulách obvykle obsahují hydroxidový anion (\mathrm{OH^-}), který uvolňují. Jejich názvy sestávají z podstatného jména hydroxid a přídavného jména obsahujícího název prvku sloučeného s hydroxidovou skupinou s koncovkou dle oxidačního čísla. Například \mathrm{\overset{\tiny I}{Na} \overset{\tiny -I}{OH}} je hydroxid sodný (používá se např. k čištění odpadu u umyvadla či dřezu), \mathrm{\overset{\tiny II}{Ca} \overset{\tiny -I}{(OH)_2}} hydroxid vápenatý (hašené vápno, vzniká reakcí páleného vápna s vodou).

První pomoc

První pomocí při zasažení těla kyselinou či hydroxidem je vymývání postiženého místa vodou.

Soli jsou sloučeniny iontového charakteru. Obvykle se jedná o pevné látky s krystalickou strukturou, které v tavenině vedou elektrický proud. Zpravidla jsou rozpustné ve vodě (v polárních rozpouštědlech). Vznikají například neutralizací, tedy reakcí kyseliny a hydroxidu.

Bezkyslíkaté soli

Bezkyslíkaté soli odpovídají halogenidům či sulfidům.

Soli kyslíkatých kyselin

Název solí kyslíkatých kyselin se skládá z podstatného jména (to se týká aniontu pocházejícího z kyslíkaté kyseliny) a přídavného jména (týká se kationtu, obvykle iontu kovu). Například = dusičnan draselný.

Příklady solí kyslíkatých kyselin

• uhličitan vápenatý (\mathrm{CaCO_3}) – Součástí minerálu kalcitu či hornin vápence/mramoru. Tvoří oporné struktury a schránky živočichů a dalších organizmů. Součástí vodního kamene.
• uhličitan sodný (\mathrm{Na_2CO_3}) – Soda na praní, změkčovadlo vody. Používá se také např. při výrobě skla či papíru.
• hydrogenuhličitan sodný (\mathrm{NaHCO_3}) – Jedlá soda, např. součástí kypřicích prášků.
• chlornan sodný (\mathrm{NaClO}) – K dezinfekci, bělicí činidlo (např. v Savu či k úpravě vody v bazénech).
• dusitan draselný (\mathrm{KNO_2}) – Používá se jako konzervant v uzeninách.
• pentahydrát síranu měďnatého (\mathrm{CuSO_4 \cdot 5\,H_2O}) – Modrá skalice, sůl typické modré barvy.
• dusičnany (\mathrm{NO_3^-}), fosforečnany (\mathrm{PO_4^{3-}}) – Bývají součástí hnojiv. Jejich uvolňování do životního prostředí vede k eutrofizaci vod, v nichž se pak mohou přemnožit sinice nebo řasy.

Organická chemie se zabývá složitějšími sloučeninami uhlíku (C). Organické látky jsou základem živých organizmů, člověk je také široce využívá např. jako fosilní paliva, léčiva či plasty.

• Kapitola úvod do organické chemie přibližuje uhlík jakožto ústřední prvek organických látek, jeho chemické vazby a vzorce sloučenin.
• V kapitole zdroje organických látek lze procvičit informace o fosilních surovinách (ropa, uhlí, zemní plyn), s tím úzce souvisí i pohonné hmoty a doprava.
• Zejména na středoškolské úrovni je dobré mít přehled v pojmech týkajících se organických reakcí.
• Organické látky jdou rozdělit na následující skupiny. V příšlušných podkapitolách lze procvičit jak obecné informace a souvislosti, tak názvosloví látek.
  • uhlovodíky – Obsahují pouze atomy uhlíku (C) a vodíku (H).
  • deriváty uhlovodíků – Atomy H jsou v nich nahrazené jinými atomy či funkčními skupinami. Mezi deriváty uhlovodíků patří např. alkoholy či karboxylové kyseliny.
• Plasty patří mezi organické látky, některé vycházejí z uhlovodíků, některé z jejich derivátů.
• Na organickou chemii navazuje biochemie, ta se zabývá látkami a ději v živých organizmech.

Tato kapitola poskytuje všeobecný počáteční přehled v organické chemii. Obsahuje tyto podkapitoly:

• Úvod do organické chemie – Přibližuje uhlík jakožto základ organických sloučenin, chemické vazby uhlíku a vzorce sloučenin.
• Zdroje organických látek – Věnuje se surovinám, ze kterých se organické látky získávají.
• Reakce v organické chemii, indukční a mezomerní efekt – Pojmy spojené s reakcemi, typy reakcí a jejich ovlivňování navázanými skupinami.

Organická chemie se zabývá organickými látkami. To jsou (většinou složitější) sloučeniny, jejichž základem je uhlík (C), kromě něj obsahují i další prvky (H, O, N, halogeny, S…).

Výskyt organických sloučenin

Organické sloučeniny jsou zásadní součástí živých organizmů, mohou tedy být přírodního původu. Zdrojem organických látek je např. biomasa, ropa, zemní plyn či uhlí. Většina známých organických sloučenin je uměle vyrobena (např. z výše uvedených zdrojů). Z organických látek sestávají třeba léčiva, plasty či pohonné hmoty.

Uhlík jako základ organických sloučenin

Atomy uhlíku mají 4 valenční elektrony, jsou 4vazné. Zároveň ochotně tvoří řetězce či cykly (kruhy), což dává vzniknout obrovskému množství organických sloučenin. Atomy uhlíku mohou tvořit jednoduché, dvojné i trojné vazby.

Typy vzorců

Stavbu molekul organických sloučenin vyjadřují zejména následující typy vzorců. Jako příklad je vždy uveden vzorec propan-1-olu.

• strukturní – Znázorňuje konkrétní uspořádání atomů v molekule. Ve vzorci mohou být explicitně zobrazené vazby atomů vodíku (vlevo), značka uhlíku se mnohdy pro zjednodušení vynechává (vpravo):
• racionální – Ukazuje navázání (funkčních) skupin atomů:
• sumární – Udává celkové počty atomů jednotlivých prvků:

Mezi zdroje organických látek patří například biomasa, uhlí, ropa či zemní plyn.

Biomasa

Jako biomasa se označuje souhrn látek tvořících živé organizmy. Dále uvedené fosilní zdroje organických látek vznikly její přeměnou.

Uhlí

Uhlí vzniklo za nepřístupu vzduchu ze zbytků rostlin, které se hromadily v močálech a jezerních pánvích. Kolem 70 % uhlí vytěženého v Česku se používá pro provoz tepelných elektráren.

• Černé uhlí na území Česka pochází zejména z karbonu (to je perioda prvohor), v této době se zdejší území nacházelo na rovníku a rostly zde „lesy“ plavuní, přesliček a kapradin. Černé uhlí se těží hloubkově v ostravsko-karvinské pánvi. Z černého uhlí se vyrábí koks pro výrobu železa. Z černouhelného dehtu, což je odpadní produkt výroby koksu, lze získávat zejména aromatické uhlovodíky.
• Hnědé uhlí v Česku pochází z neogénu („mladší třetihory“), vzniklo mj. z jehličnanů a listnatých stromů. Těží se povrchově v mostecké, chebské či sokolovské pánvi.

Ropa

Vznikla z mořských mikroorganizmů (řas a živočišného planktonu). V Česku jsou jí pouze malé zásoby. Ropa se dováží do Česka prostřednictvím ropovodu IKL z Německa, ten je pokračováním Transalpine Pipeline (TAL). Ropovod TAL začíná v italském Terstu, sem se dováží ropa tankery hlavně z arabských zemí. Dovoz ropy ropovodem Družba z Ruska byl značně omezen po invazi na Ukrajinu v roce 2022.

Ropa se nachází pod vrstvami nepropustných hornin, těží se jak na pevnině, tak na moři. Havárie ropných plošin (ale i tankerů) mají značně negativní vliv na životní prostředí.

Ropa je směs, především z uhlovodíků. Jednotlivé složky ropy se oddělují pomocí frakční destilace na základě rozdílných teplot varu. Frakční destilací (a případnými dalšími úpravami) se získává např. propan-butan, benzin, petrolej, motorová nafta či asfalt. Z ropy též lze oddělit např. benzen, ethen, propen aj.

Zemní plyn

Zemní plyn obsahuje methan (\mathrm{CH_4}) a další těkavé uhlovodíky s krátkým uhlíkovým řetězcem. Mnohdy doprovází ložiska ropy či uhlí. V Evropě se těží v Norsku, dováží se např. z Ruska, Alžírska, ve formě LNG (zkapalněného zemního plynu) ze Spojených států.

Organické látky podléhají určitým typům reakcí.

Typy reagujících částic a jejich vznik

• Pokud je reagující částice elektrofilní, vyhledává záporný náboj a je kladně nabitá (např. \mathrm{NO_2^+}, \mathrm{Br^+}, \mathrm{H_3O^+}). Nukleofilní částice vyhledává kladný náboj a bývá nabitá záporně, případně obsahuje volný elektronový pár (např. \mathrm{Cl^-}, \mathrm{NH_3}). Mnohé elektrofilní či nukleofilní částice vznikají při heterolytickém štěpení vazeb, schematicky \mathrm{AB \longrightarrow A^+ + B^-}.

• Radikál je velmi reaktivní částice, má jeden či více nespárovaných elektronů. Radikály vznikají při homolytickém štěpení, schematicky \mathrm{AB \longrightarrow A\!\boldsymbol{\cdot} + B\boldsymbol{\cdot}}.

Typy reakcí

• Adice je navázání (přidání) atomů či skupin do molekuly. Konkrétními příklady jsou hydrogenace (adice vodíku), hydratace (adice vody) či halogenace (adice halogenu). Aby mohla adice proběhnout, musí v molekule být přítomna násobná vazba. Násobnost této vazby se adicí snižuje (zvyšuje se nasycenost).
• Eliminace je odstranění částic z molekuly. Při eliminaci vzniká násobná vazba mezi atomy C či se zvětšuje její násobnost (snižuje se nasycenost).
• Substituce je nahrazení atomu či skupiny jiným atomem/skupinou.
• Izomerace (někdy též přesmyk) je změna uspořádání částic v rámci molekuly, vznikají při ní izomery.
• Oxidace zahrnuje zvyšování oxidačního čísla, v organické chemii obvykle souvisí s přidáním kyslíku a/nebo odebráním vodíku. Redukce souvisí se snižováním oxidačního čísla, obvykle odebráním kyslíku a/nebo přidáním vodíku.

Indukční a mezomerní efekt

Indukční a mezomerní efekt způsobují změnu elektronové hustoty a tím ovlivňují průběh chemických reakcí.

• Indukční efekt souvisí s posunem elektronové hustoty po σ vazbách. Atomy s vysokou elektronegativitou (např. O, F) snižují elektronovou hustotu na sousedních atomech, mají tedy záporný indukční efekt (−I). Naopak atomy s nízkou elektronegativitou (např. Mg, Li) mají indukční efekt kladný (+I), elektronovou hustotu na sousedních atomech zvyšují.
• Mezomerní efekt souvisí s posunem elektronové hustoty u π vazeb (násobných vazeb) a volných elektronových párů. Uplatňuje se např. u substituovaného aromatického jádra. Substituenty snižující hustotu π elektronů v konjugovaném systému mají záporný (−M) mezomerní efekt. Substituenty, které tuto hustotu zvyšují, mají mezomerní efekt kladný (+M).

Uhlovodíky jsou organické sloučeniny obsahující pouze atomy uhlíku (C) a vodíku (H). Jsou součástí fosilních surovin (zemního plynu, ropy), používají se např. k výrobě plastů či jako rozpouštědla.

Uhlovodíky se podle typu uhlíkového řetězce rozdělují na:

• alifatické – (Cyklo)alkany/alkeny/alkeny.
  • acyklické – Uhlíkový řetězec je lineární (přímý) nebo rozvětvený, patří sem mj. alkany, alkeny a alkyny.
  • cyklické – Uhlíkový řetězec je uspořádaný do cyklu (kruhu). Náleží sem cykloalkany, cykloalkeny a cykloalkyny.
• aromatické – Obsahují aromatické jádro – systém delokalizovaných π vazeb (např. benzen).

Vše výše zmíněné najednou nabízí kapitola uhlovodíky: mix.

Uhlovodíky jsou organické sloučeniny obsahující atomy uhlíku (C) a vodíku (H). Tato kapitola se věnuje acyklickým uhlovodíkům (s lineárními či rozvětvenými řetězci) a uhlovodíkům cyklickým (ty mají uhlíkové řetězce uzavřené do kruhu, ale nejsou aromatické).

Názvosloví uhlovodíků v základu využívá kořen slova odpovídající počtu atomů C:

atd.

Koncovka poté odráží přítomnost určitých vazeb:

Alkany, cykloalkany

V molekulách obsahují jednoduché vazby mezi atomy C. Jejich body varu rostou se stoupající molekulovou hmotností.

• methan (\mathrm{CH_4}) – Nejjednodušší uhlovodík. Hlavní součást zemního plynu, spalováním za účasti kyslíku vzniká jen \mathrm{CO_2} a \mathrm{H_2O}. V přírodě vzniká např. při hnilobných procesech, podílí se na skleníkovém efektu.
• propan (\mathrm{C_3H_8}), butan (\mathrm{C_4H_{10}}) – Směs se používá v tlakových nádobách na vaření, méně často jako palivo (LPG = liquefied petroleum gas).
• cyklohexan (\mathrm{C_6H_{12}}) – Nepolární rozpouštědlo.

Mezi významné reakce těchto látek patří radikálová substituce (vznik radikálů je iniciován např. UV zářením), či dehydrogenace za vzniku násobných vazeb mezi atomy C.

Uhlovodíky s dvojnými vazbami

Uhlovodíky s jednou vazbou mezi atomy C jsou alkeny či cykloalkeny. Pokud je dvojných vazeb více, označuje se tato skutečnost předponou (např. buta-1,3-dien).

• ethen (\mathrm{{H_2C\!=\!CH_2}}) – Rostlinný hormon (podporuje např. dozrávání plodů), polymerací vzniká plast polyethylen (PE).

Významnými reakcemi uhlovodíků s dvojnou vazbou jsou adice (elektrofilní či radikálová) či polymerace.

Uhlovodíky s trojnými vazbami

Je-li v molekule jedna trojná vazba, jedná se o alkyny či cykloalkyny.

• ethyn (\mathrm{{HC\!≡\!CH}}) – Má uplatnění v chemické syntéze. Hoří za vysoké teploty, používá se ke sváření (autogen) a řezání kovů.

Typické reakce uhlovodíků s trojnými vazbami jsou adice, hydrogenace či polymerace.

Aromatické uhlovodíky (areny) obsahují aspoň jedno aromatické jádro – delokalizovaný systém π elektronů. Zjednodušeně řečeno: elektrony, které by za normálních okolností tvořily část dvojné vazby na určitém místě, jsou rovnoměrně rozprostřeny v kruhu. To zajišťuje aromatickým uhlovodíkům mimořádnou stálost.

Areny obvykle mají specifický zápach. Bývají velmi těkavé (to je někdy výhodné, když se používají jako rozpouštědla), zároveň bývají nebezpečné pro zdraví.

Příklady aromatických uhlovodíků

Název	Vzorec	Informace
benzen		Bezbarvá kapalina, toxická, karcinogenní. Nepolární rozpouštědlo.
methylbenzen (triviálně toluen)		Aromatické jádro s navázanou methylovou skupinou, poněkud méně toxický než benzen. Rozpouštědlo. Zneužíván jako inhalační droga.
ethenylbenzen (triviálně styren)		Jeho polymerací vzniká plast polystyren.
naftalen		Bílá krystalická pevná látka s typickým zápachem, dříve používán k hubení/odpuzování molů.

Při hoření organických látek mohou vznikat polycyklické aromatické uhlovodíky (např. benzo[a]pyren sestávající z pěti aromatických jader). Tyto látky jsou značně nebezpečné pro zdraví, nacházejí se např. v cigaretovém kouři, spalinách z dopravních prostředků (jsou součástí smogu) či v grilovaných/připálených potravinách.

Reakce

Typickou reakcí aromatických uhlovodíků je elektrofilní substituce (dochází k náhradě H na aromatickém jádře).

Deriváty uhlovodíků jsou odvozené z uhlovodíků. Vznikají tak, že dojde k nahrazení atomu (či atomů) vodíku (H) jinými atomy nebo funkčními skupinami. Některé jsou připravované uměle (třeba halogenderiváty), jiné jsou běžnou součástí živých organizmů (zejména deriváty obsahující kyslík).

K dispozici jsou následující podtémata:

• Halogenderiváty a dusíkaté deriváty
  • Halogenderiváty obsahují halogeny (nejčastěji \mathrm{Cl}, \mathrm{F}), příkladem je třeba tetrafluorethen k výrobě teflonu.
  • Dusíkaté deriváty zahrnují zejména aminy (primární obsahují skupinu \mathrm{–NH_2}, např. benzenamin = anilin). Nitrosloučeniny obsahují skupinu \mathrm{–NO_2}, např. 2,4,6-trinitrotoluen – TNT.
• Alkoholy, fenoly, ethery – Alkoholy a fenoly obsahují hydroxylovou skupinu (\mathrm{–OH}). Příkladem alkoholů je ethanol (líh). Ethery obsahují atom \mathrm{O} v uhlíkovém řetězci (\mathrm{–O–}).
• Aldehydy, ketony – Obsahují karbonylovou skupinu (\mathrm{C\!=\!O}). Příkladem aldehydů je methanal (formaldehyd), mezi ketony patří třeba propan-2-on (aceton).
• Karboxylové kyseliny – Obsahují karboxylovou skupinu (\mathrm{-COOH}). Příkladem je kyselina ethanová (octová) či citronová.
• Deriváty karboxylových kyselin – Vznikají buď nahrazeními na karboxylové skupině (funkční deriváty), nebo na uhlíkovém řetězci (substituční deriváty).
• Deriváty uhlovodíků: mix

Deriváty uhlovodíků jsou odvozené z uhlovodíků. Vznikají tak, že dojde k nahrazení atomu (či atomů) vodíku (H) jinými atomy nebo funkčními skupinami.

Halogenderiváty

Halogenderiváty uhlovodíků ve svých molekulách obsahují atomy halogenů (\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Br} či \mathrm{I}). Živé organizmy je vytvářejí jen velmi vzácně, většina je jich uměle vyrobena. Některé jsou netečné a víceméně zdravotně nezávadné, jiné jsou nebezpečné pro zdraví či dráždivé. Mnohé halogenderiváty patří mezi „věčné chemikálie“, v přírodě se prakticky nerozkládají a dlouhodobě ji znečišťují. Halogenderiváty na druhou stranu mnohdy mívají nezastupitelné a žádané vlastnosti.

Dále uvádíme příklady halogenderivátů:

• freony
  • Různé komerčně vyráběné látky, které obsahují ve svých molekulách \mathrm{F}, případně též \mathrm{Cl}.
  • Dříve využívané freony (obsahující \mathrm{Cl}) měly uplatnění v chladicích zařízeních a jako hnací látky do sprejů. Poškozovaly ovšem ozonovou vrstvu, od jejich používání se upustilo.
  • V současnosti se používá např. R-1234yf (2,3,3,3-tetrafluorpropen) do klimatizací dopravních prostředků.
• tetrafluorethen
  • Jeho polymerací (zřetězením molekul) vzniká polytetrafluorethen (PTFE, komerčně teflon), který se využívá např. na nepřilnavé povrchy pánví, výrobě lyžařských vosků či nepromokavých membrán do oblečení a obuvi (odpuzuje vodu). Je nehořlavý a žáruvzdorný (taje při 327 °C).

• chlorethen (vinylchlorid)
  • Jeho polymerací vzniká plast PVC (polyvinylchlorid). Ten se těžko recykluje a při jeho hoření vznikají jedovaté zplodiny. Nachází nicméně využití při výrobě izolací kabelů, umělých linoleí, jednorázových rukavic či vinylových desek (gramodesek).
• tetrachlorethen (perchlorethylen)
  • Používá se pro suché čištění oblečení v čistírnách, dobře rozpouští tuky a další nečistoty.
• trichlormethan (chloroform)
  • Dříve využíván jako anestetikum, dnes v chemické syntéze nebo jako rozpouštědlo.

Dusíkaté deriváty uhlovodíků

Mezi dusíkaté deriváty uhlovodíků patří mj. aminoderiváty a nitroderiváty.

Aminoderiváty neboli aminy obsahují v molekulách skupinu \mathrm{–NH_2}. Patří mezi ně např. anilin (vzorec níže), z něhož se syntetizují barviva či léčiva.

Nitroderiváty obsahují skupinu \mathrm{–NO_2}. Často se využívají k výrobě výbušnin, při jejich rozkladu vznikají obvykle \mathrm{N_2} a oxidy uhlíku v plynném skupenství. Mezi nitroderiváty patří např. TNT (trinitrotoluen) (vzorec níže) či složky trhaviny Semtex.

Alkoholy, fenoly i ethery patří mezi kyslíkaté deriváty uhlovodíků.

Alkoholy

Alkoholy jsou odvozené z alifatických uhlovodíků. Ve svých molekulách obsahují skupinu \mathrm{–OH}. Jejich název v základu obsahuje označení příslušného uhlovodíku s koncovkou -ol. Jde o látky běžné v přírodě, jsou dobře rozpustné ve vodě. Mezi alkoholy patří například:

• methanol
  • Jedovatý, při požití hrozí oslepnutí/smrt.
  • Používá se jako rozpouštědlo či k výrobě „bionafty“.
  • V malém množství vzniká při kvašení, při destilaci alkoholických nápojů je nutné jej oddělit (má teplotu varu 65 °C, při zahřívání směsi se odděluje dříve než ethanol).
  • V roce 2012 se v Česku odehrála methanolová aféra, kdy docházelo k ředění alkoholických nápojů methanolem. V bezprostředním časovém horizontu vedla k asi 50 úmrtím.
• ethanol (líh)
  • Bezbarvá kapalina s teplotou varu 78 °C.
  • Rozpouštědlo, palivo (např. do přenosných vařičů, lihových kahanů). Do lihu k technickému využití se přidávají látky, aby se nedal pít (denaturace).
  • Součást alkoholických nápojů, vzniká kvašením cukrů za účasti kvasinek: \mathrm{C_6H_{12}O_6 \longrightarrow CH_3CH_2OH + CO_2}. Při požití vyřazuje z funkce určité části mozku (opilost). Pokud se mezi lidmi hovoří o „alkoholu“, myslí se tím obvykle právě ethanol.
  • Játra ethanol odbourávají na toxický ethanal (acetaldehyd), který se spolu s dehydratací podílí na kocovině. Ethanal se posléze mění na kyselinu octovou, kterou lze metabolicky využít.
  • Ethanol je dosud společensky tolerovanou drogou. To navzdory tomu, že jeho konzumace značně zvyšuje riziko rakoviny (nádorových onemocnění, jde o karcinogen 1. třídy) a chorob oběhového systému. Ničí játra, snadno vyvolává závislost.
• ethan-1,2-diol (ethylenglykol)
  • Má teplotu tání −12,9 °C, používá se do nemrznoucích směsí či chladicích kapalin.
• propan-1,2,3-triol (glycerol)
  • Je součástí molekul tuků.
  • Váže na sebe vodu, mnohdy se využívá v kosmetice.

Fenoly

Fenoly obdobně jako alkoholy obsahují skupinu \mathrm{–OH}, jsou však odvozené z aromatických uhlovodíků. Příkladem je fenol využívaný v chemickém průmyslu.

Ethery

Ve svých molekulách obsahují atom kyslíku navázaný na dva uhlovodíkové zbytky \mathrm{R–O–R'}. Příkladem je diethylether používaný jako rozpouštědlo, se vzduchem tvoří výbušné peroxidy.

Aldehydy a ketony jsou kyslíkaté deriváty uhlovodíků. Patří mezi karbonylové sloučeniny. Obsahují karbonylovou skupinu \mathrm{C\!=\!O}. Jde o látky běžné v přírodě.

Aldehydy

Aldehydy obsahují karbonylovou skupinu na konci uhlíkového řetězce. Jejich názvy mají koncovku -al. Mezi aldehydy patří například:

• methanal (formaldehyd)
  • Nejjednodušší aldehyd.
  • Toxický, nebezpečný pro zdraví (karcinogenní), žíravý.
  • Plyn ostrého zápachu, dobře rozpustný ve vodě. Jeho 40% roztok se označuje jako formalín, zředěný se používá ke konzervaci biologických materiálů.
  • Významný pro chemický průmysl, vyrábějí se z něj různé polymery, mj. pryskyřice.
• ethanal (acetaldehyd)
  • Karcinogenní.
  • Vzniká v těle při metabolických přeměnách ethanolu, podílí se na vzniku kocoviny a negativních důsledcích konzumace alkoholu.

Ketony

Ketony obsahují karbonylovou skupinu uvnitř uhlíkového řetězce. Jejich názvy mají koncovku -on.

• propan-2-on = dimethylketon (aceton)
  • Používá se jako rozpouštědlo.
  • Hořlavý, dráždivý.
  • Vzniká, když tělo přetváří tuky na cukry – jeho přítomnost v moči (či zápach v dechu) signalizuje diabetes.

Karboxylové kyseliny patří mezi kyslíkaté deriváty uhlovodíků. Jejich molekuly obsahují karboxylovou skupinu \mathrm{–COOH}. Z této funkční skupiny se snadno uvolňuje kation vodíku (\mathrm{H^+}), což podmiňuje kyselý charakter těchto látek. Karboxylové kyseliny se běžně nacházejí v živých organizmech. Karboxylové kyseliny s krátkým uhlíkovým řetězcem mají obvykle štiplavý zápach.

Mezi příklady karboxylových kyselin patří:

• kyselina methanová (mravenčí)
  • Využívána mravenci k obraně, v žahavých chlupech kopřiv je jen v malém množství.
  • Má uplatnění při hubení kleštíka včelího ve včelstvech, konzervuje rostlinnou hmotu při silážování.
• kyselina ethanová (octová)
  • Ocet je zpravidla 5–8% roztok. Pro potravinářské účely se vyrábí octovým kvašením ethanolu (ocet kvasný lihový, obvykle bývá uměle obarven), případně ovocných šťáv (např. jablečný ocet) či vína (balzamikový, vinný ocet).
• kyselina butanová (máselná)
  • Uvolňuje se při rozkladu tuků (např. metabolizaci tuků bakteriemi). Způsobuje např. aroma sýrů (parmezán, olomoucké tvarůžky, romadur aj.), ale také zvratků či potu.
• kyselina benzoová
  • Používá se jako konzervant.
• kyselina citronová
  • Používá se jako konzervant či k okyselení potravin/nápojů.
  • Je meziproduktem metabolizmu v rámci buněčného dýchání (Krebsův cyklus = citrátový cyklus).

Mastné kyseliny tvoří součásti molekul tuků. Vyšší mastné kyseliny (např. kyselina palmitová, stearová, olejová) mají delší uhlíkové řetězce.

Mezi funkční deriváty karboxylových kyselin patří např. jejich soli a estery. Funkční deriváty karboxylových kyselin vznikají vlivem zásahů do karboxylové skupiny.

Soli karboxylových kyselin

Soli karboxylových kyselin vznikají zejména jejich neutralizací. Dojde k odštěpení vodíkového kationtu (\mathrm{H^+}) z molekuly kyseliny a jeho nahrazení, nejčastěji iontem kovu. Mezi soli karboxylových kyselin patří například:

• octan sodný – Používá se proti otokům a naraženinám.
• benzoan sodný – Používá se jako konzervant.
• glutaman sodný – Jedná se o sůl aminokyseliny (kyseliny glutamové), způsobuje chuť umami.
• šťavelan vápenatý – Nerozpustná sůl, mnohdy přítomná v rostlinách (např. árónovitých). Tvoří drobné krystalky, které slouží rostlinám jako obrana před býložravci. Tato sůl je obsažena i v ledvinových kamenech.

Mýdla obsahují sodné nebo draselné soli vyšších mastných kyselin. Jejich molekuly jsou zčásti hydrofobní (odpuzují vodu, vážou se na ně nečistoty), zčásti hydrofilní (přitahují vodu, která je může i s navázanými nečistotami odplavit).

Estery karboxylových kyselin

Estery karboxylových kyselin jsou v přírodě významnými vonnými látkami (jsou např. součástí plodů, květů). Vznikají reakcí karboxylové kyseliny a alkoholu (esterifikací), produktem reakce je ester a voda. Používají se např. jako aromata do potravin, rozpouštědla či k výrobě plastů.

Ethylester kyseliny octové (ethyl-ethanoát) má využití v odlakovačích na nehty a jako rozpouštědlo. Methylestery mastných kyselin (MEŘO = methylester řepkového oleje) jsou součástí biosložky nafty. Tuky jsou přirozeně se vyskytující estery mastných kyselin a propan-1,2,3-triolu (glycerolu).

Biochemie se zabývá látkami v živých organizmech (většinou jde o organické látky) a jejich přeměnami.

Jednotlivé skupiny přírodních látek popisují následující kapitoly:

• Lipidy – Tuky, vosky a další látky nerozpustné ve vodě.
• Sacharidy – Cukry a příbuzné látky. Bývají pohotovým zdrojem energie či se podílejí na stavbě organizmů.
• Proteiny – Bílkoviny, skládají se z aminokyselin. Zajišťují stavbu i funkci živých organizmů.
• Enzymy – Umožňují průběh chemických reakcí v živých organizmech.
• Nukleové kyseliny – Nesou informace o tom, jak organizmy budou vypadat a fungovat.
• Vitaminy – Organizmy je potřebují v malém množství.
• Alkaloidy a návykové látky – Látky, které využívají zejména rostliny k obraně. Některé z nich mohou způsobovat závislost.
• Skupiny přírodních látek: mix

Metabolickými přeměnami látek se zabývají tyto kapitoly:

• Fotosyntéza – Ukládání energie světla do chemických vazeb.
• Buněčné dýchání, kvašení – Uvolňování energie oxidací organických sloučenin.
• Reakce v živých organizmech: mix

Lipidy jsou skupinou látek nepolární povahy, jsou obvykle nerozpustné ve vodě. Patří mezi ně tuky, steroly, fosfolipidy nebo vosky.

Tuky (a související)

Molekuly tuků v základu sestávají z části pocházející z propan-1,2,3-triolu (glycerolu) a zpravidla ze 3 zbytků mastných kyselin (proto se také označují jako triacylglyceroly, chemicky jde o estery mastných kyselin). Mastné kyseliny jsou zpravidla vyšší karboxylové kyseliny. Mohou být:

• nasycené – Obsahují v uhlíkovém řetězci jen jednoduché vazby. Tuky s převahou těchto mastných kyselin jsou při pokojové teplotě zpravidla tuhé. Patří sem např. kyselina stearová či palmitová.
• nenasycené – Obsahují v uhlíkovém řetězci dvojné vazby. Tuky s převahou těchto mastných kyselin jsou při pokojové teplotě zpravidla tekuté (oleje). Patří sem např. kyselina olejová.

Žluknutí je rozklad molekul tuků, často vlivem činnosti bakterií.

Tuky lze získávat ze živočichů (např. sádlo či lůj z podkožního tuku, máslo z mléka, rybí tuk) i rostlin (zejména z plodů a semen, např. palma olejná, slunečnice, řepka, olivovník, kokosovník).

Vosky

Vosky jsou estery mastných kyselin a jednosytných alkoholů s vyšším počtem atomů uhlíku. Příkladem je včelí vosk či vosky tvořící kutikulu rostlin (výrazná je zvláště u sukulentů, které díky ní zamezují ztrátám vody). Vosky jsou významnou součástí lanolinu, který se získává z ovce domácí a používá se v kosmetice či kožních léčivech.

Sacharidy jsou skupinou přírodních látek. Většinou mají rostlinný původ, vznikají v rámci fotosyntézy. Sacharidy sestávají z jedné či více monosacharidových jednotek. Obsahují atomy \mathrm{C}, \mathrm{O}, \mathrm{H}.

Monosacharidy

Nejjednodušší sacharidy, jejich molekuly jsou samy o sobě monosacharidovou jednotkou. Patří sem například:

• glukosa (hroznový, krevní cukr) – V plodech rostlin. Rychlý zdroj energie pro buňky lidského těla, jeho hladina v krvi se označuje jako glykemie (glukosemie). Vzniká mnohdy rozkladem složitějších sacharidů.
• fruktosa – V plodech rostlin, společně s glukosou v medu. Sladší než glukosa.
• galaktosa – V mléce savců, součástí molekul laktosy.

Disacharidy

• sacharosa – V mírném pásu se získává z cukrové řepy, zdrojem sacharosy v (sub)tropech je cukrová třtina. Tento cukr je běžně využíván v kuchyni (krystal, krupice, moučka). Hnědý řepný či třtinový cukr je buď nerafinovaný (obsahuje zbytky melasy), nebo druhotně obarvený karamelem. Hnědý i bílý cukr jsou prakticky jen sacharóza, jejich vliv na organizmus je tedy totožný. Molekula sestává z jednotky glukosy a jednotky fruktosy.
• laktosa – V mléce savců. Někteří lidé mají intoleranci laktosy (v dospělosti u nich nefunguje enzym laktáza, který laktosu štěpí; vede k zažívacím obtížím). Molekula sestává z jednotky glukosy a galaktosy.
• maltosa – Sladový cukr, vzniká např. při klíčení obilek ječmene. Molekula sestává ze dvou jednotek glukosy.

Jednoduché sacharidy (monosacharidy a disacharidy) obvykle chutnají sladce a označují se jako cukry.

Polysacharidy

• škrob – Hlavní zásobní látka rostlin (např. v bramborách, rýži, obilovinách). V těle štěpen enzymem α-amylázou. Tvořen velkým množstvím jednotek glukosy, ty jsou uspořádány do molekuly amylosy a amylopektinu.
• celulosa – Pro člověka nestravitelná, součást vlákniny. U rostlin jde o stavební sacharid, tvoří buněčné stěny. Celulosu obsahuje např. papír, vata, bavlna.
• glykogen – Zásobní látka živočichů, zejména v játrech a svalech. Je tvořen rozvětvenými řetězci glukosy.

Proteiny (jiným označením bílkoviny) jsou složité organické látky, které se podílejí na stavbě a fungování všech živých organizmů.

Chemická podstata proteinů

Proteiny se v základu skládají z 20 druhů aminokyselin. Aminokyseliny jsou odvozené z karboxylových kyselin, na uhlíkovém řetězci mají navázanou aminoskupinu \mathrm{–NH_2}. Proteiny sestávají z nevětveného řetězce aminokyselin, který může být různě prostorově uspořádaný. Obsahují více než 100 aminokyselinových jednotek spojených peptidickou vazbou.

Denaturace je proces, kdy proteiny ztrácejí své prostorové uspořádání (např. vlivem teploty, přítomnosti těžkých kovů, změny pH) a tím pádem mnohdy i funkčnost. Denaturace v kuchyni běžně probíhá např. při tepelné úpravě masa či vajec.

Tvorba a zdroje proteinů

Rostliny jsou schopné aminokyseliny vytvářet z anorganických sloučenin dusíku, živočichové musejí některé aminokyseliny přijímat v potravě (ty se označují jako esenciální).

Živé organizmy si tvoří vlastní proteiny z aminokyselin na základě informace zahrnuté v nukleových kyselinách (zejména DNA). Pokud tedy např. přijmeme protein v potravě, v trávicí soustavě se rozloží na aminokyseliny, z nichž se následně v buňkách vytvoří naše „vlastní“ proteiny.

Typickými zdroji bílkovin (respektive aminokyselin) jsou např. vejce, mléko, maso, obiloviny či luštěniny.

Enzymy (biokatalyzátory) jsou nezbytné pro fungování všech živých organizmů. Urychlují chemické reakce, které probíhají v jejich buňkách i mimo ně. Umožňují průběh reakcí, které by jinak za daných podmínek prakticky neprobíhaly, snižují jejich aktivační energii. Enzymy se mohou se podílet např. na trávení, tvorbě a kopírování nukleových kyselin, proteosyntéze, uvolňování energie či fungování svalů.

Enzymy se připravují i uměle (často za pomoci geneticky upravených bakterií), využívají se např. do čisticích prostředků, při výrobě potravin či v lékařství.

Chemická podstata enzymů

Enzymy jsou převážně proteiny. Mohou navíc obsahovat nebílkovinné části, kofaktory. Mezi kofaktory patří např. organické molekuly, vitaminy či ionty kovů.

Účinek a aktivita enzymů

Enzymy obvykle mají specifický účinek, urychlují často jednu reakci (či jednotky reakcí). Obsahují aktivní místo, které svým tvarem umožňuje přijetí substrátu (výchozí látka, na kterou enzym působí). Enzym se substrátem vytvoří enzym-substrátový komplex, následně dochází k přeměně a uvolnění produktu.

Aktivita enzymů je ovlivňována koncentrací substrátu, enzymu, pH či teplotou. Inhibitory jsou látky, které zpomalují či zastavují aktivitu enzymů.

Třídění enzymů

Enzymy se podle charakteru prováděných reakcí dělí do 7 skupin.

Nukleové kyseliny nesou genetickou (dědičnou) informaci živých organizmů. Jedná se o biopolymery skládající se z nukleotidů. Každý nukleotid obsahuje dusíkatou bázi, zbytek kyseliny fosforečné a sacharidovou část.

Mezi základní nukleové kyseliny patří DNA a RNA:

• DNA (deoxyribonukleová kyselina) má zpravidla podobu pravotočivé dvoušroubovice. Sestává z nukleotidů obsahujících adenin (A), thymin (T), guanin (G), cytosin (C). Každý nukleotid obsahuje zbytek deoxy-D-ribosy. U bakterií se DNA nachází volně v cytosolu, u eukaryotních organizmů (zejména živočichů, rostlin, hub) se mimo dobu dělení buňky nachází v buněčném jádře. Také je přítomna v semiautonomních organelách. Samostatné molekuly DNA se označují jako chromozomy.
• RNA (ribonukleová kyselina) je zpravidla jednovláknová, sestává z nukleotidů obsahujících adenin (A), uracil (U), guanin (G), cytosin (C). Obsahuje zbytek D-ribosy. Má zpravidla kratší životnost než DNA.

Dědičnou informaci předávají rodiče potomkům při rozmnožování. Informace obsažené v DNA, respektive RNA, mohou být podkladem pro tvorbu proteinů (bílkovin), které zodpovídají za vytváření znaků organizmů. RNA také může fungovat jako katalyzátor (tvoří ribozymy).

Nukleové kyseliny/chromozomy mohou podléhat změnám v rámci mutací. Ty mohou být navozené i cíleně, např. při vytváření geneticky modifikovaných organizmů (GMO).

Vitaminy jsou organické látky, které živé organizmy k zachování životních funkcí či růstu potřebují v malém množství. Živočichové či houby je přijímají s potravou nebo si je sami tvoří (např. z provitaminů, které mohou být na vitaminy v organizmu přeměněny). Rostliny si veškeré vitaminy vytvářejí samy.

Vitaminy mohou umožňovat funkci enzymů (jako kofaktory) nebo působit jako antioxidanty.

Vitaminy rozpustné ve vodě

Ve vodě je rozpustný vitamin C a vitaminy skupiny B.

• vitamin C (kyselina askorbová) – Funguje jako antioxidant. Je nezbytný pro syntézu proteinu kolagenu (ten je např. nezbytnou součástí kůže, tvoří se při hojení ran). Zdrojem je zejména ovoce a zelenina.
• vitaminy skupiny B – Podílejí se na metabolických přeměnách či krvetvorbě. Mezi významné zdroje patří vejce, mléko, maso, kvasnice. Vitamin B₁₂ je přítomen ve větší míře jen v živočišných produktech, u vegetariánů či veganů je vhodné myslet na jeho odpovídající příjem. Vitaminy skupiny B jsou tvořeny i střevním mikrobiomem.

Vitaminy rozpustné v tucích

V tucích jsou rozpustné vitaminy A, D, E, K.

• vitamin A – Nezbytný pro tvorbu pigmentů v sítnici. Antioxidant. Nachází se např. v játrech. Při nadměrném příjmu vitaminu A v těhotenství hrozí poškození zárodku/plodu. Jeho provitaminem je β-karoten (např. v mrkvi).
• vitamin D – Má vliv na metabolizmus vápníku, vývoj kostí a zubů. Výchozí látka nutná k jeho tvorbě se v těle tvoří působením UV záření na cholesterol.
• vitamin E – Antioxidant. Např. v ořeších, semenech, zelenině.
• vitamin K – Podílí se na srážení krve. Např. v rostlinných olejích, zelenině.

Hypervitaminóza je nadměrný příjem vitaminu, hypovitaminóza naopak jeho nedostatek. V rozvinutých zemích je nedostatek vitaminů vzácný, jejich dostatečné množství je obsaženo ve vyvážené stravě.

Při práci s chemickými látkami a směsmi je nutné dbát na bezpečnost. Musíme být informovaní o tom, se kterými chemikáliemi pracujeme, jaké mají vlastnosti, co při práci s nimi dodržovat (např. které ochranné pomůcky použít) a jak se zachovat v případě nehody.

Ochranné pomůcky

• chemický plášť – Bavlněný (neochotně hoří), bílý (je na něm vidět potřísnění), zapíná se na knoflíky (v případně nutnosti jej lze strhnout).
• štít/brýle – Chrání obličej či oči. Oči jsou značně náchylné na poškození a mohou jimi vnikat do organizmu nebezpečné látky.
• rukavice – Chrání ruce, vyrábějí se např. z latexu, PVC či nitrilu.
• dýchací maska – Mnohdy s výměnnými filtry, které zachytávají určité nebezpečné látky a zabraňují jejich vdechnutí.

Označování chemických látek a směsí

Chemické látky či směsi bývají (v souladu se systémem GHS) dodávány s bezpečnostním listem, který obsahuje informace o nakládání s nimi. Nebezpečnost látek/směsí na obalu může být stručně vyjádřena signálním slovem (VAROVÁNÍ, NEBEZPEČÍ). P-věty (z anglického precaution) informují o bezpečném nakládání, H-věty (z anglického hazard) popisují nebezpečí.

Látky bývají též označené symboly nebezpečí:

Symbol nebezpečí	Význam	Příklad(y)
	žíravé/korozivní látky	kyseliny (např. kyselina sírová), hydroxidy (např. hydroxid sodný určený k čištění odpadu)
	plyny pod tlakem	oxid uhličitý v tlakové lahvi
	dráždivé látky	aceton, prostředek na mytí nádobí
	výbušné látky – uvolňují najednou velké množství plynů	nitroglycerin, TNT, zábavní pyrotechnika
	hořlavé látky	benzín, deodorant ve spreji
	látky nebezpečné pro životní prostředí	pentahydrát síranu měďnatého, dimethylrtuť, čistič WC
	oxidující látky – způsobují či zesilují požár/výbuch	peroxid vodíku, chlornan sodný
	látky nebezpečné pro zdraví – vyvolávají dlouhodobé poškození organizmu	benzen (např. v rozpouštědle barev), kadmium
	jedovaté (toxické) látky – způsobují smrt či poškození zdraví (akutní toxicita)	nikotin, kyanovodík

Nebezpečné látky/směsi v běžném prodeji (např. čisticí prostředky) musejí též být opatřeny bezpečnostním uzávěrem a/nebo haptickou informací (obvykle vyvýšený rovnostranný trojúhelník).

První pomoc

• První pomocí při potřísnění kyselinou/hydroxidem je omývání postiženého místa vodou.
• Popáleniny je namístě chladit, případně sterilně překrýt.
• Při požití jiných látek či kontaktu s nimi je vhodné jednat podle instrukcí na obalu/v bezpečnostním listu, případně volat Toxikologické informační středisko či zdravotnickou záchrannou službu.