Látky a částice

Chemická látka je forma hmoty. Má určité složení a strukturu, sestává z částic (molekul, atomů/iontů). Látkami jsou tvořena tělesa.

Skupenství látek

• Látky v pevném skupenství mají těsně uspořádané částice, ty se výrazněji nepohybují. Pevná tělesa mají stálý tvar a objem.
• Látky v kapalném skupenství mají částice jsou blízko sebe, ale mohou se volně pohybovat. Kapalná tělesa mají stálý objem, tvar mění podle nádoby.
• Látky v plynném skupenství mají částice daleko od sebe, tyto částice na sebe víceméně nepůsobí.

Kapaliny a plyny se souhrnně označují jako tekutiny.

Skupenské přeměny

Skupenství látek je závislé na teplotě a tlaku. Změna těchto podmínek vede ke změnám skupenství:

Jako var se označuje jev, kdy se kapalina vypařuje v celém svém objemu. Více skupenství určité látky může existovat současně: např. vodní pára se ve vzduchu nachází, aniž by bylo dosaženo teploty varu.

Vlastnosti látek a jejich zkoumání

Mezi fyzikální vlastnosti látek patří např. skupenství, barva, elektrická vodivost, tvrdost či hustota. Mezi chemické vlastnosti náleží např. reaktivita, hořlavost, pH (kyselost/zásaditost) či rozpustnost. Vlastnosti látek lze zkoumat např. měřením, pozorováním či pokusem.

Směs se skládá z více chemických látek (respektive více chemicky čistých látek). Při jejich mísení nedochází ke změnám vazeb. Mohou se však měnit fyzikální vlastnosti: např. voda se solí má nižší teplotu tání než čistá voda.

Stejnorodé směsi

Stejnorodé (homogenní) směsi se také označují jako roztoky. Jejich součásti nelze odlišit okem ani mikroskopem. Mohou být pevné (např. slitiny kovů), kapalné (např. sůl rozpuštěná ve vodě) či plynné (složky vzduchu, propan-butan).

Různorodé směsi

Různorodé (heterogenní) směsi sestávají ze složek, které lze vzájemně odlišit.

Oddělování složek směsí

Mezi metody oddělování složek směsí patří například:

• sedimentace (usazování) – Obvykle oddělování pevné a kapalné látky, založena na rozdílných hustotách.
• krystalizace – Oddělení rozpuštěné pevné pátky z roztoku, např. krystalizace mořské soli.
• filtrace – Zachycování pevné látky na filtru (např. síto, písek, tkanina, filtrační papír aj.).
• chromatografie – Metoda, při níž složky mobilní fáze různou rychlostí putují stacionární fází (často chromatografickou kolonou), používá se v analytické chemii.
• destilace – Oddělování kapalných složek směsi na základě jejich rozdílných teplot varu, např. destilace při výrobě alkoholických nápojů či frakční destilace ropy.

Atom je základní stavební částice hmoty.

Stavba atomu

Atomové jádro obsahuje kladně nabité protony (\mathrm{p^+}) a elektricky neutrální neutrony (\mathrm{n^0}). Protony a neutrony se souhrnně označují jako nukleony. Vně jádra se nachází elektronový obal, který obsahuje záporně nabité elektrony (\mathrm{e^-}). Ty se zde nacházejí ve „vrstvách“. Elektrony náležící do energeticky nejvýše položené vrstvy se označují jako valenční, ty zodpovídají za většinu chemických vlastností látky, kterou tvoří.

Počet protonů a počet elektronů v atomu je v základu stejný, atom jako celek je tedy elektricky neutrální.

Chemické prvky

Chemický prvek je látka složená z atomů, které mají ve svých jádrech určitý počet protonů. Prvky se popisují značkami (např. \mathrm{O} = kyslík, \mathrm{Co} = kobalt). Značky se píší vždy s velkým počátečním písmenem (další písmena jsou malá), hláskují se (např. \mathrm{Al} = [á el]). Názvy prvků v češtině začínají malým písmenem (např. hliník).

Počet protonů v jádře atomu popisuje protonové číslo (značí se Z, zapisuje se jako dolní index před značku prvku. Tedy například: \mathrm{_{8}O} – atomy s protonovým číslem 8 tvoří prvek kyslík (\mathrm{O}), \mathrm{_{15}P} – atomy s protonovým číslem 15 tvoří prvek fosfor (\mathrm{P}).

Nukleonové číslo (A) značí počet částic v jádře atomu, píše se jako horní index před značku prvku. Neutronové číslo (N) se obvykle neuvádí, spočítá se jako rozdíl nukleonového a protonového čísla: N = A - Z.

Izotopy

Izotopy jsou varianty chemického prvku, které mají stejné protonové číslo (tedy obsazují stejné místo periodické tabulky), ale liší se neutronovým číslem. Izotopy se mezi sebou mohou lišit tím, zda jsou stabilní či podléhají radioaktivní přeměně. Příkladem mohou být izotopy vodíku:

Množina atomů s odpovídajícím protonovým a nukleonovým číslem se označuje jako nuklid.

Periodická tabulka prvků

Prvky jsou na základě svých protonových čísel a opakujících se vlastností uspořádány v periodické tabulce (soustavě).

Radioaktivita je jev, při němž dochází k přeměně jader atomů (např. i na jádra jiných prvků). Zároveň může vznikat vysokoenergetické ionizující záření. Poločas přeměny (T_{\frac{1}{2}}) je doba, během níž dojde k přeměně poloviny jader ve vzorku.

Radionuklidy

Radioaktivní nuklidy (radionuklidy) se přirozeně vyskytují v přírodě. Přirozenou radioaktivitu popsal Henri Becquerel u solí uranu, radioaktivitou se dále zabývala Marie Curie-Skłodowská, která mj. popsala prvky radium a polonium. Radionuklidy lze též uměle připravovat působením jiných částic či záření na atomy.

Typy záření

• záření α – Jedná se o rychle se pohybující jádra helia \mathrm{^{4}_{2}He}. Při jejich vyzáření vzniká nuklid, který má o 4 nukleony a 2 protony méně než původní atom: ^A_Z{X} \longrightarrow {^{A-4}_{Z-2}{Y}} + \mathrm{^4_2{He}}.
• záření β – Jde o proud elektronů (přeměna β⁻) či pozitronů (přeměna β⁺). Vznik β⁻ záření popisuje rovnice ^A_Z{X} \longrightarrow {^{\phantom{Z+\!}A}_{Z+1}{Y}} + \mathrm{^{\phantom{1}0}_{–1}{e}} (vzniká nuklid s protonovým číslem vyšším o 1).
• záření γ – Je elektromagnetické vlnění s vysokou energií, je značně pronikavé.

Vliv ionizujícího záření, jednotky

Ionizující záření ničí/mění biomolekuly, čímž mj. způsobuje mutace. Vystavení tomuto záření tedy buď přímo poškozuje tkáně, nebo např. zvyšuje riziko vzniku zhoubných nádorů. Zvýšená expozice tomuto záření nastává při cestách do vesmíru (mimo magnetické pole Země). Absorbovaná dávka záření se vyjadřuje v jednotce gray (Gy), ekvivalentní dávka záření (bere v potaz různé působení záření na tkáně) má jednotku sievert (Sv).

Využití ionizujícího záření

Ionizující záření se využívá v lékařství (radioterapie), neboť nádorové buňky jsou k němu obvykle citlivé. Další využití v lékařství má radioaktivita v rámci zobrazovacích metod (např. pozitronová emisní tomografie = PET).

Zkoumání přítomnosti určitých nuklidů prvků se využívá při datování hornin či paleontologických či archeologických nálezů. Neřízené řetězové jaderné reakce jsou principem fungování jaderných zbraní.

Štěpné jaderné reakce zahrnují rozpad těžšího jádra na jádra lehčí, využívají se např. v jaderných elektrárnách. Při termonukleární fúzi dochází ke spojování lehkých jader za vzniku jader těžších, tento děj probíhá zejména v nitru hvězd. V plánu je dosáhnout řízené termojaderné fúze na Zemi a využívat ji jako energetický zdroj.

Chemické vlastnosti určitého prvku jsou ovlivněny zejména stavbou elektronového obalu jeho atomů.

Elektrony, orbitaly

Elektrony mají dle kvantově mechanického modelu charakter vlny i částice (to se označuje jako dualizmus). Nelze např. současně určit jejich polohu a hybnost, lze určit jen pravděpodobnost, s níž se budou vyskytovat v určitém prostoru. Oblast s určitou pravděpodobností výskytu elektronu (obvykle >95 %) se nazývá orbital.

Kvantová čísla

Stav elektronu lze popsat pomocí kvantových čísel:

• Hlavní kvantové číslo (n) je přirozené číslo. Souvisí s energií elektronů a velikostí orbitalů (čím větší n, tím se elektrony mohou nacházet dále od jádra).
• Vedlejší kvantové číslo (l) udává typ orbitalu, spočítá se dle vztahu l = n - 1. Podle vedlejšího kvantového čísla se orbitaly označují písmeny: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.

Tvary orbitalů, souvislosti

a – příklad orbitalu s

b – příklad orbitalu p

c – příklady orbitalů d

d – příklady orbitalů f

• Orbitaly s mají tvar koule. Orbitaly p se podobají dvěma lalokům. Tvary orbitalů d a f jsou komplexnější.
• Orbital d obsazují přechodné kovy, orbital f vnitřně přechodné kovy (lanthanoidy, aktinoidy). Prvky obsazující orbital g zatím nebyly objeveny.

• Magnetické kvantové číslo (m) udává prostorovou orientaci orbitalu, nabývá celočíselných hodnot od -l do l (včetně 0). Počet magnetických kvantových čísel pro určité vedlejší kvantové číslo souvisí s počtem případných degenerovaných orbitalů (orbitaly, které mají při stejné energii různou prostorovou orientaci).

• Spinové kvantové číslo (s) charakterizuje spin elektronu, nabývá hodnoty \frac{1}{2} či - \frac{1}{2}. V grafickém znázornění šipka značí elektron, spin se vyjadřuje směrem šipky (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).

Valenční elektrony

Za chemické vlastnosti atomů zodpovídají zejména valenční elektrony, ty se nacházejí v orbitalech s nejvyšším hlavním kvantovým číslem (u přechodných kovů i s druhým nejvyšším). Mohou tedy být nejdále od jádra a mají nejvyšší energii.

Částice nepřechodných prvků jsou obvykle stabilní, když jejich valenční vrstva odpovídá valenční vrstvě vzácného plynu (neboli obsahuje nejčastěji 8 elektronů = oktet). To je důvodem, proč některé prvky ochotně tvoří ionty (např. \mathrm{O^{2-}}, \mathrm{F^{-}}, \mathrm{Na^{+}}, \mathrm{Mg^{2+}} mají 8 valenčních elektronů jako neon).

Elektronová konfigurace

Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů v orbitalech. U zkráceného textového zápisu se zahrnuje předchozí vzácný plyn, explicitně jsou tedy vypsány jen valenční elektrony:

V rámci elektronové konfigurace platí:

• Pauliho princip výlučnosti – V atomu není více elektronů, které by měly všechna kvantová čísla stejná. V jednom orbitalu mohou být nanejvýš dva elektrony lišící se spinovým číslem (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).
• Hundovo pravidlo – Degenerované orbitaly (orbitaly se stejnou energií) se nejprve zaplňují vždy nejprve jedním elektronem, pak až dvěma. Příklad na orbitalu p se 3 elektrony: \boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }, se 4 elektrony: \boxed{\uparrow\downarrow}\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }.
• výstavbový princip – Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s…).

Excitovaný stav

Při excitaci atomu elektron či elektrony přijmou energii a dostávají se do orbitalu s vyšší energií (poruší výstavbový princip). Níže je příklad elektronové konfigurace atomu \mathrm{C} a excitovaného atomu \mathrm{C}. \mathrm{C\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\phantom{\uparrow}\ }}

\mathrm{C^*\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\ }\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }}

Částice mohou být stabilnější, pokud se sloučí s jinými částicemi, neboli mezi sebou vytvoří chemickou vazbu. Vazeb se účastní valenční elektrony, nové vazby se tvoří při chemických reakcích. Díky chemickým vazbám mohou vznikat molekuly (částice z více atomů/iontů), ale také sloučeniny (ty obsahují více různých prvků).

V rámci jednoduché kovalentní vazby jsou atomy spojené díky elektronovému páru. Kovalentních vazeb mezi atomy může být i více, na dvojné vazbě se podílí 2 elektronové páry (4 elektrony), na trojné se podílí 3 elektronové páry (6 elektronů). Díky kovalentní vazbě atomy mnohdy dosahují elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu.

Elektronegativita je schopnost atomu přitahovat (vazebné) elektrony. Její hodnotu lze najít v periodické tabulce. Dle polarity – rozdílu elektronegativit (\Delta\chi) zúčastněných atomů – se rozlišuje:

• nepolární vazba – Vazebné elektrony jsou rozloženy téměř rovnoměrně (\Delta\chi < 0{,}4).
• polární vazba – Vazebné elektrony jsou posunuty k atomu s vyšší elektronegativitou (\Delta\chi = 0{,}4{-}1{,}7).
• iontová vazba – Tvoří se ionty (\Delta\chi > 1{,}7).

Hranice mezi výše uvedenými typy vazeb jsou neostré. Obvykle platí, že polární (iontové) látky se rozpouštějí v polárních rozpouštědlech, nepolární v nepolárních.

Základním a častým typem vazby je kovalentní vazba. Kovalentní vazba může být:

• jednoduchá – Vazba σ (sigma), u té je elektronová hustota je nejvyšší na spojnicích jader atomů účastnících se vazby. Dochází ke sdílení jednoho elektronového páru.
• dvojná – Tvořena vazbou σ a vazbou π (pí, u vazby π se překrývají orbitaly mimo spojnici jader). Dochází ke sdílení dvou elektronových párů.
• trojná – Sestává z jedné vazby σ a dvou vazeb π. Sdílejí se tři elektronové páry.

Kromě kovalentní vazby existují další typy vazeb.

Koordinačně kovalentní vazba

V rámci této vazby je jeden atom dárce (donor) elektronového páru a druhý je příjemce (akceptor). Uplatňuje se např. při vzniku amonného kationtu (\mathrm{NH_4^+}, \mathrm{N} poskytuje elektronový pár) nebo u komplexních sloučenin.

Kovová vazba

Vzniká v kovech v tuhém stavu, kde valenční elektrony vytvářejí tzv. elektronový plyn a volně se pohybují mezi kationty kovů. Tato vazba podmiňuje vlastnosti kovů: elektrickou a tepelnou vodivost, kujnost a tažnost.

Slabé vazebné interakce

Vodíkové můstky vznikají mezi atomem vodíku a atomem s vysokou elektronegativitou (\mathrm{F}, \mathrm{O}, \mathrm{N}), který obsahuje aspoň jeden volný elektronový pár. Zvyšují teplotu varu látek (např. vody), jsou zásadní třeba pro stavbu dvoušroubovice DNA.

Van der Waalsovy síly jsou slabší než vodíkové můstky, díky nim se na určitou vzdálenost přitahují/odpuzují všechny typy částic.

Ionty jsou elektricky nabité částice, které vznikají z atomů (či molekul) přijetím či odevzdáním elektronů.

• Kationty jsou kladně nabité, počet elektronů v nich je nižší než počet protonů.
• Anionty jsou záporně nabité, počet elektronů v nich je vyšší než počet protonů.

Náboj iontů se vyznačuje arabskou číslicí a znaménkem (nebo jen znaménkem) v horním indexu za značkou prvku. Např. \mathrm{Al^{3+}} = kation hlinitý. Oproti elektricky neutrálnímu atomu hliníku (13 elektronů) má o 3 elektrony méně (10 elektronů).

Při pojmenovávání kationtů se používají koncovky, které vyjadřují jejich náboj:

Názvy jednoatomových aniontů končí na -idový, např. \mathrm{Cl^-} = anion chloridový. Anionty odvozené od kyslíkatých kyselin mají koncovku -anový, např. \mathrm{{SO_3}^{2-}} = anion siřičitanový.

Prvky

Chemické prvky se popisují určitou značkou, která sestává z jednoho či dvou písmen. První písmeno je vždy velké. Např. \mathrm{N} = dusík, \mathrm{Fe} = železo.

Molekuly

Více atomů může tvořit molekuly, jejich složení se vyjadřuje chemickým vzorcem. Pokud se v molekule nachází více atomů určitého prvku, tento počet se vyjádří arabskou číslicí za značkou prvku v dolním indexu. Např. \mathrm{N_2} = dvouatomová molekula dusíku.

Sloučeniny

Molekuly sloučenin se skládají z více různých prvků. Např. sloučenina oxid dusitý má vzorec \mathrm{N_2O_3}, každá jeho molekula se skládá ze dvou atomů dusíku (\mathrm{N}) a tří atomů kyslíku (\mathrm{O}). Počet částic v dolním indexu se vždy týká jen nejbližší předcházející značky prvku, tedy např. číslo 3 u značky kyslíku (\mathrm{O}) nesouvisí s počtem atomů dusíku (\mathrm{N}).

Pokud se některá částice v molekule nachází pouze jednou, např. uhlík (\mathrm{C}) v oxidu uhličitém (\mathrm{CO_2}), číslice 1 se nepíše.

V chemických vzorcích je možné pomocí závorek vyjadřovat i větší počet skupin atomů. Např. molekula dusičnanu vápenatého – \mathrm{Ca(NO_3)_2} – sestává z 1 atomu vápníku (\mathrm{Ca}), 2 atomů dusíku (\mathrm{N}) a 6 atomů kyslíku (\mathrm{O}). Číslem za závorkou tedy „roznásobujeme“ počet částic každého prvku v závorce.

Příklady