Přednášky

t rozpustnosti na teplotě udávají tzv. křivky rozpustnosti.
Nasycený roztok obsahuje za dané teploty takové množství látky, které odpovídá rozpustnosti. To znamená, že obsahuje maximální množství látky, které se při dané teplotě ještě rozpustí, další
přidané množství látky již zůstává nerozpuštěno.
Rozpouštění látek ve vodě:
Rozpouštění může probíhat různým způsobem podle povahy rozpouštědla a rozpuštěné látky:
Neelektrolyty při rozpouštění s rozpouštědlem neinteragují, např. rozpouštění kyslíku, sacharózy ve vodě.
Elektrolyty jsou látky, které při tavení nebo rozpouštění, tj. při interakci s molekulami polárního rozpouštědla (např. voda) postupně uvolňují ionty (štěpí se, disociují, ionizují). Uvolněné ionty jsou následně obklopovány molekulami rozpouštědla, a vznikají hydratované ionty. Tento děj se nazývá elektrolytická disociace. Elektrolyty, které jsou v pevné fázi ve formě iontových krystalů (NaCl, KCl,aj.), jsou v roztoku disociovány prakticky úplně a nazývají se silné elektrolyty. Elektrolyty, jejichž molekuly mají velmi polární kovalentní vazbu (plynný HCl, HCOOH aj.), mohou být v roztoku prakticky úplně disociovány na ionty (např. roztok HCl je silný elektrolyt). Většinou jsou však přítomny převážně jako elektroneutrální molekuly a jen v malé části jako ionty, jsou to slabé elektrolyty.
Hydrolýza solí:
Reakce solí s vodou, kdy se aniont nebo kationt soli či obě částice slučují s ionty vody za vzniku málo disociovaných molekul slabých zásad nebo slabých kyselin, v roztoku se zvětšuje koncentrace oxoniových nebo hydroxidových iontů. Protolytická reakce iontů soli s vodou se nazývá hydrolýza soli. Mohou nastat tyto případy:
roztok soli se silně kyselým kationtem, obsahující anion, který s vodou nereaguje (např. chlorid amonný) reaguje kysele
roztok soli se silně zásaditým aniontem, obsahující kation, který s vodou nereaguje (např. octan sodný) reaguje zásaditě
roztok soli se silně kyselým kationtem, a silně zásaditým aniontem (např. octan amonný) reaguje neutrálně
roztok soli s kationtem a aniontem, které s vodou nereagují (např. chlorid sodný, dusičnan draselný), hydrolýze nepodléhá a vodný roztok je neutrální

Základy elektrochemie
Při oxidačně redukčních chemických reakcích dochází mezi reagujícími látkami k přenosu elektronů. Z tohoto důvodu existuje souvislost mezi chemickými pochody a současně probíhajícími elektrickými procesy.
Působením vnějšího elektrického pole dochází u řady látek k chemickým změnám. Uvedený proces se nazývá elektrolýza. Elektrolyticky je možno vyvolat i takové reakce, které by samy neprobíhaly. Příkladem je elektrolytické vylučování kovů z roztoků solí nebo tavenin.
Naproti tomu je možné průběh samovolně probíhající chemické reakce využít k výrobě elektrické energie. Na tomto principu jsou založeny mobilní zdroje proudu, jako jsou baterie a akumulátory.
Standardní elektrodový potenciál. Typy elektrod
Od ostatních redoxních reakcí se reakce využívané v elektrochemii liší tím, že rozdělení redoxní reakce na dílčí reakci oxidační a na dílčí reakci redukční u nich není formální, ale skutečné. Elektrochemické reakce se uskutečňují převážně na elektrodách ponořených do roztoku (taveniny) solí. Na jedné elektrodě – katodě dochází pouze k oxidaci reaktantů (katoda je donorem elektronů) a na druhé – anodě pouze k oxidaci reaktantů (anoda je akceptorem elektronů). Např. redoxní reakci:
Zn(s) + Cu2+ (aq) = Zn2+ (aq) + Cu(s)spontánní reakce ((G° = -212 kJ.mol-1)
můžeme uskutečnit v Daniellově galvanickém článku. Při průchodu proudu tímto článkem probíhá na zinkové elektrodě oxidační děj a na měděné elektrodě děj redukční:
Zn(s) = Zn2+ (aq) + 2e– oxidace
2e– + Cu2+ (aq) = Cu(s) redukce
Kationty v krystalové mřížce kovové elektrody mají snahu přecházet do roztoku, ve kterém je ponořena. Roztok se však přijímání kationtů ”brání” a výsledkem těchto dvou dějů je rovnováha, kdy se na rozhraní kov – roztok vytváří elektrodový potenciál. Samotný elektrodový potenciál není možno změřit. Je však možno změřit rozdíl potenciálů u dvou různých elektrod. Použijeme-li jednu elektrodu jako základní – standardní vodíkovou elektrodu (platinová elektroda pokrytá platinou houbou ponořená při 25oC do roztoku o jednotkové aktivitě oxoniových iontů – pH=0 a je k ní přiváděn vodík o standardním tlaku 101,3 kPa), pak potenciály elektrod proměřené vůči této elektrodě se nazývají standardní redoxní potenciály Eş. Standardní redoxní potenciály Eş jsou tabelovány a pomocí nich můžeme sestavit tzv. elektrochemickou řadu napětí kovů, která vypovídá o redukčních vlastnostech kovů a umožňuje spočítat napětí elektrochemického článku sestaveného z vybraných elektrod.
Standardní potenciály charakterizují redukční nebo oxidační schopnost částic ve vodných roztocích. Čím zápornější je standardní potenciál, tím silnější je redukční činidlo. Kovy, které stojí na dolním konci elektrochemické řady napětí (alkalické a kovy alkalických zemin) jsou obzvláště silná redukční činidla a jsou snadno oxidovatelné. Kovy se záporným standardním potenciálem se nazývají se neušlechtilé kovy. Kovy s kladným standardním potenciálem se nazýváme ušlechtilé kovy.
Vybrané standardní redukční potenciály při 25°C:
F2 (g) + 2 e– = 2 F– (aq) + 2.87
MnO4 – + 8H+ + 5e– = Mn 2+ + 4H2O+ 1.51
Cl2 (g) + 2 e– = 2 Cl– (aq) + 1.36
Br2 (g) + 2 e– = 2 Br– (aq) + 1.07
Fe3+ (aq) + e– = Fe2+ (aq) + 0.77
I2 (g) + 2 e– = 2 I– (aq) + 0.54
2 H2O + O2 (g) + 4 e– = 4 OH– (aq)+ 0.41
2 H+(aq) + 2 e– = H2 (g) 0.00
Fe2+ (aq) + 2 e– = Fe (s) - 0.45
Zn2+ (aq) + 2 e– = Zn (s) - 0.76
Al3+ (aq) + 3 e– = Al (s) - 1.67
Mg2+ (aq) + 2 e– = Mg (s) - 2.37
Na+ (aq) + e– = Na (s) - 2.71
Li+ (aq) + e– = Li (s) - 3.04
Ze standardních redoxních potenciálů je možné vypočítat napětí mezi poločlánky (ve standardním stavu):
(E0 = E0 (katoda) - E0 (anoda)
Poločlánek:
Jestliže ponoříme kovovou elektrodu do roztoku soli téhož kovu, ustaví se rovnováha
M = Mn+ + ne-
Ušlechtilé kovy mají díky svému kladnému standardnímu potenciálu schopnost „vytahovat“ své kationty z roztoku, a tím kovová elektroda získá kladný náboj.
Neušlechtilé kovy se naopak v roztoku rozpouští, tj. přechází do něj kationty, a elektrony, které zůstávají na kovové elektrodě jí dodávají záporný náboj.
Spojením dvou poločlánků vzniká článek.
Koncentrační článek:
Jestliže sestavíme galvanický článek ze dvou stejných poločlánků, které se liší pouze koncentrací roztoků elektrolytů, vznikne na základě tohoto rozdílu mezi oběma poločlánky napětí (E. Takový galvanický článek označujeme jako koncentrační článek. Vznik napětí v koncentračním článku, kde koncentrace elektrolytu c2 > c1 můžeme vyjádřit:
(E = 0,059 V. log (c2/c1)
Nernstova rovnice:
Nernstova rovnice poskytuje obecnou informaci o vlivu koncentrací složek reakce na redox-potenciál pro libovolný redox-pár. Je-li znám E0 tohoto systému (např. z elektrochemické řady napětí), je možno z Nernstovy rovnice vypočítat redox-potenciál pro libovolnou koncentraci. Pro dva redox-páry je pak možno předpovědět výsledné napětí pro libovolné poměry koncentrací.
Chemické zdroje proudu:
Kombinací dvou různých poločlánků můžeme sestrojit článek o určitém požadovaném elektromotorickém napětí.
Galvanické články:
Galvanické články jsou soustavy, ve kterých při vnějším spojení obou elektrod dochází k samovolným reakcím (Gibbsova energie klesá) elektroaktivních látek a soustava poskytuje elektrickou práci. příkladem je klasický článek Daniellův.
Primární články – nevratné, nedají se znovu nabít.
Sekundární články – vratné, dají se znovu nabít, akumulátory.
Palivové články.
Do primárních článků se dávají elektroaktivní látky již při výrobě. Po jejich spotřebování nevratnou chemickou reakcí (po vybití článku) již nelze funkci článku obnovit. Příkladem je suchý článek Leclanchelův. Anodou je zinková nádoba, katodou vrstva burele nanesená na tyčince z aktivního uhlí a grafitu. elektrolytem je chlorid amonný ve formě pasty. Probíhá tu reakce:
Zn + 2NH4+ + 2 MnO2 = Mn2O3. H2O + [Zn(NH3)]
Z dalších článků je možno vzpomenout např. rtuťnaté či lithiové baterie používané v hodinkách a kalkulátorech.
U sekundárních článků se elektroaktivní látka v článku vytváří elektrolýzou při jeho nabíjení. Při vybíjení se elektroaktivní látka opět spotřebovává. Článková reakce je vratná. Příkladem je olověný akumulátor. Katodou je elektroda olověná, pokrytá oxidem olovičitým. Anodou je čisté olovo. Elektrolytem je vodný roztok kyseliny sírové. Výslednou článkovou reakci při vybíjení lze vystihnout rovnicí:
Pb(s) + PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4–(aq) =PbSO4(s) + 2 H2O
Vložením opačně orientovaného vnějšího napětí, většího než je rovnovážné napětí akumulátoru, můžeme směr reakce obrátit a článek opět nabít.
Vedle olověného akumulátoru jsou používány akumulátory nikl-kadmiové a alkalické, které jsou lehčí a méně provozně choulostivé. Mají však nižší napětí.
Palivové články lze obecně definovat jakožto elektrochemický systém, do kterého se nepřetržitě přivádí palivo (plynné či kapalné). Zde dochází k elektrochemické reakci a článek plynule produkuje elektrickou energii. Od běžných galvanických článků se palivové články liší tím, že se elektrody neúčastní reakce a elektrolyt se nerozkládá. Nejpropracovanější je Baconův kyslíko-vodíkový článek, který se používá zejména v kosmonautice.
Elektroda, na které dochází k oxidaci se nazývá anoda. Elektroda, na které dochází k redukci se nazývá katoda.V galvanickém článku je anoda záporným pólem, elektrony odtud vystupují do vnějšího vodiče, katoda je kladným pólem, k tomuto místu elektrony putují.
Elektrolýza:
Ponoříme-li dvě elektrody do vodného roztoku elektrolytu a vložíme-li na ně dostatečně velké vnější napětí, dojde k elektrochemické reakci. Tento děj se nazývá elektrolýza. Při elektrolýze je vynucen dodáním elektrické energie obrácený průběh redoxní reakce, která by samovolně probíhala za uvolnění elektrické energie, v galvanickém článku. Je to významný postup, kterým se vyrábí mnoho látek. Používá se při elektrolytické výrobě kovů z tavenin (alkalické kovy, hořčík, hliník), elektrolytickém čištění kovů (rafinace surové mědi), galvanickém pokovování (chromování, stříbření, zlacení, mědění) za účelem protikorozní ochrany, při eloxování (elektrolytická oxidace hliníku) k vytváření ochranného povlaku oxidu na předmětech z hliníku a jeho slitin při výrobě chloru,
hydroxidu sodného a vodíku elektrolýzou solanky apod.
Množství elektrolyticky vyloučené látky m je přímo úměrné množství použitého elektrického náboje
Q = I . t (proud.čas) dle prvního Faradayova zákona
m /M = I . t ( |z| . F),
kde M je relativní atomová hmotnost, z je náboj iontu 1 Faraday (F) - náboj 1 molu elektronů, 1F = NA . e- = 6.022.1023.1.602.10-19 = 9.6487 . 104 C.
Druhý Faradayův zákon: Projde-li stejné množství elektřiny několika různými elektricky vodivými roztoky, jsou množství látek přeměněných na elektrodách ve stejném poměru jako jejich elektrochemické ekvivalenty.
Koroze:
Znehodnocení kovu vlivem povětrnostních podmínek vyvolané reakcí povrchu kovu s jeho okolím nazýváme obecně koroze. Korozi můžeme rozdělit na chemickou, tj. reakci kovu se vzdušným kyslíkem, vlhkostí a v ní rozpuštěnými oxidy uhlíku a síry. Na urychlení koroze se podstatně podílejí lokální články, které vznikají ve vlhkém prostředí na styku dvou různých kovů - elektrochemická koroze. Mechanizmus koroze je složitý a v podrobnostech závisí na podmínkách. Zjednodušeně je možné rezivění železa popsat následujícími rovnicemi:
lokální anodaFe = Fe2+ + 2e-
lokální katodaO2 + 2H2O + 4e- = 4OH-
jakmile se v důsledku difúze setkají vzniklé železnaté a hydroxidové ionty, vytvoří málo rozpustný hydroxid železnatý. Ten se vzdušným kyslíkem oxiduje na červenohnědý oxid-hydroxid železitý (rez):
celkověFe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 = 4FeO(OH) + 2H2O
Celkový korozní proces se ještě urychlí přítomností solí (např. ze zimního posypu), protože soli zvyšují vodivost elektrolytu a mohou působit i katalyticky.
Korozní ochrana:
Opatření, která vedou ke snížení nebo potlačení korozních ztrát, zejména v případě železa a hliníku, mají mimořádný ekonomický, technický a vědecký význam. Vedle korozivzdorných slitin železa (ocelí) hraje významnou roli nanášení ochranných povrchových vrstev.
Pokovování. Ochrana se provádí nanesením tenkého a dobře přilnavého povlaku z ušlechtilých nebo méně ušlechtilých kovů. Může se nanášet různými způsoby, např. pokovováním ponorem, žárovým pokovováním, elektrochemicky. Ochranné povrchové vrstvy je možno vytvářet i ponorem do pasivujících kyselin, dusičná, fosforečná, laky a emaily. Katodická ochrana se používá zejména u podzemních potrubí, nádrží a lodních trupů. hliník se chrání eloxováním.

Základy anorganické chemie
Anorganická chemie je věda o vzniku, složení, struktuře, vlastnostech a použití anorganických látek, mezi které patří všechny chemické prvky a jejich sloučeniny, vyjma většiny sloučenin uhlíku.
Podle základních vlastností se prvky dělí na kovy, nekovy a polokovy.
Kovových prvků je v periodické tabulce nejvíce (5/6 periodické tabulky). Mezi jejich typické vlastnosti patří kovový lesk, neprůhlednost, kujnost, tažnost a dobrá elektrická (s rostoucí teplotou klesající) a tepelná vodivost. Pro kovy je charakteristická kovová vazba a krystalová struktura kubická (plošně nebo tělesně centrovaná) nebo hexagonální. Všechny kovy jsou za normálních podmínek pevné látky kromě rtuti, která je kapalná. Při teplotách okolo 30 °C se stávají kapalnými také gallium, cesium a francium.
Nekovy se vyskytují v pravé části periodické tabulky. Jsou to p-prvky s výjimkou vodíku a helia. Typickými vlastnostmi je malá elektrická a tepelná vodivost, absence kovového lesku. Pro nekovy je charakteristická kovalentní vazba, silně elektronegativní prvky (fluor, kyslík a dusík) tvoří často také vodíkové můstky. Za normálních podmínek se u nekovů setkáme se všemi skupenstvími: dusík, kyslík, fluor, chlor, vodík a vzácné plyny jsou plynné; brom je kapalný, ostatní nekovy jsou pevné. Pro plynné prvky je charakteristická tvorba biatomických molekul (vyjma vzácných plynů, které jsou monoatomické). Prvky v pevném skupenství vytvářejí různá seskupení.
Mezi kovy a nekovy není ostrá hranice. Prvky, které mají některé vlastnosti kovů a některé nekovů, jsou polokovy. Typickými vlastnostmi jsou křehkost a malá, s teplotou rostoucí vodivost.
Nekovy

Vodík
Vodík je první člen periodické tabulky. Atomy vodíku mají nejjednodušší elektronovou konfiguraci 1s1, nejmenší hmotnost a nejmenší poloměr. Jsou známy tři izotopy vodíku, lišící se počtem neutronů v jádře:
lehký vodík (protium)
těžký vodík (deuterium) D
radioaktivní tritium T
V přírodě se vodík vyskytuje jako vázaný ve vodě a v celé řadě organických sloučenin. Ve vesmíru je to nejrozšířenější prvek, na Zemi je devátým nejrozšířenějším prvkem.
Vodík je za normálních podmínek bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, slučuje se téměř se všemi prvky s výjimkou vzácných plynů a některých přechodných kovů. Atomární vodík je nestálý, vytváří biatomické molekuly H2.
V laboratoři lze vodík připravit reakcí neušlechtilých kovů s vodnými roztoky kyselin. Vyrábí se nejčastěji vedením vodní páry přes rozžhavený koks v generátorech za vzniku tzv. vodního plynu. Přeměna (konverze) reakčních produktů dává po oddělení oxidu uhličitého směs velmi bohatou na vodík. Pro použití se dodává v ocelových tlakových lahvích s levotočivým závitem, označených červeným pruhem.
Vodík je významné redukční činidlo. V chemickém průmyslu se používá k syntéze amoniaku, v organické syntéze (výroba methanolu), k hydrogenaci (např. při ztužování rostlinných tuků), jako raketové palivo, při sváření a tavení kovů.
Voda – H2O
Voda je nejrozšířenější a nejvýznamnější sloučenina vodíku. Vyskytuje se ve třech skupenstvích: vodní pára, kapalná voda, led. Voda je významné polární rozpouštědlo a reakční prostředí při mnoha reakcích.
Voda je za normální teploty bezbarvá kapalina, bez chuti a zápachu. Její teplota tání a varu (0 °C a 100 °C) tvoří základní hodnoty Celsiovy teplotní stupnice. Tyto poměrně vysoké teploty tání a varu ve srovnání se sulfanem a kovalentními hydridy sousedních skupin jsou důsledkem vodíkových můstků (vazeb), které vznikají v kapalné vodě mezi molekulami H2O (podobně také u amoniaku a fluorovodíku).
Tvrdost vody způsobují některé vápenaté a hořečnaté soli, je příčinou vzniku usazenin, tzv. kotelního kamene. Tvrdost může být přechodná nebo trvalá.
– přechodná tvrdost – způsobují ji hydrogenuhličitany, které lze odstranit varem (hydrogenuhličitan přechází za vyšší teploty na nerozpustný uhličitan)
Ca(HCO3)2 ( (CaCO3 + CO2 + H2O
– trvalá tvrdost – způsobují sírany, které lze odstranit přidáním uhličitanu sodného – tzv. změkčování vody (vzniknou nerozpustné uhličitany)
MgSO4 + Na2CO3 ( (MgCO3 + Na2SO4
Hydráty
Mnohé krystalické látky, zejména anorganické soli a minerály, obsahují ve svých strukturách vázané molekuly vody. Hydráty vznikají obvykle krystalizací příslušných solí z vodných roztoků, některé hydráty vznikají pohlcováním vzdušné vlhkosti bezvodou solí.
Příklady hydrátů:
CuSO4 .5H2O skalice modráKAl(SO4)2.12H2O kamenec
CaSO4.2H2O sádrovecNa2CO3.10H2O soda
Hygroskopické látky pohlcují ze vzduchu vodu, používají se často jako sušidla. Např. hydroxid sodný NaOH, hydroxid draselný KOH, chlorid vápenatý CaCl2.
Vzácné plyny
Vzácné (inertní) plyny - helium, neon, argon, krypton, xenon a radon – se v přírodě vyskytují výhradně v elementárním stavu. Jsou obsaženy ve vzduchu ve velmi malé koncentraci, pouze zastoupení argonu je výraznější (necelé 1 %). Velmi lehké helium je obsaženo v některých ložiskách zemního plynu, jinak je druhým nejrozšířenějším prvkem vesmíru.
Helium má při velmi nízkých teplotách (-270 °C) pozoruhodné vlastnosti:
– výborně vede elektrický proud (supravodivost),
– má velmi malou viskozitu (supratekutost).
Výroba vzácných plynů vychází z destilace zkapalněného vzduchu, vzhledem k vyšší koncentraci ve vzduchu se nejvíce využívá argon.
Vzácné plyny se používají jako ochranné plyny, náplně do výbojek a laserových trubic. Helium se používá jako náplň balonů (bezpečnější než dříve používaný vodík). Radioaktivní radon se používá pro léčebné účely.
Halogeny
Fluor, chlor, brom, jod a astat patří mezi halogeny. Nazelenalý fluor a žlutozelený chlor jsou plyny, hnědočervený brom je těkavá kapalina a fialověčerný jod je pevná látka, která snadno sublimuje. Halogeny mají velké elektronegativity. Největší elektronegativitu ze všech prvků má fluor, je proto velmi silným oxidačním činidlem. Halogeny jsou velmi reaktivní, v elementární formě vytvářejí biatomické molekuly. Slučují se s většinou kovů i nekovů na halogenidy, s vodíkem vznikají halogenovodíky. Halogeny jsou jedovaté (součásti chemických bojových látek).
Halogeny jsou významnou surovinou při výrobě anorganických i organických látek. Chlor se používá např. při výrobě plastů (PVC), insekticidů, kyseliny chlorovodíkové nebo jako bělicí a dezinfekční prostředek. 5% ethanolový roztok jodu – jodová tinktura – slouží k ošetření malých povrchových zranění.
Významné sloučeniny:
Fluorovodíková kyselina - HF
Patří mezi středně silné kyseliny, leptá sklo, a proto se přechovává v plastových nádobách.
Chlorovodíková kyselina (kyselina solná) - HCl
Silná kyselina, velmi používaná v laboratořích a chemickém průmyslu. Je složkou žaludečních šťáv (má významnou funkci při trávení).
Významné kyslíkaté sloučeniny patří především chloru. Kyselina chlorná (HClO) a její soli chlornany se používají jako bělicí a dezinfekční činidla. Soli kyseliny chlorečné (HClO3) – chlorečnany – se používají k výrobě třaskavin a zápalek. Kyselina chlorečná (HClO4) je jednou z nejsilnějších kyselin, ve styku s organickými látkami se explozivně rozkládá. Její soli – chlorečnany – se používají v pyrotechnic