Chemie · Základní škola · kapitola 4
Anorganické sloučeniny
Anorganická chemie zkoumá všechny prvky a jejich sloučeniny kromě většiny sloučenin uhlíku. Patří sem látky, které potkáváme denně – voda, sůl, vápno, kyselina v autobaterii, rez na plotě i sádra na zlomené ruce.
1Oxidační číslo a názvosloví
Oxidační číslo je myšlený náboj atomu ve sloučenině. Pravidla: prvek v čisté podobě má 0; kyslík ve sloučeninách většinou −II; vodík +I; součet oxidačních čísel v neutrální molekule je 0.
V českém názvosloví určuje oxidační číslo kladné části zakončení přídavného jména:
| Ox. číslo | I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| zakončení | -ný | -natý | -itý | -ičitý | -ečný / -ičný | -ový | -istý | -ičelý |
| příklad | Na2O oxid sodný | CaO oxid vápenatý | Al2O3 oxid hlinitý | CO2 oxid uhličitý | P2O5 oxid fosforečný | SO3 oxid sírový | Cl2O7 oxid chloristý | OsO4 oxid osmičelý |
Oxid hlinitý: hliník má III, kyslík −II. Nejmenší společný násobek 6 → 2 atomy Al (2 · 3 = 6) a 3 atomy O (3 · 2 = 6): Al2O3. Pomůcka „křížové pravidlo“: oxidační čísla se překříží jako indexy (a zkrátí, je-li to možné).
2Oxidy, sulfidy a halogenidy
Oxidy jsou dvouprvkové sloučeniny kyslíku. Důležité oxidy:
- Oxid uhličitý CO2 – bezbarvý plyn, vzniká dýcháním a hořením, rostliny ho spotřebovávají při fotosyntéze; skleníkový plyn; perlivé nápoje, hasicí přístroje, suchý led.
- Oxid uhelnatý CO – prudce jedovatý, váže se na hemoglobin pevněji než kyslík.
- Oxid siřičitý SO2 – vzniká spalováním uhlí se sírou, způsobuje kyselé deště.
- Oxidy dusíku – z výfuků, smog.
- Oxid vápenatý CaO (pálené vápno), oxid křemičitý SiO2 (křemen, písek, sklo), oxidy železa (rudy, rez).
Sulfidy jsou sloučeniny síry (−II): galenit PbS, pyrit FeS2, sulfan H2S (jedovatý plyn zapáchající po zkažených vejcích). Halogenidy obsahují halogen: chlorid sodný NaCl (kuchyňská sůl, kamenná sůl), fluorid vápenatý CaF2 (kazivec), bromid stříbrný AgBr (klasická fotografie).
3Kyseliny
Kyseliny jsou látky, které ve vodném roztoku odštěpují vodíkové kationty H+ (přesněji vznikají oxoniové kationty H3O+). Mají kyselou chuť, barví indikátory a mnohé jsou žíraviny.
| Kyselina | Vzorec | Použití a výskyt |
|---|---|---|
| chlorovodíková (solná) | HCl | žaludeční šťáva, čištění kovů |
| sírová | H2SO4 | nejvyráběnější chemikálie: hnojiva, akumulátory v autech; silně žíravá a dehydratuje (zuhelnatí cukr) |
| dusičná | HNO3 | hnojiva, výbušniny; se zbytkem vody leptá kůži dožluta |
| fosforečná | H3PO4 | hnojiva, kolové nápoje, odrezovače |
| uhličitá | H2CO3 | slabá, nestálá, v perlivé vodě |
Kyselinu chlorovodíkovou tvoří dva prvky (bezkyslíkatá kyselina), ostatní obsahují i kyslík (kyslíkaté kyseliny). Při ředění vždy lijeme kyselinu do vody.
4Hydroxidy
Hydroxidy obsahují hydroxidový anion OH−, ve vodě odštěpují OH− a jejich roztoky jsou zásadité (louhy). Jsou mýdlové na omak a leptají kůži, zvláště nebezpečné jsou pro oči.
- Hydroxid sodný NaOH – výroba mýdla, papíru, čištění odpadů (krystalický „louh“).
- Hydroxid draselný KOH – mýdla, alkalické baterie.
- Hydroxid vápenatý Ca(OH)2 – hašené vápno; ve stavebnictví malta, která tvrdne reakcí se vzdušným CO2.
- Zásaditý je i roztok amoniaku NH3 ve vodě (čpavek).
5pH a indikátory
Kyselost nebo zásaditost roztoku vyjadřuje stupnice pH od 0 do 14:
- pH < 7 – kyselé (žaludeční šťáva asi 1–2, citron asi 2, ocet asi 3, kyselý déšť pod 5,6),
- pH = 7 – neutrální (čistá voda),
- pH > 7 – zásadité (krev 7,4, mýdlo asi 9–10, čpavek asi 11, louh až 14).
pH měříme indikátory: univerzální indikátorový papírek mění barvu od červené (kyselé) přes zelenou po fialovou (zásadité); fenolftalein se v zásaditém roztoku barví fialově; přírodním indikátorem je šťáva z červeného zelí.
6Neutralizace a soli
Reakcí kyseliny s hydroxidem vzniká sůl a voda – je to neutralizace, exotermická reakce:
HCl + NaOH → NaCl + H2O · H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O
Využití: léky proti pálení žáhy neutralizují žaludeční kyselinu, vápněním se upravuje kyselá půda, při poleptání se ale nikdy neneutralizuje – jen oplachuje velkým množstvím vody.
Soli jsou iontové sloučeniny kationtu kovu (nebo NH4+) a aniontu kyseliny. Příklady: chlorid sodný NaCl, uhličitan vápenatý CaCO3 (vápenec, mramor, křída), síran vápenatý CaSO4 · 2 H2O (sádrovec – sádra), síran měďnatý CuSO4 · 5 H2O (modrá skalice – postřik), dusičnany a fosforečnany (hnojiva), hydrogenuhličitan sodný NaHCO3 (jedlá soda, kypřicí prášek).
7Redoxní reakce, kovy a koroze
Oxidace je odevzdání elektronů (oxidační číslo roste), redukce je přijetí elektronů (oxidační číslo klesá). Obě probíhají vždy současně – jde o redoxní reakce. Patří sem hoření, dýchání, koroze i výroba kovů.
Řada reaktivity kovů: K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, (H), Cu, Ag, Au, Pt. Kovy vlevo od vodíku (neušlechtilé) vytěsní vodík z kyselin, kovy vpravo (ušlechtilé) ne. Neušlechtilejší kov vytěsní ušlechtilejší z roztoku jeho soli (železný hřebík v modré skalici změdění).
- Výroba železa – ve vysoké peci se železná ruda (Fe2O3) redukuje koksem, přesněji oxidem uhelnatým; vznikne surové železo s asi 4 % uhlíku, ze kterého se zkujňováním vyrábí ocel (méně než 2 % C). Česká tradice: Třinec, Ostrava, Kladno.
- Koroze – rezivění železa působením vody a kyslíku; chráníme se nátěrem, pokovením (pozinkování), slitinami (nerezová ocel s chromem a niklem).
- Elektrolýza – rozklad látky elektrickým proudem: výroba hliníku, chloru, pokovování.
- Galvanický článek – baterie mění chemickou energii redoxní reakce na elektrickou (Voltův článek se zinkem a mědí, monočlánky, akumulátory, lithiové baterie v mobilech).
Komentáře a dotazy
Načítám komentáře…