1. Chemické látky a jejich názvosloví

1. Chemické látky a jejich názvosloví
V této kapitole se velmi stručně seznámíme se strukturou chemických látek a se
základy názvosloví anorganických sloučenin. Názvosloví organických látek přesahuje
rámec učiva základního kursu chemie na Stavební fakultě.
1.1 Atomy, molekuly, elektronegativita
Ze základní školy si všichni pamatujeme, že atom je základní stavební jednotkou
hmoty. Skládá se z jádra – to obsahuje kladně nabité protony a neutrální částice –
neutrony; má tedy kladný elektrický náboj. Jádro je obklopeno elektronovým
obalem, tvořeným elektrony – to jsou záporně nabité částice. Pokud se atom
nachází sám o sobě – nikoliv ve sloučenině, je počet kladných protonů a záporných
elektronů stejný – elektrický náboj nesloučeného atomu je 0. Pro chemiky je
z celého atomu nejzajímavější vnější část elektronového obalu – valenční sféra
(několik posledních atomů), která se podílí na tvorbě chemických vazeb mezi atomy.
Atomy spojené chemickými vazbami tvoří neutrální (nenabité) částice – molekuly
(např. kyselina dusičná HNO3). Pokud má vzniklá částice elektrický náboj, hovoříme
o iontu: molekula HNO3 se štěpí na kladný kation H+ a záporný anion NO3− .
Všechny chemické prvky jsou seřazeny v periodické tabulce prvků (PTP) v pořadí
podle svého protonového čísla Z – tedy počtu protonů, což je základní parametr
odlišující prvky mezi sebou. V tabulce dále najdeme zejména atomovou hmotnost
(viz cvičení 3) a elektronegativitu. To je relativní veličina popisující schopnost
atomu přitahovat k sobě elektrony. Nejvyšší elektronegativitu mají prvky v tabulce
vpravo nahoře – halogeny, kyslík, dusík atd. Směrem vlevo se elektronegativita
snižuje – nejnižší ji mají alkalické kovy a alkalické zeminy. Vysoká elektronegativita
prvků v pravé části tabulky způsobuje, že v chemických sloučeninách většinou tvoří
aniony - záporné částice. Naopak kovy mají nízkou elektronegativitu, elektrony
snadno ztrácejí a nabývají tak kladný náboj – tvoří kationy.
1.2 Oxidační číslo
České anorganické názvosloví je založeno na konceptu oxidačního čísla. To
vyjadřuje rozdíl mezi počtem elektronů přítomných v určitém atomu v neutrálním
stavu (mimo sloučeninu) a počtem elektronů přítomných v tomto atomu v dané
sloučenině. Tento krkolomný pokus o definici lépe vysvětlí příklad a obrázek.
Dusík N je prvek mající v neutrálním stavu 7 protonů a 7 elektronů,
elektronegativita dusíku je 3,0.
Nejprve si představme reakci jednoho dusíku s jedním kyslíkem O (8 elektronů,
elektronegativita 3,5) za vzniku molekuly NO. Vyšší elektronegativita kyslíku
znamená, že vazba mezi kyslíkem a dusíkem bude realizována tak, že 2 elektrony od
dusíku budou přitahovány ke kyslíku. Kyslík tak bude mít o 2 elektrony navíc než
v netrálním stavu – jeho oxidační číslo bude –II. Naopak dusík o dva elektrony přijde
a získá náboj 2+, neboli jeho oxidační číslo bude II. Výsledná sloučenina NIIO-II bude
elektroneutrální – součet oxidačních čísel všech prvků v ní bude 0.
Jiná situace nastane, když bude dusík reagovat s prvkem s nižší elektronegativitou,
např. vodíkem (1 elektron, elektronegativita 2,1) za vzniku molekuly NH3 (amoniaku).
V tomto případě bude elektony přitahovat dusík k sobě, bude mít oxidační číslo
záporné –III a vodík kladné I.
Počty elektronů přitahovaných a uvolňovaných jednotlivými prvky při jejich reakcích
nejsou náhodné; každý prvek má zpravidla jedno nebo několik málo oxidačních čísel,
v nichž se vyskytuje ve sloučeninách. Tato „obvyklá“ oxidační čísla jsou dána
elektronou strukturou daného prvku. Každý prvek se snaží zaujmout tzv.
„elektronovou konfiguraci vzácného plynu“. Proto např. halogeny obvykle tvoří aniony
s oxidačním číslem –I; akceptování jednoho elektronu jim dává elektronou
konfiguraci následujícího vzácného plynu ležícího v tabulce hned vedle. Stejně tak
alkalické kovy ztrátou jednoho elektronu (tvoří kation +I) zaujmou konfiguraci
vzácného plynu ležícího v tabulce na předešlé pozici.
1.3 Systém a názvosloví anorganických látek
V této kapitole se seznámíme se základním druhy anorganických látek a pravidly pro
jejich pojmenování. Jak jsem si řekli výše, základem českého názvosloví
anorganických látek jsou oxidační čísla. Kladné oxidační číslo prvku (I až VIII) se
v názvu jeho sloučeniny vyjadřuje pomocí koncovky:
Oxidační číslo
Koncovka
Koncovka
Koncovka
základní
kyseliny
soli
I
-ný
-ná
-nan
II
-natý
-natá
-natan
III
-itý
-itá
-itan
IV
-ičitý
-ičitá
-ičitan
V
-ečný, -ičný
-ečná, -ičná
-ečnan, ičnan
VI
-ový
-ová
-an
VII
-istý
-istá
-istan
VIII
-ičelý
-ičelá
-ičelan
Stačí naučit se základní tvary koncovek, kyseliny a soli pak už snadno odvodíme.
Záporná oxidační čísla (–I až –III) podle koncovky nepoznáme, ale prvky se
záporným ox. číslem si musíme pamatovat. Naštěstí jich je jen několik. Dále
nepoznáme z názvu ox. číslo vodíku; to je v běžných sloučeniných I a musíme si
ho zapamatovat. Celá molekula pak musí být elektroneutrální – součet oxidačních
čísel musí být 0.
1.3.1 Oxidy
Oxidy jsou binární (dvouprvkové) sloučeniny kyslíku s jinými prvky. Kyslík má
vysokou elektronegativitu a v oxidech nabývá oxidační číslo –II. Oxidační číslo
druhého prvku poznáme podle koncovky. Poměr kyslíku a druhého prvku musíme
volit tak, aby celá molekula byla elektroneutrální (součet ox. čísel roven 0). Kladný
prvek se ve sloučenině píše první, kyslík druhý (to platí obecně – nejdříve kation, pak
anion).
Například: pojmenujte molekulu CO2.
Kyslík má –II, uhlík tedy musí mít IV; je to oxid uhličitý.
Jedinou (pro náš kurs) sloučeninou, ve které má kyslík jiné ox. číslo než –II je
peroxid vodíku H2O2. Jelikož vodík má I, tak kyslík má v peroxidu –I.
Příklad 1.1
Několik dvojic názvů a vzorců oxidů na procvičení.
BaO..........................oxid barnatý
oxid fosforečný..................................P2O5
SO2...........................oxid siřičitý
oxid cíničitý.......................................SnO2
Ce2O3.......................oxid ceritý
oxid cesný.........................................Cs2O
UO3..........................oxid uranový
oxid
křemičitý.....................................SiO2
Mn2O7......................oxid manganistý
oxid železnatý....................................FeO
1.3.2 Hydroxidy
Hydroxidy jsou sloučeniny osahující kovový kation a skupinu ( OH ) , hydroxidovým
−
anionem. Ten má náboj –1, neboť obsahuje jeden O-II a jeden H+. Elektrický náboj
= součet ox. čísel v iontu. Jinak se pojmenování hydroxidů řídí stejnými pravidly
jako oxidů.
Příklad 1.2
Několik dvojic názvů a vzorců hydroxidů na procvičení.
KOH.........................hydroxid draselný
hydroxid vápenatý..................Ca(OH)2
Fe(OH)3....................hydroxid železitý
hydroxid rubidný........................RbOH
Zn(OH)2...................hydroxid zinečnatý hydroxid hlinitý......................Al(OH)3
Hydroxidy se po smíchání s vodou více nebo méně (např. Ca(OH)2) rozpouštějí,
přičemž disociují – rozpadají se na aniony
( OH )
−
a kovové kationy (např. Ca2+).
Rozpuštěné hydroxidy způsobují alkalickou reakci roztoku (pH > 7).
1.3.3 Bezkyslíkaté kyseliny
Nejprve si musíme ujasnit, co to znamená kyselina. Kyselina je látka (anorganická
nebo organická), která při rozpuštění ve vodě uvolňuje H+ - vodíkový kation, neboli
proton. Roztoky kyselin mají kyselou reakci (pH < 7).
Jako bezkyslíkaté kyseliny jsou označovány sloučeniny vodíku s několika málo
elektronegativnějšími prvky. Je to skupina nepočetná, ale velmi významná. První
skupinou bezkyslíkatých kyselin jsou binární sloučeniny vodíku s halogeny (ty zde
mají ox. číslo -I): kyselina fluorovodíková HF a analogicky HCl, HBr a HI.
Do této skupiny dále patří sulfan H2S (síra zde má oxidační číslo –II). A nakonec
jedna tříprvková sloučenina: kyselina kyanovodíková HCN. Látky označené v této
kapitole jako bezkyslíkaté kyseliny se někdy také označují jednoslovným názvem –
např. chlorovodík místo kyselina chlorovodíková.Pokud použijeme tento jednoslovný
název, máme na mysli danou sloučeninu v plynné formě.Pokud je řeč o kyselině,
míní se tento plyn rozpuštěný ve vodě – s touto „kapalnou“ formou se v laboratoři
setkáme častěji.
1.3.4 Kyslíkaté kyseliny
Jak už název napovídá, kyslíkaté kyseliny kromě vodíku obsahují i kyslík a jeden
další prvek. Vzorce těchto kyselin se píší v pořadí vodík, prvek X, kyslík (HxXyOz).
Stále platí, že vodík má ox. číslo I, kyslík –II a ox. číslo prvku poznáme podle
koncovky. Většina kyselin obsahuje pouze jeden „jádrový prvek“, ale jsou i výjimky
(kyselina tetra-hydrogen-di-fosforečná H4P2O7).
Například: určete název kyseliny HBrO3.
Kyslík –II, jsou tam tři: záporná čísla –VI, vodík I, brom tedy musí mít ox. číslo
V: kyselina bromičná.
Příklad 1.3
Několik dvojic názvů a vzorců kyselin na procvičení.
H2SO3......................kyselina siřičitá
kyselina dusičná.........................HNO3
H2Cr2O7...................kyselina dichromová kyselina chlorečná.....................HClO3
H2SeO4....................kyselina selenová
kyselina křemičitá.....................H2SiO3
U některých kyslíkatých kyselin se setkáváme s tím, že jeden prvek (se stále stejným
oxidačním číslem) tvoří několik kyselin, lišících se počtem atomů H+. To vyjádříme
následujícím způsobem: např. kyselina fosforečná (PV) může existovat ve dvou
podobách:
kyselina mono-hydrogen-fosforečná..............HPO3
kyselina tri-hydrogen-fosforečná....................H3PO4
1.3.5 Soli
Soli jsou látky formálně vzniklé při reakce kyseliny a hydroxidu (neutralizace). I jejich
názvosloví se odvozuje od výchozí kyseliny. Ukážeme si to na příkladu - reakci
kyseliny sírové s hydroxidem draselným:
H 2SO 4 + 2 KOH → K 2SO 4 + 2 H 2 O
Náhradou H+ iontů v kyselině kationem z hydroxidu vzniká sůl K2SO4. Její název
bude tvořen dvěma slovy – jménem anionu a kationu. Jméno anionu se odvozuje od
kyseliny – zde sírová → anion je síran. Druhá část názvu specifikuje kation, jeho ox.
číslo poznáme podle koncovky (resp. naopak) – zde draselný.
Poněkud specifickým kationem je amonný NH +4 . Vzniká při reakcích amoniaku NH3
(ten je alkalický, ale není to klasický hydroxid – neobsahuje skupinu OH-)
s kyselinami tak, že amoniak přijme jeden H+ kation. S kyselinou dusičnou dává
amoniak dusičnan amonný.
NH 3 + HNO3 → NH 4 NO3
U vícesytných kyselin – kyselin obsahujících 2 nebo více protony H+, se setkáváme
s existencí několika typů solí, podle počtu uvolněných vodíků.
Například: kyselina sírová H2SO4 má dva vodíky. Může tedy tvořit dva typy solí.
Úplnou neutralizací všech H+ vznikají sírany (např. K2SO4). Pokud proběhne je
částečná neutralizace (do prvního stupně), vznikají hydrogensírany (např. KHSO4).
Řada solí krystalizuje ve formě hydrátů – to znamená, že jejich krystaly obsahují
v mřížce zabudované molekuly vody – „krystalovou vodu“. CaSO4 . 2 H2O je dihydrát
síranu vápenatého.
Počet krystalových vod
Předpona
½
hemi
1
mono
2–9
di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, nona
10
deka
11
undeka
12
dodeka
Vytváření vzorce soli podle jejího názvu nepřináší žádnou záludnost. Naopak při
pokusech o nalezení názvu na základě vzorce soli se můžeme dostat do úzkých,
pokud víme jen, že kyslík má ox. číslo –II a ostatní dva (tři) prvky můžou mít
teoreticky jakoukoliv kombinaci. naštěstí běžných kyselin (a jejich anionů) není tolik.
Navíc většina kationů má své „oblíbené“ ox. číslo: alkalické kovy I, kovy alkalických
zemin II, hliník III atd.
Cvičení
1.4
HNO2…………………………………………...…………………..kyselina dusitá
1.5
HClO4………........................................................................kyselina
1.6
Zn(OH)2……………………………………………………...hydroxid zinečnatý 1.7
chloristá
CsNO3…………………………………………………………....dusičnan cesný 1.8
CaSO4 . ½ H2O………….……………………...hemihydrát síranu vápenatého
1.9
NH4S………………………...………………………………………sulfid amonný
1.10
Al(NO3)3…………………..……………………………………….dusičnan hlinitý
1.11
H3BO3………………..……………………………....kyselina trihydrogen boritá
1.12
PBr5………………………………………………………….…bromid fosforečný
1.13
CuSO4 . 5 H2O………….…..……...…………..pentahydrát síranu měďnatého
1.14
Ni(CN)2……………………………………….……………..……kyanid nikelnatý
1.15
CaSiO3…………………………………………………...…..křemičitan vápenatý
1.16
MgCl(OH)…………………………………...……….chlorid-hydroxid hořečnatý
1.17
dodekahydrát síranu hlinitého……………….……………...Al2(SO4)3 . 12 H2O
1.18
uhličitan hořečnatý………….……………………………………………..MgCO3
1.19
hydrogensiřičitan sodný...……………………………………………….NaHSO3
1.20
sulfid kademnatý……………………………………………………………...CdS
1.21
kyselina hexahydrogen telurová…………………………….…………..H6TeO6
1.22
uhličitan amonnohořečnatý…………………………………….(NH4)2Mg(CO3)2
1.23
oxid chloričitý………………………………………………………………….ClO2
1.23
kyselina trihydrogenarseničná…………………….…………………..…H3AsO4
1.24
chlornan vápenatý………………………………………...……………..Ca(ClO)2
1.25
chlorid lanthanitý………………………………………………… …………LaCl3
1.26
chlorečnan amonný………………………………………………….…..NH4ClO3
1.27
manganistan sodný………………………………………………………NaMnO4
1.28
dichroman draselný…………………………………………………..…..K2Cr2O7
1.29
kyanid zlatitý………………………………….……………………...……Au(CN)3