Čeština
Matematika
Angličtina
Informatika
Biologie
Umíme to
Němčina
Zeměpis
Dějepis
Fyzika
Obecná chemie
Periodická tabulka prvků
Anorganická chemie
Organická chemie
Biochemie
Chemie v praxi
Rozhodovačka
Otázky
Slepé mapy
Pexeso
Přesouvání
Rozřazovačka
Poznávačka
Krok po kroku
Vpisování
Porozumění
Příběhy
Pojmy ve větách
Týmovka
Závody
Odkrývačka
Anorganická chemie
Kyslík, vodík, vzduch a voda
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.
Kyslík: hybatel i ničitel (života)
Při buněčném dýchání se uvolňuje energie využívaná k životu podobně jako při hoření, ovšem kontrolovaným způsobem prostřednictvím přesných metabolických drah. Chemická nerovnováha (přítomnost kyslíku jako samostatného prvku) na Zemi tedy umožnuje fungování života. Kyslík ovšem, vzhledem ke své reaktivitě, živé soustavy také pozvolna narušuje (to se týká zejména tzv. volných radikálů kyslíku). Dalším negativním působením kyslíku je např. koroze různých materiálů, zejména kovů.
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:
| Plyn | Vzorec | Objem v suchém vzduchu | Další informace |
|---|---|---|---|
| dusík | \mathrm{N_2} | 78 % | Za standardních podmínek víceméně nereaktivní. |
| kyslík | \mathrm{O_2} | 21 % | Zásadní pro buněčné dýchání. |
| argon | \mathrm{Ar} | 0,93 % | Nereaktivní vzácný plyn. |
| oxid uhličitý | \mathrm{CO_2} | 0,04 % | Výchozí látka fotosyntézy, uvolňuje se např. při dýchání, spalování fosilních paliv či sopečné činnosti. |
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.
Voda podle využití
- Pitná voda je vhodná ke konzumaci, zbavená nečistot a mikroorganizmů (vodovodním řádem v Česku se distribuuje právě pitná voda).
- Užitková voda se používá v průmyslu či zemědělství.
- Využitím a znečištěním pitné či užitkové vody vzniká voda odpadní. Před jejím vypuštěním do životního prostředí by měla projít čistírnou odpadních vod.
Voda podle obsahu minerálních látek
- Tvrdá voda obsahuje větší množství rozpuštěných minerálních látek, měkká voda méně (pitná voda v Česku je většinou měkká, což pak nečiní potíže při použití s pracími a čisticími prostředky).
- Destilovaná vody je destilací (vypařením a kondenzací) zbavená minerálních látek.
- Minerální voda je podzemní voda stálého složení a vlastností.
- Množství rozpuštěných solí v mořské vodě se označuje jako salinita.
Užitné kovy
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
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:
| Koncovka | Oxidační číslo |
|---|---|
| -ný | I |
| -natý | II |
| -itý | III |
| -ičitý | IV |
| -ičný, -ečný | V |
| -ový | VI |
| -istý | VII |
| -ičelý | VIII |
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:
| Vzorec (včetně oxidačních čísel) | Název | Další informace |
|---|---|---|
| \mathrm{\overset{\tiny I}{Na} \overset{\tiny -I}{Cl}} | chlorid sodný | Tvoří sůl kamennou, je to hlavní složka kuchyňské soli. |
| \mathrm{\overset{\tiny II}{Ca} \overset{\tiny -I}{F_2}} | fluorid vápenatý | Tvoří minerál fluorit, zdroj fluoru. |
| \mathrm{\overset{\tiny III}{Al} \overset{\tiny -I}{Br_3}} | bromid hlinitý | Užívá se jako katalyzátor v organické chemii. |
| \mathrm{\overset{\tiny V}{P} \overset{\tiny -I}{Cl_5}} | chlorid fosforečný | Používá se jako chlorační činidlo v organické chemii. |
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).
| Oxidační číslo prvku sloučeného s kyslíkem | Koncovka přídavného jména | Příklad |
|---|---|---|
| I | -ný | \mathrm{\overset{\tiny I}{N_2} \overset{\tiny -II}{O}} – oxid dusný |
| II | -natý | \mathrm{\overset{\tiny II}{C} \overset{\tiny -II}{O}} – oxid uhelnatý |
| III | -itý | \mathrm{\overset{\tiny III}{Fe_2} \overset{\tiny -II}{O_3}} – oxid železitý |
| IV | -ičitý | \mathrm{\overset{\tiny IV}{C} \overset{\tiny -II}{O_2}} – oxid uhličitý |
| V | -ičný, -ečný | \mathrm{\overset{\tiny V}{V_2} \overset{\tiny -II}{O_5}} – oxid vanadičný |
| VI | -ový | \mathrm{\overset{\tiny VI}{S} \overset{\tiny -II}{O_3}} – oxid sírový |
| VII | -istý | \mathrm{\overset{\tiny VII}{Cl_2} \overset{\tiny -II}{O_7}} – oxid chloristý |
| VIII | -ičelý | \mathrm{\overset{\tiny VIII}{Os} \overset{\tiny -II}{O_4}} – oxid osmičelý |
Převádění názvu na vzorec
Příklad: oxid selenový.
- Napsat značky prvků. Oxidy vždy obsahují kyslík (\mathrm{O}), který se ve vzorci píše doprava. – \mathrm{SeO}
- Kyslík má oxidační číslo −II. – \mathrm{Se \overset{\tiny -II}{O}}
- Oxidační číslo druhého prvku vychází z koncovky přídavného jména: selenový → selen bude mít oxidační číslo VI. – \mathrm{\overset{\tiny VI}{Se} \overset{\tiny -II}{O}}
- Součet oxidačních čísel v molekule musí být roven 0, je nutné upravit počet jednotlivých atomů.
- Pomocí křížového pravidla: oxidační číslo „převést“ na počet částic druhého prvku (\mathrm{\overset{\tiny VI}{Se_2} \overset{\tiny -II}{O_6}}) a následně vzorec zjednodušit (\mathrm{\overset{\tiny VI}{Se} \overset{\tiny -II}{O_3}}).
- Úvahou/sestavením rovnice. Selen má oxidační číslo VI. Kolik v molekule musí být atomů kyslíku (s ox. č. −II), aby „vyrovnaly“ oxidační číslo VI? Neboli: \mathrm{-II} \cdot × + \mathrm{VI} = 0, x = 3. V molekule musejí být 3 atomy kyslíku: \mathrm{\overset{\tiny VI}{Se} \overset{\tiny -II}{O_3}}.
- Oxidační čísla se obvykle zapisují jen jako pomůcka při tvoření vzorce, tedy výsledný vzorec by byl \mathrm{SeO_3}.
Tento postup přibližuje cvičení krok po kroku (název na vzorec).
Převádění vzorce na název
Příklad: \mathrm{Al_2O_3}.
- Uvědomit si, že jde o oxid.
- Zjistit název prvku sloučeného s kyslíkem (v tomto případě jde o Al = hliník). – oxid hlin…
- Zjistit oxidační číslo druhého prvku. Součet oxidačních čísel v molekule je 0.
- Každý atom kyslíku má oxidační číslo −II, jsou přítomny 3 atomy kyslíku. Součet oxidačních čísel u atomů O je tedy −6.
- Jsou přítomny 2 atomy hliníku (Al). Jaké musí být oxidační číslo každého z nich, aby došlo k „vyrovnání“ −6 u atomů O? Neboli: 2 \cdot × -6 = 0, x = 3. Oxidační číslo hliníku (Al) je III.
- Zjistit, jaké koncovce odpovídá dané oxidační číslo. V tomto případě III → -itý, jedná se o oxid hlinitý.
Tento postup přibližuje cvičení krok po kroku (vzorec na název).
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:
| Vzorec (včetně oxidačních čísel) | Název |
|---|---|
| \mathrm{\overset{\tiny II}{Pb} \overset{\tiny -II}{S}} | sulfid olovnatý |
| \mathrm{\overset{\tiny III}{Al_2} \overset{\tiny -II}{S_3}} | sulfid hlinitý |
Kyseliny a hydroxidy
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:
| Název kyseliny | Vzorec | Informace |
|---|---|---|
| kyselina chlorovodíková | \mathrm{HCl} | Bezkyslíkatá kyselina, je součástí žaludečních šťáv. |
| kyselina sírová | \mathrm{H_2SO_4} | Má široké využití v průmyslu, např. při výrobě plastů, léčiv, výbušnin, hnojiv. |
| kyselina dusičná | \mathrm{HNO_3} | Má široké využití v průmyslu, např. při výrobě hnojiv a výbušnin. |
| kyselina uhličitá | \mathrm{H_2CO_3} | Vzniká rozpouštěním oxidu uhličitého ve vodě, je obsažena např. v sycených nápojích. V přírodě může rozpouštět vápenec a podílet se tak na vzniku krasových jevů. |
| kyselina chlorná | \mathrm{HClO} | Je součástí čisticích a dezinfekčních prostředků. |
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.
Související kapitoly
- Kyselost a zásaditost roztoků, pH – Obecné informace o pH a jeho měření.
- Karboxylové kyseliny – Kyseliny náležící do tématu organické chemie.
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.
| Oxidační číslo kyselinotvorného prvku | Příklad podstatného jména/aniontu |
|---|---|
| I | chlornan \mathrm{(ClO)^{-I}} |
| III | dusitan \mathrm{(NO_2)^{-I}} |
| IV | uhličitan \mathrm{(CO_3)^{-II}}, siřičitan \mathrm{(SO_3)^{-II}}, křemičitan \mathrm{(SiO_3)^{-II}} |
| V | dusičnan \mathrm{(NO_3)^{-I}}, trihydrogenfosforečnan = fosforečnan \mathrm{(PO_4)^{-III}}, chlorečnan \mathrm{(ClO_3)^{-I}} |
| VI | síran \mathrm{(SO_4)^{-II}} |
| VII | manganistan \mathrm{(MnO_4)^{-I}} |
Převádění názvu na vzorec
Příklad: dusičnan manganatý
- Nejprve vytvoříme část vzorce odpovídající aniontu (je nutné ovládat tvoření vzorců kyslíkatých kyselin, nebo si základní kyseliny pamatovat – vizte výše). Dusičnan → bude se jednat o kyselinu dusičnou \mathrm{HNO_3}.
- Anion kyseliny vzniká tak, že kyselina odštěpí kationt(y) vodíku. Bude mít tedy podobu \mathrm{(NO_3)^{-I}}.
- Přidáme prvek tvořící kation s patřičným oxidačním číslem, v tomto případě \mathrm{Mn} s oxidačním číslem II (-natý). \mathrm{Mn^{II}(NO_3)^{-I}}.
- Součet oxidačních čísel – respektive (myšlených) nábojů – v elektricky neutrální molekule je 0. S ohledem na to upravíme počet iontů. Lze použít i křížové pravidlo a oxidační číslo jednoho iontu „převést“ na počet výskytů druhého iontu: \mathrm{Mn^{II}(NO_3)^{-I}_{2}} → \mathrm{Mn(NO_3)_{2}}
Převádění vzorce na název
Příklad: \mathrm{Al_2(SO_4)_3}
- Při převádění vzorce na název je nutné si pamatovat/vyhledat buď podobu aniontů kyselin, nebo typická oxidační čísla částic prvků. Ideální je použít kombinaci obojího.
- Vycházíme-li ze znalosti aniontu:
- Víme, že sůl obsahuje síranový anion, který je odvozený z kyseliny sírové (\mathrm{H_2SO_4}). Tento anion má oxidační číslo −II (vznikne odštěpením dvou iontů \mathrm{H^+}).
- Celkový součet oxidačních čísel síranových aniontů je −6.
- Aby byl součet oxidačních čísel v molekule 0, každá jedna z částic hliníku musí mít oxidační číslo III.
- Vycházíme-li z typických oxidačních čísel (u iontů odpovídají jejich nábojům):
- Hliník (Al) má typické oxidační číslo III. Přídavné jméno bude hlinitý.
- Kyslík (O) se ve sloučeninách typicky vyskytuje v oxidačním čísle −II (pokud není sloučen s fluorem).
- Síra (S) musí tedy mít oxidační číslo VI → podstatné jméno bude síran.
- Sůl vzorce \mathrm{Al_2(SO_4)_3} je síran hlinitý.
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.
Organické soli
Tato kapitola se zabývá hlavně solemi anorganických kyselin. Soli ale mohou mít i organickou podstatu (vizte kapitolu deriváty karboxylových kyselin).
