Výpis souhrnů

Anorganická chemie

Prohlížíte si souhrny informací k určitým tématům. Systémy Umíme se zaměřují hlavně na jejich procvičování. Ke cvičením k jednotlivým podtématům se dostanete pomocí odkazů níže.

« Zpět na procvičování

Podtémata

Kyslík, vodík
Užitné kovy
Halogenidy
Oxidy
Sulfidy
Kyseliny a hydroxidy
Soli

Kyslík, vodík

Přejít ke cvičením na toto téma »

Kyslík

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

Kyslík: hybatel i ničitel (života)

Při buněčném dýchání se uvolňuje energie využívaná k životu podobně jako při hoření, ovšem kontrolovaným způsobem prostřednictvím přesných metabolických drah. Chemická nerovnováha (přítomnost kyslíku jako samostatného prvku) na Zemi tedy umožňuje fungování života. Kyslík ovšem, vzhledem ke své reaktivitě, živé soustavy také pozvolna narušuje (to se týká zejména tzv. volných radikálů kyslíku). Dalším negativním působením kyslíku je např. koroze různých materiálů, zejména kovů.

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

Vodík

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

Voda a vzduch

Kyslík je významnou součástí vzduchu, kyslík společně s vodíkem tvoří molekuly vody.

Užitné kovy

Přejít ke cvičením na toto téma »

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

Halogenidy

Přejít ke cvičením na toto téma »

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

Oxidační číslo atomu halogenu v halogenidech je −I.

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

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

Koncovka	Oxidační číslo
-ný	I
-natý	II
-itý	III
-ičitý	IV
-ičný, -ečný	V
-ový	VI
-istý	VII
-ičelý	VIII

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

Tedy např. = bromid hořečnatý.

Mezi další příklady halogenidů patří:

Vzorec (včetně oxidačních čísel)	Název	Další informace
\mathrm{\overset{\tiny I}{Na} \overset{\tiny -I}{Cl}}	chlorid sodný	Tvoří sůl kamennou, je to hlavní složka kuchyňské soli.
\mathrm{\overset{\tiny II}{Ca} \overset{\tiny -I}{F_2}}	fluorid vápenatý	Tvoří minerál fluorit, zdroj fluoru.
\mathrm{\overset{\tiny III}{Al} \overset{\tiny -I}{Br_3}}	bromid hlinitý	Užívá se jako katalyzátor v organické chemii.
\mathrm{\overset{\tiny V}{P} \overset{\tiny -I}{Cl_5}}	chlorid fosforečný	Používá se jako chlorační činidlo v organické chemii.

Oxidy

Přejít ke cvičením na toto téma »

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

Názvosloví oxidů

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

Oxidační číslo prvku sloučeného s kyslíkem	Koncovka přídavného jména	Příklad
I	-ný	\mathrm{\overset{\tiny I}{N_2} \overset{\tiny -II}{O}} – oxid dusný
II	-natý	\mathrm{\overset{\tiny II}{C} \overset{\tiny -II}{O}} – oxid uhelnatý
III	-itý	\mathrm{\overset{\tiny III}{Fe_2} \overset{\tiny -II}{O_3}} – oxid železitý
IV	-ičitý	\mathrm{\overset{\tiny IV}{C} \overset{\tiny -II}{O_2}} – oxid uhličitý
V	-ičný, -ečný	\mathrm{\overset{\tiny V}{V_2} \overset{\tiny -II}{O_5}} – oxid vanadičný
VI	-ový	\mathrm{\overset{\tiny VI}{S} \overset{\tiny -II}{O_3}} – oxid sírový
VII	-istý	\mathrm{\overset{\tiny VII}{Cl_2} \overset{\tiny -II}{O_7}} – oxid chloristý
VIII	-ičelý	\mathrm{\overset{\tiny VIII}{Os} \overset{\tiny -II}{O_4}} – oxid osmičelý

Převádění názvu na vzorec

Příklad: oxid selenový.

Napsat značky prvků. Oxidy vždy obsahují kyslík (\mathrm{O}), který se ve vzorci píše doprava. – \mathrm{SeO}
Kyslík má oxidační číslo −II. – \mathrm{Se \overset{\tiny -II}{O}}
Oxidační číslo druhého prvku vychází z koncovky přídavného jména: selenový → selen bude mít oxidační číslo VI. – \mathrm{\overset{\tiny VI}{Se} \overset{\tiny -II}{O}}
Součet oxidačních čísel v molekule musí být roven 0, je nutné upravit počet jednotlivých atomů.
- Pomocí křížového pravidla: oxidační číslo „převést“ na počet částic druhého prvku (\mathrm{\overset{\tiny VI}{Se_2} \overset{\tiny -II}{O_6}}) a následně vzorec zjednodušit (\mathrm{\overset{\tiny VI}{Se} \overset{\tiny -II}{O_3}}).
- Úvahou/sestavením rovnice. Selen má oxidační číslo VI. Kolik v molekule musí být atomů kyslíku (s ox. č. −II), aby „vyrovnaly“ oxidační číslo VI? Neboli: \mathrm{-II} \cdot x + \mathrm{VI} = 0, x = 3. V molekule musejí být 3 atomy kyslíku: \mathrm{\overset{\tiny VI}{Se} \overset{\tiny -II}{O_3}}.
Oxidační čísla se obvykle zapisují jen jako pomůcka při tvoření vzorce, tedy výsledný vzorec by byl \mathrm{SeO_3}.

Tento postup přibližuje cvičení krok po kroku (název na vzorec).

Převádění vzorce na název

Příklad: \mathrm{Al_2O_3}.

Uvědomit si, že jde o oxid.
Zjistit název prvku sloučeného s kyslíkem (v tomto případě jde o Al = hliník). – oxid hlin…
Zjistit oxidační číslo druhého prvku. Součet oxidačních čísel v molekule je 0.
- Každý atom kyslíku má oxidační číslo −II, jsou přítomny 3 atomy kyslíku. Součet oxidačních čísel u atomů O je tedy −6.
- Jsou přítomny 2 atomy hliníku (Al). Jaké musí být oxidační číslo každého z nich, aby došlo k „vyrovnání“ −6 u atomů O? Neboli: 2 \cdot x -6 = 0, x = 3. Oxidační číslo hliníku (Al) je III.
Zjistit, jaké koncovce odpovídá dané oxidační číslo. V tomto případě III → -itý, jedná se o oxid hlinitý.

Tento postup přibližuje cvičení krok po kroku (vzorec na název).

Příklady oxidů

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

Sulfidy

Přejít ke cvičením na toto téma »

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

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

Pro ilustraci je dále uvedeno několik příkladů sulfidů:

Vzorec (včetně oxidačních čísel)	Název
\mathrm{\overset{\tiny II}{Pb} \overset{\tiny -II}{S}}	sulfid olovnatý
\mathrm{\overset{\tiny III}{Al_2} \overset{\tiny -II}{S_3}}	sulfid hlinitý

Kyseliny a hydroxidy

Přejít ke cvičením na toto téma »

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

Anorganické kyseliny

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

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

Mezi anorganické kyseliny patří například:

Název kyseliny	Vzorec	Informace
kyselina chlorovodíková	\mathrm{HCl}	Bezkyslíkatá kyselina, je součástí žaludečních šťáv (ničí mikroorganizmy, umožňuje funkci enzymů). Technická se též označuje jako kyselina solná.
kyselina sírová	\mathrm{H_2SO_4}	Má široké využití v průmyslu, např. při výrobě plastů, léčiv, výbušnin, hnojiv.
kyselina dusičná	\mathrm{HNO_3}	Má široké využití v průmyslu, např. při výrobě hnojiv a výbušnin.
kyselina uhličitá	\mathrm{H_2CO_3}	Vzniká rozpouštěním oxidu uhličitého ve vodě, je obsažena např. v sycených nápojích. V přírodě může rozpouštět uhličitan vápenatý a podílet se tak na vzniku krasových jevů.
kyselina chlorná	\mathrm{HClO}	Je součástí čisticích a dezinfekčních prostředků. V malé koncentraci bývá používána pro dezinfekci bazénů.

Hydroxidy

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

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

První pomoc

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

Související kapitoly

Kyselost a zásaditost roztoků, pH – Obecné informace o pH a jeho měření.
Karboxylové kyseliny – Kyseliny náležící do tématu organické chemie.

Soli

Přejít ke cvičením na toto téma »

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

Bezkyslíkaté soli

Bezkyslíkaté soli odpovídají halogenidům či sulfidům.

Soli kyslíkatých kyselin

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

Oxidační číslo kyselinotvorného prvku	Příklad podstatného jména/aniontu
I	chlornan \mathrm{(ClO)^{-I}}
III	dusitan \mathrm{(NO_2)^{-I}}
IV	uhličitan \mathrm{(CO_3)^{-II}}, siřičitan \mathrm{(SO_3)^{-II}}, křemičitan \mathrm{(SiO_3)^{-II}}
V	dusičnan \mathrm{(NO_3)^{-I}}, trihydrogenfosforečnan = fosforečnan \mathrm{(PO_4)^{-III}}, chlorečnan \mathrm{(ClO_3)^{-I}}
VI	síran \mathrm{(SO_4)^{-II}}
VII	manganistan \mathrm{(MnO_4)^{-I}}

Převádění názvu na vzorec

Příklad: dusičnan manganatý

Nejprve vytvoříme část vzorce odpovídající aniontu (je nutné ovládat tvoření vzorců kyslíkatých kyselin, nebo si základní kyseliny pamatovat – vizte výše). Dusičnan → bude se jednat o kyselinu dusičnou \mathrm{HNO_3}.
Anion kyseliny vzniká tak, že kyselina odštěpí kationt(y) vodíku. Bude mít tedy podobu \mathrm{(NO_3)^{-I}}.
Přidáme prvek tvořící kation s patřičným oxidačním číslem, v tomto případě \mathrm{Mn} s oxidačním číslem II (-natý). \mathrm{Mn^{II}(NO_3)^{-I}}.
Součet oxidačních čísel – respektive (myšlených) nábojů – v elektricky neutrální molekule je 0. S ohledem na to upravíme počet iontů. Lze použít i křížové pravidlo a oxidační číslo jednoho iontu „převést“ na počet výskytů druhého iontu: \mathrm{Mn^{II}(NO_3)^{-I}_{2}} → \mathrm{Mn(NO_3)_{2}}

Převádění vzorce na název

Příklad: \mathrm{Al_2(SO_4)_3}

Při převádění vzorce na název je nutné si pamatovat/vyhledat buď podobu aniontů kyselin, nebo typická oxidační čísla částic prvků. Ideální je použít kombinaci obojího.
Vycházíme-li ze znalosti aniontu:
- Víme, že sůl obsahuje síranový anion, který je odvozený z kyseliny sírové (\mathrm{H_2SO_4}). Tento anion má oxidační číslo −II (vznikne odštěpením dvou iontů \mathrm{H^+}).
- Celkový součet oxidačních čísel síranových aniontů je −6.
- Aby byl součet oxidačních čísel v molekule 0, každá jedna z částic hliníku musí mít oxidační číslo III.
Vycházíme-li z typických oxidačních čísel (u iontů odpovídají jejich nábojům):
- Hliník (Al) má typické oxidační číslo III. Přídavné jméno bude hlinitý.
- Kyslík (O) se ve sloučeninách typicky vyskytuje v oxidačním čísle −II (pokud není sloučen s fluorem).
- Síra (S) musí tedy mít oxidační číslo VI → podstatné jméno bude síran.
Sůl vzorce \mathrm{Al_2(SO_4)_3} je síran hlinitý.

Příklady solí kyslíkatých kyselin

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

Organické soli

Tato kapitola se zabývá hlavně solemi anorganických kyselin. Soli ale mohou mít i organickou podstatu (vizte kapitolu deriváty karboxylových kyselin).

Výpis souhrnů

Anorganická chemie

Podtémata

Kyslík, vodík

Kyslík

Vodík

Užitné kovy

Halogenidy

Oxidy

Názvosloví oxidů

Příklady oxidů

Sulfidy

Kyseliny a hydroxidy

Anorganické kyseliny

Hydroxidy

První pomoc

Soli

Bezkyslíkaté soli

Soli kyslíkatých kyselin

Příklady solí kyslíkatých kyselin

Děkujeme za vaši zprávu, byla úspěšně odeslána.

Napište nám

Nevíte si rady?

Čeho se zpráva týká?