skanovacieho tunelovacieho mikroskopu STM (z angl. Scanning Tunneling Microscope) s možnosťou rozlíšenia na úrovni jednotlivých atómov (obr. 1.1).

Transcript

1 1 VŠEOBECNÉ POJMY 1.1 Hmota a jej vlastnosti Hmotu poznáme v dvoch základných formách: ako látku a pole. Látka je taká forma hmoty, pri ktorej prevládajú priestorovo diskrétne (nespojité) vlastnosti. K látkam patria fyzikálne telesá (skúma ich fyzika), chemické látky (skúma ich chémia), ako aj živé organizmy (skúma ich biológia). Fyzikálne pole sa vyznačuje priestorovo spojitými vlastnosťami. Príkladom je magnetické pole, elektrické pole a gravitačné pole. Uvedené dve formy hmoty nie sú od seba oddeliteľné a nezávislé. Ten istý hmotný objekt môže mať prevládajúce látkové alebo poľové vlastnosti v závislosti od svojho energetického obsahu (v závislosti od rýchlosti pohybu). Pri nízkych energiách prevládajú látkové vlastnosti, kým pri vysokých energiách a rýchlostiach prevládajú vlastnosti poľa. Podľa teórie relativity nie je žiadny rozdiel medzi látkou a energiou, pretože látka sa môže meniť na energiu a naopak. Poznámka: V angličtine sa slovo matter (aj keď sa prekladá ako hmota, matéria) obyčajne chápe ako to, čo v slovenčine označujeme pojmom látka (čiže nezahŕňa pole). Hmotné objekty z fyzikálneho hľadiska triedime na makroskopické a mikroskopické. Makroskopické objekty sa riadia zákonmi klasickej fyziky. Príkladom sú telesá, napr. kadička v laboratóriu, slnečné panely, svetlo emitujúce diódy, kocka ľadu a pod. Mikroskopické objekty sa riadia zákonmi kvantovej mechaniky. Príkladom sú elementárne častice (protón, elektrón, neutrón a i.), atómové jadrá, atómy, molekuly, agregáty molekúl. Možnosť poznávania hmotného sveta je podmienená skutočnosťou, že neoddeliteľnou vlastnosťou hmoty je pohyb a to nielen v zmysle premiestňovania telies v priestore. Látkové, tepelné, elektrické a iné zmeny sú tiež prejavom pohybujúcej sa hmoty. Dobrým príkladom súčasných možností spoznávania hmotného sveta je veľký rozvoj experimentálnych metód určených k štúdiu štruktúry povrchu tuhých látok pomocou Obr. 1.1 Pomocou špičky skanovacieho tunelovacieho mikroskopu sme schopní manipulovať s jednotlivými atómami xenónu. skanovacieho tunelovacieho mikroskopu STM (z angl. Scanning Tunneling Microscope) s možnosťou rozlíšenia na úrovni jednotlivých atómov (obr. 1.1). Poznámka: STM bol objavený v roku 1981 G. Binnigom a H. Rohrerom. V roku 1986 získali za tento objav Nobelovu cenu za fyziku. 13

2 1.2 Predmet a objekty štúdia anorganickej chémie Zatiaľ čo organická chémia je považovaná za chémiu uhlíka, anorganická chémia je chémiou všetkých prvkov s výnimkou organických zlúčenín uhlíka. V najširšom slova zmysle je toto tvrdenie pravdivé, ale medzi jednotlivými odvetviami chémie dochádza k prekryvu. Poznámka: Aktuálnym príkladom je chémia fulerénov a grafénov (3. diel, kap ). Nobelova cena za chémiu bola v roku 1996 udelená profesorom H. Krotovi, R. Smalleymu a R. Curlovi za objav fulérenov. Naproti tomu Nobelova cena za fyziku v roku 2010 bola udelená A. Geimovi a K. Novoselovovi za priekopnícke experimenty týkajúce sa dvojrozmerného materiálu grafénu. Neobyčajné vlastnosti a použitie uhlíkových molekúl fulérenov, nanotrubičiek a grafénových vrstiev je predmetom štúdia anorganických, organických a fyzikálnych chemikov, fyzikov ako aj materiálových vedcov. Anorganická chémia nie je len samotné štúdium prvkov a zlúčenín, ale aj zvládnutie základných zákonov a zákonitostí chémie, poznatkov o štruktúre elektrónových obalov, poznanie schopnosti atómov vytvárať viazané sústavy, ako sú molekuly, viacatómové ióny a chemické látky. K štúdiu anorganickej chémie patrí aj poznanie termodynamických a kinetických aspektov anorganických reakcií. Prekryv medzi fyzikálnou a anorganickou chémiou je významný aj pri štúdiu štruktúry molekúl. Napr. na určenie štruktúry tuhých látok sa často používajú metódy kryštálovej štruktúrnej analýzy, ktoré umožňujú získať väzbové vzdialenosti a uhly medzi atómami v molekule, a tiež informácie a charaktere medzimolekulových interakcií. Podobne, aj pri interpretácii správania sa molekúl v roztoku používame fyzikálne spektrálne metódy, napr. nukleárnu magnetickú rezonanciu. Poznámka: Hlavnou náplňou anorganickej chémie je experimentálne štúdium a teoretická interpretácia vlastnosti všetkých prvkov a ich zlúčenín ako aj chemických reakcií, ktorím podliehajú s výnimkou uhľovodíkov a ich derivátov. Hranice anorganickej chémie nie sú presne vymedzené, lebo sa nedá jednoznačne rozhodnúť, do ktorej z chemických disciplín možno niektoré typy zlúčenín zaradiť. Anorganická chémia zasahuje prostredníctvom koordinačných a organokovových zlúčenín do organickej chémie a prostredníctvom bioanorganických zlúčenín do biochémie a biológie. Anorganická chémia je priamou súčasťou teoretického základu takých technických disciplín, ako sú anorganická technológia, technológia silikátov a niektoré odvetvia katalýzy a metalurgie. Chémia je vedný odbor kvantitatívnej povahy, z čoho vyplýva potreba ovládať spôsoby kvantitatívneho vyjadrenia množstva a zloženia hmotných objektov, ich premien a energetických charakteristík týchto premien. 14

3 1.3 Veličiny Fyzikálnou veličinou rozumieme pojem, ktorý vyjadruje kvalitatívne aj kvantitatívne vlastnosti hmotných objektov. Veličinu X môžeme vyjadriť súčinom jej číselnej hodnoty {X} a príslušnej jednotky [X] X = {X} [X] Veličina má svoju jednotku, ktorá udáva jej relatívnu veľkosť. V tab. 1.1 sú uvedené základné fyzikálne veličiny. Medzinárodnú sústavu jednotiek sústavu SI (z fr. Système International d'unités) tvorí sedem základných jednotiek. Tabuľka 1.1 Základné fyzikálne veličiny a ich jednotky Fyzikálna veličina Symbol veličiny Základná jednotka Označenie hmotnosť m kilogram kg dĺžka l meter m čas t sekunda s termodynamická teplota T kelvin K látkové množstvo n mól mol elektrický prúd I ampér A svietivosť I v kandela cd Väčšie a menšie jednotky sa získavajú ako násobky základných jednotiek násobením mocninou desiatich (tab. 1.2). Názov vynásobenej jednotky sa získa pridaním predpony k názvu jednotky. Výnimkou z tohto pravidla je jednotka hmotnosti, kde sa násobky jednotky vytvárajú so základom gram. Tabuľka 1.2 Násobky základných jednotiek. Predpona Symbol Násobok 10 x Predpona Symbol Násobok 10 x yotta Y yocto y zetta Z zepto z exa E atto a peta P femto f tera T piko p giga G 10 9 nano n 10 9 mega M 10 6 mikro 10 6 kilo k 10 3 mili m 10 3 hekto h 10 2 centi c 10 2 deka da 10 deci d

4 Veličiny môžeme triediť z rôznych hľadísk. Môžu byť stavové alebo procesové. Stavová veličina určuje stav danej sústavy a nezávisí od spôsobu, akým sa sústava do tohto stavu dostala. Stavovou veličinou je teplota T, tlak p, objem V alebo koncentrácia c. Procesová veličina kvantitatívne opisuje z energetického hľadiska pôsobenie medzi sústavou a okolím pričom závisí od spôsobu, akým sa sústava dostala do daného stavu. Procesovou veličinou je teplo q a práca w. Podľa vzťahu k množstvu látky v skúmanej sústave rozlišujeme extenzitné a intenzitné veličiny. Extenzitná veličina je úmerná množstvu látky v sústave. Je aditívna, to značí, že jej hodnota pre sústavu je daná súčtom hodnôt pre jednotlivé časti sústavy. Extenzitnou veličinou je napr. hmotnosť m, energia E, objem V, počet častíc N, látkové množstvo n a iné. Intenzitná veličina nezávisí na množstve látky v sústave. Intenzitne veličiny nie sú aditívne. Medzi intenzitné veličiny patria napr. teplota T, tlak p, koncentrácia c, hustota a iné. Podielom dvoch extenzitných veličín získame intenzitnú veličinu. Špecifická veličina je podielom extenzitnej veličiny a hmotnosti. Vzťahuje sa teda na jednotkovú hmotnosť, napr. špecifický (merný) objem V sp = V / m. Mólová veličina je vyjadrená podielom extenzitnej veličiny a látkového množstva. Vzťahuje sa na jednotkové látkové množstvo, napr. mólový objem V m = V / n alebo mólová hmotnosť M = m / n. 1.4 Častice hmoty Hmota vo forme látky pozostáva z jednotiek (entít) určitých vlastností častíc hmoty. Vzájomné usporiadanie týchto častíc v priestore tvorí štruktúru hmoty. Štruktúra hmoty má niekoľko úrovní, z ktorých preberieme chemické objekty a fyzikálne objekty na mikroskopickej úrovni (tab. 1.3). Pri skúmaní štruktúry hmoty je potrebné objektu dodať určitú energiu, ktorá je potrebná na rozrušenie štruktúry a oddelenie častíc. Pri tomto deji prekonávame väzbovú energiu, ktorá sa uvoľnila pri vzniku zložitejšej častice z častíc na nižšej úrovni (napr. vznik molekuly z atómov). Tabuľka 1.3 Mikroskopické úrovne štruktúry hmoty. Fyzikálne objekty Charakteristický dĺžkový rozmer / m subelementárne častice (kvarky) elementárne častice (protóny, elektróny a iné) atómové jadrá Chemické objekty atómy molekuly agregát a, plyn, kvapalina, tuhá látka Charakteristický dĺžkový rozmer / m a agregát je zhluk molekúl, prípadne iónov, ktoré navzájom na seba pôsobia medzimolekulovými interakciami. 16

5 1.4.1 Elementárne častice Základné údaje o charaktere atómov a ich zložitej štruktúrnej stavbe prinieslo fyzikálne bádanie koncom 19. a v prvých desaťročiach 20. storočia. Tieto údaje sa získali predovšetkým: zo skúmania prechodu elektrického prúdu cez zriedené plyny, z poznatkov o rádioaktivite, z analýzy spektier, ktoré vysielajú vzbudené (excitované) atómy prvkov. Elementárne častice považujeme za základné stavebné prvky látok a fyzikálnych polí. Radíme ich k mikroskopickým objektom s dĺžkovým rozmerom rádovo m (tab. 1.3). V súčasnosti poznáme desiatky elementárnych častíc, z ktorých iba niektoré sú stabilné ako je napr. protón a elektrón. Elementárne častice sa môžu navzájom premieňať. V dôsledku vzájomných interakcií elementárne častice môžu tvoriť v čase stabilné zložené útvary, napr. atómové jadro. Stabilita takýchto zložených častíc je spôsobená uvoľnením určitého množstva energie väzbovej energie E n. Poznámka: Obsah pojmu elementárna častica sa historický menil v závislosti na poznatkoch o štruktúre hmoty. Pôvodne boli za základné, a teda nedeliteľné častice považované atómy. Neskôr to boli častice, z ktorých sú atómy zložené elektróny, protóny a neutróny spoločne s časticami, ktoré sa uvoľňujú pri premenách atómových jadier (pozitróny, neutrína, fotóny). Dnes sú dôkazy o tom, že niektoré takéto elementárne častice majú svoju vnútornú štruktúru a pozostávajú zo subelementárnych častíc (kvarkov) objektov nesúcich zlomkový elementárny náboj. Štruktúra elementárnych častíc sa zisťuje pri zrážkach urýchlených častíc v urýchľovačoch. Základné charakteristiky niektorých elementárnych častíc, ktoré majú bezprostredný význam pre štruktúru atómu, sú uvedené v tab Tabuľka 1.4 Vlastnosti niektorých bežných elementárnych častíc. Elementárna častica Pokojová hmotnosť, m 0 / g Pokojová hmotnosť, m 0 / u a Elektrický náboj, q / e b elektrón, e 9, g 0, protón, p + 1, g 1, neutrón, n 1, g 1, pozitrón, e + 9, g 0, fotón, a Atómová hmotnostná jednotka u je definovaná ako 1/12 pokojovej hmotnosti atómu uhlíka 12 C, u = 1, kg podrobnejšie v kap b Elementárny náboj e = 1, C Atómové jadro Atómové jadro je častica zložená z určitého počtu protónov a neutrónov (nukleónov). Keďže protón je kladne nabitá a neutrón elektroneutrálna častica, atómové jadro nesie 17

6 kladný elektrický náboj. Priemer jadra je približne m (tab. 1.3) a jeho hmotnosť je rádovo až g. Atómové (protónové) číslo Z vyjadruje počet protónov v jadre. Podľa rastúceho protónového čísla sú zoradené prvky v periodickej tabuľke. Hmotnostné (nukleónové) číslo A vyjadruje celkový počet protónov a neutrónov v jadre. Atómové jadrá vznikajú fúziou elementárnych častíc a ľahších jadier, alebo samovoľným rozpadom menej stabilných ťažších jadier. Väzbová energia E n tvorby jadra sa dá vypočítať z rozdielu hmotností m voľných nukleónov a hmotnosti jadra podľa Einsteinovho vzťahu E = mc 2. Napr. pri utvorení jadrá He z dvoch protónov a dvoch neutrónov je m = 0,02934 g. Poznámka: Zmena v zložení jadra sa nazýva jadrovou reakciou. Atómové jadrá, ktoré spontánne menia svoju štruktúru, sa nazývajú rádioaktívne. Týmto typom reakcií ako aj s nimi spojeným vznikom radioaktivity sa budeme zaoberať v kap. 2. Jadrá s tzv. magickým počtom (2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, 184) nukleónov sa vyznačujú anomálne vysokou hodnotou E n, napr. 4 He, 16 O, 28 Si a pod. Tento jav uspokojivo vysvetľuje hladinový model jadra (Maria Göppert-Mayer, 1963), podľa ktorého nukleóny obsadzujú diskrétne energetické hladiny. Úplne zaplnené energetické hladiny protónmi a neutrónmi sa vyznačujú zvýšenou stabilitou. Poznámka: V roku 1963 M. Göppert-Mayer získala ako druhá žena Nobelovú cenu za fyziku (prvá bola M. Curie) za výskum atómového jadra. Pri štúdiu atómového jadra objavila magické čísla a podala ich vysvetlenie na základe hladinového modelu. Atómové jadrá (okrem jadra vodíka) majú dynamickú časovo sa meniacu štruktúru, kde protóny sa periodicky premieňajú na neutróny a naopak, pričom ich počet sa zachováva. Pri tejto premene sa uplatňujú tzv. silné interakcie za účasti mezónov. Svojou súdržnou silou prekonávajú vzájomne odpudivý účinok kladne nabitých protónov sústredených v jadre Atóm Výsledky fyzikálneho bádania koncom 19. a v prvých desaťročiach 20. storočia (E. Rutherford a N. Bohr) dokázali, že atómy sú útvary zložené z elementárnych častíc, ktoré sú spoločné atómom všetkých prvkov. Atóm je elektroneutrálna častica pozostávajúca z jedného kladne nabitého atómového jadra a záporne nabitého elektrónového obalu. Počet elektrónov v atóme sa zhoduje s počtom protónov jadra, a preto atóm je navonok elektricky neutrálny. Atóm má sférickú (guľovú) symetriu a jeho priemer rádovo m je podstatne väčší ako priemer jadra m (tab. 1.3). Hmotnosť atómu je prevažne sústredená v jadre (99,9% hmotnosti atómu), pretože hmotnosti protónu a neutrónu sú asi 1836 krát väčšie než hmotnosť elektrónu (tab. 1.4). Hustota jadra je obrovská, viac ako násobok hustoty 18

7 olova. Jadro je umiestnené v strede atómu (presnejšie v ťažisku), okolo ktorého sa pohybujú elektróny. Pohyb elektrónov sa nekoná podľa zákonov klasickej fyziky, takže nemožno naň nazerať v analógii s obehom planét okolo Slnka. Elektrónový obal atómu má svoju špecifickú štruktúru určenú princípmi kvantovej mechaniky (kap. 3). Elektrónová štruktúra atómu podmieňuje jeho fyzikálne a chemické vlastnosti. Pridávaním elektrónov k atómovému jadru sa postupne uvoľňuje väzbová energia. Hovoríme, že elektróny sú viazané k atómovému jadru. Naopak, dodaním potrebného množstva energie možno elektróny postupne z atómu uvoľniť. Experimentálne sa potvrdilo, že elektróny, hoci sú navzájom nerozlíšiteľné častice, nie sú viazané k jadru rovnakou energiou. Hovoríme, že obsadzujú diskrétne energetické hladiny (kap. 3). Nuklidy, izobary a izotopy Pri štúdiu rádioaktívnych prvkov sa zistila existencia takých atómov, ktoré mali síce také isté chemické vlastnosti, ale rôzne hmotnosti. Poznatky získané pri štúdiu rádioaktívnych prvkoch vyvolali domnienku, ktorá sa neskôr potvrdila, že i nerádioaktívne prvky sú zmesou niekoľkých druhov nuklidov s rôznou hmotnosťou atómov. Nuklid je súbor atómov, ktoré majú rovnaké atómové číslo Z a hmotnostné číslo A. Atómové číslo udáva počet protónov v jadre a súčasne aj počet elektrónov v atóme. Hmotnostné číslo daného nuklidu zodpovedá počtu protónov a neutrónov v jadre. Atómové a hmotnostné číslo nuklidu E sa zapisuje nasledovne: Napr. zápis U vyjadruje nuklid uránu, ktorého jadrá obsahujú 92 protónov a = 146 neutrónov. Izotopy sú nuklidy s rovnakým atómovým číslom Z, ale odlišným hmotnostným číslom A (teda rôznym počtom neutrónov). Z uvedeného vyplýva, že izotopy majú rozdielne atómové hmotnosti. Pretože atómové číslo je pre daný prvok rovnaké, sú izotopy často odlišované len uvedením hmotnostného čísla. Napr. 1 H prócium (jediný protón), 2 H deutérium (jeden protón a jeden neutrón), 3 H trícium (jeden protón a dva neutróny) a pod. Fyzikálne vlastnosti izotopov sú navzájom podobné a chemické vlastnosti sú prakticky totožné. Znamená to, že chemické vlastnosti prvkov nie sú ovplyvňované neutrónmi v atómovom jadre, ale iba počtom protónov (nábojom jadra). Väčšina prvkov je zmesou izotopov, ktorých pomerné zastúpenie v prírode býva v podstate konštantné. Chlór je typický príklad. Všetky vzorky obsahujúce chlór získaný z prírodných zdrojov obsahujú dva izotopy 35 Cl (17 e, 17 p +, 18 n) a 37 Cl (17 e, 17 p +, 20 n). 19

8 Poznámka: Keďže izotopy majú rovnaké chemické vlastnosti, nemožno ich od seba oddeľovať chemickými reakciami, ale len niektorými fyzikálnymi operáciami. Tieto operácie využívajú napr. ich rozdielne difúzne rýchlosti, rozdielne rýchlosti vyparovania, rozdielne rýchlosti vylučovania pri elektrolýze a pod. Naopak, na rovnakých chemických vlastnostiach rôznych izotopov daného prvku sa zakladá metóda značkovania atómov, používaná v chémii, biológii a medicíne. Pri tejto metóde sa nechá prebehnúť skúmaný dej so zlúčeninou obohatenou niektorým izotopom, obsiahnutým v prírodnom prvku len v malom množstve, napr. 18 O, a z izotopického zloženia sústavy po skončení deja možno usudzovať na jeho mechanizmus. Ako značkované atómy sa najčastejšie používajú rádioaktívne izotopy (rádioizotopy), ktoré sa ľahko identifikujú podľa ich žiarenia. Niektoré prvky ako sodík, hliník a fluór jestvujú v prírode len v jednej izotopovej forme (sú monoizotopové). Niektoré ďalšie prvky môžu mať jeden alebo viac rádioaktívnych izotopov v dôsledku nestálosti jadra. Napr. izotop uhlíka 14 C je rádioaktívny (polčas rozpadu 5568 rokov). Izobary sú rôzne nuklidy s rovnakým hmotnostným číslom A, ale odlišným atómovým číslom Z, napr Ar, K a Ca. Relatívna atómová hmotnosť priemerná hmotnosť atómov prvku Hmotnosť atómu je prakticky daná len počtom protónov a neutrónov v jadre, pretože elektróny majú voči nim zanedbateľnú hmotnosť. Ako je zrejmé z tab. 1.4, hmotnosť jedného atómu vyjadrená v gramoch je veľmi malé necelistvé číslo (10 24 až g). Základný význam pre rozvoj chémie malo zavedenie pojmu relatívnej atómovej hmotnosti (pretrváva aj pomenovanie atómová váha) vzťahujúcej sa na určitý štandard. Poznámka: Anglický chemik J. Dalton ( ) použil na opis hmotností známych prvkov ich porovnanie k hmotnosti jedného atómu prvku, ktorý bol vybraný ako štandard. Za štandard bol zvolený najskôr atóm vodíka a neskôr atóm kyslíka, ktorému bola priradená atómová hmotnosť 16,0. Pretože, experimenty ukazovali, že uhlík má hmotnosť len 3/4 z hmotnosti atómu kyslíka, atómová hmotnosť uhlíka bola určená na 3/4. 16,0 = 12,0. Pre atóm vodíka sa stanovila relatívna atómová hmotnosť 1,0. Daltonova geniálna schéma viedla k určeniu mnohých relatívne presných hodnôt atómových hmotností. Časom sa však ukázalo, že je potrebný precíznejší systém, najmä ak chceme pracovať s izotopmi jednotlivých prvkov. Napriek tomu, Daltonova myšlienka relatívnych atómových hmotností zostala jadrom modernej atómovej hmotnostnej stupnice. V súčasnosti sa používa na vyjadrenie hmotnosti atómu atómová hmotnostná jednotka u. Ako štandard atómových hmotnosti sa používa nuklid 12 C. Atómová hmotnostná jednotka u je definovaná ako 1/12 hmotnosti atómu nuklidu 12 C a má hodnotu u = 1, kg. Relatívna atómová hmotnosť 12 C je teda A r ( 12 C) = 12 (presne). Hmotnosť protónu a neutrónu je rovná približne 1 u (tab. 1.4). Ak chceme poznať relatívnu atómovú hmotnosť pre každý prvok je potrebné vziať do úvahy, že väčšina prvkov je zmesou izotopov. Je teda potrebné určiť priemernú atómovú hmotnosť. Relatívna atómová hmotnosť prvku A r (E) je priemerná hmotnosť atómov (vážený priemer existujúcich izotopov) vztiahnutý k atómovej hmotnostnej jednotke u. 20

9 A m m 1 m u 12 C 12 L r (E) = = V tomto ponímaní A r udáva koľkokrát je hmotnosť atómu prvku väčšia ako atómová hmotnostná jednotka u. Poznámka: Číselné hodnoty relatívnych atómových hmotností prvkov sú kontrolované každé dva roky Komisiou pre relatívne atómové hmotnosti a výskyt izotopov. Veľmi presné hodnoty sú známe len u prvkov, ktoré majú len jeden stabilný izotop alebo u prvkov s jedným prevládajúcim izotopom. Prvky, ktoré majú medzi prírodnými izotopmi rádioaktívne nuklidy, majú dopredu danú časovo závislú relatívnu koncentráciu izotopov, a tým aj nepretržite sa meniacu relatívnu atómovú hmotnosť. Z geologického hľadiska môžu byť prvky chemicky totožné, ale budú sa líšiť hodnotou A r. Ako príklad uvedieme výpočet priemernej atómovej hmotnosti chlóru A r (Cl). Zlúčeniny chlóru vyskytujúce sa v prírode obsahujú dva izotopy chlóru 35 Cl a 37 Cl. Ich izotopové zastúpenie (prirodzené nuklidické zloženie) ako aj ich relatívne atómové hmotnosti sú uvedené v tab L Tabuľka 1.5 Výskyt a relatívne atómové hmotnosti A r izotopov chlóru. Izotop Izotopové zastúpenie, x / % Relatívna atómová hmotnosť, A r 35 Cl 75,77 34, Cl 24,23 36,966 Poznámka: Veľmi často sa hmotnosť izotopov približne vyjadruje ako hmotnostné číslo, ktoré má celočíselné hodnoty. Relatívne atómové hmotnosti izotopov však nemajú celočíselné hodnoty. Hmotnosť protónu a neutrónu je len približne rovná jednej. Navyše, hmotností nukleónov viazaných v jadre sú ovplyvnené jadrovou väzbovou energiou. Relatívna atómová hmotnosť chlóru je váženým priemerom relatívnych hmotností jeho dvoch izotopov: A r (Cl) = x( 35 Cl) A r ( 35 Cl) + x( 37 Cl) A r ( 37 Cl) = 0, , , ,966 = 35,453 Hmotnostná spektrometria meranie hmotnosti atómov Hmotnosť atómov ako aj percentuálne zastúpenie izotopov prvku je možné merať hmotnostnou spektrometriou. Je to separačná metóda, ktorá oddeľuje častice podľa ich hmotnosti. V hmotnostnom spektrometri (obr. 1.2) je vzorka (obsahujúca atómy X ktorých hmotnosť chceme merať) vstrieknutá do prístroja. Častice v plynnej vzorke sú ionizované lúčom elektrónov elektróny v lúči sa zrážajú s atómami vyrážajúc jeho elektróny, čo spôsobuje vznik kladne nabitých katiónradikálov X +. Ióny sú potom urýchlené v magnetickom poli. Prechod iónov magnetickým poľom mení dráhu (trajektóriu) ich letu. Zmena trajektórie letu častice je závislá na hmotnosti (náboji) iónov trajektória letu ľahších iónov je viac zalomená ako v prípade ťažších iónov s tým istým nábojom. 21

10 Obr. 1.2 Hmotnostný spektrometer. Hmotnostná spektrometria pracuje s delením nabitých častíc podľa pomeru m / z, kde m je hmotnosť častice a z je jej náboj (najčastejšie je z = 1). Používa sa pre určenie hmotnosti častíc ako aj pre určenie chemickej štruktúry molekúl. Prvky s viacerými stabilnými izotopmi tvoria v hmotnostnom spektre charakteristické zhluky píkov. Typickými polyizotopovými prvkami sú niektoré kovy a vzácne plyny. Použitie hmotnostnej spektrometrie na určenie hmotnosti atómov ako aj percentuálneho zastúpenia izotopov prvku si ukážeme na nasledujúcom príklade. Na obr. 1.3 je hmotnostné spektrum v prírode sa vyskytujúcej medi. Zobrazené píky zodpovedajú katiónradikálom Cu + (z = 1), takže údaje na vodorovnej osi zodpovedajú hmotnosti izotopov medi 63 Cu (A r = 62,93) a 65 Cu (A r = 64,93). Obr. 1.3 Hmotnostné spektrum medi. Intenzita píkov na zvislej osi vyjadruje prirodzený výskyt daného izotopu. Intenzívnejšiemu píku sa priraďuje normalizovaná hodnota intenzity 100% ( 63 Cu) a intenzita druhého píku 44,5% ( 65 Cu) je k nemu vztiahnutá. 22

11 Z údajov získaných z hmotnostného spektra môžeme vypočítať izotopové zloženie v prírode sa vyskytujúcej medi nasledovným spôsobom: % x ( Cu) =. 100 % = 69,09 % 100 % + 44,74 % 65 44,74 % x ( Cu) =. 100 % = 30,91 % 100 % + 44,74 % Z hmotnostného spektra medi sme vypočítali, že v prírode sa nachádza 69,09 % izotopu 63 Cu a 30,91 % izotopu 65 Cu. Relatívna atómová hmotnosť medi je váženým priemerom relatívnych hmotnosti jeho dvoch izotopov: A r (Cu) = x( 63 Cu) A r ( 63 Cu) + x( 65 Cu) A r ( 65 Cu) = 0, ,93 + 0, ,93 = 63, Ióny Atómy môžu v chemickej reakcii získať alebo stratiť jeden alebo viac elektrónov za vzniku iónov. Avšak, ani po tejto chemickej reakcii sa nemení identita prvku, pretože počet protónov v jadre zostáva rovnaký. Ión je častica odvodená od atómu, v ktorej je nerovnaký počet elektrónov v obale a protónov v jadre. Ión má navonok elektrický náboj. Ióny, ktoré majú kladný náboj (katióny) vznikajú tak, že atóm stratí jeden alebo viac elektrónov. Katióny majú väčší počet protónov ako elektrónov. Napr. atóm sodíka stráca v chemickej reakcii s nekovmi jeden elektrón a mení sa na sodný katión Na + (obr. 1.4). 11Na 11 Na + + e Obr. 1.4 Vznik sodného katiónu z atómu sodíka. Podobne aj ostatné kovy 1. skupiny (M = Li, K, Rb a Cs) v chemických reakciách s nekovmi strácajú jeden elektrón za vzniku katiónov M +. Kovy 2. skupiny (M = Be, Mg, Ca, Sr a Ba) v reakciách s nekovmi strácajú dva elektróny za vzniku katiónov M 2+. Záporne nabité ióny (anióny) vznikajú ak atóm príjme jeden alebo viac elektrónov. Anióny majú väčší počet elektrónov ako protónov a navonok majú záporný náboj. Napr. atóm chlóru ľahko prijme v reakciách s kovmi jeden elektrón za vzniku chloridového aniónu (obr. 1.5). 23

12 17Cl + e 17 Cl Obr. 1.5 Vznik chloridového aniónu z atómu chlóru. Aj ostatné prvky 17. skupiny (X = F, Br a I) tvoria anióny X v chemickej reakcii s kovmi. Podobne aj prvky 16. skupiny (X = O, S, Se a Te) sú schopné v reakciách tvoriť anióny X 2. Chemické vlastnosti iónov sa vôbec nepodobajú na chemické vlastnosti atómov z ktorých sú odvodené. Napr. atómy sodíka nemôžu jestvovať v kontakte s molekulami vody, pretože s nimi intenzívne reagujú. Naopak, sodné katióny vo vode jestvujú Molekuly Hoci pôvodne bola molekula definovaná len pre plynné skupenstvo, neskôr sa začal tento pojem používať aj pre látky v ostatných skupenstvách. Molekula je elektricky neutrálna častica, zložená z viacerých atómov navzájom viazaných chemickou väzbou. Atómy molekúl sú v priestore usporiadané určitým spôsobom. Počet atómov v molekule sa môže pohybovať od dvoch do niekoľko tisíc (makromolekuly). Názorným spôsobom na zobrazenie molekulovej štruktúry sú molekulové modely. Model ball-and-stick znázorňuje atómy guličkami a chemické väzby medzi atómami paličkami. Jednotlivé farby guličiek sú priradené konkrétnym prvkom (obr. 1.6), napr. uhlík je čierny, vodík je biely, dusík je modrý a kyslík je červený. Obr. 1.6 Priradenie farieb niektorým prvkom. V prípade space-filling molekulového modelu, atómy (včítane ich elektrónového obalu) úplne vypĺňajú priestor medzi sebou. Na odlíšenie atómov sa používajú rovnaké farby ako v prípade ball-and-stick molekulového modelu. Použitie uvedených molekulových modelov na zobrazenie molekulovej štruktúry je na obr. 1.7 znázornené pre molekulu metánu, CH 4 24

13 Obr. 1.7 Molekulové modely metánu ball-and-stick (vľavo) a space-filling (vpravo). Na obr. 1.8 sú znázornené space-filling modely divodíka H 2, dikyslíka O 2 a vody H 2 O. a b c Obr. 1.8 Molekulové modely space-filling a) H 2, b) O 2, c) H 2 O. Relatívna molekulová hmotnosť (molekulová váha) Podobne ako sme pri atómoch zaviedli relatívnu atómovú hmotnosť (kap ), možno aj pre molekulu látky L vyjadriť relatívna molekulová hmotnosť M r (L) M m m 1 m u 12 C 12 L r (L) = = Relatívna molekulová hmotnosť M r (L) je určená súčtom relatívnych atómových hmotností všetkých atómov, z ktorých sa príslušná molekula skladá. Príklad 1.1 Extenzitné veličiny Extenzitná veličina je: a) ťažko merateľná, b) nezávisí od množstva látky, c) nezávisí od podmienok merania, d) závisí od podmienok merania, e) úmerná množstvu látky, f) je aditívna. e) Extenzitná veličina je úmerná množstvu látky v sústave, f) je aditívna jej hodnota pre sústavu je daná súčtom hodnôt pre jednotlivé časti sústavy. Príklad 1.2 Intenzitné veličiny Ktoré z nasledujúcich veličín sú intenzitné: a) hustota látky, b) objem látky, c) hmotnosť látky, d) teplota látky, e) látkové množstvo, f) mólová hmotnosť. Intenzitná veličina nie je úmerná množstvu látky v sústave: a) hustota látky, d) teplota látky a f) mólová hmotnosť. 25 L

14 Príklad 1.3 Jednotka hmotnosti v SI Jednotkou hmotnosti v sústave jednotiek SI je: a) kg, b) g, c) mg, d) tona, e) newton. a) Jednotkou hmotnosti v sústave jednotiek SI je kg. Avšak, násobky jednotky hmotnosti sa tvoria zo základu gram. Príklad 1.4 Jednotky SI Ktoré z nasledujúcich jednotiek nie sú jednotky SI? a) Pa, b) m, c) s, d) C, e) K, f) J Jednotkami SI nie sú a) Pa, d) C a f) K. Príklad 1.5 Elementárne častice Pre najbežnejšie elementárne častice atómu uveďte: názov a symbol, umiestnenie v atóme, elektrický náboj a hmotnosť v porovnaní s ostatnými. Elektrón e je lokalizovaný mimo jadra a má záporný elementárny náboj. Je oveľa ľahší ako protón alebo neutrón. Protón p + je lokalizovaný v jadre a má kladný elementárny náboj. Protón je oveľa ťažší ako elektrón a o niečo ľahší ako neutrón. Neutrón n je lokalizovaný v jadre a nemá elektrický náboj. Príklad 1.6 Elementárne častice Vyberte správne tvrdenie. a) atómové číslo udáva celkový počet protónov a neutrónov v jadre, b) hmotnosť elektrónu je 1 / 1836 hmotnosti protónu, c) elektróny a protóny majú takmer rovnakú hmotnosť, d) elektrón a neutrón majú takmer rovnakú hmotnosť, e) hmotnostné číslo atómu udáva počet protónov a neutrónov v jadre, f) náboj protónu je 1836 krát väčší ako náboj elektrónu. Správne sú tvrdenia b) a e). Príklad 1.7 Hmotnostné číslo atómu kyslíka Aké je hmotnostné číslo najrozšírenejšieho izotopu kyslíka v prírode? a) 15,9994, b) 8, c) 16, d) 24, e)

15 Správne je c). Najrozšírenejším izotopom kyslíka je 16 O (výskyt 99,76%), ktorého hmotnostné číslo A = 16. Príklad 1.8 Atómové a hmotnostné čísla atómu brómu Atóm brómu má 46 neutrónov v jadre. Napíšte značku pre tento atóm spolu s atómovým a hmotnostným číslom. Atómové číslo brómu je 35. Hmotnostné číslo sa rovná = 81. Značka prvku je 81 Br. Príklad 1.9 Atómové a hmotnostné číslo atómu uránu Atóm uránu má 146 neutrónov v jadre. Napíšte značku pre tento atóm spolu s atómovým a hmotnostným číslom. Atómové číslo uránu je 92. Hmotnostné číslo sa rovná = 238. Značka prvku je 238 U. Príklad 1.10 Izotopy Uveďte, ktoré konštatovanie je správne? a) Pre daný prvok je atóm izotopu s väčším počtom neutrónov väčší ako atóm izotopu s menším počtom neutrónov. b) Pre daný prvok je veľkosť všetkých atómov izotopov rovnaká. Správne je b). Pre daný prvok počet neutrónov v jadre nemá vplyv na veľkosť ich atómov, pretože veľkosť jadra je zanedbateľná v porovnaní s veľkosťou samotných atómov. Príklad 1.11 Izotopy vodíka Poznáme tri izotopy vodíka: prócium 1 H, deutérium 2 H a trícium 3 H. Aké elementárne častice sa nachádzajú v jadre každého izotopu? Prócium: jeden protón (prócium je jediný atóm, ktorý nemá v jadre nijaký neutrón); deutérium: jeden protón a jeden neutrón; trícium: jeden protón a dva neutróny. Príklad 1.12 Izotopy Ktoré značky prvku E reprezentujú izotopy? 19 E 19 E 20 E 21 E 19 E Izotopmi sú 19 E a E, pretože majú rovnaké atómové číslo a rôzne nukleónové číslo. 27

16 Príklad 1.13 Hmotnosť atómu Typická hmotnosť atómu v gramoch je najbližšie k hodnote a) 10 32, b) 10 10, c) 1, d) 10 23, d) Správne je d). Príklad 1.14 Hmotnosť atómu uhlíka 12 C Ak vieme, že atómová hmotnostná jednotka u = 1, g, aká je hmotnosť jedného atómu 12 C? Podľa definície je relatívna atómová hmotnosť 12 C presne 12. Hmotnosť jedného atómu 12 C je: m = A r ( 12 C) u = 12. 1, g = 1, g. Príklad 1.15 Relatívna atómová hmotnosť uhlíka Uhlík má dva v prírode sa nachádzajúce izotopy (okrem zanedbateľného množstva rádioaktívneho izotopu 14 C): izotop 12 C (98,93%) a izotop 13 C (1,07%). Bez výpočtu odhadnite, k akej hodnote sa bude najviac blížiť relatívna atómová hmotnosť uhlíka. a) 12,0, b) 12,5, c) 13,0. Správne je a). Pretože až 98,93% atómov uhlíka je izotop 12 C, relatívna atómová hmotnosť uhlíka bude blízka hodnote 12,0. Príklad 1.16 Relatívna atómová hmotnosť horčíka Vypočítajte relatívnu atómovú hmotnosť A r v prírode sa vyskytujúceho Mg ak výskyt jeho izotopov je 78,99% 24 Mg, 10,00% 25 Mg a 11,01% 26 Mg. Relatívne atómové hmotnosti izotopov sú: A r ( 24 Mg) = 23,99, A r ( 25 Mg) = 24,99 a A r ( 26 Mg) = 25,98. Relatívna atómová hmotnosť A r (Mg) = x( 24 Mg) A r ( 24 Mg) + x( 25 Mg) A r ( 25 Mg) + x( 26 Mg) A r ( 26 Mg) = = 0, ,99 + 0, ,99 + 0, ,98 = 24,31 Príklad 1.17 Relatívna atómová hmotnosť neznámeho prvku Prvok E jestvuje v prírode vo forme dvoch izotopov: výskyt, x / % relatívna atómová hmotnosť 72,15 84,912 27,85 86,909 Vypočítajte relatívnu atómovú hmotnosť A r prvku E a identifikujte tento prvok. 28

17 Relatívna atómová hmotnosť prvku E je A r (E) = x( A1 E) A r ( A1 E) + x( A2 E) A r ( A2 E) = 0, , , ,909 = 85,468 Najbližšie k tejto hodnote je hodnota 85,4678 uvádzaná pre rubídium, Rb. Príklad 1.18 Ióny Rozhodnite, ktoré z nasledujúcich tvrdení o častici, ktorá sa líši nábojom od atómu toho istého prvku je správne: a) sa nazýva izotop, b) má menej alebo viac neutrónov, c) sa nazýva ión, d) vznikla prijatím alebo stratou elektrónov, e) vzniknutý ión má rovnaký počet protónov ako atóm. Správne sú tvrdenia c), d) a e). Príklad 1.19 Ióny Ktoré konštatovanie o prvkoch 2. skupiny sú správne? a) kovy priberajú elektróny a získavajú kladný náboj, b) kovy priberajú elektróny a získavajú záporný náboj, c) kovy strácajú elektróny a získavajú kladný náboj, d) nekovy strácajú elektróny a stávajú sa katiónmi, e) prvky priberajú elektróny a stávajú sa aniónmi, f) všetky prvky skupiny sú kovy. Správne sú c) a f). Príklad 1.20 Ióny Uveďte počet protónov a elektrónov pre ióny: 13 Al 3+, 8 O 2, 15 P 3, 26 Fe 2+, 26 Fe 3+ a 47 Ag +. Počet protónov sa rovná atómovému číslu prvku a počet elektrónov je v katiónov menší a pre anióny väčší o nábojové číslo iónu: Častica Počet protónov Počet elektrónov 13Al O P Fe Fe Ag

18 Príklad 1.21 Chemické vlastnosti izotopov Ktorá dvojica častíc bude mať rovnaké chemické vlastnosti? a) 6 Li a 7 Li +, b) 16 O a O, c) 17Cl a Cl. 17 Správne je b). Častice 16 O a O sú izotopy kyslíka s rovnakým počtom elektrónov a majú rovnaké chemické vlastnosti. Príklad 1.22 Molekulové modely Na obrázku je zobrazený model molekuly vody, v ktorom má atóm kyslíka priemer asi 1 cm. Rádovo koľkokrát väčší je tento model ako reálna molekula? a) 10, b) 10 4, c) 10 8, d) Správne je c). Priemery atómov majú hodnoty v stovkách pikometrov (1 pm = m), zatiaľ čo v modely je priemer atómu kyslíka asi 1 cm (10 2 m). Model na obrázku je teda rádovo krát väčší. 1.5 Chemické sústavy Anorganická chémia skúma vlastnosti hmotných objektov na troch úrovniach, a to častíc, chemických látok a sústav chemických látok. V chemickej sústave môže byť chemická látka (prvok alebo zlúčenina) alebo zmes chemických látok, ktoré predstavujú jej zložky. Sústava je definovaná tak, že uvedieme čo do nej patrí. Sústava (systém) je časť priestoru, oddelená od okolia skutočným alebo mysleným rozhraním. Chemické sústavy sú také, v ktorých sa sledujú chemické a fyzikálne vlastnosti a procesy. Okolím je zostávajúca časť priestoru, ktorá môže byť určitým spôsobom v interakcii so sústavou. Dnešné chápanie chemických sústav vychádza z poznatkov o časticiach z akých sú látky zložené, ich chemické zloženia ako je to znázornené na obr

19 Obr. 1.9 Klasifikácia sústav podľa chemického zloženia. Ak je možné chemickú sústavu ďalej rozdeliť pomocou niektorých z metód fyzikálnej separácie (napr. odparovanie, filtrácia a destilácia) ide sa o zmes, ak nie ide o čistú látku (pozostáva z jedného typu častíc jedinej látky). Čistá látka je chemické indivíduum, ktorého zloženie a vlastnosti sa ďalším čistením nemenia. Kritéria na určenie čistoty látky sú napr. teplota topenia, teplota varu, hustota alebo elektrická vodivosť. Čistá látka môže byť prvok alebo zlúčenina. Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým atómovým číslom. Zlúčenina je zložená čistá látka, ktorá sa skladá z atómov prvkov, navzájom spojených chemickými väzbami Na obr. 1.9 je prvkom hélium (zložené z atómov He) a zlúčeninou voda. Voda je zložená z molekúl, ktoré sa skladajú z dvoch atómov vodíka a jedného atómu kyslíka spojených chemickými väzbami. Osobitným prípadom zlúčeniny je jednoduchá látka, ktorá je zložená z atómov toho istého prvku. Napr. jednoduchými látkami sú diamant a tuhá, pozostávajúca iba z atómov uhlíka, alebo dikyslík O 2 a trikyslík O 3, skladajúce sa len z atómov kyslíka. 31

20 V prírode je výskyt prvkov a zlúčenín v čistom stave vzácnosťou. Sú výnimky, napr. zlato, ale väčšina prvkov a zlúčenín sa nachádza vo forme zmesi viacerých látok. V prípade ak jednofázová chemická sústava pozostáva z dvoch a viac typov častíc (látok) hovoríme o homogénnej zmesi. Homogénne zmesi (roztoky) pozostávajúce z jednej fázy majú vo všetkých svojich častiach rovnaké makroskopicky pozorovateľné vlastnosti, prípadne sa ich vlastnosti menia spojito. Na obr. 1.9 je ako príklad homogénnej zmesi uvedený čaj v šálke tvorený viacerými látkami. Naproti tomu, zmes ľadu a vody je dvojfázová heterogénna sústava pozostávajúca len z jedného typu častíc, molekúl vody. Heterogénna sústava pozostáva z viacerých fáz. Fáza je homogénna časť heterogénnej sústavy, ohraničená rozhraním, na ktorom sa vlastnosti sústavy menia nespojito skokom. Heterogénna zmes pozostáva z jednej alebo viacerých typov častíc (látok). V heterogénnych sústavách možno často aj voľným okom rozlíšiť ich zložky. Na obr. 1.9 je heterogénnou sústavou mokrý piesok. Na obrázku vidíme dva typy častíc, sú to čiastočky piesku (dole) a molekuly vody (hore), na tomto rozhraní sa vlastnosti sústavy menia skokom. Príkladom heterogénnej sústavy je aj hasené vápno zmes nerozpusteného a vo vode rozpusteného hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2. Ostrá hranica medzi homogénnymi a heterogénnymi sústavami nejestvuje. Niekedy je možné heterogénne zmesi rozdeliť mechanicky za použitia pinzety, hrebeňa alebo magnetu. Separáciou zmesi (získaním jednotlivých zlúčenín) sa zloženie separovaných zlúčenín nemení. Fyzikálnou separáciou ako je odparovanie, destilácia, filtrácia alebo rozpustenie jednej zložky v kvapaline, pričom ostatné sa v nej nerozpúšťajú, sa nemení identita zlúčeniny. Uvažujme opäť heterogénnu zmes piesku vo vode. Túto zmes môžeme rozdeliť pomocou filtrácie za použitia porézneho filtračného papiera (obr. 1.10). Tuhý piesok ostáva na filtračnom papieri a kvapalná voda prechádza cez filtračný papier do kadičky. Filtrácia je teda vhodná na oddelenie heterogénnej zmesi tuhej látky a kvapaliny. Obr Filtrácia heterogénnej zmesi piesku a vody. 1 kadička s heterogénnou zmesou, 2 filter, 3 filtrát. 32

21 Filtrácia nie je vhodná na separáciu homogénnej zmesi, napr. oddeľovanie etanolu od vody destiláciou, pretože celý roztok prejde cez filtračný papier. V tomto prípade však môžeme použiť ďalšiu metódu fyzikálnej separácie destiláciu. Poznámka: Destilácia je oddeľovanie zložiek zmesi na základe rozdielnej teploty varu. Destiláciou sa oddeľujú zložky kvapalných alebo plynných zmesí roztokov. Napr. zahriatím 40% vodného roztoku etanolu do varu, prechádza etanol (teplota varu 78,3 C) do plynného stavu a následnou kondenzáciou získame približne 95% etanol (obr. 1.11). Obr Destilácia homogénnej zmesi vodného roztoku etanolu. 1 banka so zmesou, 2 destilačný nástavec, 3 teplomer, 4 chladič, 5 alonž, 6 destilát Prvky V súčasnosti poznáme 118 prvkov, ale len 40 je súčasťou väčšiny zlúčenín. Dokonca, v zemskej kôre je významne zastúpených len 10 prvkov, ktoré sú uvedené v tab Tabuľka 1.6 Desať najrozšírenejších prvkov v zemskej kôre. Prvok O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Výskyt v zemskej kôre (hmotn. %) Periodická tabuľka prvkov ,5 4,8 3,4 2,6 2,4 2,0 0,9 0,6 Periodická tabuľka prvkov je tabulárna metóda zobrazenia chemických prvkov do systému. Riadi sa periodickým zákonom, ktorý v roku 1869 publikoval D. I. Mendelejev. Periodická tabuľka je najužitočnejšou pomôckou v chémii. 33

22 Periodická tabuľka je tabulárne usporiadanie prvkov zoradených v poradí rastúcich atómových čísiel. Periodická tabuľka je usporiadaná tak, že prvky s podobnými chemickými vlastnosťami sú usporiadané v stĺpcoch. Podrobnejšie sa budeme periodickou tabuľkou zaoberať v kap. X.Y v súvislosti s elektrónovou konfiguráciou prvkov. Moderná periodická tabuľka je zobrazená na obr Anglické a slovenské názvy všetkých prvkov sú uvedené v prílohe (tab. X). Prvky v tabuľke sú zoradené v smere rastu atómového čísla do vertikálnych skupín a horizontálnych periód. Periódy sú číslované od 1 do 7. Prvá perióda obsahuje len dva prvky (H a He), druhá a tretia obsahuje 8, štvrtá a piata 18 a šiesta a siedma 32 prvkov. Skupiny sú číslované od 1 do 18. Prvky v 1., 2. ako aj 13. až 18. skupine sú neprechodné prvky. Prvky v strede (3. až 12. skupina) sú prechodné prvky. Lantanoidy a aktinoidy (vnútorne prechodné prvky) sú často umiestnené pod tabuľkou. Poznámka: Prvky tretej skupiny sa často nezaraďujú medzi prechodné prvky a preberajú sa spoločne s lantanoidmi a aktinoidmi. Podobne sa nezaraďujú medzi prechodné prvky ani prvky 12. skupiny a zvyčajne sa nepreberajú spolu s prechodnými prvkami ale samostatne. Podrobnejšie sa zdôvodnením uvedených výnimiek budeme zaoberať pri štúdiu uvedených prvkov. Obr Periodická tabuľka prvkov. (Kovové prvky sú hnedé, nekovy modré a polokovy zelené. Vzácne plyny (tiež nekovy) sú ružové. V zátvorkách sú uvedené hmotnostné čísla najstabilnejšieho izotopu daného rádioaktívneho prvku). Poznámka: Medzinárodná únia pre čistú a aplikovanú chémiu (International Union of Pure and Applied Chemistry, skr. IUPAC) vydal dňa 30. decembra 2015 tlačovú správu, v ktorej ohlásil potvrdenie objavov štyroch nových chemických prvkov s hodnotami protónových čísiel Z = 113, 115, 117 a 118, čím sa siedma perióda periodickej sústavy prvkov stála kompletnou. 34

23 Uhlopriečka, ktorá začína oddeľovať kovy od nekovov začína u bóru a konči u astátu. Napravo od uhlopriečky sú nekovy a naľavo sú kovy. Kovy sú pri izbovej teplote tuhé látky, okrem ortute Hg, ktorá je kvapalná. Kovy sú dobrými vodičmi elektriny a tepla, mnohé sú kujné (môžu sa valcovať na tenké plechy), ťažné (môžu sa z nich vyrábať drôty) a mnohé majú lesklý povrch. Nekovy majú vlastnosti, ktoré sú v protiklade s vlastnosťami kovov. Hoci, sú to pri izbovej teplote väčšinou tuhé látky (celkom lesklé), bróm je kvapalina a niektoré sú plyny: dusík, kyslík, fluór, chlór a všetky vzácne plyny. Nie je prekvapujúce, že prvky pozdĺž uhlopriečky bór (B 13.skupina), kremík (Si 14. skupina), germánium (Ge 14. skupina), arzén (As 15. skupiny), antimón (Sb 15. skupina) a telúr (Te 16. skupina) majú vlastnosti medzi kovmi a nekovmi a sú klasifikované ako polokovy (obr. 1.12). Je potrebné poznamenať, že v 14., 15. a 16. skupine sú na začiatku skupiny (zhora) nekovy (uhlík, dusíka a kyslík) a na konci skupiny kovy (olovo, bizmut a polónium). Niektoré skupiny prvkov majú svoje špeciálne názvy z dôvodu chemickej podobnosti týchto prvkov. Alkalické kovy: kovy prvej skupiny (Li, Na, K, Rb, Cs a Fr). Tieto mäkké, lesklé kovy sú veľmi reaktívne. Hoci sú dobré dôvody pre umiestnenie vodíka, H do 1. skupiny, jeho vlastnosti sú tak jedinečné, že sa často umiestňuje nad tabuľku. Kovy alkalických zemín: kovy 2. skupiny (Ca, Sr, Ba a Ra). Sú to Mäkké a lesklé kovy sú o niečo menej reaktívne ako alkalické kovy. Halogény: prvky 17. skupiny (F, Cl, Br, I a At). Tieto nekovy sú chemicky veľmi reaktívne. Vzácne plyny: prvky 18. skupiny (He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn). Bezfarebné plyny nemajú žiadnu alebo len malú chemickú reaktivitu. Mnoho rokov sa pokladali za inertné. Väčšina nekovových prvkov jestvuje ako dvojatómové molekuly: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2 a I 2 (obr. 1.13). Niektoré atómy tvoria ešte väčšie molekuly ako dvojatómové, napr. O 3 (trikyslík, ozón), P 4 (tetrafosfor, biely fosfor) a S 8 (oktasíra). Obr Prvky, ktoré existujú ako molekuly. Poznámka: Niekedy môže vzniknúť problém pri názvoch uvedených prvkov. Ak sa zmienime o vodíku môžeme mať na mysli atóm vodíka H, alebo molekulu vodíka H 2. Pre obe častice sa používa názov vodík. Podobne je to aj v prípade kyslíka ako aj ostatných dvojatómových molekúl. V prípadoch ak nehrozí, že dôjde k nedorozumeniu sa uvedené dvojatómové molekuly nazývajú rovnako ako zodpovedajúce prvky (atómy) a z kontextu je jasné, že mame na mysli dvojatómové molekuly. Najvhodnejšie je však používať názov atómu pre názov prvku a pridaním číslovkovej predpony di- vyjadriť pomenovanie dvojatómovej molekuly. 35

24 Príklad 1.23 Chemické sústavy Vzduch je: a) homogénna zmes, b) zlúčenina, c) prvok, d) roztok, e) polokov. Správne je a). Vzduch je homogénna zmes (zložená z plynných látok ako je N 2, O 2, CO 2, H 2 O a pod.). Príklad 1.24 Chemické sústavy Kyselina sírová je: a) homogénna zmes, b) zlúčenina, c) prvok, d) heterogénna zmes, e) tuhá látka pri izbovej teplote. Správne je b). Príklad 1.25 Chemické sústavy Pojem látka sa používa pre: a) len pre chemický prvok, b) len pre zlúčeninu, c) chemický prvok a zlúčeninu, d) chemický prvok, zlúčeninu a zmes, e) akúkoľvek zmes. Správne je c). Príklad 1.26 Chemické sústavy Ktoré tvrdenie o látke je nesprávne? a) látka je zložená z častíc, b) štruktúra častíc, ktoré tvoria látku určuje ich vlastnosti, c) častice z ktorých sú látky tvorené sú atómy a molekuly, d) čistá látka nie je chemické indivíduum. Nesprávne je d). Príklad 1.27 Periodická tabuľka prvkov Určte prvok (alebo prvky), ktoré vyhovujú uvedeným zadaniam: a) je to kov v 14. skupine, b) alkalický kov v 2. perióde. a) cín Sn alebo olovo Pb, b) lítium Li. Príklad 1.28 Periodická tabuľka prvkov Uveďte nekov, ktorý je pri izbovej teplote kvapalný. Dibróm Br 2. 36

25 Príklad 1.29 Periodická tabuľka prvkov Ktorý z nasledujúcich prvkov As, Se, Sb alebo I bude najviac podobný na Te? Se je takisto zo 16. skupiny. Príklad 1.30 Periodická tabuľka prvkov Ktorý z nasledujúcich prvkov Li, At, Rb, Ba alebo Ga bude chemicky najviac podobný na Sr? Ba je takisto z 2. skupiny. Príklad 1.31 Periodická tabuľka prvkov Ktoré z nasledujúcich prvkov sú polokovy? a) Hg, b) Te, c) Bi, d) As, e) Ra, f) Ca. Správne sú tvrdenia b) Te a d) As Zlúčeniny Zlúčenina je zložená čistá látka, ktorá sa skladá z atómov určitých prvkov, navzájom spojených chemickými väzbami (kap. 1.5). Zlúčenina môže pozostávať z molekúl (napr. oxid uhličitý pozostáva z molekúl CO 2 ), iónov (napr. chlorid sodný NaCl je zložený z katiónov NaCl a aniónov Cl ). Na začiatku 19. storočia sa chemici sústredili na štúdium zloženia zlúčenín, čo viedlo k objavu dvoch významných prírodných zákonov: Zákon stálych zlučovacích pomerov (J. L. Proust, 1799, J. Dalton, 1803): Zloženie chemickej zlúčeniny je vždy rovnaké a nezávisí od spôsobu jej prípravy. Napr. voda má vždy rovnaké zloženie, nezávisle odkiaľ pochádza. Všetky vzorky vody sú vždy zložené z tých istých prvkov, vodíka (H) a kyslíka (O) s rovnakým hmotnostným zastúpením 11,19% H a 88,81% O. Poznámka: Zlúčeniny pre ktoré platí zákon stálych zlučovacích pomerov, sa nazývajú daltonidy. Jestvujú aj tuhé zlúčeniny, ktorých zloženie sa môže v určitom rozmedzí meniť, takéto nestechiometrické zlúčeniny sa nazývajú bertolidy. Napr. v oxide železnatom pripadá na jeden atóm kyslíka od 0,84 po 0,95 atómov železa a jeho skutočné zloženie vyjadruje vzorec Fe 0,84 0,95 O. Aj táto zlúčenina je elektricky neutrálna, ale záporný náboj O 2 je kompenzovaný nielen kladným nábojom katiónov Fe 2+ ale aj prítomných katiónov Fe 3+. Väčšina zlúčenín má v súlade so zákonom stálych zlučovacích pomerov zloženie nezávisle od spôsobu prípravy. Príklady zlúčenín: H 2 O, HCl, KCl a pod. 37

26 Niektoré prvky sa môžu zlučovať nielen v jednom, ale v dvoch prípadne vo viacerých pomeroch svojich hmotnosti: Zákon násobných zlučovacích pomerov (J. Dalton, 1803): Pri tvorbe viacerých zlúčenín dvoch (viacerých) prvkov sú hmotnosti jedného prvku pripadajúce na jednu a tú istú hmotnosť iného prvku v pomere malých celých čísiel. Napr. uhlík a kyslík tvoria dve zlúčeniny, oxid uhoľnatý CO a oxid uhličitý CO 2. V CO na 1,33 g O pripadá 1,00 g C. V CO 2 na 2,66 g O pripadá 1,00 g C. Hmotnosť kyslíka na gram uhlíka je presne dvakrát väčšia v CO 2 ako v CO. Dôležitou skutočnosťou je presne dvakrát, ten istý pomer počtu atómov kyslíka je aj vo vzorcoch týchto zlúčenín. Poznámka: Dnes je ľahké pochopiť uvedené zákony na základe toho, že prvky sú zložené z atómov v protiklade k vyjadrovanie množstva prvkov v gramoch. Namiesto pomeru hmotností teraz vyjadrujeme pomer počtu atómov, čo zjednodušuje pochopenie definície zlúčeniny. Chemické vzorce Chemický vzorec vyjadruje zloženie chemických látok (zastúpenie atómov), prípadne i chemickú stavbu (štruktúru) látky. Chemické vzorce sa používajú predovšetkým v chemických rovniciach, ktoré vyjadrujú priebeh chemických dejov. K chemickým vzorcom patria stechiometrický (empirický) vzorec, molekulový vzorec, funkčný vzorec, štruktúrny vzorec, elektrónový štruktúrny vzorec a pod. Stechiometrický (empirický) vzorec zlúčeniny vyjadruje pomer, v akom sú zastúpené atómy v zlúčenine. Môžeme ho odvodiť zo známeho obsahu jednotlivých prvkov (napr. C, H, N a S) stanoveného kvantitatívnym rozborom danej zlúčeniny. Stechiometrický vzorec je napr. HO (pre peroxid vodíka, H 2 O 2 ), CH 3 (pre etán, C 2 H 6 ) a P 2 O 5 (pre oxid fosforečný, P 4 O 10 ). Molekulový vzorec vyjadruje skutočné zastúpenie (počet) jednotlivých atómov v molekule. Používa sa na vyjadrenie zloženia látok s molekulovou štruktúrou, napr. benzén, C 6 H 6, etén, C 2 H 4, oxid fosforitý P 4 O 6 a pod. Molekulový vzorec je niekedy totožný so stechiometrickým vzorcom, alebo je jeho násobkom. Napr. formaldehyd, CH 2 O, kyselina octová, C 2 H 4 O 2 (dvakrát CH 2 O) a glukóza, C 6 H 12 O 6 (šesťkrát CH 2 O). Funkčný (racionálny) vzorec zvýrazňuje v molekulovom vzorci charakteristické atómové skupiny, tzv. funkčné skupiny. Funkčné skupiny sú napr. metyl CH 3, hydroxyl OH, karboxyl COOH, fenyl C 6 H 5 a amín NH 2. Tieto skupiny sa niekedy oddeľujú väzbovou čiarkou, alebo sa dávajú do zátvoriek. Spojovacie väzbové čiarky vyjadrujú priamo viazané atómy (jednoduchou, dvojitou alebo trojitou väzbou). Každá spojovacia čiara medzi atómami znamená spoločný elektrónový pár sprostredkujúci väzbu. Príklady: NH 4 NO 3, R C(=O)NH 2, NH 2 NH 2, R C N, CH 3 COOH, SO 2 (NH 2 ) 2 a pod. Funkčné vzorce umožňujú rozlíšiť zlúčeniny s rovnakým molekulovým vzorcom, napr. etanol CH 3 CH 2 OH a dimetyléter CH 3 O CH 3. 38

27 Štruktúra chemickej látky vyjadruje priestorové usporiadanie atómov alebo funkčných skupín v chemickej látke. Štruktúrny vzorec vyjadruje okrem počtu atómov v molekule aj ich vzájomné viazanie, prípadne do väčšej či menšej miery aj priestorové usporiadanie atómov. V štruktúrnom vzorci sú symbolmi prvkov znázornené všetky atómy vyskytujúce sa v molekule. Tento spôsob písania vzorcov je vhodný z praktických dôvodov len pre malé molekuly (obr. 1.14). metán etán etén etín benzén Obr Štruktúrne vzorce niektorých organických molekúl. Štruktúrny vzorec nedostatočne vyjadruje skutočnú geometriu molekuly, tj. uhly medzi atómami. Napr. v molekule metánu (obr. 14) nie sú väzbové uhly (HCH) = 90. Preto sa často priestorové vzťahy (vyjadrenie trojrozmerného tvaru) zakresľujú do roviny papiera klinmi (plný klin ku nám, alebo čiarkovaný klin od nás). Na obr je znázornený konfiguračný (geometrický) štruktúrny vzorec pre molekulu metánu z ktorého vyplýva tetraédrický väzbový uhol (HCH) = 109. Obr Konfiguračný (geoemtrický) štruktúrny vzorec metánu, CH 4. Na obr je znázornený štruktúrny vzorec kyseliny octovej (molekulový vzorec C 2 H 4 O 2 ) ako aj jej molekulové modely. Zo vzorcov je zrejmé, že jeden z atómov vodíka viazaný na atóm kyslíka sa líši od ostatných troch, ktoré sú viazané na atóm uhlíka. Aby sme zohľadnili túto skutočnosť, často sa píše molekulový vzorec kyseliny octovej v tvare HC 2 H 3 O 2. Táto skutočnosť je potom lepšie vyjadrená pomocou funkčných vzorcov v tvare CH 3 COOH, CH 3 CO 2 H. 39

28 štruktúrny vzorec "ball-and-stick" model "space-filling" model Obr Štruktúrny vzorec kyseliny octovej a jej molekulové modely. Ak väzbové alebo neväzbové (voľné) elektrónové páry vyjadrime čiarkou (nesparený elektrón bodkou) máme možnosť vyjadriť väzbové pomery v molekulách alebo iónoch elektrónovými štruktúrnymi vzorcami. Elektrónový štruktúrny vzorec je štruktúrny vzorec doplnený o rozmiestnenie väzbových a neväzbových elektrónových párov (nespáreného elektrónu) jednotlivých atómov v molekule. Na obr sú znázornené elektrónové štruktúrne vzorce kyseliny siričitej, kyseliny sírovej a kyseliny tiosírovej. H 2 SO 3 H 2 SO 4 H 2 S 2 O 3 Obr Elektrónové štruktúrne vzorce niektorých kyselín síry. Oveľa podrobnejšie sa budeme elektrónovými štruktúrnymi vzorcami zaoberať v kap. X.Y. Oxidačné čísla Oxidačné číslo nie je fyzikálna realita a vo všeobecnosti vyjadruje len číselnú charakteristiku oxidačného stavu atómu (v mnohých prípadoch neodpovedá skutočnej elektrónovej konfigurácie atómu). Vyjadruje sa v násobkoch elementárneho náboja (e) a značí sa rímskou číslicou vpravo hore pri symbole prvku, alebo v zátvorke za symbolom prvku (napr. Fe III alebo Fe(III). Jeho hodnoty sa takmer bez výnimky pohybujú od IV do VIII. Oxidačné číslo je skutočný náboj jednojadrovej alebo viacjadrovej častice, alebo hypotetický náboj viazaného atómu, vyjadrený v násobkoch elementárneho náboja, ktorý by mal atóm, keby sa všetky väzbové elektróny zdieľané každou dvojicou vzájomne viazaných atómov priradili elektronegatívnejšiemu atómu dvojice. 40

29 Na základe tejto definície môžeme sulfidovému aniónu S 2 priradiť oxidačné číslo S II a disulfidovému aniónu S 2 2 oxidačný stav skupiny navzájom viazaných atómov (S 2 ) II. Podobne môžeme v prípade amónneho katiónu NH 4 + priradiť celej skupine oxidačné stav (N III H I 4) I. Poznámka: Ak sa v skupinách viacatómových prvkov rozdelí oxidačné číslo na jednotlivé atómy (vypočíta sa priemerné oxidačné číslo), oxidačné číslo môže nadobúdať aj neceločíselné hodnoty (napr. v hyperoxidovom anióne O 2 je O 1/2 ). V tomto prípade sa hodnoty oxidačných čísel vyjadrujú arabskými číslami. Na názorné určenie oxidačných stavov atómov v prípade molekulových zlúčenín je vhodné použiť namiesto molekulových (stechiometrických) vzorcov elektrónové štruktúrne vzorce. Na základe uvedenej definície oxidačného čísla ako aj poradia klesajúcej elektronegativity O S H môžeme pre atómy (skupiny navzájom viazaných atómov) v kyselinách síry znázornených na obr určiť nasledujúce oxidačné stavy. H I 2S IV O II 3 H I 2S VI O II 4 H I 2(S 2 ) IV O II 3 Obr Určenie oxidačných čísiel atómov na základe elektrónových štruktúrnych vzorcov. Poznámka: Oxidačné číslo skupiny atómov môže byť väčšie ako VIII napr. (S 4 ) X pre skupinu navzájom viazaných atómov síry v tetrationanovom anióne S 4 O 2 6. Oxidačné čísla tvoria základ názvoslovia anorganických látok a vyčíslovania, oxidačnoredukčných reakcií. V uvedených prípadoch sa na určovanie oxidačných čísiel používajú niektoré formálne pravidla ako napr.: 1. Atómy prvku v nezlúčenom stave alebo v jednoduchých látkach majú oxidačné číslo rovné nule (napr. Na 0, (N 0 ) 2, (P 0 ) 4, C 0 ). 2. Atóm fluóru (17. skupina) má v zlúčeninách len oxidačné číslo I (napr. NaF I, Ca(F I ) 2, O(F I ) 2 ). 3. Oxidačné číslo atómov alkalických kovov (1. skupina) v ich zlúčeninách je I (napr. Na I Cl, (K I ) 3 PO 4 ). 4. Oxidačné číslo atómov prvkov 2. skupina (Be, Mg, Ca, Sr, Ba a Ra) ako aj Zn a Cd v ich zlúčeninách je II (napr. Be II Cl 2, Ca II SO 4 2H 2 O, Zn II SO 4 7H 2 O). 5. Oxidačné číslo jednoatómového iónu sa rovná jeho nábojovému číslu (napr. K + má K I, Ce 4+ ma Ce IV ). 41

30 6. Atóm vodíka v zlúčeninách s nekovmi alebo polokovmi má oxidačné číslo I (napr. v N(H I ) 3, H I Cl, (H I ) 2 Se, N 2 (H I ) 4 ). V zlúčeninách s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín je oxidačné číslo vodíka I (napr. NaH I, Ca(H I ) 2 ). 7. Atóm kyslíka má v zlúčeninách zvyčajne oxidačné číslo II (napr. v H 2 O, SO 4 2 ). Výnimkou je zlúčenina s fluórom O II F 2 (pravidlo 2) a prípady navzájom viazaných atómov kyslíka kovalentnou väzbou v peroxidoch (O 2 ) II, superoxidoch (O 2 ) I a ozonidoch (O 3 ) I. 8. V zlúčeninách, v ktorých nie je vodík a kyslík, treba pri určovaní oxidačného čísla atómov vychádzať z elektronegativity jednotlivých prvkov (napr. B III (F I ) 3, (Al III ) 4 (C IV ) 3 ). 9. Ak sú priamo viazané kovalentnou väzbou dva atómy toho istého prvku, ktoré sú s ostatnými atómami viazané kovalentnou väzbou rovnakým (ekvivalentným) spôsobom, nedochádza k zmene oxidačného čísla. V tomto prípade je najvhodnejšie vyjadriť oxidačný stav skupiny navzájom viazaných atómov (napr. peroxid vodíka H 2 (O 2 ) II, dichlorid disíry (dichlorid sírny) (S 2 ) II Cl 2, pentasulfid disodný Na 2 (S 5 ) II. 10. Ak sú priamo viazané kovalentnou väzbou dva atómy toho istého prvku, ktoré sú s ostatnými atómami viazané rozdielnym (neekvivalentným) spôsobom, dochádza k zmene oxidačného čísla. Napr. Na 2 (S VI S II )O 3 (Na 2 (S 2 ) IV O 3 ) je tiosíran sodný a nie sírnatan sodný ako by to bolo v prípade priemerného oxidačného čísla S II. Aj keď pri zlúčeninách toho istého prvku, ktorého atómy sú navzájom viazané kovalentnou väzbou neekvivalentným spôsobom sa niekedy tradične uvádza priemerné oxidačné číslo, napr. N N O oxid dusný, ON NO 2 oxid dusitý. 11. V neutrálnych zlúčeninách súčet oxidačných čísel všetkých atómov je nula. Súčet oxidačných čísel všetkých atómov tvoriacich viacatómový ión je rovný celkovému náboju iónu (napr. III v PO 4 3 ). 12. Viazanie ligandu na centrálny atóm v komplexnej zlúčenine nevyvoláva zmenu oxidačného čísla ani centrálneho atómu ani ligandu, napr. F 3 B III N III H 3 a [Al III (F I ) 6 ] 3. Organické atómové skupiny ako ligandy majú obvykle záporné oxidačné čísla ich väzbovosti alebo nábojovému číslu, napr. CH 3, C 6 H 5 majú oxidačné číslo I. 13. Oxidačné číslo sa však spravidla nemá odvodzovať zo stechiometrického vzorca, ale z elektrónového štruktúrneho vzorca, preto napr. TlI 3 nie je jodid tálitý, ale trijodid tálny alebo anión NO 3 sa môže vyskytovať v dvoch izomérnych formách ako dusičnanový anión alebo peroxodusitanový anión. Poznámka: Pre anorganické zlúčeniny so zložitejšou reťazcovou, cyklickou alebo klasterovou štruktúrou, napr. S 8 O, Na 3 P 7, NaP, Cr 5 Te 8 ako aj v organickej chémii sa pojem oxidačného čísla používa len zriedkavo. Charakter chemickej väzby V zlúčeninách sú jednotlivé atómy viazané prostredníctvom chemickej väzby. Chemickú väzbu považujeme za príčinu jestvovania chemických látok. Príčinou chemickej väzby je spoločné zdieľanie valenčných elektrónov viacerými atómami. Chemickú väzbu možno zhruba rozdeliť do troch skupín. 42

31 Kovalentná väzba (kap. X.Y) sa tvorí prevažne medzi nekovovými (príp. polokovovými) prvkami. Vedie k vzniku látok s molekulovú štruktúru (napr. biely fosfor P 4 a NF 3 ), prípadne s trojrozmernou atómovou sieťou (napr. diamant a SiO 2 ) alebo dvojrozmernou vrstevnatou prípadne jednorozmernou polymérnou štruktúrou (napr. grafit a červený fosfor). Kovalentná väzba sa vyznačuje: a) smerovými vlastnosťami (má definovanú priestorovú orientáciu), b) násobným charakterom (existuje jednoduchá, dvojitá, trojitá ale aj s neceločíselnou násobnosťou), c) vlastnosťou nasýtenia (jestvuje len niekoľko najbližších väzbových partnerov, napr. uhlík je najviac štvorväzbový). Iónová väzba (kap. X.Y) sa tvorí medzi katiónmi prvkov a aniónmi nekovových prvkov a jestvuje len v tuhých kryštalických látkach. Zúčastnené ióny sú buď jednoduché (napr. Li + a F v LiF) alebo zložené (napr. NH 4 + a SO 4 2 v (NH 4 ) 2 SO 4 ). Vyznačuje sa väčším počtom väzbových partnerov (6, 8, 12), stratou smerového charakteru a násobnosti. Kovová väzba (kap. X.Y) vzniká medzi atómami kovových prvkov. Uplatňuje sa v kovoch a zliatinách. Vedie k tesnému usporiadaniu kladných atómových zvyškov kovu, medzi ktorými sa voľne pohybujú valenčné elektróny. Počet najbližších väzbových partnerov je vysoký 12 až 14. Poznámka: Uvedené tri druhy chemickej väzby treba chápať ako hraničné prípady, medzi ktorými existuje veľké množstvo prechodných stavov. Existujú ďalšie, osobitné druhy chemickej väzby (donorovo-akceptorová väzba, vodíková väzba, chemická väzba v tuhých látkach), o ktorých bude pojednané neskôr. Molekulové zlúčeniny a medzimolekulové interakcie Najmenšou stavebnou jednotkou molekulových zlúčenín sú molekuly (kap ). Okrem kovalentnej väzby jestvujú medzi molekulami aj z energetického hľadiska oveľa slabšie fyzikálne medzimolekulové príťažlivé sily (interakcie), medzi ktoré zahrňujeme van der Waalsove sily a vodíkové väzby. Medzimolekulové interakcie (kap. X.Y) sú príčinou jestvovania agregátov (plyn, kvapalina, tuhá látka). Uplatňujú sa medzi nezlúčenými atómmi (atómy vzácnych plynov), medzi molekulami a molekulovými iónmi. Pôsobia na dlhšiu vzdialenosť ako väzbové sily a sú omnoho slabšie (stabilizačná energia medzimolekulových je omnoho menšia než energia chemickej väzby). Chemická individualita sa medzimolekulovými interakciami nenarušuje. Najsilnejšími medzimolekulovými silami sú vodíkové väzby. Vodíková väzba (kap. X.Y) vzniká hlavne v polárnych zlúčeninách, v ktorých je atóm vodíka viazaný s fluórom, kyslíkom alebo dusíkom s prvkami s najvyššou hodnotou elektronegativity. Na vodíkovú väzbu môžeme v prvom priblížení pozerať ako na príťažlivú interakciu uskutočnenú na základe vzájomného priťahovania medzi opačne nabitými koncami molekúl (dipólovo-dipólová interakcia). Napr. voda H 2 O je polárna molekula, ktorá v kvapalnej aj tuhej fáze vytvára vodíkové väzby. Vodíková väzba je však stále slabá v porovnaní s kovalentnou väzbou. Napr. vodíková väzba H 2 O H OH (obr. 1.19) má väzbovú energiu v porovnaní s kovalentnú väzbu O H viac ako 20-krát menšiu. 43

32 Obr Vodíková väzba medzi molekulami vody. Van der Waalsove sily sa delia na coulombické (dipól-dipól), polarizačné (dipólindukovaný dipól) a disperzné (Londonove). Najsilnejšie z nich sú coulombické, slabšie sú polarizačné a najslabšie sú disperzné sily. Van der Waalsove (coulombické, polarizačné a disperzné) príťažlivé sily sú v porovnaní s kovalentnou a iónovou väzbou veľmi slabé a pôsobia vo všetkých troch skupenstvách medzi elektricky nenabitými atómami a molekulami. Napr. coulombická dipól-dipólová interakcia sa pozoruje medzi molekulami oxidu dusičitého (obr. 1.20). Kladná časť jednej molekuly je priťahovaná k zápornej časti susednej molekuly. Obr Dipól-dipólová interakcia medzi molekulami NO 2. Pôvod disperzných síl si vysvetľujeme na základe elektrostatického priťahovania indukovaných nábojov na opačne nabitých koncoch atómov alebo molekúl. Napr. priblíženie dvoch molekúl I 2 (obr. 1.21) vedie k deformácii difúznych elektrónových obalov každej molekuly, čo spôsobuje vznik disperzných síl. Obr Vznik disperzných síl medzi molekulami I 2. 44

33 Iónové zlúčeniny Iónové zlúčeniny (kap. X.Y) pozostávajú z pravidelne sa striedajúcich katiónov a aniónov usporiadaných do trojrozmernej iónovej kryštálovej štruktúry. Jedno- alebo viacatómové ióny predstavujú dobre definované útvary schopné aj samostatnej existencie (napr. v roztoku alebo tavenine). Ióny sú navzájom pútané elektrostatickými príťažlivými silami, riadiacimi sa Coulombovým zákonom. Tieto sily nemajú určitú smerovú orientáciu, ale pôsobia všetkými smermi rovnomerne. Ióny sa správajú ako pružné gule nesúce elektrický náboj. Dokonca aj na viacatómové častice NH 4 + a SO 4 2 možno nazerať ako na nabité guľovité útvary. Ióny sa v kryštálovej štruktúre vyznačujú väčším počtom najbližších väzbových partnerov (6, 8, 12). Napr. v štruktúre typicky iónovej zlúčeniny chloridu sodného (obr. 1.22) je každý sodný katión obklopený šiestimi chloridovými aniónmi Cl a naopak každý chloridový anión je obklopený šiestimi sodnými katiónmi. V tuhom stave je veľký počet iónov Na + a Cl usporiadaný do trojrozmernej iónovej kryštálovej štruktúry. Najmenší pomer sodných katiónov k chloridovým aniónom je 1:1 Pre tento pomer sa používa názov vzorcová jednotka, ktorá je totožná so stechiometrickým vzorcom. Obr Iónová štruktúra chloridu sodného, NaCl. Hmotnosť m(l) súboru atómov určeného stechiometrickým vzorcom L = A a B b... vzťahujúca sa na jednu dvanástinu hmotnosti atómu nuklidu 12 C sa označuje ako relatívna vzorcová hmotnosť M r (vzorcová váha) m m 1 m u 12 C 12 L r (L) = = Porovnanie vlastností molekulových a iónových zlúčenín M Molekulové zlúčeniny sú najčastejšie tvorené z nekovových prvkov (tab. 1.7). Naproti tomu iónové zlúčeniny sú najčastejšie tvorené kombináciou kovových a nekovových prvkov. Tabuľka 1.7 Charakteristické vlastnosti molekulových a iónových zlúčenín. Zlúčeniny Molekulové Iónové prvky, ktoré tvoria zlúčeninu nekovy * kovy + nekovy * L 45

34 najmenšia stavebná jednotka zlúčeniny opis najmenšej stavebnej jednotky molekuly spolu viazane atómy za vzniku molekuly vzorcová jednotka, ktorá vyjadruje najjednoduchší pomer prvkov v zlúčenine stechiometrické zloženie. katióny a anióny sú spolu viazané v tuhej kryštalickej zlúčenine príklady zlúčenín H 2 O, C 2 H 6 NaCl, CaF 2 * Výnimky budeme preberať neskôr. Molekulové a iónové zlúčeniny majú veľmi rozdielne fyzikálne vlastnosti. Napr. molekulové zlúčeniny môžu byť tuhé látky, kvapaliny alebo plyny pri izbovej teplote, zatiaľ čo iónové zlúčeniny sú vždy tvrdé a krehké tuhé látky. Molekulové zlúčeniny, ktoré sú tuhé látky sa zvyčajne topia pri oveľa nižších teplotách ako iónové tuhé látky. Napr. molekulová zlúčenina voda (ľad) sa topí pri 0 C, naopak iónová zlúčenina NaCl sa topí až pri 801 C. Iónové zlúčeniny sú takmer vždy elektricky nevodivé, avšak keď sú roztavené alebo rozpustené, veľmi dobre vedú elektrický prúd. Príklad 1.32 Zákon stálych zlučovacích pomerov Dve vzorky oxidu uhličitého sa rozkladajú na prvky. Rozkladom prvej vzorky vznikne 25,60 g O 2 a 9,60 g C, zatiaľ čo rozkladom druhej vzorky vzniká 21,60 g O 2 a 8,10 g C. Dokážte, že tieto výsledky sú v súlade s zákonom stálych zlučovacích pomerov. Pre dôkaz uvedenej skutočnosti vypočítame hmotnostný pomer jedného prvku k druhému. Vhodnejšie je podeliť väčšiu hmotnosť menšou. Pre prvú vzorku: Pre druhú vzorku: hmtonosť kyslíka hmotnosť uhlíka hmtonosť kyslíka hmotnosť uhlíka 25,60 g = = 2,67 : 1 9,60 g 21,60 g = = 2,67 : 1 8,10 g Pomer hmotnosti kyslíka ku hmotnosti uhlíka je pre obe vzorky rovnaký, čo je v súlade so zákonom stálych zlučovacích pomerov. Príklad 1.33 Zákon násobných zlučovacích pomerov Vodík tvorí s kyslíkom dve zlúčeniny vodu H 2 O a peroxid vodíka H 2 O 2. Dokážte, že pre uvedené zlúčeniny platí zákon násobných zlučovacích pomerov. Na základe relatívnych atómových hmotností vodíka (A r (H) = 1,00794) a kyslíka (A r (O) = 15,9994) môžeme v prípade H 2 O predpokladať, že na 2 g vodíka pripadá približne 16 g kyslíka. V prípade H 2 O 2 na 2 g vodíka pripadá približne 32 g kyslíka. Pomer kyslíka v H 2 O 2 k H 2 O je 32 / 16 = 2. Tento výsledok je v súlade so zákonom násobných zlučovacích pomerov. 46

35 Príklad 1.34 Chemické vzorce Napíšte stechiometrické vzorce pre zlúčeniny s nasledujúcimi molekulovými vzorcami a) C 4 H 8, b) N 2 H 4, c) CCl 4, d) C 5 H 12, e) H 2 O 2, f) C 2 H 8 N 2, v prípade zlúčenín b) N 2 H 4 a e) H 2 O 2 napíšte aj funkčné vzorce. a) CH 2, b) NH 2, c) CCl 4, d) C 5 H 12, e) HO, f) CH 4 N. Funkčné vzorce: b) H 2 N NH 2, e) HO OH. Príklad 1.35 Oxidačné čísla atómov Uveďte oxidačné čísla atómov a pomenujte nasledujúce zlúčeniny: a) P v P 4 O 10, b) S v Na 2 S 2 O 7, c) Si v K 4 H 4 Si 4 O 12, d) Cr v K 2 Cr 3 O 10, e) S v K 4 I 2 O 9 a) P V, oxid fosforečný; b) S VI, disíran sodný; c) Si IV, tetrahydrogentetrakremičitan tetradraselný; d) Cr VI, trichroman draselný; e) I VII, dijodistan tetradraselný. Poznámka: V uvedených zlúčeninách sa atómy P V, S VI, Si IV, Cr VI a I VII nachádzajú v maximálnych oxidačných stavoch daného prvku. Z tejto skutočnosti vyplýva, že uvedené atómy nie sú navzájom viazané kovalentnou väzbou, ale v ich štruktúre vystupuje kyslík ako mostíkový atóm. Príklad 1.36 Oxidačné čísla skupiny navzájom viazaných atómov Uveďte oxidačné čísla navzájom viazaných atómov a pomenujte nasledujúce zlúčeniny. a) (S) 2 v FeS 2, b) (O 2 ) v Na 2 O 2, c) (S 4 ) v Na 2 S 4 O 6, d) (S 8 ) v S 8, e) (N 2 ) v H 2 N 2 O 3. a) (S) 2 II, disulfid železnatý; b) (O 2 ) II, peroxid sodný; c) (S 4 ) X, tetrationan sodný; d) (S 8 ) 0, oktasíra; e) (N 2 ) IV, kyselina didusnatá. Príklad 1.37 Molekulové zlúčeniny Napíšte vzorec molekulovej zlučeniny na obrázku. Uveďte oxidačné číslo atómu Xe. Pomenujete uvedenú zlúčeninu. XeF 4 O 2, Xe VIII tetrafluorid-dioxid xenoničelý. Príklad 1.38 Molekulové zlúčeniny Napíšte molekulové, funkčné a štruktúrne vzorce zlúčenín, ktorých molekulové modely sú znázornené na obrázku. Pomenujte uvedené zlúčeniny. 47

36 a b c d Molekulové vzorce: a) C 2 H 5 Br, b) C 2 H 7 N, c) CH 2 Cl 2, d) NH 3 O, funkčné vzorce: a) Br CH 2 CH 3, b) CH 3 NH CH 3, c) Cl 2 CH 2, d) NH 2 OH, štruktúrne vzorce: názvy: a) etylbromid, b) dimetylamin, c) dichlórmetán, d) hydroxylamin. Príklad 1.39 Molekulové zlúčeniny Ktoré z nasledujúcich zlúčenín môžeme očakávať, že budú jestvovať ako molekuly: NaBr, NO 2, C 2 H 6, NiO, BaF 2, C 12 H 22 O 11, PF 3? Molekulové zlúčeniny sú tie v ktorých sú len nekovové prvky: NO 2, C 2 H 6, C 12 H 22 O 11 a PF 3. Príklad 1.40 Iónové zlúčeniny Pri ktorých zlúčeninách môžeme očakávať, že budú iónové: MnCl 2, BrF 5, SO 2, MgCl 2, CaO, IF 7? Iónové zlúčeniny sú tie v ktorých je nekovový aj kovový prvok: MnCl 2, MgCl 2 a CaO. Príklad 1.41 Iónové a molekulové zlúčeniny Pri ktorých zlúčeninách môžeme očakávať, že budú molekulové: PF 5, NaI, SCl 2, Ca(NO 3 ) 2, FeCl 3, LaP, CoCO 3, N 2 O 4. Molekulové zlúčeniny sú tie v ktorých sú len nekovové prvky: PF 5, SCl 2 a N 2 O 4 Príklad 1.42 Iónové zlúčeniny Čo je nesprávne na konštatovaní: Chlorid vápenatý je iónová zlúčenina so vzorcom Ca 2 Cl 4? Vzorec iónovej zlúčeniny vyjadruje len najjednoduchší pomer prvkov, z ktorých je zložená (stechiometrický vzorec), takže správny vzorec je CaCl 2 a nie Ca 2 Cl 4. 48

37 1.5.3 Skupenské stavy látok Látky môžu vystupovať v troch základných skupenských stavoch: plynnom, kvapalnom a tuhom. Plyny a kvapaliny sa súborne označujú ako tekutiny. Kvapaliny a tuhé látky sa nazývajú kondenzovaná fáza. Skupenský stav závisí od stavových podmienok (teplota, tlak) a súdržných (kohéznych) síl medzi časticami. Veľkosť súdržných síl je daná charakterom väzieb medzi časticami, ktoré látku tvoria ako aj chemickou štruktúrou týchto častíc. Veľkosť súdržných síl klesá od tuhého cez kvapalné až po plynné skupenstvo. Účinok týchto síl možno prekonať napr. zvyšovaním teploty sústavy (obr. 1.23). Obr Zmena skupenského stavu látok pri zahrievaní Poznámka: K uvedeným skupenstvám sa priraďuje aj plazmatické skupenstvo. V tomto skupenstve sú látky pri enormne vysokých teplotách alebo elektrických výbojoch, keď sú atómy zbavené časti svojich elektrónových obalov. Výskum plazmy patrí medzi hlavné smery moderného fyzikálneho bádania. Tuhé látky (kap. X.Y) sú také, ktorých stavebné častice atómy, ióny molekuly sú pravidelne usporiadané v priestore, čím vytvárajú tzv. kryštálovú štruktúru. V tejto štruktúre sa častice nachádzajú v definovaných polohách, kde vykonávajú kmitavé pohyby, ktorých priemerná energia ktorých je závislá od teploty. Okrem tohto kmitania sú však častice viazané na svoje rovnovážne polohy, ktoré nemôžu trvale opúšťať a navzájom sa premiestňovať. Tým je podmienená odolnosť tuhých látok oproti zmenám tvaru ako aj (podobne ako pri kvapalinách) oproti objemovým zmenám. Kryštálová štruktúra tuhých látok podmieňuje ich pravidelný tvar, ako aj anizotropiu fyzikálnych vlastnosti v závislosti od smeru, v ktorom sú merané. Anizotropia sa nápadne prejavuje najmä pri optických vlastnostiach (rýchlosť svetla, dvojlom), nachádzame ju však aj pri iných vlastnostiach (elektrická a tepelná vodivosť, mechanické vlastnosti ako pružnosť, pevnosť, stlačiteľnosť). Niektoré látky, hoci majú stály tvar, nejavia pravidelnú kryštálovú štruktúru a sú izotropné, čiže majú rovnaké vlastnosti vo všetkých smeroch. Takéto látky, príkladom ktorých je sklo, vosk, živice a i., sa bežne označujú ako amorfné. Z fyzikálneho hľadiska sú blízke stavu silne podchladených kvapalín, ktorých častice majú takú malú pohyblivosť, že sa prakticky nemôžu preorientovať a vytvoriť kryštálovú štruktúru. Kvapaliny (kap. X.Y) môžu pozostávať z atómov, molekúl, iónov alebo atómov viazaných kovovými väzbami (kvapalné kovy). Sú na prechode medzi plynnými a tuhými látkami. Na rozdiel od plynov medzi časticami kvapalín sa uplatňujú príťažlivé sily značnej veľkosti, takže pohyb ich častíc je podstatne obmedzenejší ako pri časticiach plynov. Každá 49

38 častica kvapaliny kmitajúca v silovom poli okolitých častíc okolo istej rovnovážnej polohy môže prejsť do sféry pôsobenia iných častíc. Z tohto dôvodu kvapaliny ľahko menia svoj tvar, sú tekuté, zachovávajú svoj objem a sú veľmi málo stlačiteľné. Významnou časťou kvapaliny je jej povrch na ktorom sú vlastnosti kvapaliny iné, než vo vnútri jej objemu. S tým súvisia mnohé povrchové javy ako je napr. kapilárna elevácia a kapilárna depresia. Poznámka: Výskum kvapalín pomocou röntgenových lúčov ukazuje, že častice kvapalín vytvárajú malé skupiny, v ktorých sú pravidelne usporiadané na spôsob kryštálových štruktúr. Tieto tzv. cybotaktické skupiny existujú len krátko, potom sa rozpadajú, no na iných miestach sa opäť vytvárajú. Pre plynné skupenstvo (kap. X.Y) je charakteristická voľnosť pohybu častíc. Môžu to byť atómy, molekuly alebo pri iónových zlúčeninách iónové zhluky príp. samotné ióny (pri veľmi vysokých teplotách). Tieto častice sú navzájom natoľko vzdialené, že medzimolekulové sily sú veľmi malé a pohybujú sa veľkými rýchlosťami celkom neusporiadane chaoticky. Tým je podmienené, že plyny takmer bez odporu menia svoj tvar a sú veľmi stlačiteľné. Plyny vypĺňajú úplne objem nádoby, v ktorej sú uzatvorené, a ich častice pri svojom pohybe narážajú na steny. Týmito nárazmi pôsobia na steny nádoby silou, ktorá sa prejavuje ako tlak plynu. Uvedené vlastnosti troch skupenských stavov látky si môžeme najlepšie ukázať na vode. Obr ukazuje kus ľadu na vyhrievanej ploche a tri skupenstva vody. Znázornené krúžky vo vnútri ukazujú ako by sme mali vidieť tieto skupenstva na mikroskopickej úrovni, ak vieme, že voda je tvorená molekulami H 2 O. Obr Makroskopický a mikroskopický pohľad na skupenské stavy vody (a tuhé, b kvapalné, c plynné skupenstvo). 50

39 V ľade (obr. 1.24a) sú molekuly usporiadané pravidelným spôsobom do kryštálovej štruktúry. V kvapalnej vode (obr. 1.24b) sú molekuly pomerne blízko, ale ich pohyb už nie je tak obmedzený ako pri tuhých látkach. V plynnom skupenstve vody, pare, (obr. 1.24c), sú molekuly ďaleko od seba a navzájom sa neovplyvňujú Fyzikálne a chemické vlastnosti a deje Objekty štúdia chémie, častice, chemické látky a sústavy majú svoje vlastnosti. Niektoré vlastnosti možno pripísať iba časticiam a nazývajú sa časticové vlastnosti. Patrí k ním napr. atómový polomer, ionizačná energia, elektrónová afinita a polarita molekúl. Iné vlastnosti možno pripísať iba látkam. K typickým látkovým vlastnostiam patrí napr. teplota topenia, teplota varu, hustota a elektrická vodivosť. Vlastnosti sa pokladajú za látkové vtedy, ak o nich rozhoduje vzájomná interakcia obrovského počtu častíc chemickej látky alebo sústavy a sú dôsledkom takejto interakcie. Zmeny skupenského stavu látok, ktorými sme sa zaoberali v predchádzajúcej kapitole patria k fyzikálnym dejom (obr. 1.23). Fyzikálne vlastnosti látok sú jedným zo zdrojov poznania, ktoré nám umožňujú vysloviť predpoklady o povahe chemických väzieb a štruktúre látky a jej stavebných časticiach. Sem patria vlastnosti známe z bežného života a pozorovateľné a objektívne merateľné pri bežných laboratórnych podmienkach skupenský stav a veličiny charakterizujúce tento stav, hustota, farebnosť a pod. Okrem toho sem zaraďujeme vlastnosti látok, ktoré sa pozorujú len pri určitých špecifických podmienkach (správanie látok v magnetickom poli, v elektrickom poli, pri prechode elektrického prúdu látkou, atď.). Niektoré z uvedených vlastností látok súvisia s vlastnosťami stavebných častíc látky (napr. paramagnetizmus látky súvisí vo väčšine prípadov s prítomnosťou paramagnetických častíc v látke) a iné vlastnosti látok sú výraznejšie ovplyvnené charakterom vzájomných interakcií stavebných častíc (teplota topenia do určitej miery charakterizuje pevnosť vzájomných interakcií stavebných častíc, ktoré sa rozrušujú pri prechode látky z tuhého do kvapalného stavu). Pozorovanie fyzikálnych vlastností vyžaduje aby došlo k fyzikálnemu deju. Fyzikálne deje (zmeny) sú charakteristický tým, že látky sa nemenia na iné látky, pričom sa nemení zloženie a štruktúra látok. Mení sa len skupenstvo látok, veľkosť častíc danej látky a pod. Chemické vlastnosti látok opisujú schopnosť látky meniť sa na inú látku rozkladom na jednoduchšie látky, alebo na zložitejšie látky vzájomnými reakciami jednoduchších látok. Napr. hrdzavenie železa vyjadruje chemickú nestálosť železa na vlhkom vzduchu. Zlato takúto chemickú vlastnosť nemá (na vzduchu je stále). Podobne aj samozápalnosť bieleho fosforu alebo pasivácia hliníka na vzduchu vyjadruje ich chemickú vlastnosť. Chemické deje prebiehajú v dôsledku vzájomného pôsobenia látok alebo vplyvom rôznych druhov energie na látky. Chemické deje (zmeny) sú deje pri ktorých nastávajú látkové premeny, prejavujúce sa v chemickom zložení látok, ako aj v ich chemickej štruktúre. Chemický dej je napr. aj fotosyntéza, dýchanie, horenie, varenie, pečenie. Na obr je znázornený príklad chemického deja horenia metánu CH 4 (reakcia s kyslíkom O 2 ) v Bunsenovom kahane za vzniku plynných produktov CO 2 a H 2 O. 51

40 CH O 2 CO H 2 O Obr Chemický dej reakcie metánu s kyslíkom v Bunsenovom kahane. Chemická zlúčenina nemení svoju identitu počas fyzikálnych zmien v procese fyzikálnej separácie. Naproti tomu, chemická separácia mení jej identitu. Napr. rozklad zlúčeniny na prvky z ktorých je zložená vyžaduje použitie chemického deja. Rozklad zlúčeniny na prvky je často experimentálne náročný. Napr. výroba železa z jeho oxidov vyžaduje použitie vysokých pecí. Priemyselná produkcia čistého horčíka z chloridu horečnatého vyžaduje použitie elektrolýzy. Vo všeobecnosti je však jednoduchšie zmeniť jednu zlúčeninu na iné zlúčeniny ako chemickou reakciou získať zo zlúčeniny prvky z ktorých je zložená. Ako príklad môžeme uviesť reakciu tepelného rozkladu dichrómanu amónneho (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (obr. 1.26) pri ktorej vznikajú okrem prvku dusík N 2 aj zlúčeniny oxid chromitý Cr 2 O 3 a voda H 2 O. Obr Rozklad dichrómanu amónneho za vzniku dusíka. Medzi chemickými a fyzikálnymi zmenami látok je určitá súvislosť. Každá chemická zmena je spojená aj s fyzikálnymi zmenami, akými sú napr. mechanické premiestňovanie častíc, uvoľňovanie alebo spotreba tepelnej energie a vznik svetla. Rovnako fyzikálne zmeny sú jedným z významných činiteľov, ktorý vplýva na priebeh chemického deja. Napr. okrem chemických predpokladov pre priebeh rekcie zlučovania vodíka s kyslíkom na vodu sú potrebné aj určité stavové podmienky. Zmes vodíka a kyslíka pri normálnej teplote nereaguje, prípadne reaguje mimoriadne pomaly, kým pri zahriatí reaguje za výbuchu. Je 52

41 preto nevyhnutné skúmať súvislosti medzi chemickými a fyzikálnymi faktormi (rýchlosť reakcie, chemická rovnováha a pod.) ovplyvňujúcimi priebeh reakcie. Príklad 1.43 Chemické a fyzikálne vlastnosti Nasledujúce vlastnosti zaraďte medzi fyzikálne alebo chemické vlastnosti. a) guma je červená, b) čerstvo pripravený hliník sa na vzduchu pokrýva vrstvičkou oxidu (pasivácia), c) amoniak je veľmi dobre rozpustný v studenej vode, d) chlorid sodný je hygroskopický. Tvrdenia a) a c) sú fyzikálne vlastnosti, tvrdenia b) a d) sú chemické vlastnosti. Príklad 1.44 Chemické a fyzikálne deje Na základe pozorovania uveďte, či ide o fyzikálnu alebo chemický dej. a) teplota varu vody je 100 C, b) cukor sa rozpusťa v čaji, c) uhlie horí. Tvrdenie a) fyzikálny dej voda mení skupenský stav, tvrdenie b) fyzikálny dej cukor sa rozpúšťa vo vode, ale nemení svoju identitu, tvrdenie c) chemický dej horením uhlia vznikajú oxidy uhlíka (CO a CO 2 ). Príklad 1.45 Chemické a fyzikálne vlastnosti a deje Na základe pozorovania uveďte či ide o fyzikálnu vlastnosť, fyzikálny dej, chemickú vlastnosť alebo chemický dej a) striebro je dobrý vodič elektriny, b) Oxid uhoľnatý horí na vzduchu, c) antacidum uvoľňuje pálenie záhy. Tvrdenie a) elektrická vodivosť je fyzikálna vlastnosť, tvrdenie b) chemický dej oxid uhoľnatý horí na vzduchu za vzniku oxidu uhličitého, tvrdenie c) chemická vlastnosť antiacid reaguje s prebytočnou žalúdočnou kyselinou a uvoľňuje pálenie záhy Množstvo čistej látky Množstvo čistej látky L (chemického prvku, zlúčeniny) možno vyjadriť: a) počtom častíc N(L), b) látkovým množstvom n(l), c) hmotnosťou m(l), d) objemom V(L). Udávať množstvo látky počtom častíc by bolo nepraktické, pretože chemických reakcií sa zúčastňuje obrovský počet častíc (atómov, molekúl, iónov). Preto sa zaviedla veličina látkové množstvo n(l): 53

42 Látkové množstvo n je veličina úmerná počtu základných jedincov (entít) tvoriacich chemickú látku. Základnými entitami môžu byť atómy, molekuly, ióny, elektróny alebo bližšie určené zoskupenia týchto častíc. Látkové množstvo je jedna zo základných fyzikálnych veličín. Jej jednotkou, ktorá patrí k základným jednotkám SI (kap. 1.3), je mól (symbol mol). Jeden mól je také látkové množstvo, v ktorom je rovnaký počet entít, ako je atómov v 12 g (presne) nuklidu 12 C. Jeden mól hociktorej látky teda obsahuje rovnaký počet jednotiek tejto látky (entít). Konštanta udávajúca počet entít v jednom móle, sa nazýva Avogadrova konštanta N A a má hodnotu 6, mol 1. Medzi počtom entít látky N(L) a jej látkovým množstvom n(l) platí vzťah N(L) = N A n(l) Hmotnosť látky m(l) je daná súčinom hmotnosti jednej častice m L a počtu častíc N(L) m(l) = m L N(L) Spojením uvedených vzťahov dostaneme m(l) = m L N A n(l) Súčin m L N A je hmotnosť jednotkového látkového množstva, tj. jedného mólu látky L, a označuje sa ako mólová hmotnosť M(L). Platí teda m(l) M (L) = n(l) Jednotkou mólovej hmotnosti je kg mol 1, častejšie sa však používa g mol 1 = 10 3 kg mol 1. Poznámka: To, že sa mólová hmotnosť v jednotkách g mol 1 číselne rovná hmotnosti častice v jednotkách u, nevyplýva zo žiadneho fyzikálneho zákona, ale z vhodnej definície Avogadrovej konštanty. Okrem zjednodušenia výpočtov z nej vyplýva aj súvis medzi Avogadrovou konštantou a atómovou hmotnostnou jednotkou vyjadrenou vzťahom: N A u = (6, mol 1 ) (1, g) = 1,00 g mol 1. Pojmy mólová hmotnosť a látkové množstvo sa vzťahujú aj na súčasti látok (napr. jeden mól K 2 SO 4 obsahuje dva móly katiónov K + ). Mólová hmotnosť udaná v g mol 1 sa číselne rovná relatívnej atómovej hmotnosti A r (E) prvku E (kap ), relatívnej molekulovej hmotnosti M r (L), ak táto látka L je zlúčeninou s molekulovou štruktúrou (kap ) a relatívnej vzorcovej hmotnosti M r (L) látky L vyjadrenej stechiometrickým vzorcom L = A a B b... (kap ). Uvedené tvrdenie môžeme dokumentovať na tuhom chloride sodnom, kvapalnej vode a plynnom kyslíku. Vo všetkých prípadoch je 1 mol látky číselne rovný relatívnej vzorcovej hmotnosti M r (NaCl) = 58,45, relatívnej molekulovej hmotnosti M r (H 2 O) = 18,0 a relatívnej molekulovej hmotnosti M r (O 2 ) = 32,0. V uvedených prípadoch však vzorky obsahujú rovnaký počet molekúl, resp. vzorcových jednotiek a to 6, Tvrdenie z predchádzajúceho odseku si môžeme dokumentovať aj porovnaním relatívnej molekulovej hmotnosti vody M r (H 2 O) = 18,0 a hmotnosti jedného molu vody (18,0 g), ktorá je číselne rovnaká, ale líši sa 54

43 v jednotkách. Relatívna molekulová hmotnosť je bezrozmerné číslo a hmotnosť jedného molu sa udáva v gramoch. Vyjadrenie oboch hmotnosti v gramoch poukazuje na obrovský rozdiel. Hmotnosť jednej molekuly vody m = M r (H 2 O) u = 18,0. 1, g = 2, g, zatiaľ čo hmotnosť jedného mólu vody je 18,0 g (približne 18 ml). Množstvo látky L meriame pomocou jej objemu najčastejšie pri kvapalných a plynných látkach. Popri údaji o objeme látky treba uviesť aj stavové podmienky (teplotu a tlak), pri ktorých sa objem meral. Objem plynnej látky V(L) v závislosti od jej teploty T(L) a tlaku p(l) vyjadruje stavová rovnica ideálneho plynu, ktorá má pre látkové množstvo plynu n(l) tvar: m(l) p(l) V(L) = n(l) RT(L) = RT(L) M (L) Konštanta R sa označuje ako mólová plynová konštanta a jej hodnota je R = 8,314 J K 1 mol 1. Objem, ktorý zaujíma jeden mól látky L, sa nazýva mólový objem V m (L). Možno ho vyjadriť podielom objemu V(L) látky L a jej látkového množstva n(l) V m V (L) (L) = n(l) Hustota látky (L), je definovaná podielom hmotnosti a objemu látky m(l) (L) = V (L) Hustota látky je intenzitná veličina, ktorej základnou jednotkou je kg m 3, avšak v praxi sa používa jednotka g cm 3. Hustota látky patrí k dôležitým charakteristikám chemickej látky. Stanovuje sa experimentálne. Zvyčajne s teplotou klesá, pretože pri zväčšovaní teploty sa zväčšuje objem. Pri niektorých látkach, napr. pri vode je závislosť zložitejšia. Pre prácu v laboratóriu je potrebné poznať vzájomné prepočty veličín vyjadrujúcich množstvo látky. Na vyjadrenie extenzitných veličín sa používajú intenzitné veličiny M(L) a (L). Príklad 1.46 Spôsoby vyjadrenia množstva látky Charakterizujte jednotlivé extenzitné spôsoby vyjadrovania množstva látky L (hmotnosť jednej častice, hmotnosť látky, počet častíc, objem a látkové množstvo) uvedeným symbolov a používaných jednotiek. Uveďte vzťahy na ich vzájomný prepočet. Veličina Symbol Jednotka Vzťah hmotnosť jednej častice m L kg m L = m(l) / N(L) hmotnosť látky m(l) kg m(l) = m L N(L) počet častíc N(L) N(L) = N A n(l) objem V(L) m 3 V(L) = m(l) / (L) látkové množstvo n(l) mol n(l) = m(l) / M(L) 55

44 Príklad 1.47 Prepočet látkového množstva na intenzitné veličiny Uveďte vzťahy pre prepočet látkového množstva n(l) na intenzitné veličiny (mólová hmotnosť, mólový objem a hustota). Veličina Symbol Jednotka Vzťah mólová hmotnosť M(L) kg mol 1, g mol 1 M(L) = m(l) / n(l) mólový objem V m (L) m 3 mol 1 V m (L) = V(L) / n(l) hustota (L) kg m 3, g cm 3 (L) = m(l) / V(L) Roztoky V prípade ak jednofázová chemická sústava pozostáva z dvoch a viac typov častíc (látok) hovoríme o homogénnej sústave (kap. 1.5). Z homogénnych sústav sa najčastejšie stretávame s roztokmi, ktoré sa definujú: Roztok je homogénna izotropná kvapalná alebo tuhá sústava, zložená aspoň z dvoch chemických látok, ktorých pomer sa môže v určitom rozmedzí plynule meniť. Zmesi plynných, napr. vzduch, zložený z kyslíka O 2, dusíka N 2, oxidu uhličitého CO 2 a prípadne aj ďalších plynných látok sa niekedy označujú ako plynné roztoky, my sa však budeme zaoberať kvapalnými a tuhými roztokmi (tab. 1.8). Tabuľka 1.8. Klasifikácia roztokov. Roztok Rozpúšťadlo Rozpustená látka Príklad kvapalný tuhý kvapalina tuhá látka plyn kvapalina tuhá látka plyn kvapalina tuhá látka vodný roztok HCl vodný roztok etanolu vodný roztok KCl roztok vodíka v Pd ortuť v zinku zliatina Cu a Au Najčastejšie sa v chémii stretávame s kvapalnými roztokmi zloženými z rozpúšťadla a rozpustenej látky. Ako rozpúšťadlo sa zvyčajne označuje látka, ktorá je v nadbytku oproti ostatným látkam. Ostatné zložky v roztoku sú rozpustené látky. Pre roztok je charakteristické, že mnohé fyzikálne a fyzikálno-chemické vlastnosti roztoku sa odlišujú od vlastností jeho zložiek. Najbežnejším rozpúšťadlom v anorganickej chémii je voda a v prípade vodných roztokov sa voda považuje za rozpúšťadlo aj vtedy, keď nie je oproti iným rozpusteným látkam v nadbytku. Napr. roztok zložený z 96 % H 2 SO 4 a 4 % H 2 O sa nazýva 96 % roztok kyseliny sírovej vo vode. Tuhé roztoky tiež môžu obsahovať v tuhej látke (rozpúšťadle) rozpustenú plynnú, kvapalnú alebo inú tuhú látku. Prevažná väčšina známych tuhých roztokov sa pripravuje tak, že samotné rozpúšťanie prebieha v kvapalnom stave (napr. tavenina jednej alebo viacerých 56

45 látok) a do tuhého stavu prechádza pripravený roztok tuhnutím. Ako príklady tuhých roztokov môžeme uviesť sklo a 14-karátové zlato a mincový kov. Poznámka: Okrem mechanickej pevnosti sa tuhé roztoky podstatne nelíšia od kvapalných roztokov. Napr. sklo sa niekedy zaraďuje medzi tuhé roztoky (roztoky oxidov kovových prvkov v SiO 2 ), niekedy medzi kvapalné roztoky s veľmi vysokou viskozitou. Vznik roztoku je súbor fyzikálnych, fyzikálno-chemických a chemických dejov, ktoré prebiehajú súčasne, a ktorých výsledkom je vznik homogénnej zmesi z pôvodne samostatne existujúcich zložiek. Rozpúšťanie môže prebiehať bez priebehu chemických dejov a rozpustená látka sa postupne rozptyľuje medzi častice rozpúšťadla (napr. rozpúšťanie O 2 alebo sacharózy vo vode). Z roztoku je potom možné získať rozpustenú látku v nezmenenej podobe. Naproti tomu, rozpúšťanie môže zahrňovať chemické deje, ak v priebehu dochádza k zániku pôvodných častíc. Napr. pri rozpúšťaní plynného chlorovodíka HCl vo vode vzniká roztok úplne ionizovanej kyseliny chlorovodíkovej obsahujúcej nové častice H 3 O + a Cl. Zloženie roztokov sa vyjadruje viacerými spôsobmi, z ktorých najčastejšie sú uvedené v tab Zloženie chemických sústav sa vyjadruje najmä formou hmotnostného zlomku w(l) jednotlivých chemických látok tvoriacich sústavu alebo ich mólovým zlomkom x(l). V bežnom živote, laboratórnej a technologickej praxi sa zloženie sústav veľmi často vyjadruje vo forme hmotnostného percenta. V lekárni môžeme kúpiť 3 % roztok H 2 O 2, v laboratóriu máme 36 % roztok HCl (koncentrovaná kyselina chlorovodíková). Významným spôsobom vyjadrenia zloženia kvapalných roztokov je koncentrácia látkového množstva c(l). Pri charakterizácii homogénnych sústav (najmä roztokov) sa používajú aj ďalšie spôsoby vyjadrenia zloženia sústav, a to najmä hmotnostná koncentrácia (L), molalita m(l), objemový zlomok (L) a hustota roztoku. Na rozdiel od veličín w(l), x(l) a (L) (ako aj od nich odvodené spôsoby vyjadrenia), ktoré sú bezrozmernými vyjadreniami, ostatné veličiny majú rozmer a konvenčne sa prevažne vyjadrujú v týchto jednotkách c(l): mol dm 3 ; (L) a : g dm 3 a m(l): mol kg 1. Dôležité prepočty medzi jednotlivými spôsobmi vyjadrenia zloženia roztokov sú nasledovné: w(l) ' c(l) = M (L) c(l) V' x(l) = n' x(l) M(L) n' w(l) = m' V týchto vzťahoch je dôležité nezameniť si hmotnosť roztoku m s hmotnosťou čistej látky m(l), objem roztoku V s objemom čistej látky V(L) a hustotu roztoku s hustotou čistej látky (L). 57

46 Tabuľka 1.9. Spôsoby vyjadrenia zloženia roztokov. Veličina Vzťah Jednotka Poznámka koncentrácia látkového množstva (skr. koncentrácia) hmotnostná koncentrácia hmotnostný zlomok mólový zlomok objemový zlomok molalita hustota roztoku n(l) c(l) = V' mol dm 3 m(l) (L) = g dm 3 V' m(l) w(l) = m' n(l) x(l) = n' V' objem roztoku n(l) látkové množstvo čistej látky m(l) hmotnosť čistej látky V' objem roztoku m' hmotnosť celého roztoku n' súčet látkových množstiev všetkých zložiek roztoku V (L) (L) = V' objem roztoku V' n(l) m(l) = m(s) mol kg 1 m' ' = g dm 3 V' m(s) hmotnosť rozpúšťadla m' hmotnosť roztoku V' objem roztoku Príklad 1.48 Zloženie roztokov Rozhodnite a zdôvodnite, ktoré z nasledujúcich spôsobov vyjadrenia zloženia patria medzi extenzitné, resp. intenzitné vyjadrenie zloženia: a) alkalická oxidačná zmes obsahuje 13,6 g KNO 3 a 22,4 gkoh, b) roztok pripravený rozpustením 14,5 g CuSO 4 5H 2 O (modrá skalica) v 10 litroch vody, c) koncentrovaná kyselina sírova s hmotnostným zlomkom w(h 2 SO 4 ) = 0,96, d) roztok KOH s koncentráciou c(koh) = 0,155 mol dm 3, e) roztok, ktorý v 1 dm 3 obsahuje 14,0 g chloridu sodného. Tvrdenia c) a d) sú intenzitné spôsoby vyjadrenia zloženia, pretože sú nezávislé na množstve látky v sústave. Tvrdenia a), b) a e) sú extenzitné spôsoby vyjadrenia zloženia závisí od množstva látky v sústave a preto sem jednoznačne patria vyjadrenia a) a b). Vyjadrenie zloženia e) možno vzhľadom k tomu, že obsahuje údaje o množstve jednotlivých zložiek zaradiť k extenzitnému vyjadreniu zloženia. Avšak, vyjadrenie e) možno chápať aj ako intenzitný spôsob vyjadrenia, pretože slovne vyjadruje hmotnostnú koncentráciu (NaCl) = 14,0 g dm 3. 58

47 1.6 Chemické reakcie Chemické reakcie medzi prvkami a zlúčeninami prebiehajú v dôsledku ich vzájomného pôsobenia alebo účinkom rôznych druhov energie (teplo, elektromagnetické žiarenie, zmena stavových podmienok). Chemická reakcia sú chemické deje, pri ktorých sa mení chemické zloženie látok, ich chemická alebo elektrónová štruktúra. V priebehu chemickej reakcie sa nemení celkový počet a druh atómov, molekúl a iónov, ale iba zanikajú staré a vznikajú nové chemické väzby. Všetky zmeny, ktorým podliehajú atómy reagujúcich látok pri chemických reakciách, sú teda obmedzené na elektrónové obaly týchto atómov, molekúl a iónov. Týmto sa líšia chemické reakcie od tzv. jadrových reakcií (kap. X.Y), v ktorých sa menia jadrá zúčastnených atómov. Atómy, molekuly a ióny sú však veľmi malé (veľkosť častíc dosahuje hodnoty poriadkovo až 10 9 m; ich hmotnosti až g) nedajú sa pripravovať a sledovať samotné. Chemik pracuje s veľkými súbormi častíc, ktoré možno vážiť, merať ich objem a pracovať s nimi. Takýmito súbormi sú chemické látky (kap. 1.5), tj. prvky a chemické zlúčeniny alebo sústavy zložené z viacerých látok (napr. roztoky). Chemická reakcia vyjadruje, v akých pomeroch látkových množstiev látky medzi sebou reagujú a vznikajú. Nevyjadruje však, aká časť z východiskových látok môže v sústave pri daných podmienkach zreagovať, ako dlho bude reakcia prebiehať a aký je jej mechanizmus Zápis chemických rovníc Zápis chemickej reakcie pomocou značiek chemických prvkov a vzorcov chemických zlúčenín je chemická rovnica. V chemickej rovnici je obsiahnutá kvalitatívna i kvantitatívna stránka chemického deja. Reaktanty (A, B,...) sú východiskové látky na počiatku chemického deja, ktoré sa ho zúčastňujú, Produkty (P, R...) sú výsledkom chemickej premeny. Všeobecne môžeme vyjadriť chemickú rovnicu schémou a A + b B +... = p P + r R +... v ktorej celé čísla a, b, p, r sú absolútne hodnoty stechiometrických koeficientov vyjadrujúce vzájomné pomery množstiev zúčastnených reaktantov a produktov. Stechiometrický koeficient i-tej zložky sa označuje symbolom i. Pre východiskové látky majú stechiometrické koeficienty záporné hodnoty ( (A) = a, (B) = b,...), pre produkty hodnoty kladné ( (P) = p, (R) = r,...). Pri bežnom písaní chemických rovníc sa uvádzajú len absolútne hodnoty stechiometrických koeficientov. Stechiometrické koeficienty sa volia tak, aby to boli najmenšie celé čísla. Pre chemickú reakciu platí zákon zachovania hmotnosti (počet atómov každého druhu na pravej strane sa rovná počtu tých istých atómov na ľavej strane) a zákon zachovania náboja (súčet nábojov iónov na pravej strane sa rovná súčtu nábojov na ľavej strane). Pri oxidačno-redukčných reakciách možno určiť stechiometrické koeficienty zo zmeny oxidačných čísel niektorých prvkov v reaktantoch a produktoch. Pravidla určovania oxidačných čísel sú uvedené v kap. X.Y. Ak chceme vyznačiť smer priebehu deja, a tiež skutočnosť, že východiskové látky pri daných podmienkach prakticky úplne zreagujú na produkty, obidve strany rovnice spájame jednou šípkou, napr. 59

48 S + O 2 SO 2 Keď sú v sústave prítomné v merateľnom množstve ako produkty reakcie, tak aj východiskové látky, píšeme v chemickej rovnici dve šípky opačného smeru, napr. 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Ak reakcia potrebuje zahrievanie, používa sa symbol T umiestnený nad alebo pod šípkou oddeľujúcou reaktanty od produktov: CaCO 3 ΔT CaO + CO 2 Ak sú pre priebeh reakcie potrebné špeciálne podmienky, ako je prítomnosť katalyzátora, vyznačí sa to pod alebo nad šípkou. Kovová platina katalyzuje (urýchľuje) rozklad oxidu dusnatého na jeho prvky v katalyzátoroch automobilov: Pt 2 NO N 2 + O 2 Chemická rovnica je stručný zápis chemickej reakcie vyjadrený pomocou chemických symbolov chemických vzorcov látok s príslušnými koeficientami a znamienkami oddeľujúcimi reaktanty a produkty reakcie. V chémii sa používa viacero spôsobov zápisu chemických rovníc. Stechiometrický zápis, používa stechiometrické vzorce reakčných zložiek, napr. CaCO HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O V stavovom zápise sa skupenský stav prvkov, zlúčenín a zmesi vyznačuje symbolmi g (gaseus, plyn), l (liquidus, kvapalina) a s (solidus, tuhá látka). Skutočnosť, že látka je rozpustená vo vode sa vyjadruje symbolom aq (aqueous) za vzorcom látky. Látku rozpustenú v nevodnom rozpúšťadle charakterizuje symbol solv (solvent). Stav reakčnej sústavy možno podrobnejšie charakterizovať aj ďalšími symbolmi, napr. zápis H 2 SO 4 (aq, konc.) vyjadruje vodný roztok koncentrovanej kyseliny sírovej, zápisom H 2 SO 4 (aq, zr.) označujeme zriedený vodný roztok kyseliny sírovej. Napr. reakcia tuhého hliníka s vodným roztokom kyseliny chlorovodíkovej (obr. 1.27) vedie k vzniku vodného roztoku chloridu hlinitého a plynného vodíka (vodík je len nepatrne rozpustný vo vode) 2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl 3 (aq) + 3 H 2 (g) Obr Reakcia hliníka s vodným roztokom HCl. 60

49 Časticový alebo iónový zápis vyjadruje, ktoré častice (ióny, príp. atómy alebo molekuly) sa zúčastňujú chemického deja. Napr. reakciou vodného roztoku chloridu draselného (v roztoku sú prítomné ióny K + a Cl ) s vodným roztokom dusičnanu strieborného (v roztoku sú prítomné ióny Ag + a NO 3 ) vzniká biela zrazenina chloridu strieborného AgCl. K + (aq) + Cl (aq) + Ag + (aq) + NO 3 (aq) AgCl(s) + K + (aq) + NO 3 (aq) Uvedený časticový zápis, ktorý obsahuje všetky častice prítomné v reakčnej sústave (obr. 1.28) sa nepoužíva často. Obr Reakcia vodného roztoku KCl s vodným roztokom AgNO 3. Oveľa bežnejší je skrátený iónový zápis, ktorý vyjadruje len reagujúce častice Klasifikácia chemických reakcií Cl (aq) + Ag + (aq) AgCl(s) Chemické reakcie možno klasifikovať podľa rozličných hľadísk a podľa rôznych kritérií. V učebniciach anorganickej chémie sa bežne používa rozdelenie chemických reakcií na základe zmien v stechiometrickom zložení látok na reakcie syntézy (zlučovania), rozkladu, nahradzovania (substitúcie) a podvojnej zámeny (metatézy). a) Reakcie syntézy (zlučovania) dve alebo viac látok sa kombinuje za vzniku zložitejšej látky A + B AB V tejto reakcii A a B môžu byť buď prvky alebo zlúčeniny a AB je pripravená zlúčenina. Reakcie syntéz prebiehajúce v plynnom stave alebo vodnom roztoku sú, napr. N 2 (g) + 3 F 2 (g) 2 NF 3 (g) NH 3 (g) + HCl(g) NH 4 Cl(s) Cl 2 (g) + 2 FeCl 2 (aq) 2 FeCl 3 (aq) b) Reakcie rozkladu zlúčenina sa rozkladá na jednoduchšie látky (prvky alebo zlúčeniny) AB A + B 61

50 Rozkladné reakcie často prebiehajú dodaním svetelnej alebo tepelnej energie 2 AgBr(s) 2 KClO 3 (s) 2 NaHCO 3 (s) h 2 Ag(s) + Br 2 (l) ΔT 2 KCl(s) + 3 O 2 (g) ΔT Na 2CO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O(g) c) Reakcie nahradzovania (substitúcie) prvok nahrádza rôzne prvky v zlúčenine za vzniku novej zlúčeniny a uvoľnenia nahradeného prvku A + BC AC + B V uvedenej reakcii sú A a B dva prvky a BC a AC sú zlúčeniny. Najviac substitučných reakcií prebieha v roztoku už pri izbovej teplote Cu(s) + 2 AgNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2 Ag(s) Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Cl 2 (g) + 2 NaI(aq) 2 NaCl(aq) + I 2 (s) d) Reakcie nahradzovania (podvojnej zámeny) dve zlúčeniny si vymenia ióny alebo atómy za vzniku nových zlúčenín AB + CD AD + BC Reakcie prebiehajú väčšinou v roztoku a to buď za vzniku zrazeniny, plynu alebo vody AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) NaNO 3 (aq) + AgCl(s) Na 2 S(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H 2 S(g) H 2 SO 4 (aq) + 2 KOH(aq) K 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) Uvedená klasifikácia reakcií vychádza len zo zmien v stechiometrickom zložení látok. Vhodnejšie je rozdelenie chemických reakcií, ktoré prihliada na ich chemickú podstatu (napr. na častice, ktoré sa zúčastňujú reakcií) a vystihuje aspoň v najhrubších rysoch aj mechanizmus jednotlivých druhov reakcií. Týmto požiadavkám vyhovuje nasledujúca klasifikácia: a) Protolytické reakcie, pri ktorých sa vymieňa protón medzi Brönstedtovou kyselinou a Brönstedtovou zásadou, napr. HNO 3 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + NO 3 (aq) b) Oxidačno-redukčné reakcie, pri ktorých nastáva výmena elektrónov medzi oxidovadlom a redukovadlom, napr. Cl 2 (g) + 2 I (aq) 2 Cl (aq) + I 2 (s) c) Vylučovacie reakcie, pri ktorých vznikajú tuhé málo rozpustné produkty (zrážacie reakcie) alebo plynné, napr. Ba 2+ (aq) + SO 4 2 (aq) BaSO 4 (s) NH 4 Cl(s) + NaOH(aq) NH 3 (g) + NaCl(aq) + H 2 O(l) 62

51 d) Komplexotvorné reakcie (reakcie tvorby komplexu), pri ktorých vzniká koordinačná väzba, napr. AgCl(s) + 2 NH 3 (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl(aq) Uvedenými typmi reakcie sa budeme podrobnejšie zaoberať v nasledujúcich kapitolách. Organická chémia má pre klasifikáciu chemických reakcií isté špecifiká a triedi reakcie napr. podľa reakčnej cesty (reakčného mechanizmu). Podľa spôsobu zániku starej väzby medzi atómami A a B v zlúčenine A B reakcie delíme na: a) Homolytické (radikálové) reakcie, pri ktorých dochádza k symetrickému štiepeniu väzby A B (elektróny väzbového elektrónového páru sa rozdelia medzi atómy A a B) za vzniku reaktívnych radikálov A a B A B A + B Radikály sú zvyšky zlúčeniny s nespáreným elektrónom, ktoré sú veľmi reaktívne, napr. H, Cl a CH 3. Homolytické reakcie najčastejšie prebiehajú v prípade nepolárnych alebo málo polárnych zlúčenín, napr. chlorácia alkánov CH 4 (g) + Cl 2 (g) CH 3 Cl(g) + HCl(g) b) Heterolytické (iónové) reakcie, pri ktorých dochádza k nesymetrickému štiepeniu väzby A B (elektróny väzbového páru sa presunú k elektronegatívnejšiemu atómu B) za vzniku elektrofilného činidlá A + ako aj nukleofilného činidlá B A B A + + B Nukleofilné činidlá sú anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré majú atóm s neväzbovým elektrónovým párom (sú donormi elektrónov), napr. OH, H 2 O a CH 3 COO. Naopak, elektrofilné činidlá sú katióny alebo neutrálne molekuly, ktoré majú elektrónové zriedenie na niektorom atóme. Elektrofilné činidlá sú akceptormi elektrónov, napr. H 3 O + +, NO 2 a BF 3. Heterolytické reakcie najčastejšie prebiehajú v prípade polárnych zlúčenín, napr. ionizácia kyseliny octovej CH 3 COOH(aq) + H 2 O CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) Podľa charakteru zmien ku ktorým dochádza na východiskovej látke (reaktante) reakcie delíme na: a) Substitučné reakcie vo východiskovej látke sa atóm alebo skupina atómov sa nahradí iným atómom alebo skupinou atómov, násobnosť väzby sa nemení. To je dochádza k prerušeniu jednej väzby a vytvoreniu druhej väzby na tom istom atóme. Tieto reakcie môžu prebiehať ako radikálová substitúcia S R (napr. už spomínaná chlorácia alkánov), alebo ako elektrofilná substitúcia S E, napr. Friedelova-Craftsova alkylácia benzénu katalyzovaná chloridom hlinitým b) Adičné reakcie na atómy, medzi ktorými je násobná väzba, sa viažu atómy alebo skupiny atómov, pričom sa znižuje poriadok väzby. Dvojitá väzba sa mení na jednoduchú, trojitá väzba sa mení na dvojitú. CH 2 =CH 2 (g) + Br 2 (l) Br H 2 C CH 2 Br(l) 63

52 c) Eliminačné reakcie nastáva zvyšovanie násobnosti chemickej väzby, z organickej zlúčeniny s jednoduchou väzbou vznikne zlúčenina s dvojitou väzbou, zo zlúčeniny s dvojitou väzbou vznikne zlúčenina s trojitou väzbou, pričom sa eliminuje (odštiepi) jednoduchá molekula (najčastejšie H 2, H 2 O alebo HX), napr. H 3 C CH 3 (g) H 2 C=CH 2 (g) + H 2 (g) 64 (dehydrogenácia) ΔT H 3 BO 3 (s) HBO 2 (s) + H 2 O(g) (dehydratácia) Jestvujú aj iné hľadiská, podľa ktorých sa robí klasifikácia chemických reakcií. Napr. v závislosti od toho, či sa reakciou uvoľňuje alebo spotrebuje teplo, rozdeľujeme chemické reakcie na exotermické a endotermické. V závislosti od toho, či sú všetky reagujúce látky v jednej fáze alebo vo viacerých fázach, rozoznávame reakcie homogénne alebo heterogénne. Treba mať na zreteli, že reálny chemický proces možno súčasne zahrnúť do viacerých klasifikačných skupín. Napr. reakcia Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) je substitučná, oxidačno-redukčná, heterogénna, vylučovacia a exotermická. Rozsah chemickej reakcie Chemické reakcie okrem toho, že kvalitatívne opisujú chemické reakcie vyjadrujú aj kvantitatívne vzťahy medzi východiskovými látkami (reaktantmi) a produktmi reakcie. Množstva látok, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie sa nemenia ľubovoľne, ale v určitých pomeroch daných príslušnou chemickou rovnicou. Ako kvantitatívnu charakteristiku miery (stupňa) priebehu chemického deja definujeme rozsah reakcie: Rozsah chemickej reakcie je definovaný ako úbytok látkového množstva reaktantu alebo prírastku látkového množstva produktu vztiahnutý na príslušný jednotkový stechiometrický koeficient. dni d = Pre chemickú rovnicu vyjadrenú schémou a A + b B +... = p P + r R +... môžeme rozsah reakcie vyjadriť sústavou rovníc alebo pre i-tú zložku Δ(A) n Δ(B) n Δ(P) n Δ(R) n Δ = = =... = = =... (A) (B) (P) (R) Δni Δ = Rozsah reakcie je extenzitná veličina, ktorej jednotkou je mól (značka mol). Kvantiatívne charakterizuje mieru chemickej reakcie (stupeň chemickej premeny). Keďže rozsah reakcie v začiatočnom stave (z) je väčšinou nulový ( z = 0), potom pri prechod do konečného stavu (k) sústavy = k z = k =. Počas chemickej reakcie je teda hodnota kladná, ale pre reaktanty je hodnota n záporná, lebo ich množstvo klesá. Preto musia mať reaktanty i i

53 záporný stechiometrický koeficient. Čísla, a, b,..., ktoré vystupujú v predchádzajúcej chemickej rovnici sú teda absolútnymi hodnotami stechiometrických koeficientov reaktantov A, B,..., tj. a = (A), b = (B),... V prípade, ak = 1 mol, v sústave zreagovali a vznikli látkové množstva látok, ktoré sa číselne rovnajú absolútnym hodnotám ich stechiometrických koeficientov. Rozsah reakcie umožňuje uskutočniť látkovú bilanciu všetkých zložiek reakčnej sústavy a preto má základný význam pre stechiometrické výpočty. Príklad 1.49 Zápis chemických reakcií Vyjadrite rovnicou v stavovom tvare priebeh chemickej reakcie uhličitanu draselného s vodným roztokom kyseliny trihydrogenfosforečnej za vzniku zrazeniny bis(fosforečnanu) trivápenatého, vody a oxid uhličitého. Najskôr urobíme zápis chemickej reakcie formou vzorcov a stavového zápisu: CaCO 3 (s) + H 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Pri určovaní koeficientov v chemickej rovnici musí byť na pravej ako aj na ľavej strane rovnaký počet atómov (tých istých) prvkov, ktoré sa jej zúčastňujú. Začínam s atómami Ca, ktoré sa vyskytujú v CaCO 3 a Ca 3 (PO 4 ) 2 (H a O bilancujeme na koniec): Ca: 3 CaCO 3 (s) + H 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) C: 3 CaCO 3 (s) + H 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 O(l) + 3 CO 2 (g) PO 4 3 : 3 CaCO 3 (s) + 2 H 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 O(l) + 3 CO 2 (g) H: 3 CaCO 3 (s) + 2 H 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3 H 2 O(l) + 3 CO 2 (g) Kontrola správnosti vyčíslenia: počet atómov kyslíka na ľavej strane (17) sa rovná počtu atómov kyslíka na pravej strane (17). Príklad 1.50 Klasifikácia chemických reakcií Klasifikujte chemické reakcie z hľadiska zmien v stechiometrickom zložení látok: a) 2 Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s) b) 2 NaNO 3 (s) 2 NaNO 2 (s) + O 2 (g) c) Ni(s) + 2 AgNO 3 (aq) 2 Ag(s) + Ni(NO 3 ) 2 (aq) d) Pb(NO 3 ) 2 (aq) + K 2 CO 3 (aq) PbCO 3 (s) + 2 KNO 3 (aq) a) syntéza / zlučovanie), b) analýza (rozklad), c) substitúcia (nahradzovanie), d) metatéza (podvojná zámena). Príklad 1.51 Reakcie zlučovania a rozkladu Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu: a) reakciu zlučovania kovového lítia a plynného fluóru, b) reakciu tepelného rozkladu tuhého uhličitanu bárnatého (vzniká tuhá látka a plyn). 65

54 a) 2 Li(s) + F 2 (g) 2 LiF(s) ΔT b) BaCO 3 (s) BaO(s) + CO 2 (g) Príklad 1.52 Klasifikácia chemických reakcií Klasifikujte chemické reakcie s ohľadom na podstatu chemického deja: a) H 2 SO 4 (aq) + 2 KOH(aq) K 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) b) 2 Mg(s) + O 2 (g) 2 MgO(s) c) Pb(NO 3 ) 2 (aq) + K 2 S(aq) PbS(s) + 2 KNO 3 (aq) d) CaCO 3 (s) + 2 HCl(aq) CaCl 2 (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) e) AgCN(s) + KCN(aq) K[Ag(CN) 2 ](aq) a) protolytická reakcia (neutralizácia), b) oxidačno-redukčná (redoxná) reakcia, c) vylučovacia (zrážacia) reakcia, d) vylučovacia reakcia, e) komplexotvorná reakcia. Príklad 1.53 Redoxné reakcie Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu reakcie amoniaku s kyslíkom v prítomnosti katalyzátora Pt/Rh za vzniku oxidu dusnatého a vody. Pt / Rh a NH 3 (g) + b O 2 (g) c NO(g) + d H 2 O(g) Ide o redoxnú reakciu, čo možno zdôrazniť vyznačením oxidačných čísel pre atómy prvkov, ktoré zmenili oxidačné čísla a N III H 3 (g) + b O 20 (g) c N II O II (g) + d H 2 O II (g) V reakcii sa oxidoval atóm dusíka (amoniak je redukovadlo): N III N II + 5 e (oxidacia) a redukoval sa atóm kyslíka (dikyslík je oxidovadlo): 0 O e 2 O II (redukcia) Rovnice oxidácie a redukcie musia byť zapísané tak, aby bola okrem podmienky zachovania počtu jednotlivých druhov atómov a podmienky zachovania náboja v rovnici splnená aj podmienka rovnosti počtu vymieňaných elektrónov. Táto podmienka bude splnená, keď sa rovnica oxidácie vynásobí štyrmi a rovnica redukcie piatimi Oxidácia: 4 N III 4 N II + 20 e Redukcia: 5 O e 10 O II Tým sa získali koeficienty pre látky, v ktorých atómy menili oxidačné čísla 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) Pt / Rh 4 NO(g) + d H 2 O(g) Neznámy koeficient d sa určí z podmienky zachovania počtu atómov kyslíka (na ľavej strane je 10 atómov kyslíka). Správnosť koeficientov možno ešte overiť rovnosťou počtu atómov vodíka. Chemická rovnica oxidácie amoniaku kyslíkom má tvar: 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) Pt / Rh 4 NO(g) + 6 H 2 O(g) 66

55 Príklad 1.54 Redoxné reakcie Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu reakcie disulfidu železnatého (pyritu) s kyslíkom, pri ktorej vzniká oxid železitý a oxid siričitý (praženie pyritu). a Fe II (S 2 ) II III II (s) + b O 2 (g) c Fe 2 O 3 (s) + d S IV II O 2 (g) Ako vyplýva z oxidačných stavov atómov v reakcií sa oxidujú až dva druhy atómov (Fe II a (S 2 ) II ) v jednej zlúčenine FeS 2. Pri zápise musíme zohľadniť indexy vo vzorcoch (napr. oxidáciou Fe II III vzniká Fe 2 O 3 a reakciu oxidácie vynásobiť dvomi. Podobne aj pri zápise ich oxidácie sa musí uvažovať stechiometrické zastúpenie (Fe II a (S 2 ) II ) v zlúčenine FeS 2 (1:1), pretože koeficienty sa určujú pre túto zlúčeninu: Oxidácia: (1) 2 Fe II 2 Fe III + 2 e Oxidácia: (2) 2 (S 2 ) II 4 S IV + 20 e Redukcia: 0 O e = 2 O II Spočítaním rovníc oboch oxidácií sa získa: Oxidácia: 2 Fe II + 2 (S 2 ) II 2 Fe III + 4 S IV + 22 e / 2 (FeS 2 je redukovadlo) Redukcia: O e 2 O II / 11 (O 2 je oxidovadlo) Upravením príslušných polreakcií tak, aby počet uvoľnených elektrónov pri oxidácii sa rovnal počtu elektrónov prijatých pri redukcii 4 Fe II + 4 (S 2 ) II + 11 O e 4 Fe III + 8 S IV + 22 O II + 44 e sa získajú koeficienty pre látky v chemickej reakcii praženia pyritu, ktorá má potom tvar 4 FeS 2 (s) + 11 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) +8 SO 2 (g) Príklad 1.55 Rozsah reakcie Reakciou 0,560 mólu disulfidu železnatého s kyslíkom vznikol oxid železitý a oxid siričitý. Vypočítajte latkové množstvo kyslíka potrebného na reakciu a látkové množstva vzniknutých oxidov siričitého a železitého. Stechiometrické koeficienty uvedenej reakcie sme vyriešili v predchádzajúcom príklade: 4 FeS 2 (s) + 11 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) +8 SO 2 (g) n(fes 2 ) = 0,560 mol, preto rozsah uvedenej chemickej rovnice n(fes 2) 0,560 mol = = = 0,140mol (FeS ) 4 Potom látkové množstvá jednotlivých látok sa rovnajú 2 n(o 2 ) = (O 2 ) = 0,140 mol. 11 = 1,54 mol n(so 2 ) = (SO 2 ) = 0,140 mol. 8 = 1,12 mol n(fe 2 O 3 ) = ( Fe 2 O 3 ) = 0,140 mol. 2 = 0,280 mol Látkové množstvo zreagovaného kyslíka bolo 1,54 mol, vzniknutého oxidu siričitého 1,12 mol a oxidu železitého 0,280 mol. 67

56 1.7 Zhrnutie poznatkov o časticiach hmoty, chemických látkach a sústavách a chemických reakciách Podrobnejší opis jadra bol umožnený objavením protónov a neutrónov. Atómové (protónové) číslo Z jadra vyjadruje počet protónov v jadre. Hmotnostné (nukleónové) číslo A vyjadruje celkový počet protónov a neutrónov v jadre. Najväčšiu väzbovú energiu majú jadrá prvkov s tzv. magickým počtom (2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, 184) nukleónov. Tento jav uspokojivo vysvetľuje hladinový model jadra, podľa ktorého nukleóny obsadzujú diskrétne energetické hladiny. Úplne zaplnené energetické hladiny protónmi a neutrónmi sa vyznačujú zvýšenou stabilitou. Atóm je elektroneutrálna častica pozostávajúca z jediného jadra a elektrónového obalu. Počet elektrónov v atóme sa zhoduje s počtom protónov jadra, a preto atóm je navonok elektricky neutrálny. Nuklid je súbor atómov, ktoré majú rovnaké atómové číslo Z a hmotnostné číslo A. Izotopy sú nuklidy s rovnakým atómovým číslom Z, ale odlišným hmotnostným číslom A. Hmotnosť atómu sa výhodne vyjadruje pomocou atómovej hmotnostnej jednotky u. Atómová hmotnostná jednotka u je definovaná ako 1/12 hmotnosti nuklidu 12 C a má hodnotu u = 1, kg. Väčšina prvkov je zmesou izotopov, ktorých pomerné zastúpenie v prírode býva v podstate konštantné. Pomerné zastúpenie izotopov a ich presná hmotnosť sa dá zistiť pomocou hmotnostného spektrometra (obr. 1.2). Relatívna atómová hmotnosť A r je priemerná hmotnosť atómov (vážený priemer existujúcich izotopov) vztiahnutý k atómovej hmotnostnej jednotke. Relatívna atómová hmotnosť prvku A r (E) je priemerná hmotnosť atómov (vážený priemer existujúcich izotopov) vztiahnutý k atómovej hmotnostnej jednotke u. Atómy môžu v chemickej reakcii získať alebo stratiť jeden alebo viac elektrónov za vzniku iónov. Kladne nabité katióny majú väčší počet protónov ako elektrónov (obr. 1.4). Naopak, záporne nabité anióny majú väčší počet elektrónov ako protónov (obr. 1.5). Chemické vlastnosti iónov sa vôbec nepodobajú na chemické vlastnosti atómov z ktorých sú odvodené. Molekula je elektricky neutrálna častica, zložená z viacerých atómových jadier a zodpovedajúceho počtu elektrónov. Je to najmenšia častica zlúčeniny, ktorá má jej základné chemické vlastnosti. Atómy sú v molekulách určitým spôsobom priestorovo usporiadané a pospájané chemickými väzbami molekulová štruktúra. Najvhodnejším spôsobom na zobrazenie molekulovej štruktúry sú molekulové modely (obr. 1.7 a obr. 1.8). Relatívna molekulová hmotnosť M r (L) je určená súčtom relatívnych atómových hmotností všetkých atómov, z ktorých sa príslušná molekula skladá. Chemické sústavy Anorganická chémia skúma vlastnosti hmotných objektov na troch úrovniach, a to častíc, chemických látok a sústav chemických látok (obr. 1.9). V chemickej sústave môže byť chemická látka (prvok alebo zlúčenina) alebo zmes chemických látok, ktoré predstavujú jej zložky. Ak je možné chemickú sústavu ďalej rozdeliť pomocou niektorých z metód fyzikálnej separácie, napr. odparovanie, filtrácia (obr. 1.10) a destilácia (obr. 1.11) ide sa o zmes, ak nie ide o čistú látku (pozostáva z jedného typu častíc jedinej látky). Čistá látka je chemické indivíduum, ktorého zloženie a vlastnosti sa ďalším čistením nemenia. 68

57 Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým atómovým číslom. Zlúčenina je zložená čistá látka, ktorá sa skladá z atómov prvkov, navzájom spojených chemickými väzbami. Osobitným prípadom zlúčeniny je jednoduchá látka, ktorá je zložená z atómov toho istého prvku. Homogénna sústava pozostáva z dvoch a viac typov častíc (látok). Homogénne zmesi (roztoky) majú vo všetkých svojich častiach rovnaké makroskopicky pozorovateľné vlastnosti, prípadne sa ich vlastnosti menia spojito a pozostávajú z jednej fázy. Heterogénna sústava pozostáva z jednej alebo viacerých typov častíc (látok). Heterogénna sústava je zložená z viacerých fáz. Fáza je homogénna časť heterogénnej sústavy, ohraničená rozhraním, na ktorom sa vlastnosti sústavy menia nespojito skokom. Prvky sú v periodickej tabuľke (obr. 1.12) zoradené v smere rastú atómového čísla do vertikálnych skupín a horizontálnych periód. Periódy sú číslované od 1 do 7. Prvá perióda obsahuje len dva, druhá a tretia obsahuje osem, štvrtá a piata osemnásť a šiesta a siedma tridsaťdva prvkov. Skupiny v dlhej forme periodickej tabuľky sú číslované od 1 do 18 (arabské číslice). Prvky v 1., 2. ako aj 13. až 18. skupine sú neprechodné prvky. Prvky v strede (3. až 12. skupina) sú prechodné prvky. Vnútorne prechodné prvky (lantanoidy a aktinoidy) sú často umiestnené pod tabuľkou. Uhlopriečka, ktorá začína oddeľovať kovy od nekovov začína u bóru a končí u astátu. Napravo od uhlopriečky sú nekovy a naľavo sú kovy. Prvky pozdĺž uhlopriečky majú vlastnosti medzi kovmi a nekovmi a sú klasifikované ako polokovy (obr. 1.12). Zloženie chemických látok (zastúpenie atómov v chemickej látke), prípadne i chemickú stavbu (štruktúru) látky vyjadruje stechiometrický, molekulový, funkčný, štruktúrny alebo elektrónový štruktúrny vzorec (obr až 1.17). Oxidačné čísla tvoria základ názvoslovia anorganických látok a vyčíslovania, oxidačno-redukčných reakcií. Na určovanie oxidačných čísiel používajú niektoré formálne pravidla. Najmenšou stavebnou jednotkou molekulových zlúčenín (obr až 1.21) sú molekuly v ktorých sú atómy viazané kovalentnou väzbou. Medzi molekulami jestvujú oveľa slabšie fyzikálne medzimolekulové príťažlivé sily (interakcie), medzi ktoré zahrňujeme van der Waalsove sily a vodíkové väzby. Medzimolekulové interakcie sú príčinou jestvovania agregátov (plyn, kvapalina, tuhá látka). Molekulové zlúčeniny sú najčastejšie tvorené z nekovových prvkov. Iónové zlúčeniny (obr. 1.22) pozostávajú z pravidelne sa striedajúcich katiónov a aniónov usporiadaných do trojrozmernej iónovej kryštálovej štruktúry. Iónové zlúčeniny sú najčastejšie tvorené z kovových a nekovových prvkov. Molekulové a iónové zlúčeniny majú veľmi rozdielne fyzikálne vlastnosti. Objekty štúdia chémie, častice, chemické látky a sústavy majú svoje vlastnosti. Niektoré vlastnosti možno pripísať iba časticiam a nazývajú sa časticové vlastnosti (napr. atómový polomer, ionizačná energia, elektrónová afinita). Iné vlastnosti možno pripísať iba látkam. K typickým látkovým vlastnostiam patrí napr. teplota topenia, teplota varu, hustota a elektrická vodivosť. Látky môžu vystupovať v troch základných skupenských stavoch: plynnom, kvapalnom a tuhom. Plyny a kvapaliny sa súborne označujú ako tekutiny. Kvapaliny a tuhé látky sa nazývajú kondenzovaná fáza. Skupenský stav závisí od stavových podmienok (teplota, tlak) a súdržných (kohéznych) síl medzi časticami. Veľkosť súdržných síl je daná charakterom väzieb medzi časticami, ktoré látku tvoria ako aj chemickou štruktúrou týchto častíc (veľkosť súdržných síl klesá od tuhého cez kvapalné až po plynné skupenstvo). Účinok týchto síl možno prekonať napr. pri zvyšovaní teploty sústavy (obr a 1.24). 69

58 Fyzikálne vlastnosti látok sú jedným zo zdrojov poznania, keďže nám umožňujú vysloviť predpoklady o povahe chemických väzieb a medzičasticových interakciách v látke ako aj o štruktúre látky a jej stavebných častíc. Pozorovanie fyzikálnych vlastností vyžaduje aby došlo k fyzikálnemu deju (zmene) (obr. 1.25). Fyzikálny dej, je dej, počas ktorého sa látky nemenia na iné látky. Mení sa len skupenstvo látok, veľkosť častíc danej látky a pod. Chemické vlastnosti sú tie, ktoré opisujú chemickú zmenu látky na inú látku (napr. hrdzavenie železa, samozápalnosť bieleho fosforu alebo pasivácia hliníka na vzduchu). Chemické deje (zmeny) sú deje pri ktorých nastávajú látkové premeny, prejavujúce sa v chemickom zložení látok, ako aj v ich chemickej štruktúre, prebiehajúce v dôsledku vzájomného pôsobenia látok alebo vplyvom rôznych druhov energie na látky (obr a obr. 1.26). Medzi chemickými a fyzikálnymi zmenami látok je určitá súvislosť. Každá chemická zmena je spojená aj s fyzikálnymi zmenami. Množstvo čistej látky L (chemického prvku, zlúčeniny) možno vyjadriť: počtom častíc N(L), látkovým množstvom n(l), c) hmotnosťou m(l), d) objemom V(L). Látkové množstvo n(l) je veličina, ktorá je úmerná počtu základných jedincov (entít) tvoriacich chemickú látku. Jej jednotkou je mol (symbol mol). Jeden mól je také látkové množstvo, v ktorom je rovnaký počet entít, koľko je atómov v 12 g (presne) nuklidu 12 C. Konštanta udávajúca počet entít v jednom móle, sa nazýva Avogadrova konštanta N A a má hodnotu 6, mol 1. Hmotnosť jednotkového látkového množstva, tj. jedného mólu látky L, a označuje sa ako mólová hmotnosť M(L). Objem, ktorý zaujíma jeden mól látky L, sa nazýva mólový objem V m (L). Hustota látky (L), je definovaná podielom hmotnosti a objemu látky Roztok je homogénna izotropná kvapalná alebo tuhá sústava, zložená aspoň z dvoch chemických látok, ktorých pomer sa môže v určitom rozmedzí plynule meniť. Najčastejšie sa v chémii stretávame s kvapalnými roztokmi zloženými z rozpúšťadla a rozpustenej látky. Ako rozpúšťadlo sa zvyčajne označuje látka, ktorá je v nadbytku oproti ostatným látkam. Najbežnejším rozpúšťadlom v anorganickej chémii je voda a v prípade vodných roztokov sa voda považuje za rozpúšťadlo aj vtedy, keď nie je oproti iným rozpusteným látkam v nadbytku. Zloženie chemických sústav sa vyjadruje najmä formou hmotnostného zlomku w(l) alebo ich mólovým zlomkom x(l). Významným spôsobom vyjadrenia zloženia kvapalných roztokov je koncentrácia látkového množstva c(l). Pri charakterizácii homogénnych sústav (najmä roztokov) sa používajú aj ďalšie spôsoby vyjadrenia zloženia sústav, a to najmä hmotnostná koncentrácia (L), molalita m(l), objemový zlomok (L) a hustota roztoku. Chemické reakcie Chemická reakcia sú chemické deje, pri ktorých sa mení chemické zloženie látok, ich chemická alebo elektrónová štruktúra. Chemická rovnica je stručný zápis chemickej reakcie vyjadrený pomocou chemických symbolov chemických vzorcov látok s príslušnými koeficientami a znamienkami oddeľujúcimi reaktanty a produkty reakcie. Pre chemickú reakciu platí zákon zachovania hmotnosti (počet atómov každého druhu na pravej strane sa rovná počtu tých istých atómov na ľavej strane) a zákon zachovania náboja (súčet nábojov iónov na pravej strane sa rovná súčtu nábojov na ľavej strane). Pri oxidačno-redukčných reakciách možno určiť stechiometrické koeficienty zo zmeny oxidačných čísel niektorých prvkov v reaktantoch a produktoch. 70

59 V chémii sa používa viacero spôsobov zápisu chemických rovníc. Stechiometrický zápis, používa stechiometrické vzorce reakčných zložiek. V stavovom zápise sa skupenský stav prvkov, zlúčenín a zmesi vyznačuje symbolmi g (gaseus, plyn), l (liquidus, kvapalina) a s (solidus, tuhá látka). Skutočnosť, že látka je rozpustená vo vode sa vyjadruje symbolom aq (aqueous) za vzorcom látky. Látku rozpustenú v nevodnom rozpúšťadle charakterizuje symbol solv (solvent). Časticový alebo iónový zápis vyjadruje, ktoré častice (ióny, príp. atómy alebo molekuly) sa zúčastňujú chemického deja. Chemické reakcie možno klasifikovať podľa rozličných hľadísk a podľa rôznych kritérií. V učebniciach anorganickej chémie sa bežne používa rozdelenie chemických reakcií na základe zmien v stechiometrickom zložení látok na reakcie syntézy (zlučovania), rozkladu, nahradzovania (substitúcie) a podvojnej zámeny (metatézy). Vhodnejšie je rozdelenie chemických reakcií, ktoré prihliada na častice, ktoré sa zúčastňujú reakcií na protolytické (vymieňa protón medzi kyselinou a zásadou), oxidačno-redukčné (nastáva výmena elektrónov medzi oxidovadlom a redukovadlom), vylučovacie (vznikajú málo rozpustné produkty zrážacie reakcie alebo plynné produkty) a komplexotvorné reakcie (vzniká koordinačná väzba). Organická chémia má pre klasifikáciu chemických reakcií isté špecifiká a triedi reakcie napr. podľa reakčnej cesty (reakčného mechanizmu): homolytické (radikálové) reakcie pri ktorých dochádza k symetrickému štiepeniu väzby A B za vzniku reaktívnych radikálov A a B, heterolytické (iónové) reakcie, pri ktorých dochádza k nesymetrickému štiepeniu väzby A B za vzniku elektrofilného činidlá A + ako aj nukleofilného činidlá B. Nukleofilné činidlá sú anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré sú donormi elektrónov, napr. OH, H 2 O a CH 3 COO. Elektrofilné činidlá sú katióny alebo neutrálne molekuly, ktoré sú akceptormi elektrónov, napr. H 3 O +, NO 2 + a BF 3. Podľa charakteru zmien ku ktorým dochádza na východiskovej látke (reaktante) reakcie delíme na: Substitučné reakcie vo východiskovej látke sa atóm alebo skupina atómov sa nahradí iným atómom alebo skupinou atómov. Tieto reakcie môžu prebiehať ako radikálová substitúcia S R (napr. už spomínaná chlorácia alkánov), alebo ako elektrofilná substitúcia S E (napr. Friedelova-Craftsova alkylácia benzénu). Pri adičných reakciach sa na atómy, medzi ktorými je násobná väzba, sa viažu atómy alebo skupiny atómov pričom sa znižuje poriadok väzby. Pri eliminačných reakciách nastáva zvyšovanie násobnosti chemickej väzby, z organickej zlúčeniny s jednoduchou väzbou vznikne zlúčenina s dvojitou väzbou / z dvojitej s trojitou väzbou, pričom sa eliminuje (odštiepi) jednoduchá molekula (najčastejšie H 2, H 2 O a HX). Rozsah chemickej reakcie sa definuje ako úbytok látkového množstva reaktantu vztiahnutý na príslušný jednotkový stechiometrický koeficient. Súčasane je to prírastok látkového množstva produktu vztiahnutý na jeho jednotkový stechiometrický koeficient. Rozsah reakcie umožňuje uskutočniť látkovú bilanciu všetkých zložiek reakčnej sústavy a preto má základný význam pre stechiometrické výpočty. 71

60 1.8 Príklady Príklad 1.56 Nevyhnutné minimum poznatkov 1. Vyjadrite 1 mg, 1 g a 1 pg v gramoch. 2. Porovnajte hmotnosť protónu, neutrónu a elektrónu. Ktoré častice podstatným spôsobom prispievajú k hmotnosti atómu, a ktoré k chemickým vlastnostiam atómu? 3. Aký je rozdiel medzi atómovým a hmotnostným číslom? Aký je rozdiel medzi hmotnostným číslom a relatívnou atómovou hmotnosťou? 4. Uveďte najstabilnejší ión pre prvky bárium a kyslík. 5. Opíšte molekulový model ball-and-stick, ktorý sa používa na znázornenie molekulovej štruktúry. 6. Opíšte molekulový model space-filling, ktorý sa používa na znázornenie molekulovej štruktúry. 7. Koľko prvkov sa nachádza v siedmej perióde periodickej tabuľky a koľko prvkov je v súčasnosti známych? 8. Uveďte oxidačné čísla atómov v zlúčeninách. a) P v P 4 O 6, b) P v Na 4 P 2 O 7, c) Si v Mg 3 (Si 2 O 5 ) 2 (OH) 2, d) N v NH 2 OH, e) C v Al 4 C 3 9. Uveďte oxidačné čísla navzájom viazaných atómov v zlúčeninách. a) (S 2 ) v Na 2 S 2 O 3, b) (N 2 ) v N 2 O 4, c) (S 6 ) v Na 2 S 6 O 6, d) (P 4 ) v P 4, e) (N 2 ) v H 4 N 2 O Vodík, kyslík a voda sú zložené z molekúl. Zdôvodnite, prečo je voda zlúčenina a kyslík a vodík zaraďujeme medzi prvky. 11. Napíšte v stavovom tvare chemickú rovnicu: a) reakcie zlučovania hliníka a kyslíka, b) reakciu tepelného rozkladu uhličitanu vápenatého mg = 10 3 g, 1 g = 10 6 g a 1 pg = g. 2. Hmotnosť protónu a neutrónu je veľmi podobná. Každá z týchto častíc má približne 1800 krát väčšiu hmotnosť ako elektrón. Hmotnosť atómu je sústredená v jadre, ktoré je tvorené protónmi a neutrónmi. Chemické vlastnosti atómu sú najviac ovplyvnené elektrónmi. 3. Atómové číslo Z vyjadruje počet protónov v jadre atómu. Hmotnostné číslo A jadra vyjadruje úhrnný počet protónov a neutrónov v jadre. Relatívna atómová hmotnosť je priemerná hmotnosť atómov (vážený priemer existujúcich izotopov). 4. Bárium je kov 2. skupiny a tvorí len katión Ba 2+. Kyslík ako nekov 16. skupiny tvorí najstabilnejší anión O Model ball-and-stick znázorňuje atómy guličkami a chemické väzby medzi atómami paličkami. 72

61 6. V prípade space-filling molekulového modelu, atómy (vrátane ich elektrónového obalu) úplne vypĺňajú priestor medzi sebou. 7. V siedmej peróde je 32 prvkov a v súčasnosti je známych 118 prvkov. 8. a) P III, b) P V, c) Si IV, d) N III, e) C IV. 9. a) (S 2 ) IV, b) (N 2 ) VIII, c) (S 6 ) X, d) (P 4 ) 0, e) (N 2 ) IV. 10. Voda sa skladá z dvoch druhov atómov: vodíka a kyslíka. Možno ju chemickou reakciou rozložiť na uvedené prvky. Molekula vodíka H 2, resp. kyslíka O 2 sa skladajú len z atómov vodíka, resp. kyslíka, a preto sú to prvky (jednoduché látky). 11. a) 4 Al(s) + 3 O 2 (g) 2 Al 2 O 3 (s) b) CaCO 3 (s) ΔT CaO(s) + CO 2 (g) Častice hmoty Príklad 1.57 Základné jednotky Pomenujte značky pre násobky základných jednotiek: a) 10 9 g, b) 10 6 s, c) 10 3 m. a) 10 9 g = 1 ng (nanogram), b) 10 6 s = 1 s (mikrosekunda), c) 10 3 m = 1 mm (milimeter). Príklad 1.58 Izotopy Ktoré z nasledujúcich dvojíc sú izotopy? a) 16 O a 16 N, b) 16 O a 17 O, c) H a He, d) 127 I a 127 I, e) 206 Pb a 204 Pb 2+. Sú to dvojice b) 16 O a 17 O a e) 206 Pb a 204 Pb 2+. Príklad 1.59 Relatívna atómová hmotnosť striebra Na základe hmotnostného spektra striebra určte jeho relatívnu atómovú hmotnosť. Dva píky v spektre zodpovedajú dvom v prírode sa vyskytujúcim izotopom striebra. 73

62 Z relatívnej intenzity každého píku určime ich percentuálne zastúpenie. Najintenzívnejšiemu píku sa priraďuje normalizovaná hodnota intenzity 100 % pre izotop 107 Ag a intenzita píku 93 % pre izotop 109 Ag je k nemu vztiahnutá. Z týchto údajov získaných z hmotnostného spektra striebra môžeme vypočítať izotopové zloženie v prírode sa vyskytujúceho striebra nasledovným spôsobom: % x ( Ag) =. 100 % = 52 % 100 % + 93 % % x ( Ag) =. 100 % = 48 % 100 % + 93 % Z hmotnostného spektra striebra sme vypočítali, že v prírode sa nachádza 52 % izotopu 107 Ag a 48 % izotopu 109 Ag. Z týchto údajov môžeme vypočítať relatívnu atómovú hmotnosť Ag: A r (Ag) = x( 107 Ag) A r ( 107 Ag) + x( 109 Agu) A r ( 109 Ag) = 0, , = 107,9 Relatívna atómová hmotnosť v prírode sa vyskytujúceho striebra je 107, 9 Príklad 1.60 Atómy a ióny a) Rozdeľte častice v tabuľke na atómy, katióny a anióny. b) Napíšte značku prvku pre častice A až F spolu s atómovým a nukleonovým číslom. Častica Počet elektrónov Počet protónov Počet neutrónov A B C D E F a) atóm častica B, katióny častice C, D, E a F, anión častica A b) A = P, B = Ar, C = 13Al, D = Hg, E = Li, F = Pt

63 Príklad 1.61 Chemické vlastnosti izotopov Ktorá dvojica častíc bude mať takmer rovnaké chemické vlastnosti? a) Br a 35Br, b) 24Cr a 24Cr, c) Si a Si. 14 Správne je c). Chemické sústavy 14 Príklad 1.62 Chemické sústavy Ktoré z nasledujúcich obrázkov A až E reprezentujú: čistý prvok, zmes dvoch prvkov, čistú zlúčeninu, zmes prvku a zlúčeniny, zmes dvoch zlúčenín. Zvolenej možnosti môže vyhovovať viac ako jeden obrázok. A B C D E A čistý prvok, B a C zmes prvku a zlúčeniny, D čistá zlúčenina, E zmes dvoch prvkov, F zmes dvoch zlúčenín. Príklad 1.63 Chemické sústavy Uveďte, ktoré zo sústav nie sú chemické látky a zdôvodnite svoju odpoveď: pyrit FeS 2 ; zmes železných pilín Fe a síry S; zmes ľadu a kvapalnej vody; oxid vápenatý CaO (pálené vápno); zmes tuhého a vo vode rozpusteného hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2 (hasené vápno). Chemickými látkami nie sú zmes železných pilín a síry, pretože je to zmes dvoch prvkov, ktorých atómy nie sú vzájomne viazané a ktorej zloženie nie je konštantné (závisí od prípravy). Chemickou látkou nie je ani hasené vápno, pretože je to zmes (suspenzia) dvoch zlúčenín, vody a hydroxidu vápenatého, ktorých pomer závisí od spôsobu prípravy. Príklad 1.64 Periodická tabuľka prvkov Určte nasledujúce prvky: a) prvok je umiestnený v 3. perióde a 2. skupine. Je to kov, nekov alebo polokov? b) ktorý prvok nepatrí do 14. skupiny: Ge, S, C, Sn, Pb? a) Mg je to kov, b) S 75

64 Príklad 1.65 Periodická tabuľka prvkov V periodickej tabuľke sú vyznačené štyri prvky A, B, C a D. Uveďte: a) ich názvy a značky, b) ktoré sú kovy a ktoré nekovy? c) ktoré sú s-prvky, p-prvky, resp. d-prvky? a) A hélium, He; B horčík, Mg; C síra, S; D ruténium, Ru; b) nekovy He a S, kovy Mg a Ru; c) s-prvok: Mg, p-prvky: He a S, d-prvok: Ru. Príklad 1.66 Ióny V periodickej tabuľke sú vyznačené štyri prvky A, B, C, D a E. Uveďte: a) ich názvy a značky, b) ktoré sú nekovy a ktoré kovy? b) najstabilnejšie ióny (katióny alebo anióny), ktoré tvoria tieto prvky. a) A kyslík, O; B hliník, Al; C vápnik, Ca; D rubídium, Rb; E jód, I; b) nekovy: O a I; kovy: Al, Ca a Rb; c) A O 2, B Al 3+, C Ca 2+, D Rb + a E I. 76

65 Príklad 1.67 Iónové a molekulové zlúčeniny Ktorý z nasledujúcich obrázkov (A a B) vyjadruje iónovú a ktorý molekulovú zlúčeninu? Vysvetlite. A B Obrázok A vyjadruje iónovú zlúčeninu pozostávajú z pravidelne sa striedajúcich katiónov a aniónov usporiadaných do trojrozmernej iónovej kryštálovej štruktúry. Obrázok B vyjadruje molekulovú zlúčeninu. Znázornená molekula je dvojatómová. Je to najmenšia častica molekulovej zlúčeniny, ktorá má jej základné chemické vlastnosti. Príklad 1.68 Iónové a molekulové zlúčeniny Napíšte: a) molekulové, b) funkčné, c) štruktúrne a d) elektrónové štruktúrne vzorce zlúčenín A až D ktorých molekulové modely sú znázornené na obrázku. A B C D a) molekulové vzorce: A = C 2 H 6 O, B = C 2 H 6 O, C = CH 4 O, D = PF 3 b) funkčné vzorce: A = (CH 3 ) 2 O, B = C 2 H 5 OH, C = CH 3 OH, D = PF 3. c) štruktúrne vzorce: A B C D d) elektrónové štruktúrne vzorce A B C D Príklad 1.69 Iónové a molekulové zlúčeniny Ktoré z nasledujúcich zlúčenín sú iónové: N 2 O, Na 2 O, CaCl 2, SF 4? Vysvetlite. Iónové zlúčeniny: Na 2 O a CaCl 2, pretože sú zložené z kovu v nízkom oxidačnom stave (I, resp. II) a nekovu. 77

66 Príklad 1.70 Iónové a molekulové zlúčeniny Ktoré z nasledujúcich zlúčenín sú molekulové: CBr 4, FeS, P 4 O 6, PbF 2? Vysvetlite. Molekulové zlúčeniny: CBr 4 a P 4 O 6, pretože sú zložené z nekovov. Príklad 1.71 Iónové a molekulové zlúčeniny Obrázok vpravo znázorňuje iónovú zlúčeninu, v ktorej tmavé guličky sú katióny a svetlé guličky anióny. Ktorý z nasledujúcich vzorcov zobrazuje obrázok: K 2 SO 4, NaCl, Ca(NO 3 ) 2 alebo Fe 2 (SO 4 ) 3? Pomer počtu katiónov a aniónov na obrázku je 1 : 1. Tomuto pomeru z uvedených iónových zlúčenín zodpovedá len chlorid sodný NaCl. Príklad 1.72 Iónové a molekulové zlúčeniny Ktoré z nasledujúcich zlúčenín sú molekulové a ktoré iónové: a) B 2 H 6, b) CH 3 OH, c) LiNO 3, d) Rb 2 O, e) CsBr, f) NO 2, g) NF 3, h) Ag 2 SO 4. Molekulové zlúčeniny: a) B 2 H 6, b) CH 3 OH, f) NO 2, g) NF 3 Iónové zlúčeniny: c) LiNO 3, d) Rb 2 O, e) CsBr, h) Ag 2 SO 4. Príklad 1.73 Chemické a fyzikálne vlastnosti Zaraďte medzi fyzikálne alebo chemické vlastnosti. a) Diamant je extrémne tvrdý. b) Diamant horí na vzduchu. c) Meď nereaguje s kyselinou chlorovodíkovou. d) Meď veľmi dobre vedie elektrický prúd a teplo. e) Plynný amoniak je možné skvapalniť pri 33 C. f) Kovový sodík je potrebné uchovávať pod olejom na zabránenie reakcie so vzdušnou vlhkosťou. Tvrdenia a), d) a e) sú fyzikálne vlastnosti. Tvrdenia b), c) a f) sú chemické vlastnosti. Príklad 1.74 Chemické a fyzikálne deje Ktoré z nasledujúcich dejov sú fyzikálne a ktoré chemické. Vysvetlite. a) Rastliny vytvárajú cukor z oxidu uhličitého a vody. b) Suchý ľad sa mení na plynný oxid uhličitý. c) Zlatník roztaví zlatú tehlu a vytiahne ju do drôtu. Tvrdenie a) vyjadruje chemický dej. Oxid uhličitý a voda sú rozdielne zlúčeniny v porovnaní so vznikajúcim cukrom. Tvrdenie b) vyjadruje fyzikálny dej. Oxid uhličitý v tuhom stave (suchý ľad) sa mení na plynný oxid uhličitý skupenská zmena Aj tvrdenie c) vyjadruje fyzikálny dej. Zlato v tuhom stave sa roztaví a potom znova stuhne skupenská zmena. 78