Anorganická chemie

Anorganická chemie se zabývá složením, vlastnostmi a reakcemi prvků a sloučenin (mimo mnohé sloučeniny uhlíku, kterými se zabývá chemie organická).

Dílčí témata jsou tato:

• Prvky tematicky – Prvky jsou zde seskupeny na základě využití, specifických vlastností či výskytu v přírodě.
• Prvky podle skupin – Podtéma sdružující prvky podle skupin periodické tabulky.
• Anorganické sloučeniny – Halogenidy, oxidy, soli, anorganické kyseliny a zásady aj.

Toto téma seskupuje chemické prvky na základě jejich využití, specifických vlastností či výskytu v přírodě.

Dílčí podtémata jsou tato:

• Kyslík, vodík – Významné prvky, které jsou součástí vody, vzduchu (v případě kyslíku) i živých organismů.
• Uhlík
• Dusík, síra, fosfor
• Polokovy – Prvky s vlastnostmi na pomezí kovů a nekovů, využívané např. k výrobě polovodičů.
• Užitné kovy – Kovy běžně používané v průmyslu a každodenním životě (např. železo, měď, hliník aj.).

Kyslík i vodík jsou součástí molekul vody. Kyslík jako prvek je také významnou součástí ovzduší. Oba prvky jsou zásadní pro život.

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 hlavně 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}) je forma kyslíku ze 3atomových molekul. Nachází se 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 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.

Uhlík (\mathrm{C}) je významný nekov. Jakožto samostatný prvek je stálý a málo reaktivní. Jeho atomy mají 4 valenční elektrony, vlivem toho jsou 4vazné. Atomy \mathrm{C} jsou schopné se spojovat do řetězců či kruhů, což umožňuje vznik velkého množství organických sloučenin.

Formy uhlíku

Formy uhlíku (jakožto samostatného prvku) se liší uspořádáním atomů.

• grafit (tuha) (a) – Má atomy uspořádané ve vrstvách (b), které se snadno odlupují (proto se používá do tužek). Je elektricky vodivý, může být materiálem pro výrobu elektrod. Také se z něj tvoří žáruvzdorné nádoby.

• grafen – Strukturou (c) odpovídá jedné vrstvě grafitu. Nalézá uplatnění např. v elektronice/při výrobě akumulátorů.

• diamant (d) – Nejtvrdší minerál vyskytující se v přírodě. Drobné diamanty (pro průmyslové využití) lze vyrábět i uměle. Diamant má atomy pevně vázané v krychlové mřížce. Používá se proto např. k broušení, řezání či vrtání. Uplatnění má i ve šperkařství.

• fullereny – Uměle vyráběné molekuly tvaru fotbalových míčů (e), lze z nich připravovat kompozitní materiály a nanovlákna.

a – grafit

b – struktura grafitu

c – struktura grafenu

d – diamant

e – struktura fullerenu

Další výskyt uhlíku

Uhlík je také součástí sazí (ty se používají třeba jako černé barvivo v tonerech laserových tiskáren), koksu (je zásadní pro výrobu železa) či uhlí.

Aktivní uhlí na sebe díky své porézní struktuře a velkému povrchu dokáže vázat různé látky. Toho se využívá při léčení zažívacích obtíží nebo při čištění vody či vzduchu. Vyrábí se z rostlinného materiálu, např. kokosových skořápek.

Uhlík v živých organismech

Uhlík je zásadní součástí biomolekul (sacharidů, tuků, proteinů či nukleových kyselin). Pozemský život je založen na uhlíku. Z organismů v průběhu času vznikají fosilní suroviny.

Sloučeniny uhlíku

Mezi anorganické sloučeniny uhlíku patří například:

• oxid uhličitý (\mathrm{CO_2}) – Vzniká při buněčném dýchání či hoření organickcých látek. Výchozí látka fotosyntézy. Je součástí koloběhu uhlíku v přírodě. Jde o skleníkový plyn.
• oxid uhelnatý (\mathrm{CO}) – Jedovatý plyn, blokuje přenos kyslíku hemoglobinem.
• hydrogenuhličitan sodný (\mathrm{NaHCO_3}) – Jedlá soda. Využívá se např. v kypřicích prášcích či hasicích přístrojích.

Dusík, síra a fosfor jsou nekovové prvky, které jsou významné jak pro průmysl, tak pro živé organismy.

Dusík

Dusík (\mathrm{N}) je za standardních podmínek plyn. Zaujímá 78 % objemu suchého vzduchu.

Je tvořen dvouatomovými molekulami \mathrm{N_2}. Mezi jednotlivými atomy \mathrm{N} je v této molekule stabilní trojná vazba, proto je plynný dusík poměrně nereaktivní. Z tohoto důvodu se používá jako inertní atmosféra při konzervaci potravin (např. balených sýrů).

Dusík má teplotu varu −196 °C. Kapalný dusík se v medicíně využívá např. pro odstraňování bradavic či pro chlazení biologického materiálu (třeba uchovávání pohlavních buněk).

Dusík je zásadní součástí biomolekul, jde o prvek nezbytný pro život. Je součástí aminokyselin, z nichž jsou tvořeny bílkoviny (proteiny). Dusík je obsažen i v nukleových kyselinách (DNA, RNA).

Atmosférický dusík je v přírodě zabudováván do organických sloučenin díky činnosti bakterií (včetně sinic). Ze sloučenin jej do ovzduší naopak uvolňují zejména denitrifikační bakterie.

Dusík je nepostradatelný pro růst rostlin, proto bývá součástí hnojiv. Předstupněm pro výrobu hnojiv je Haberův–Boschův proces, který průmyslově zabudovává atmosférický dusík do molekul amoniaku (\mathrm{NH_3}).

Mezi další sloučeniny dusíku patří třeba jeho oxidy (souhrnně se označují jako \mathrm{NO}_x), které jsou škodlivou součástí emisí, např. při spalování fosilních paliv.

Síra

Síra (\mathrm{S}) je za standardních podmínek pevná látka žluté barvy. Má typický „pekelný“ zápach.

a – síra

V přírodě se nachází čistá zejména v okolí sopek (ve vulkanicky aktivních oblastech). Je součástí mnohých minerálů (např. pyritu – \mathrm{FeS_2}). V živých organismech jsou atomy síry obsaženy třeba v některých aminokyselinách.

Síra jakožto samostatný prvek se využívá např. při vulkanizaci kaučuku (zlepšuje/upravuje vlastnosti „gumy“, např. při výrobě pneumatik).

Fosfor

Fosfor (\mathrm{P}) jakožto prvek existuje v několika základních formách:

• bílý fosfor (b) – Vysoce reaktivní, toxický. Tvořen molekulami \mathrm{P_4}.
• červený fosfor – Stabilnější, používá se např. v rámci zápalek (c, hlavičky zápalek i zápalné plochy na krabičkách).
• černý fosfor – Stabilní, svou strukturou připomíná diamant.

b – bílý fosfor

c – zápalky

d – apatit

V přírodě se fosfor obvykle vyskytuje ve formě fosforečnanových aniontů (\mathrm{PO_4^{3-}}). Tyto ionty obsahuje třeba minerál apatit (d). Hydroxyapatit je součástí kostí či zubů živočichů.

Co se týká organických sloučenin, atomy fosforu jsou obsaženy např. v nukleových kyselinách (DNA, RNA), ATP (nosič energie v buňkách) či fosfolipidech, které tvoří buněčné membrány.

Polokovy jsou prvky, které tvoří přechod mezi kovy a nekovy. Jsou za standardních podmínek pevné. Vzhledem se obvykle podobají kovům (jsou lesklé), vlastnostmi spíše nekovům (jsou křehké, nejsou kujné, v čisté podobě obvykle nevedou elektrický proud). Tvoří kationty. Mají zásadní význam pro výrobu polovodičů.

Dále uvádíme příklady významných polokovů.

Křemík

Sloučeniny křemíku (\mathrm{Si}) jsou hojně zastoupeny v zemské kůře. Křemík je součástí minerálu křemene (oxid křemičitý, a) či křemičitanů. Tyto minerály pak mohou tvořit horniny.

Oxid křemičitý (\mathrm{SiO_2}) je obsažen ve sklářském písku a využívá se k výrobě skla (b, v běžném sodnovápenatém skle je obsažen asi ze 60–80 %, přidává se ještě uhličitan sodný – \mathrm{Na_2CO_3} – ke snížení teploty tavení a uhličitan vápenatý – \mathrm{CaCO_3}).

Čistý křemík (c) se používá k výrobě polovodičů. Polovodiče jsou nezbytné pro výrobu tranzistorů, které jsou např. součástí procesorů. Také jsou součástí solárních panelů.

Silikony jsou sloučeniny, jejichž základ tvoří řetězec se střídajícími se atomy křemíku (\mathrm{Si}) a kyslíku (\mathrm{O}), dále obsahují uhlík (\mathrm{C}) a vodík (\mathrm{H}). Jsou tepelně i chemicky stálé. Používají se např. pro výrobů tmelů a výplňových hmot (d), nádobí, mazadel/olejů či tělních implantátů.

a – křemen

b – sklo

c – krystal čistého křemíku

d – silikon

Germanium

Čisté germanium (\mathrm{Ge}) i jeho sloučenina oxid germaničitý (\mathrm{GeO_2}) propouštějí infračervené (IR) záření. Toho se využívá např. u termokamer či termovize. Sloučeniny germania se také využívají jako příměsi do optických vláken.

Arsen

Arsen (\mathrm{As}) je značně toxický prvek. Jeho sloučeniny se dříve používaly jako jedy: oxid arsenitý (\mathrm{As_2O_3}, arsenik, otrušík) je zmíněn např. v divadelní hře Maryša (e) bratří Mrštíků (1894). Zhruba do konce 19. století se arsen používal i k výrobě barviv (f).

e – divadelní hra Maryša

f – svinibrodská zeleň

Výrobky obsahující kovy jsou všudypřítomné jak v běžném životě, tak např. ve stavebnictví či průmyslu.

Kovy obecně

Kovy dobře vedou elektrický proud a teplo. Jsou obvykle lesklé, kujné (lze je tvarovat) a tažné (lze je natahovat). Ušlechtilé kovy (např. zlato, stříbro, platina) se v přírodě často nacházejí ryzí. Naopak neušlechtilé kovy (např. železo) se v přírodě vyskytují ve sloučeninách, které se těží jakožto rudy. Výrobou kovů (zejména získávání čistých kovů z rud) se zabývá hutnictví (metalurgie).

a – železo

b – hliník

c – měď

d – zlato

f – stříbro

Vybrané kovy a jejich využití

• železo (\mathrm{Fe}, obrázek a)

  • Jde o nejpoužívanější kov. Samo o sobě je reaktivní, reakcí se vzduchem a vodou se mění na rez (\mathrm{Fe_2O_3} \cdot n\mathrm{H_2O}).
  • Rudami železa jsou např. hematit (\mathrm{Fe_2O_3}), magnetit (\mathrm{Fe_3O_4}) či siderit (\mathrm{FeCO_3}). Železo se vyrábí ve vysokých pecích díky redukci uhlíkem (ten se dodává ve formě koksu).
  • Ve vysokých pecích vzniká surové železo, které má vysoký obsah uhlíku. Surové železo se pak upravuje na litinu či ocel.
  • Při výrobě oceli se snižuje obsah uhlíku a přidávají se další prvky (např. \mathrm{Ni}, \mathrm{Mn}, \mathrm{Cr}, \mathrm{V} aj.). Tak vzniká např. korozivzdorná („nerezová“) ocel.
  • Železo je součástí hemoglobinu v červených krvinkách, který zajišťuje přenos kyslíku (\mathrm{O_2}) po těle.

• hliník (\mathrm{Al} , obrázek b) – Lehký kov, dobře vede elektrický proud i teplo. Využívá se např. pro výrobu chladičů hardwaru (procesory, grafické karty…). Alobal je tenká hliníková fólie (používaná třeba v potravinářství).

• měď (\mathrm{Cu}, obrázek c) – Načervenalý měkký kov, v přírodě se vyskytuje ryzí i ve sloučeninách. Výborně vede elektrický proud, často se využívá na výrobu kabelů. Z mědi mohou být též např. okapy či střešní krytiny (zejména na historických budovách jsou pokryté zoxidovanou mědí – tzv. měděnkou). Měď se v malém množství nachází v živých organismech (je součástí enzymů či hemocyaninu – krevního barviva některých bezobralých živočichů).

• zlato (\mathrm{Au}, obrázek d) – V přírodě se vyskytuje ryzí. Je chemicky odolné. Má výbornou vodivost, proto se používá např. k pokovování kontaktů a obecně výrobě elektroniky. Má též využití ve šperkařství. Jeho čistota se udává v karátech (karát je v kontextu zlata \frac{1}{24}, 24 kt = ryzí zlato) či tisícinách (např. 999/1000). Dříve se získávalo rýžováním, dnes se z hornin získává rozpouštěním v kyanidu sodném (\mathrm{NaCN}). Může sloužit jako investiční kov.

• stříbro (\mathrm{Ag}, obrázek e) – Ušlechtilý kov. Zejména při kontaktu s kůží černá, pokrývá se vrstvou sulfidu stříbrného (\mathrm{Ag_2S}). Využívá se např. ve šperkařství, v medicíně (má baktericidní účinky) či jako investiční kov.

Toto téma prochází chemické prvky na základě toho, ve které skupině periodické tabulky se nacházejí.

Dílčí podtémata jsou tato:

• Alkalické kovy, kovy alkalických zemin – Vysoce reaktivní kovy z 1. a 2. skupiny, měkké a lehké s nízkou teplotou tání. Pro ZŠ a obecný přehled je vhodné téma věnující se základním informacím o obou skupinách.
• Přechodné kovy – Věnuje se d-bloku periodické tabulky. Pro kontext zaměřující se hlavně na využití kovů (nejen z bloku d) lze využít téma užitné kovy.
• 13. skupina – Skupina boru, triely.
• 14. skupina – Skupina uhlíku, tetrely.
• Pniktogeny (15. skupina) – Skupina dusíku, prvky s pěti valenčními elektrony.
• Chalkogeny (16. skupina) – Skupina kyslíku, prvky se šesti valenčními elektrony. Tvoří např. oxidy a sulfidy.
• Halogeny, vzácné plyny (17. a 18. skupina) – Vysoce reaktivní halogeny a naopak inertní vzácné plyny.

Prvky 1. a 2. skupiny periodické tabulky (mimo vodík) patří mezi kovy. Jde o pevné látky. Jsou značně reaktivní a snadno tvoří kationty. Ve srovnání s ostatními kovy mají malou hustotu a nízké teploty tání.

Alkalické kovy

Alkalické kovy se nacházejí v 1. skupině periodické tabulky. Jejich pojmenování vychází z toho, že vytvářejí zásadité (alkalické) sloučeniny. Atomy alkalických kovů mají 1 valenční elektron. Ten ochotně přenechávají jiným částicím, přičemž samy tvoří kationty s nábojem +.

Alkalické kovy jsou měkké, dají se krájet nožem. Reagují s vodou, proto se obvykle uchovávají v petroleji či jiných nepolárních rozpouštědlech.

• lithium (\mathrm{Li}) – Mezi alkalickými kovy má nejmenší hustotu, plave v petroleji (a). Je významné pro výrobu akumulátorů (např. do smartphonů či elektromobilů). V Krušných horách se nachází asi 3 % světových zásob lithia, jeho těžba se pozvolna plánuje.
• sodík (\mathrm{Na}, obrázek b) – Je vysoce reaktivní. Jakožto prvek se používá např. ve výbojkách pouličního osvětlení (ty jsou však postupně nahrazovány LED) či v chladicích systémech některých jaderných reaktorů. Sodík se v přírodě vyskytuje jen ve sloučeninách (např. v chloridu sodném – \mathrm{NaCl} – z něhož se elektrolýzou získává). Sodné kationty (\mathrm{Na^+}) barví plamen žlutooranžově (c). V těle se sodné kationty podílejí třeba na hospodaření s vodou v rámci buněk.
• draslík (\mathrm{K}, obrázek d) – Vlivem nižší elektronegativity je ještě reaktivnější než sodík. Jeho ionty barví plamen fialově (e). Draselné kationty (\mathrm{K^+}) se podílejí např. na udržování pH organismu.

a – lithium

b – sodík

c

d – draslík

e

Kovy alkalických zemin

Kovy alkalických zemin se v periodické skupině nacházejí ve 2. skupině. V českém prostředí se mezi ně někdy nezahrnuje beryllium (\mathrm{Be}). Jejich atomy obsahují 2 valenční elektrony. Ty snadno odevzdávají a tak tvoří kationty s nábojem \mathrm{2+}.

• hořčík (\mathrm{Mg}, obrázek f) – Lehký a hořlavý kov. Je důležitou součástí fotosyntetického barviva chlorofylu. V lidském těle jsou hořečnaté kationty (\mathrm{Mg^{2+}}) nezbytné pro činnost velkého množství enzymů. Částice \mathrm{Mg^{2+}} se účastní tvorby bílkovin a jsou důležité pro získávání energie ze živin.

• vápník (\mathrm{Ca}) – Reaktivní kov, který se uchovává v petroleji či inertní atmosféře (g). Jeho ionty barví plamen cihlově červeně (h). V přírodě se nachází např. v uhličitanu vápenatém (\mathrm{CaCO_3}), ten tvoří minerál kalcit či horniny vápenec (i) a mramor. Sloučeniny vápníku v organismech vytvářejí minerální složku kostí a zubů. Vápenaté kationy (\mathrm{Ca^{2+}}) se nacházejí v tělních tekutinách, jsou důležité pro srážení krve a komunikaci mezi buňkami.

f – hořčík

g – vápník (prvek)

h

i – hornina vápenec

Výše zmíněné ionty (\mathrm{Na^+}, \mathrm{K^+}, \mathrm{Mg^{2+}} i \mathrm{Ca^{2+}}) jsou nezbytné také např. pro vedení nervových vzruchů či fungování svalů.

Prvky 17. a 18. skupiny periodické tabulky se výrazně liší svými vlastnostmi. Prvky 17. skupiny jsou značně reaktivní, prvky 18. skupiny naopak prakticky netečné.

Halogeny

Mezi halogeny patří prvky 17. skupiny: fluor (\mathrm{F}), chlor (\mathrm{Cl}), brom (\mathrm{Br}), jod (\mathrm{I}) a radioaktivní astat (\mathrm{At}). Halogeny mají vysokou elektronegativitu. Do stabilní konfigurace valenční vrstvy jim chybí jeden elektron. Ten přijímají od jiných částic, čímž tvoří anionty (s nábojem -).

V přírodě se halogeny nacházejí pouze ve sloučeninách. Za standardních podmínek existují jako dvouatomové molekuly (\mathrm{F_2}, \mathrm{Cl_2}, \mathrm{Br_2}, \mathrm{I_2}). Jejich reaktivita klesá s rostoucím protonovým číslem.

• fluor (\mathrm{F_2}) – Má ze všech prvků nejvyšší elektronegativitu. Jde o žlutozelený jedovatý plyn. Fluoridové anionty (\mathrm{F^-}) se přidávají do zubních past, zvyšují odolnost zubní skloviny.
• chlor (\mathrm{Cl_2}) – Zelený jedovatý plyn. Byl použit jako bojový plyn v 1. světové válce. Chlor či jeho sloučeniny se používají k bělení papíru a textilií, dezinfekci pitné vody či k výrobě plastů (např. PVC). Chloridové anionty (\mathrm{Cl^-}) jsou obsaženy v kuchyňské soli (\mathrm{NaCl}) i tělních tekutinách. V organismu jsou mj. součástí kyseliny chlorovodíkové (\mathrm{HCl}), která zajišťuje rozkládání potravy v žaludku.
• brom (\mathrm{Br_2}) – Za standardních podmínek tmavě hnědá, těžká kapalina. Má vysokou tenzi par, velmi ochotně se vypařuje. Je jedovatý a poškozuje pokožku a oči. Jeho sloučeniny se používají třeba jako zpomalovače hoření.
• jod (\mathrm{I_2}) – Za standardních podmínek tmavě fialová pevná látka, která snadno sublimuje. Jeho soli se nacházejí v mořské vodě a řasách. Částice jodu jsou součástí hormonů štítné žlázy, jsou nezbytné pro vývoj a růst organismu. Proto se sloučeniny jodu (např. jodistan draselný \mathrm{KIO_3}) přidávají do kuchyňské soli. Jod bývá součástí některých dezinfekcí (tzv. jodovaný povidon).

a – chlor

b – brom

c – jod

Vzácné plyny

Vzácné plyny tvoří 18. skupinu periodické tabulky. Patří mezi ně helium (\mathrm{He}), neon (\mathrm{Ne}), argon (\mathrm{Ar}), krypton (\mathrm{Kr}), xenon (\mathrm{Xe}) a radioaktivní radon (\mathrm{Rn}). Jejich atomy mají zcela zaplněnou valenční elektronovou vrstvu, proto jsou mimořádně stabilní a prakticky nereaktivní. V přírodě se vyskytují jako jednoatomové molekuly.

• helium (\mathrm{He}) – Jde o druhý nejlehčí prvek. Používá se k plnění balónků či vzducholodí (na rozdíl od vodíku není hořlavé). Také je zásadní pro dosahování nízkých teplot, např. v přístrojích magnetické rezonance. Získává se typicky ze zemního plynu, kam se dostává jako produkt rozpadu radioaktivních prvků ze zemské kůry.
• neon (\mathrm{Ne}, obrázek d) – Používá se v reklamních světelných trubicích, při průchodu elektrického proudu vydává charakteristické červenooranžové světlo.
• argon (\mathrm{Ar}) – Nejvíce zastupený vzácný plyn v atmosféře (0,93 % objemu suchého vzduchu). Používá se jako ochranná atmosféra při svařování.
• krypton (\mathrm{Kr}) a xenon (\mathrm{Xe}) – Používají se v některých typech výbojek a laserů.
• radon (\mathrm{Rn}) – Je radioaktivní plyn vznikající rozpadem uranu v zemské kůře. Může pronikat do budov a představuje zdravotní riziko, při vdechování zvyšuje riziko rakoviny plic.

d – neonový nápis

Mezi anorganické sloučeniny patří následující skupiny látek:

• Dvouprvkové sloučeniny vodíku – Hydridy a další.
• Halogenidy – Sloučeniny halogenů s elektropozitivnějšími prvky.
• Oxidy – Sloučeniny kyslíku s elektropozitivnějšími prvky.
• Sulfidy – Sloučeniny síry s elektropozitivnějšími prvky.
• Kyseliny a hydroxidy – Látky zodpovědné za kyselost/zásaditost roztoků. Téma zahrnuje informace o anorganických kyselinách.
• Soli – Iontové sloučeniny vznikající např. reakcí kyselin a zásad.
• Anorganické sloučeniny: mix

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

Oxidační číslo atomu halogenu v halogenidech je \mathrm{-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 \mathrm{−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{\scriptsize IV}{C} \overset{\scriptsize -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 0,043 % (427 ppm). Jeho obsah ve vzduchu vlivem lidské činnosti stoupá, což prohlubuje skleníkový efekt.
• oxid uhelnatý (\mathrm{\overset{\scriptsize II}{C} \overset{\scriptsize -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{\scriptsize I}{N_2} \overset{\scriptsize -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 vede ke vzniku přízemního ozonu.
• oxid křemičitý (\mathrm{\overset{\scriptsize IV}{Si} \overset{\scriptsize -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 (typicky v malých sáčcích u různých výrobků).
• oxid titaničitý (\mathrm{\overset{\scriptsize IV}{Ti} \overset{\scriptsize -II}{O_2}}) – Využíván jako bílé barvivo, např. do temper či zubních past.
• oxid siřičitý (\mathrm{\overset{\scriptsize IV}{S} \overset{\scriptsize -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{\scriptsize VI}{S} \overset{\scriptsize -II}{O_3}}) – Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina sírová.
• oxid železitý (\mathrm{\overset{\scriptsize III}{Fe_2} \overset{\scriptsize -II}{O_3}}) – Součástí minerálu hematitu, ruda železa.
• oxid vápenatý (\mathrm{\overset{\scriptsize II}{Ca} \overset{\scriptsize -II}{O}}) – Pálené vápno, součást cementu. Vzniká pálením vápence.

Sulfidy jsou sloučeniny síry s méně elektronegativními prvky. Oxidační číslo atomu síry v sulfidech je \mathrm{-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 ve vodném roztoku 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 organismech (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, například:

\mathrm{SO_2 + H_2O \longrightarrow H_2SO_3} – Oxid siřičitý reaguje s vodou, vzniká kyselina siřičitá.

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).

Zásaditý je i roztok amoniaku (\mathrm{NH_3}) používaný např. jako chladicí médium či k syntéze různých látek obsahujících dusík (např. kyseliny dusičné, hnojiv). Amoniak se získává katalyzovanou reakcí dusíku s vodíkem (Haberův–Boschův proces): \mathrm{N_2 + 3\,H_2 \longrightarrow 2\,NH_3}

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 organismů. 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.