anorganicka_chemie

t, že úprava některých redoxních reakcí není přiliž jednoduchá a přiřadit správné koeficienty prostým výpočtem dá víc práce nebo se vubec nepodaří. Existuje však postup, jak lze tuto záležitost vyřešit: 1) Musíme určit oxidační čísla všech prvku:KIMnVIIO4-II + HICl-I = MnIICl2-I + Cl20 + KICl-I + H2IO-II 2) Změnu oxidačních čísel zapíšeme podle následujícího schématu:MnVII + 5e = MnII2Cl-I - 2e = Cl20 Pamatujte:
Množství elektronů odevzdaných jedním atomem se rovná množství elektronů přijatých druhým atomem.
při odevzdání elektronů se oxidační číslo atomu zvětší (proces oxidace).
při přijetí elektronů se oxidační číslo atomu zmenší (proces redukce).
3) Aby množství přijatých elektronů MnVII se rovnalo množství elektronů odevzdanýchCl-I, musíme je vzít v poměru (použijeme křížové pravidlo):MnVII + 5e = MnII  | 22Cl-I - 2e = Cl20    | 5 4) V levé a v pravé části rekce k atomu Mn připíšeme zjištěný koeficient 2:2KMnO4 + HCl 2MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O 5) V pravé části reakce má být 5 molekul chloru. V levé části vedle Cl-I zatím nemužeme stanovit koeficient, protože Cl-I se spotřebovává nejen na vytvoření plynného chloru, ale i na vytvoření chloridu.2KMnO4 + HCl 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2OPozor! Uvedené koeficienty nelze měnit jednotlivě. Jestliže to bude nutné, lze všechny tyto koeficienty najednou vynásobit nebo vydělit stejným číslem. 6) Obvyklým zpusobem dopočítáme zbývající koeficienty:2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O 7) Konečný vzhled uvedené redoxní reakce měl by vypadat následovně:2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2OMnVII + 5e = MnII  | 22Cl-I - 2e = Cl20    | 5
redukce
:
MnVII MnII
oxidace
:
2Cl-I Cl20
redukční činidlo
:
HCl
oxidační činidlo
:
KMnO4
Redoxní reakce - rozdělení
    Redoxní reakce mužeme rozdělit podle počtu atomů, které během reakce mění svá oxidační čísla.
1. Atomy dvou prvků mění svá oxidační čísla
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O MnVII + 5e = MnII | 2SIV - 2e = SVI      | 5
redukce
:
MnVII MnII
oxidace
:
SIV SVI
redukční činidlo
:
Na2SO3
oxidační činidlo
:
KMnO4
2. Atomy jednoho prvku mění své oxidační čislo
a) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2OCl20 + 2e = 2Cl-I   10 | 5Cl20 - 10e = 2ClV    2 | 1
redukce
:
Cl20 2Cl-I
oxidace
:
Cl20 2ClV
redukční činidlo
:
část molekul Cl20
oxidační činidlo
:
část molekul Cl20
b) KBrO3 + 5KBr + 3H2SO4 = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2OBr+V - 5e = Br0 | 1Br-I + 1e = Br0  | 5
redukce
:
Br+V Br0
oxidace
:
Br-I Br0
redukční činidlo
:
KBr
oxidační činidlo
:
KBrO3
3. Atomy tří prvků mění svá oxidační čísla
10FeCl2 + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 10Cl2 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2OFeII - 1e = FeIII2Cl-I - 2e = Cl20MnVII + 5e = MnIISečteme množství elektronů, které odevzdává molekula FeCl2, to jest 1 atom FeII a 2 atomy Cl-I, součet zapíšeme jako koeficient pro mangan. Vzhledem k tomu, že v pravé části rovnice nemůžeme zapsat pět atomů železa (měli bychom zapsat koef. 2,5, což se nepoužívá), oba koeficienty vynásobíme dvěma. FeII - 1e = FeIII    \                               5 x 2 = 102Cl-I - 2e = Cl20  /MnVII + 5e = MnII - 3 x 2 = 6
redukce
:
MnVII MnII
oxidace
:
FeII FeIII, 2Cl-I Cl20
redukční činidlo
:
FeCl2
oxidační činidlo
:
KMnO4
Jak HNO3 reaguje s kovy
Pamatujte: 1. HNO3 reaguje s kovy, které se nachází v nejen do vodíku, ale i za ním (kromě Au, Pt a některých jiných).Příklad. HNO3 reaguje jak se zinkem tak i se stříbrem. 2. Při reakci se nikdy netvoří plynný vodík. 3. Jestli kov muže projevovat ruzná oxidační čísla, to nikdy se netvoří dusičnan kovu, ve kterém kov má minimální hodnotu oxidačního čísla.Příklad. Železo ve sloučeninách bývá dvou- a trojmocné (FeII a FeIII), ale při reakci se zředěnou HNO3 se vždy tvoří Fe(NO3)3.     Při reakci kyseliny dusičné s kovy se tvoří: 1. Dusičnan reagujícího kovu.2. Voda.3. Produkt redukce HNO3 (viz tabulka dole).     První dva produkty jsou dost jasné. Složení produktu redukce HNO3 záleží na koncentraci HNO3 a na chemické aktivitě kovu.
HNO3
Těžké kovy
Nereaguje
  zředěná
NH4NO3 (NH3)
NO
Au, platinové kovy, Nb, Ta aj.
  koncentrovaná
N2O
NO2
Fe, Al, Au, platinové kovy, Nb, Ta aj.
Poznámka:    Tuto tabulku berte jen pro obecnou představu, protože z ní existuje hodně výjimek. Také během reakce koncentrace HNO3 se zmenšuje a muže se tvořit směs produktu redukce HNO3.Příklad 1: 10HNO3 zředěná + 4Ca = 4Ca (NO3)2 + 3H2O + NH4NO3 NV + 8e = N-III    | 2 | 1Ca0 - 2e = CaII  | 8 | 4
redukce
:
NV N-III
oxidace
:
Ca0 CaII
redukční činidlo
:
Ca
oxidační činidlo
:
HNO3
Příklad 2: 10HNO3 koncentrovaná + 8Na = 8NaNO3 + 5H2O + N2O NV + 4e = NI     | 1 | 2Na0 - 1e = NaI  | 4 | 8
redukce
:
NV NI
oxidace
:
Na0 NaI
redukční činidlo
:
Na
oxidační činidlo
:
HNO3
Příklad 3: 8HNO3 zředěná + 3Cu = 3Cu (NO3)2 + 4H2O + 2NONV + 3e = NII     | 2Cu0 - 2e = CuII  | 3
redukce
:
NV NII
oxidace
:
Cu0 CuII
redukční činidlo
:
Cu
oxidační činidlo
:
HNO3
Příklad 4: 2HNO3 koncentrovaná + Ag = AgNO3 + H2O + NO2NV + 1e = NIV   | 1Ag0 - 1e = AgI  | 1
redukce
:
NV NIV
oxidace
:
Ag0 AgI
redukční činidlo
:
Ag
oxidační činidlo
:
HNO3
Jak HNO3 reaguje s nekovy
    Jestli kyselina dusičná reaguje s nekovy, to obecně lze říci, že produkty rekce budou: 1. Nekov se oxiduje do svého nejvyššího oxidačního čísla (odpovídá číslu skupiny periodické tabulky, v které se nekov nachází) a tvoři přitom kyselinu. Příklad. S0 se oxiduje kyselinou dusičnou do SVI a produktem reakci bude H2SVIO4. 2. Produkt redukce HNO3:
HNO3
  Produkt redukce HNO3  
  zředěná
NO
  koncentrovaná  
NO2
Poznámka:     V tomto typu reakci voda nemusí byt zapsána vůbec, může byt v levé nebo v pravé části rovnice. Proto se doporučuje začít upravovat reakci a vodu zapsat do té části rovnice, kde budou chybět vodík a kyslík. Příklad 1. 2HNO3 zředěná + S = H2SO4 + 2NONV + 3e = NII  | 6 | 2S0 - 6e = SVI  | 3 | 1
redukce
:
NV NII
oxidace
:
S0 SVI
redukční činidlo
:
S
oxidační činidlo
:
HNO3
Příklad 2. 4HNO3 koncentrovaná + C = H2CO3 + 4NO2 + H2ONV + 1e = NIV  | 4C0 - 4e = SIV   | 1
redukce
:
NV NIV
oxidace
:
C0 CIV
redukční činidlo
:
C
oxidační činidlo
:
HNO3
Příklad 3. 5HNO3 zředěná + 3P + 2H2O = 3H3PO4 + 5NONV + 3e = NII  | 5P0 - 5e = PV   | 3
redukce
:
NV NII
oxidace
:
P0 PV
redukční činidlo
:
P
oxidační činidlo
:
HNO3
Příklad 4. 5HNO3 koncentrovaná + As = H3AsO4 + 5NO2 + H2ONV + 1e = NIV    | 5As0 - 5e = AsV  | 1
redukce
:
NV NIV
oxidace
:
As0 AsV
redukční činidlo
:
As
oxidační činidlo
:
HNO3
TABULKA ROZPUSTNOSTÍ SOLÍ A HYDROXIDŮ VE VODĚ
Aniont\kationt
  Li+  
 Na+ 
  K+  
NH4+
 Ag+ 
Mg+2
Ca+2
Ba+2
Mn+2
Zn+2
Co+2
Ni+2
Fe+2
Cd+2
Pb+2
Sn+2
Cu+2
Hg+2
Al+3
Fe+3
Cl-chlorid
R
R
R
R
N
R
R
R
R
R
R
R
R
R
MR
R
R
MR
R
R
Br-bromid
R
R
R
R
N
R
R
R
R
R
R
R
R
R
N
R
R
N
R
R
I-jodid
R
R
R
R
N
R
R
R
R
R
R
R
R
R
N
MR
-
N
R
-
S-2sulfid
R
R
R
R
N
R
R
R
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
-
N
NO2-dusitan
R
R
R
R
N
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
-
-
R
-
NO3-dusičnan
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
-
R
R
-
R
R
R
R
CH3COO-acetát
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
R
-
-
R
CO3-2uhličitan
R
R
R
R
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
-
-
SiO3-2křemičitan
R
R
R
R
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
-
-
-
SO3-2siřičitan
R
R
R
R
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
-
-
-
-
SO4-2síran
R
R
R
R
N
R
MR
N
R
R
R
R
R
R
MR
R
R
MR
R
R
PO4-3fosforečnan
R
R
R
R
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
N
OH-hydroxid
R
R
R
R*
-
N
MR
R
N
N**
N
N
N
N
N**
N**
N
-
N**
N
Aniont/kationt
  Li+  
 Na+ 
  K+  
NH4+
 Ag+ 
Mg+2
Ca+2
Ba+2
Mn+2
Zn+2
Co+2
Ni+2
Fe+2
Cd+2
Pb+2
Sn+2
Cu+2
Hg+2
Al+3
Fe+3
R    - rozpustná sloučeninaMR - málo rozpustná sloučeninaN    - nerozpustná sloučenina (sraženina)-      - neexistuje nebo reaguje s vodou*      - NH4OH není louh**    - amfoterní hydroxid
Jednoduché číslovkové předpony
    Jednoduché číslovkové předpony jsou řecké nebo latinské názvy číslovek, případně zlomků; jejich přehled je uveden v tabulce. Číslovková předpona mono- se zpravidla v názvu neuvádí. Číslovkové předpony se píší dohromady se složkou názvu, k níž se vztahují.
 Název předpony 
 Odpovídající číslovka 
 mono- 
 1 
 di- 
 2 
 tri- 
 3 
 tetra- 
 4 
 penta- 
 5 
 hexa- 
 6 
 hepta- 
 7 
 okta- 
 8 
 nona- 
 9 
 deka- 
 10 
 undeka- 
 11 
 dodeka- 
 12 
 atd. 
 hemi- 
 1/2 
 seskvi- 
 3/2 
Příklad 1. H3PO4 - kyselina trihydrogenfosforečná nebo tetraoxofosforečná.Příklad 2. H5IO6 - kyselina pentahydrogenjodistá nebo hexaoxojodistá.
Skupinové názvy prvků
    K pojmenování určité skupiny prvků lze použít tradiční i nově zavedené názvy, které jsou uvedeny v tabulce.
 Skupinový název 
 Skupina prvků 
 Alkalické kovy 
 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
 Kovy alkalických zemin 
 Ca, Sr, Ba, Ra 
 Triely
 B, Al, Ga, In, Tl 
 Tetrely
 C, Si, Ge, Sn, Pb 
 Pentely
 N, P, As, Sb, Bi 
 Chalkogeny
 O, S, Se, Te, Po 
 Halogeny
 F, Cl, Br, I, At 
 Vzácné plyny
 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 Lantanoidy
 prvky s protonovými čísly 58 až 71 
 Aktinoidy
 prvky s protonovými čísly 90 až 103 
 Transurany
 prvky následující za uranem s protonovými čísly 93 a více 
 Platinové kovy
 Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt 
    Prvky lze klasifikovat také podle několika hledisek.     Podle fyzikálně chemických vlastností se prvky dělí na kovy, nekovy a polokovy.     Podle zařazení do periodické soustavy je můžeme dělit:
 prvky nepřechodné (prvky A skupin);
 prvky přechodné (prvky B skupin);
 prvky vnitřně přechodné (lantanoidy a aktinoidy).
Atomová elektronegativita
    Atomová elektronegativita (zjednodušeně jen elektronegativita) je schopnost vázaného atomu přitahovat vazebný elektronový pár. Používá se zejména pro stanovení oxidačního čísla prvku ve sloučenině. Z definice vyplývá, že poíslušný náboj atomu získáme přiřazením všech vazebných elektronů atomu, který má větší hodnotu atomové elektronegativity.
Tabulka elektronegativity základních prvků
H2,2
He4,5
Li0,97
Be1,5
B2,0
C2,5
N3,1
O3,5
F4,1
Ne4,0
Na1,0
Mg1,2
Al1,5
Si1,7
P2,1
S2,4
Cl2,8
Ar3,9
K0,91
Ca1,0
Ga1,8
Ge2,0
As2,2
Se2,5
Br2,7
Kr3,6
Rb0,89
Sr0,99
In1,5
Sn1,7
Sb1,8
Te2,0
I2,2
Xe2,2
Cs0,86
Ba0,97
Ti1,4
Pb1,5
Bi1,7
Po1,8
At1,9
Rn2,0
Fr0,86
Ra0,97
    Výjimečné postavení má vodík, který se v binárních sloučeninách s nekovovými prvky podle přijaté konvence vždy považuje za prvek méně elektronegativní, a to i tehdy, když příslušné hodnoty elektronegativit tomu neodpovídají, napo. v Si-IVH4+I.
Oxidační číslo
    Oxidační číslo prvku je zdánlivý náboj, který by měly jednotlivé atomy ve sloučenině, jestliže by vazebné elektrony patřily prvku s větší . Oxidační čísla se značí římskými číslicemi a jejich hodnota se zapisuje vpravo nahoře za symbolem prvku. U kladných oxidačních čísel se znaménko plus nemusí zapisovat a číst, zatímco u záporných oxidačních čísel se znaménko minus vyznačuje i čte.    Oxidační číslo prvku nabývá kladných hodnot v rozmezí I až VIII, záporných hodnot -I až -IV a rovněž i hodnoty nula (0).      Pro výpočet hodnoty oxidačních čísel se budeme řídit základními pravidly, pomocí nichž rychle a jednoznačně stanovíme oxidační čísla všech atomů v molekule či v iontu.
Pravidla pro stanovení hodnot oxidačních čísel atomů
1. Volné atomy mají oxidační číslo 0.      Příklad.  Na0, Cu0, Fe0, He0, Ag0. 2. Atomy stejného prvku v molekulách jednoduchých sloučenin mají oxidační číslo 0.      Příklad.  H20, O20, O30, P40, Cl20, Br20. 3. Oxidační čísla kovů mohou nabývat pouze kladných hodnot. 4. Součet oxidačních čísel všech atomů v molekule je roven nule, tj. molekula je vždy elektroneutrální.      Příklad.  V NaNO3 jsou oxidační čísla NaI, NV, O-II a jejich součet: 1 . 1 + 1 . 5 + 3 . (-2) = 0 5. Součet oxidačních čísel všech atomů ve vícejaderném iontu je roven náboji tohoto iontu.      Příklad.  V iontu SO42- jsou oxidační čísla SVI, O-II a jejich součet: 1 . 6 + 4 . (-2) = -2 6. Oxidační číslo kyselinotvorného prvku v kyselině a v jejím zůstatku je stejné. Náboje zůstatků nejběžnějších kyselin jsou uvedeny v a v .      Příklady:  H3PVO4, H2PVO4-, HPVO42-, PVO43-; HClVIIO4, ClVIIO4-, NaClVIIO4. 7. V tabulce dole jsou uvedeny významnější prvky mající ve všech svých běžných sloučeninách a iontech stálé oxidační číslo.
Prvek
 Ox. číslo 
Výjimky
 H
I
 Kromě sloučenin s kovy; např. NaIH-I 
 Li, Na, K, Rb, Cs  
I
 
 Mg, Ca, Sr, Ba 
II
 
 Zn
II
 
 Al
III
 
 F
-I
 
 O
-II
 Kromě peroxidů, např. H2IO2-I; fluoridu kyslíku OIIF2-I
    Výpočet oxidačního čísla atomů v libovolné sloučenině provedeme tak, že oxidační čísla, která jsou jednoznačná, ihned doplníme. Pokud se budeme dodržovat popsaných pravidel, tak v drtivé většině případů se zůstane pouze jeden atom s neznámým oxidačním číslem, který označíme jako x. Na základě vztahů mezi oxidačními čísly sestavíme jednoduchou rovnici z níž neznámou vypočítáme.      Příklady. 1. HINxO2-II1 . 1 + 1 . x + 2 . (-2) = 01 + x - 4 = 0x = 3HINIIIO2-II 2. KIMnxO4-II1 . 1 + 1 . x + 4 . (-2) = 01 + x - 8 = 0x = 7KIMnVIIO4-II 3. Na2ICr2xO7-II2 . 1 + 2 . x + 7 . (-2) = 02x - 12 = 0x = 6Na2ICr2VIO7-II 4. CuxSyO4-II    Sůl je tvořená kationtem mědi a zůstatkem sírové kyseliny, který má náboj -2 (zjistili jsme podle dvou kationtů vodíku H+ v H2SO4 anebo podle , popřípadě ). Aby molekula soli byla elektroneutrální měď musí mít náboj +2. Dále postupujeme již známým způsobem. CuIISyO4-II1 . 2 + 1 . y + 4 . (-2) = 02 + y - 8 = 0y = 6CuIISVIO4-II 5. Fex(O-IIHI)31 . x + 3 . (-2) + 3 . 1 = 0x - 6 + 3 = 0 x = 3FeIII(O-IIHI)3
Výroba surového železa
    Železo se vyrábí ze železných rud v hutích. Železné rudy obsahují převážně tyto nerosty: magnetovec (Fe3O4), krevel (Fe2O3), hnědel (Fe2O3 . n H2O) a ocelek (FeCO3). Mimo nerosty obsahují rudy příměsi - hlušinu.    Při výrobě železa reagují oxidy železa s oxidem uhelnatým (CO) a uhlíkem ve vysoké peci (schéma dole). Vysoká pec se nepřetržitě automaticky plní vrstvami koksu, železné rudy a vápence. Do spodní části pece se vhání předehřátý vzduch. Spalováním koksu se v dolní části vysoké pece dosahuje teploty 1700 až 1900°C.    Rovnice nejdůležitějších chemických reakcí, které probíhají ve vysoké peci, jsou uvedeny na obrázku.    Vzniklé železo je nejprve pevné. Při větších teplotách se obohacuje uhlíkem, a tím se zmenšuje jeho teplota tání. Při této teplotě vzniká z hlušiny a vápence kapalná struska, která chrání kapalné železo na jeho povrchu před reakcí se vzdušným kyslíkem.    Struska i roztavené železo se z vysoké pece vypouštějí zvlášť, přibližně každé dvě hodiny. Hutníci mluví o odpichu železa a strusky. Vysoká pec tak pracuje nepřetržitě několik let. Surové železo - litina obsahuje různé příměsi: uhlík, křemík, fosfor, mangan a další prvky. Vyznačuje se velkou pevností a stálostí na vzduchu, je však křehké a není kujné. Ze surového železa se odlévají např. potrubí, topná tělesa, kotle.
Slovníček
Absorpce
- je pohlcování plynů nebo par kapalinou nebo tuhou látkou, přičemž nedochází k chemické reakci (nevzniká nová látka).
Aniont
- iont (viz níže) se záporným nábojem, například zůstatek kyseliny.
Amfoterní prvky
- prvky mající schopnost tvořit soli, v nichž mohou být součásti kationtu i aniontu.
Binární sloučeniny
- sloučeniny, jejichž molekuly se skládají z atomů dvou prvků, například oxidy, sulfidy.
Elektrolyt
- je látka, roztok které vede elektrický proud.

- schopnost atomů přitahovat vazebné elektrony.
Heterocyklické sloučeniny
- jsou organické látky, jejichž molekuly obsahují v uzavřeném řetězci kromě uhlíkových atomů též jeden nebo více jiných atomů, a to nejčastěji atomy dusíku, kyslíku a síry.
Hydroxidotvorný prvek
- prvek, který tvoří hydroxid (kromě vodíku a kyslíku).
Chemická sloučenina
- látka vzniklá sloučením dvou nebo více prvků.
Chemický prvek
- je látka tvořená z atomů, které mají stejné protonové číslo.
Indikátor
- je látka , která mění svou barvu v přítomností určitých iontů nebo jiných látek. Například, lakmus má červenou barvu v roztoku kyseliny a modrou v roztoku louhu.
Ionty
- částice nesoucí elektrický náboj. Ztrátou jednoho nebo více elektronů vznikají kladně nabité kationty, přijetím elektronů vznikají záporně nabité anionty.

- atomy stejného prvku (mají stejný počet protonů a elektronů), které se liší počtem neutronů.
Katalyzátor
- je látka, která ovlivňuje rychlost chemické reakce, ale sama po skončení reakce se nezmění.
Kationt
- iont s kladným nábojem, například ionty kovů.
Kyselinotvorný prvek
- prvek, který tvoři kyselinu (kromě vodíku a kyslíku).
Mol
- je základní jednotkou látkového množství. 1 mol = 1 gram-molekula = molekulární hmotnost vyjádřená v g. Molekulární hmotnost se rovná součtu hmotnosti všech atomů (údaje bereme z periodické tabulky prvků)
Makromolekula
- velká molekula látky (molekula o velké molarní hmotnosti). V makromolekulách je vázáno několik set až tisíc atomů.
Makromolekulární látka
- látka obsahující makromolekuly (př. makromolekulárních látek jsou plasty).
Molekula
- je částice tvořena dvěma nebo více atomy spojenými chemickou vazbou.
Nukleon
- společný název protonů a neutronů.
Nukleonové číslo
- celkový počet nukleonů, tj. protonů a neutronů, v atomovém jádře.

- zdánlivý náboj, který by měly jednotlivé atomy ve sloučenině, jestliže by vazebné elektrony patřily prvku s větší elektronegativitou.
Oxidotvorný prvek
- prvek, který tvoří oxidy.
Peroxid
- sloučenina, u které mezi atomy kyslíků je vazba, například peroxid vodíku H-O-O-H.
Periodický zákon
- chemické vlastnosti prvků se periodicky mění v závislosti na vzrůstajícím protonovém čísle.
Polární molekula
- molekula, v které lze rozlišit dva póly - nabité kladně a záporně.
Prvek (chemický)
- je čistá látka složená z atomů téhož atomového (protonového) čísla.
Radioaktivita
- je vlastnost některých prvků vyzařovat z jádra svých atomů elementární částice.
Slovníček triviálních názvů
Triviální název
Hlavní složka
Chemický název (složení)
Amalgam
Hg + kov(y)
kapalná nebo tuhá slitina rtuti s jedním nebo několika kovy (Ag, Au, Cu, Sn, Cd aj.)
Arsenik
As2O3
oxid arsenitý
Austenit
Fe + C
tuhý roztok uhlíku v železe
Bioplyn
CH4 + CO2
obsahuje obvykle 65 – 75 % methanu, 25 – 35 % oxidu uhličitého a menší množství vodíku, dusíku a sulfanu.
Bronz
Cu + Sn (Pb, Al)
dvou- i vícesložková slitina mědi s jinými kovy (cín, olovo, hliník) kromě zinku
Čpavek
NH3
amoniak
Diamant1
C
modifikace uhlíku
Fosgen
COCl2
dichlorid kyseliny uhličité
Grafit1
C
modifikace uhlíku
Kalomel
Hg2Cl2
chlorid rtuťný
Kamence
MIMIII(SO4)2.12 H2OMI: Na, K, Rb, Tl aj.MIII: Al, Cr, Fe aj.
např., KAl(SO4)2.12H2O - dodekahydrát síranu draselno-hlinitého
Kazivec
CaF2
fluorid vápenatý
Korund
Al2O3
oxid hlinitý
Křemen
SiO2
oxid křemičitý
Křemenné sklo
SiO2
oxid křemičitý
Křída
CaCO3
uhličitan vápenatý
Lapis
AgNO3 + KNO3
ztavená směs dusičnanu stříbrného a draselného
Ledek chilský
NaNO3
dusičnan sodný
Ledek draselný
KNO3
dusičnan draselný
Louh draselný
KOH
hydroxid draselný
Louh sodný
NaOH
hydroxid sodný
Louh žíravý
NaOH
hydroxid sodný
Lučavka královská
1 HNO3 konc. + 3 HCl konc.
1 díl konc. kys. dusičné a3 díly konc. kys. chlorovodíkové
Minium
Pb3O4 (PbO + Pb2O3)
oxid olovnato-olovičitý
Mohrova sůl
NH4FeSO4
síran železnatoamonný
Mosaz
Cu + Zn
slitina mědi se zinkem
Mosaz niklová (alpaka)
Cu + Zn + Ni
slitina s obsahem 58 – 66 % Cu, 11 – 26 % Ni, zbytek Zn
Mramor
CaCO3
uhličitan vápenatý
Našater
NH4Cl
chlorid amonný
Ocet
CH3COOH
octová kyselina (ethanová kyselina)
Ozon2
O3
modifikace kyslíku
Písek
SiO2
oxid křemičitý
Prach černý
KNO3 + S + C
mechanická směs draselného ledku (75 %), síry (15 %) a dřevěného uhlí (10 %)
Sádrovec
CaSO4 . 2 H2O
dihydrát síranu vápenatého
Salmiak
NH4Cl
chlorid amonný
Silikagel
SiO2
oxid křemičitý
Skalice bílá
ZnSO4 . 7H2O
heptahydrát síranu zinečnatého
Skalice modrá
CuSO4 . 5H2O
pentahydrát síranu měďnatého
Skalice zelená
FeSO4 . 7H2O
heptahydrát síranu železnatého
Soda
Na2CO3
uhličitan sodný
Soda jedlá
NaHCO3
hydrogenuhličitan sodný
Solanka
NaCl
chlorid sodný, nasycený roztok
Solná kyselina
HCl
kyselina chlorovodíková
Sublimat
HgCl2
chlorid rtuťnatý
Sůl kamenná
NaCl
chlorid sodný
Sůl kuchyňská
NaCl
chlorid sodný
Superfosfát
Ca(H2PO4)2 + CaSO4
dihydrogenfosforečnan vápenatý ve