DIDAKTIKA CHEMIE II pro SŠ. Opora pro kombinované navazující magisterské studium Učitelství chemie pro SŠ

Transkript

1 UNIVERZITA JANA EVANGELISTY PURKYNĚ V ÚSTÍ NAD LABEM PŘÍRODOVĚDECKÁ FAKULTA KATEDRA CHEMIE Opora pro kombinované navazující magisterské studium Učitelství chemie pro SŠ DIDAKTIKA CHEMIE II pro SŠ Doc. PaedDr. Markéta Pečivová, CSc. RNDr. Milan Šmídl, Ph.D. Ústí nad Labem

2 ÚVOD Předkládaná opora je určena pro posluchače kombinovaného studia oboru Učitelství chemie pro SŠ. Opora je koncipována jako osnova pro samostudium a společné konzultace a je sestavena tak, aby zahrnula nejpodstatnější tematické celky učiva chemie na střední škole. Témata nejsou rozdělena podle ročníků, neboť díky různým modelům výuky (ve třech nebo čtyřech ročnících) a rozdílným ŠVP mohou být probírána v různé době. U každého tematického celku je uveden přibližný počet vyučovacích hodin, které je vhodný danému celku věnovat, obsahová náplň, experimentální zázemí a případně i metodické zpracování jednotlivých vyučovacích hodin. Experimentální činnost je v textu podbarvena zeleně. Opora obsahuje následující tematické celky (jedná se o rámcový plán, který může být upraven podle požadavků a možností školy), které jsou rozděleny do tří bloků: Didaktika obecné a fyzikální chemie o Didaktika chemického názvosloví o Didaktika chemických výpočtů o Didaktika pojmů obecné chemie - složení látek o Didaktika struktury elektronového obalu o Didaktika periodického systému o Didaktika chemické vazby o Didaktika chemických reakcí o Didaktika redoxních dějů Didaktika anorganické chemie o Didaktika vodíku, kyslíku, kyselin a zásad o Didaktika p-prvků o Didaktika s-prvků o Didaktika d-prvků Didaktika organických a přírodních látek o Didaktika základů organické chemie o Didaktika uhlovodíků o Didaktika derivátů uhlovodíků o Didaktika karboxylových kyselin a jejich derivátů o Didaktika heterocyklických sloučenin o Didaktika alkaloidů a návykových látek o Didaktika lipidů a isoprenoidů o Didaktika sacharidů o Didaktika aminokyselin a bílkovin o Didaktika enzymů, vitaminů a hormonů o Didaktika metabolických procesů o Didaktika makromolekulárních látek --

3 LITERATURA: Povinná literatura: PACHMANN, E. A KOL. Speciální didaktika chemie. Praha: SPN, PACHMANN, E. HOFMANN Obecná didaktika chemie. Praha: SPN, VACÍK A KOL. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN KOTLÍK B. RŮŽIČKOVÁ K. Chemie II. v kostce. Praha: Fragment, VACÍK, J. ET AL. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN, BANÝR, J., BENEŠ, P., ET AL. Chemie pro střední školy. Praha: SPN, ČIPERA, J. Rozpravy o didaktice I a II. Praha: Karolinum, 000. a 001. Rámcové vzdělávací programy pro gymnázia a základní školy. Praha: VÚP, 007. Kartotéka školních chemických experimentů. Platné učebnice chemie pro střední školy. Doporučená literatura: Jakékoliv vhodné chemické tabulky PEČIVOVÁ, M., MACHAČNÝ, J. Školní chemické pokusy. Ústí nad Labem: PF UJEP, PEČIVOVÁ, M., BRŮHA, T. Školní pokusy z organické chemie. Ústí nad Labem: PF UJEP, ČTRNÁCTOVÁ, H., HALBYCH, J., HUDEČEK, J., ŠÍMOVÁ, J. Chemické pokusy pro školu a zájmovou činnost. Praha: Prospektum, 000. ČTRNÁCTOVÁ, H., HALBYCH, J. Didaktika a technika chemických pokusů. Praha: UK,

4 Didaktika obecné a fyzikální chemie -4-

5 Didaktika chemického názvosloví 5 vyučovacích hodin Cílem celku je zopakovat základní pojmy týkající se tvorby a čtení chemického názvosloví a správných českých a latinských názvů prvků. Tímto sjednotit různou vědomostní úroveň studentů přicházejících z různých základních škol. Stěžejní pojmy pojmy: oxidační číslo, anion, kation, křížové pravidlo, chemický vzorec, binární sloučenina Komentář [p1]: Komentář [p]: Očekávané výstupy žáka dle RVP definuje pojem oxidační číslo a dokáže určit oxidační číslo prvku v molekule sestaví vzorec anorganických sloučenin (oxidy, halogenidy, hydroxidy, kyseliny, soli) orientuje se v nejčastějších triviálních názvech anorganických sloučenin Rozvržení učiva: Opakování ZŠ - oxidační číslo, elektronegativita, značky prvků, typy názvů h Názvosloví oxidů, halogenidů 1h Názvosloví hydroxidů, kyselin, solí 1h Procvičování 1-h SEMINÁŘ: - hydridy (podle typů), komplexní sloučeniny, podvojné sloučeniny, peroxosloučeniny, organické názvosloví Motivace: chemické názvosloví je jako chemický jazyk, díky němuž se všichni chemici světa domluví Osnova 1. ZÁKLADNÍ POJMY: - pravidla chemického názvosloví jsou zaštiťuje Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry) Elektronegativita - schopnost atomu přitahovat elektrony zúčastňující se vazby Pravidla pro práci s oxidačními čísly v molekule Definice oxidačnho číslo - formální elektrický náboj, který by byl přítomen na atomu prvku, kdybychom elektrony na každé vazbě tohoto atomu přidělili elektronegativnějším prvku - nabývá hodnot od -IV do VIII - pravidla pro oxidační čísla (fluor -I, volné atomy 0, ) Chemický vzorec - tvoří se ze systematického názvu, vyjadřuje složení molekuly (typy vzorců) počet atomů v molekule se vyjadřuje předponami, počet skupin pak násobnými předponami: sestavování chemického vzorce: podstatné jméno + přídavné jméno zakončeno -id (oxid, halogenid, hydroxid) anion, záporná (elneg) část molekuly koncovka odpovídající ox. číslu kation, kladná (elpoz) část molekuly koncovky ox. čísel (včetně solí) -5-

6 . NÁZVOSLOVI IONTŮ - náboj arabsky, oxidační číslo římsky - kationty obsahuji koncovku ox. čísla odpovídající náboji jednoatomové: K + kation draselný, Ca + kation vápenatý víceatomové: NH 4 + amonium (kation amonný), PH 4 + fosfonium - anionty zakončeny koncovkou -idový, -anový jednoatomové: Cl - anion chloridový, OH - anion hydroxidový víceatomové od oxokyselin: NO 3 - anion dusičnanový 3. NÁZVOSLOVI OXIDŮ oxid + přídavné jméno s koncovkou ox. čísla - vysvětlit sestavování chemických vzorce ze systematického názvu napsat značky prvků, určit ox. čísla, křížové pravidlo - vysvětlit určení systematického názvu z chem. vzorce podstatné jméno oxid, přídavné jméno název kationtu s koncovkou ox. čísla - sestavit tabulku ox. čísel s obecným vzorcem, koncovkou a příklady oxidů 4. NÁZVOSLOVI BEZKYSLÍKATÝCH KYSELIN - binární sloučeniny vodíku s nekovy: název el.neg. prvku + vodík (př. kyanovodík, chlorovodík) kyseliny: -ová kyselina (př. kyanovodíková kyselina) - hydridy s prvky 3-6 skupiny PSP: lat. kmen názvu + koncovka -an (př. H S sulfan, SiH 4 silan) 4. NÁZVOSLOVI OXOKYSELIN kyselina + název centr. atomu s koncovkou ox. č. - uvést zakončení kyselin (-ná, -natá, -itá, ) - sestavování vzorce z názvu kyseliny obsahují vždy H +I, X koncovka, O -II dopočítat počty atomů aby byl součet ox. čísel po vynásobení počty atomů roven nule H+X-O = 0 - sestavování názvu ze vzorce určení ox. čísel všech prvků, z X? určit koncovku sestavení názvu 5. NÁZVOSLOVÍ SOLÍ BEZKYSL. KYSELIN podst. jméno-id + kation-koncovka ox.č. Komentář [p3]: odvozují se náhradou H + kationtem soli (např. HCl => NaCl chlorid sodný, HCN => KCN kyanid draselný) 6. NÁZVOSLOVÍ SOLÍ OXOKYSELIN podle ox. čísla centrálního atomu koncovka (kyselina sírová síran, kyselina dusičná dusičnan) přídavné jméno tvoří název kationtu s koncovkou ox. čísla (draselný, železitý, ) křížové pravidlo uvést přehled aniontů kyselin Uvést principy tvorby hydrogensolí PROCVIČOVÁNÍ NA PŘÍKLADECH -6-

7 Didaktika chemických výpočtů 10 vyučovacích hodin Pojmy: molární hmotnost (M), hmotnostní zlomek (w), látková množství (n), molární objem (V m ), Avogadrova konstanta N A, látková a hmotnostní koncentrace (c m, c w ), výpočty z chemických rovnic Očekávané výstupy žáka dle RVP vypočítá jednoduché příklady na výpočet w, M, n, ovládá úpravu vzorců a převody správných jednotek veličin správně vypočítá složení roztoků a potřebná množství látek k jejich přípravě aplikuje poznatky o chemických výpočtech na příklady běžného života dokáže zapsat a upravit chemickou rovnici, vypočítat množství reaktantů a produktů Rozvržení učiva: základní pojmy látková množství, molární zlomek, objemový zlomek molární hmotnost, hmotnostní zlomek látková a hmotnostní koncentrace výpočty z chemických rovnic 1h h h h 3h Motivace: výpočty příkladů z běžného života (w alkoholu v nápojích, ) Základní pojmy 1. HMOTNOST ATOMŮ A MOLEKUL - hmotnosti částic velmi malé, přepočítávají se přes atomovou hmotnostní jednotku m u na relativní atomové a molekulové hmotnosti m(c) 4 m u 1, g 1 m( X ) m( Y ) relativní atomová a molekulová hmotnost: Ar ( X ) a M r ( Y ) m m u u Látkové množství - předpokládá se znalost zákona zachování hmotnosti a úpravy chemických rovnic - odvození pojmu látkového množství: 1. LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ Příklad: - reakce vodíku s dusíkem za vzniku amoniaku: N + H NH 3 vodík a dusík jsou dvouatomové molekuly, doplní se počty atomů na obou stranách -7-

8 N + H NH 3 správné čtení: 1 molekula N reaguje s 3 molekulami H za vzniku molekul NH 3 N + 3 H NH 3 zvětším-li množství vstupujícího dusíku, změní se počty molekul: 10 N + 30 H 0 NH 3 poměr 1:3: v reálu je množství reagujících molekul mnohem větší, ale musí platit vždy jejich poměr zavádí se pojem látkové množství (n) s jednotkou 1 mol (1 mol obsahuje vždy stejný počet částic, udávaný Avogadrovou konstantou N A = 6, částic) 1.6, N + 3.6, H.6, NH 3,, 1 mol N reaguje s 3 moly H za vzniku molů NH 3 napsat na tabuli 60 a 0krát nulu. MOLÁRNÍ HMOTNOST - hmotnost 1 molu různých látek není stejná zavedení molární hmotnosti M(X) = m(x).n A tabelována M [g/mol] určování molární hmotnosti molekul (součet molárních hmotností atomů vynásobených jejich počtem) 3. VÝPOČET LÁTKOVÝCH MNOŽSTVÍ - použít příklad s hromadou písku: Máme k dispozici hromadu písku o hmotnosti m = 10tun a kbelík (zde jako 1 mol, počet zrnek písku), do kterého se vejde písek o hmotnosti 10 kg. Kolik kbelíků (molů) písku je v hromadě? m g odvození vztahu: n jednotky mol 1 M g. mol použít trojúhelník m nm procvičování příkladů Složení roztoků 1. HMOTNOSTNÍ ZLOMEK - je vhodné navázat výpočty (zadání příkladů) na běžný život - pozor na záměnu hmotnostní zlomek a hmotnostní procento - lze probírat v tematickém celku směsi (složení roztoků) a při probírání oxidů, halogenidů a dalších sloučenin na procentuální zastoupení prvku v molekule -8-

9 msložky mčásti w složky w části mcelku mcelku algoritmus řešení: a) Napsat zadání. b) Vypsat stručný zápis, co známe a co počítáme. c) Převést jednotky na potřebné rozměry. d) Napsat obecný vzorec spolu s významem a hodnotami všech symbolů. e) Dosadit dílčí výsledky do obecného vzorce, vypočítat, výsledek převést na % (x100) f) Odpověď.. ŘEDĚNÍ ROZTOKŮ - lze použít křížové pravidlo nebo směšovací rovnici Například: Připravte 3% roztok H O ze zásobního 30% roztoku H O. 30% H O 3 díly 3% H O 0% voda 7 dílů poměr 1:9 (1 díl H O, 9 dílů vody) m 1.w 1 + m.w = m.w c 1.V 1 = c.v 3. MOLÁRNÍ KONCENTRACE - začít pokusem (vizualizací), kdy se do 1l v litrové kádince nasype 1 mol NaCl (cvičně mohou žáci vypočítat jakou bude mít hmotnost - 58 g) odvodit látkovou koncentraci (počet molů v určitém objemu) n c M c m M. V mol/dm 3 žáci by měli umět i V i objemový zlomek [-] V ni molární zlomek: xb [-] n m hmotnostní koncentrace: c w [g/mol] V procvičování příkladů Výpočty z chemických rovnic modelový příklad: Vypočtěte hmotnost jódu, který vznikne reakcí g jodidu draselného s přebytkem chlorové vody. stejný bude: a) zápis, co je známé a co se počítá, sestavení a vyčíslení rovnice se známými a neznámými veličinami (co počítám má většinou index 1) KI + Cl KCl + I -9-

10 m(ki) = g n(ki) = υ(ki) = M(KI) = 166 g/mol m(i ) =? n(i ) = 1 υ(i ) = 1 M(I ) = 54 g/mol 1. POUŽÍT VZOREC: ( I ) M ( I ) napsat obecný vzorec: m ( I ) m( KI) ( KI) M ( KI) výpočet, jednotky, odpověď. ROVNOST LÁTKOVÝCH MNOŽSTVÍ rovnost látkových množství, s příslušnými koeficienty n( I ) n( KI) 1. m( I ) M ( I ) m( KI) M ( KI) m ( I ) m( KI). M ( I ). M ( KI) 3. TROJČLENKA přímá úměra, dnes spíš v pozadí ze.166 g KI. vznikne 1.54 g I ze g KI.... vznikne x g I x.54...g 33 procvičování příkladů -10-

11 Didaktika pojmů obecné chemie - složení látek 6 vyučovacích hodin Pojmy: hmota, atom, molekula, ion, chemický děj, chemicky čistá látka, sloučenina, roztok, směs, proton, neutron, Očekávané výstupy žáka dle RVP definuje základní chemické pojmy popíše stavbu atomového jádra, vyjmenuje které částice ji tvoří, dokáže zapsat značku chemického prvku uvede historii objevu radioaktivity, její definici, charakterizuje jednotlivé typy záření a poločas rozpadu Rozvržení učiva: Hmota, základní chemické zákony, směs, chemicky čistá látka, roztok Jádro atomu, protonové číslo, nukleonové číslo, izotopy, nuklidy Radioaktivita -3 hodiny 1- hodiny Základní pojmy HMOTA - 1.LÁTKY - tvořena částicemi s energií, mohou mít elektrický náboj, mají nenulovou klid. hm. - elektrony, protony, neutrony, tuhé látky, kapaliny,. POLE - mají nulovou klidovou hmotnost, vlnovou povahu - elektromagnetické, gravitační, elektrické pole apod. CHEMICKÝ DĚJ - mění se chemická povaha látek (složení molekul), oproti fyzikálnímu ději ATOM - jednojaderná základní strukturální elektroneutrální jednotka MOLEKULA - seskupení atomů spojených chemickými vazbami molekuly vystupují jako samostatné částice 1.) Homonukleární molekuly: - stejnojaderné, např. H, N, Cl,.) Heteronukleární molekuly: - různojaderné, např. H O, NH 3, HCl, ION - částice s nábojem (kation kladný, anion záporný) CHEMICKY ČISTÁ LÁTKA = chemické individuum, je to látka, která je tvořena stejnými částicemi (atomy, molekuly, skupiny iontů) patří sem prvky a sloučeniny - má stále charakteristické vlastnosti (bod varu, tání, hustotu, ) SLOUČENINA = je chemicky čistá látka tvořená stejnými molekulami složených ze dvou a více různých atomů ROZTOK - je homogenní disperzní soustava dvou nebo více chemicky čistých látek - dělíme je na plynné (např. vzduch), kapalné (např. roztok NaCl ve vodě), pevné (např. slitiny kovů) -11-

12 SMĚS - směs je soustava složená z několika různých chemicky čistých látek (vzduch je směs kyslíku, dusíku, oxidu uhličitého, vodní páry, ) Historie objevů atomu Demokritos z Abdér (4.-5. století př.n.l.) - atomy jsou nevznikající, neviditelná, nedělitelná, neměnná a nezničitelná tělíska (atomos = nedělitelný) John Dalton (1808) - vzkřísil Demokritovu myšlenku a dal ji do souvislosti se známými chemickými prvky - atomová teorie = každý z prvků je složen z malých, dále nedělitelných atomů J.J. Thomson ( ) - Brit, zkoumal vodivost plynů, objevil elektron - navrhl,,pudingový model atomu elektrony (rozinky) v kladné kouli (pudingu) Ernest Rutherford (1911) - objev atomového jádra (kladně nabitého protonu) při pokusu dopadajícího α záření na ZnS desku skrze zlatou folii - sestrojil,,planetární model atomu elektrony krouží kolem jádra Niels Bohr (1913) - elektrony by jako pohybující se částice vyzařovali energii tak dlouho, až by se přiblížily k jádru sestrojil,,bohrův model, kdy se elektrony pohybují bez vyzařování energie jen po určitých hladinách s určitou energií (rozdíl mezi hladinami odpovídá kvantu energie, které je pohlceno nebo vyzářeno) Arnold Sommerfeld ( ) - upravil Bohrův model e - nepohybují po kruhových, ale eliptických drahách Luis de Broglie (193) - dualistický charakter světla (povaha částice i vlnění) Heisenberg (193) - princip neurčitosti (nelze přesně určit polohu a zároveň hybnost částice) Schrödinger - určil vlnovou funkci, která určuje pravděpodobnost výskytu elektronu v tzv. atomových orbitalech (95% pravděpodobnosti) Jádro atomu - počet protonů a elektronů v atomu odpovídá jeho Z (pořadovému číslu prvku v periodické tabulce) PROTON (p) - protonové (atomové) číslo Z udává počet protonů v jádře a počet elektronů v obalu - udává pořadí v PSP, objeven Ernesten Rutherfordem NEUTRON (n) - neutronové číslo N udává počet neutronů v jádře, objeven 193 Chadwickem - součet počtu protonů a neutronů udává nukleonové číslo A (svou hodnotou je blízko relat. at. hmotnosti) A = nukleonové číslo - - oxidační číslo, iontové číslo Z = protonové číslo - procvičování na určování A, Z, N PRVEK: - složení z atomů o stejném protonovém čísle (mohou se lišit neutronovým číslem) - přirozená směs nuklidů 16 8O O O je prvek kyslík - jen jeden nuklid má Fe, Na, Al, Be, P, Co, Sc, F, NUKLIDY: - látky složené z atomů o stejném protonovém a neutronovém čísle -1-

13 - v přírodě se vyskytuje 39 nuklidů (z toho je 73 stabilních a 56 nestabilní) - např. nuklidem je 16 8O, další nuklid je 17 8O a další 18 8O IZOTOPY: - nuklidy téhož prvku se liší nukleonovým číslem - chemickými vlastnostmi se navzájem neliší, ale vlastnostmi fyzikálními ano - např O, 8 O, 8 O => izotopy kyslíku, 1 3 1H, 1 H, 1 H => izotopy vodíku IZOBARY: - atomy a jejich soubory o stejném nukleonovém čísle (např K, 40 9 Ca) IZOTONY: - nuklidy různých prvků lišící se nukleonovým a protonovým číslem, ale mají stejný počet neutronů v jádře (např Xe, 56 Ba) Radioaktivita = schopnost nestabilního nuklidu (atomového jádra) se přeměnit na jiné stabilnější za současného uvolnění radioaktivního záření - zjistil 1896 BECQUEREL, který použil prvek v blízkosti kovové folie a zjistil, že některé vysílají záření procházející skrz na fotografický papír, který zčernal => toto záření nazváno radioaktivita - manželé CURIEOVI (Piere Curie a Marie Sklodowska Curie) objevili, že záření nevysílají jen sloučeniny uranu ale i uranové rudy (smolinec) => tak objevili prvky Polonium a Radium - ve 30.letech 0.století zjištěno, že při bombardování atomů vznikají nová jádra vyzařující záření => v laboratoři byla vyvinuta umělá radioaktivita (samovolný rozpad uměle připravených nuklidů) - podstata 1909 RUTHERFORD - záření je způsobeno samovolnou přeměnou jádra, tyto prvky jsou radioaktivní => je to projev nestability nuklidů Typy záření 1. ZÁŘENÍ ALFA - rychle letící kladně nabitá jádra 4 He - ionizační účinky (ionizují vzduch) A Z X A Z 4 Y 4 He => posun v PSP o místa doleva. ZÁŘENÍ BETA - rychle letící volné elektrony - nese záp. náboj A Z X A Z 1Y e => posun v PSP o 1 místo doprava 3. ZÁŘENÍ GAMMA - doprovází záření α a β (elektromagnetické vlnění) - nemění se složení jádra - přechod částic z excitovaného stavu do základního je provázeno uvolněním rozdílu energie a projev energie je samotné γ-záření (foton, elektromagnetické záření) 4. ZÁŘENÍ RTG - atomové jádro se může přebytku energie zbavit i přenesením energie na některý elektron (hlavně v K sféře obalu) poločas přeměny (rozpadu): -13-

14 - střední čas, za který se z počátečního množství radionuklidu přemění (rozpadne) přesná polovina 8 vyučovacích hodin Didaktika struktury elektronového obalu Rozvržení učiva: Elektronový obal, orbitaly Kvantová čísla Pravidla o zaplňování el. obalu Valenční elektrony, ionizační energie elektronová afinita Periodický zákon, periodická soustava prvků hodiny hodiny 1 - hodiny hodiny Elektronový obal, orbitaly - tvoří jej elementární částice elektrony (záporně nabité), zodpovědné za většinu vlastností atomu - vypočtené hodnoty E ( energie kinetická a potenciální) a ψ (vlnová funkce), charakterizují stav elektronu v atomu a současně vymezují jeho oblast výskytu tzv. atomové orbitaly (AO) ATOMOVÉ ORBITALY - popisují se kvantovými čísly, vyplývající ze Schrödingerovy rovnice 1) Hlavní kvantové číslo (n) - udává energii elektronu, nabývá hodnot 1-K, -L, 3-M, - s rostoucím n energie roste ) Vedlejší kvantové číslo (l) - určuje energii a tvar orbitalu (nabývá hodnot od 0-s, 1-p, -d, 3-d, 4-f) 3) Magnetické kvantové číslo (m) - určuje orientaci AO v prostoru, nabývá hodnot (-l do +l) 4) Spinové kvantové číslo (s) - určuje orientaci rotace elektronu (+½, -½) Elektronová konfigurace - zápis pomocí rámečků, elektrony se znázorňují šipkami - degenerované orbitaly mají stejné hlavní a vedlejší KČ, liší se v čísle magnetickém se zapisují u sebe hlavní kvantové číslo (n = ) ( Spinové kvantové číslo ½ nebo - ½ ) s 1 vedlejší kvantové číslo (l =1) -14-

15 PRAVIDLA: 1) Výstavbový princip - princip minimální energie elektrony obsazují AO postupně s rostoucí energií S P D F s s p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 3 např. 6 Fe (Železo): 1s s p 6 3s 3p 6 4s 3d 6 1 ) Hundovo pravidlo - v degenerovaných orbitalech se zaplňují AO nejprve po jednom elektronu se stejným spinem, po zaplnění se elektrony párují s opačným spinem 3) Pauliho princip výlučnosti - v jednom atomu nejsou elektrony se 4 kvantovými čísly stejnými,liší se minimálně o spinové číslo EXCITACE Ionizační energie - energie, která musí být dodána, aby došlo k odtržení elektronu (vznik K+) čím větší hodnota, tím je prvek elpoz a tím tvoří snáze kationty Elektronová afinita - energie, která se uvolní přijetím elektronu (vznik A-) čím vyšší hodnota, tím je prvek elneg a tím tvoří snáze anionty -15-

16 Didaktika periodického systému vyučovací hodiny Rozvržení učiva: periodická zákon periodická soustava prvků Pojmy a jejich vztahy struktura atomu chemická vazba chemický děj PERIODICKÝ ZÁKON Cíle: osvojení a pochopení periodického zákona a práce s PSP, s jeho pomocí dokáže určit některé vlastnosti prvků využívá veličin, které jsou v PSP uvedeny k praktické činnosti (výpočty) Podoba PSP - na začátek je vhodné navázat,co již o PSP a PZ vědí, co z ní již dokáží vyčíst Formální úpravy PSP Periodický řetěz - lineární úprava, prvky za sebou podle rostoucího Z, periody označeny čarami Prostorová spirála - vzniká z lineární vyjádřením některých společných vlastností (podobné prvky jsou ve spirále nad sebou) Plošné úpravy kruhové a spirální - plošná projekce spirály, různými řezy lze oddělit jednotlivé skupiny Plošné pravoúhlé velmi dlouhá tabulka - řez mezi vzácnými plyny a alkalickými kovy, vřazeny lanthanoidy a aktinoidy Tabulka pyramidální - prvky po periodách bez mezer, nad sebou Tabulka krátká - mezera u. až 5. periody se odstraní tak, že se pod osm prvků. a 3. periody řadí prvky 4. a dalších period podle nejvyššího ox. čísla Tabulka dlouhá - klasická, školní tabulka (tzv. dlouhá) Struktura PSP v rámečku u symbolu prvku v PSP by měl být český a latinský název, hodnota protonového čísla, atomová relativní hmotnost, elektronegativita, elektronová konfigurace, popř. vlastnosti (kov/polokov/nekov, skupenství, s/p/d/f prvky), oxidační čísla po stranách PSP označení 7. period (1-K, ) a 18. skupin (preferují se čísla 1-18, tolerují se římská označení pod sebou jsou prvky podobných vlastností a s analogickou stavbou valenčních elektronů hlavní skupiny (nepřechodné s,p-prvky) a vedlejší skupiny (přechodné d,f-prvky) vedlejší skupina A (prvkům chybí elektrony do vzácného plynu), skupině B přebývají valenční elektrony jsou nejvíce ve dvou orbitalech od nižšího vzácného plynu -16-

17 Periodický zákon HISTORIE: (1789) LAVOISIER - rozdělení prvků na kovy a nekovy (1818) BERZELIUS - uspořádání prvků podle reaktivnosti (začínal draslíkem, končil kyslíkem) (1817) DÖBEREINER - průměr hmotností dvou sousedních prvků triády je roven hmotnosti prostředního prvku (1863) NEWLANDS - seřadil prvky podle atomové váhy do řady, zjistil že každý 8. prvek má podobné vlastnosti (1864) MAYER - závislost objemu atomu na atomovém čísle prvku MENDĚLEJEV (1869) Fyzikální a chemické vlastnosti prvků a jejich chemických sloučenin jsou periodickou funkcí jejich atomových vah (dnes protonového čísla). předpověděl přítomnost dosud neznámých prvků (germanium), doplnil jej i český chemik Bohuslav Brauner (zařadil některé prvky vzácných zemin mezi Ce a Tl, předpověděl Pm). Sekundární periodicita PSP - podobnější svými vlastnostmi jsou si prvky umístěné vždy ob jeden řádek v řádcích PSP - např. Cl je podobnější I než Br => BrO 4 - se připravuje hůře, kdežto ClO 4 - a IO 4 - snadno 3. Diagonální periodicita PSP - podobné vlastnosti mají prvky umístěné v PSP po diagonále - např. Na podobné spíše Ca než K, Be podobné spíše Al než Mg, Vlastnosti prvků vyplývající z PSP - závislost mezi uspořádáním elektronů v obalu atomu a zařazením v periodickém systému (vlastnostmi) Velikost atomu (poloměr) - atomový poloměr je polovina mezijaderné vzdálenosti (určena počtem p + a e - ) velikost atomů v periodě se zmenšuje s rostoucím Z (kromě vzácných plynů), jelikož zvětšující se kladný náboj jádra více poutá elektrony ve stejné slupce velikost atomů v hlavní skupině se zvětšuje s rostoucím Z (roste počet slupek s elektrony) poloměr kationtu se zmenšuje s rostoucím nábojem a zvětšuje s klesajícím nábojem => vhodné použít modely (kuličky atomů, iontů) Charakter vazby závisí na poloze prvků v PSP (s + p => silně iontová (iontovost stoupá od 1. k 18. skupině) Elektronegativita a elektropozitivita elektronegativita stoupá doprava a nahoru, elektropozitivita dolů a doleva (s rostoucím Z a čím méně se liší od konfigurace předchozího vzácného plynu) nejelektropozitivnější francium, nejelektronegativnější fluor Ionizační energie a elektronová afinita ionizační energie ve skupině klesá (roste poloměr) a stoupá v periodě (klesá poloměr) čím je hodnota ionizační energie nižší, tím je prvek reaktivnější snadněji se tvoří kation do prvního, než do druhého stupně (přitažlivé síly) elektronová afinita ve skupině klesá, v periodě roste snadněji se tvoří anion do prvního, než do druhého stupně (odpudivé síly) -17-

18 Kovový charakter ve skupině roste, v periodě klesá Kyselý a zásaditý charakter u kyselin stoupá kyselost s rostoucí elektronegativitou kyselinotvorného prvku Teplota tání kovy a polokovy teplota tání nad 0 o C, plynné nekovy pod 0 o C nejvyšší C, Mo, Ta, W s1-prvky mají nižší teplotu tání než s-prvky (stabilnější el. konfigurace) Zn, Cd, Hg nižší teplota tání než ostatní kovy (stabilnější konfigurace) Hustota největší hustota u přechodných prvků (kovy) s malým poloměrem a krystalickým uspořádáním Index lomu světla - nekovy a vzácné plyny mají index lomu světla nízký, stoupá u polovodičových polokovů a je vysoký u kovů, které vykazují kovový lesk Vlastnosti sloučenin vyplývající z PSP Acidobazické vlastnosti oxidů větší bazicitu mají oxidy s elektropozitivními. prvky (alkalické kovy, ) ve vodě poskytují hydroxidy kyselý charakter mají oxidy s elektronegativními prvky ve vodě tvoří kyseliny u oxidů s vícero oxidačními je zásaditý ten s nižším, mezi amfoterní a kyselý s vyšším ox. číslem Rozpustnost rozpustné jsou silně kyselé a silně zásadité oxidy (s,p-prvky), nerozpustné s kovy, polokovy a Be, Mg stejnou oblast pokrývají i hydroxidy fosforečnany, uhličitany, sírany a siřičitany alkalických kovů jsou rozpustné, ostatní vesměs nerozpustné, kromě některých solí alkalických zemin halogenidy většinou jsou rozpustné (kromě např. fluoridu s-prvků) sulfidy jsou nerozpustné (kromě sulfidů s1-prvků) -18-

19 Didaktika chemické vazby 6 vyučovacích hodin Rozvržení učiva: Vznik vazby, vaznost, kovalentní vazba, vazba δ a π, elektronegativita, polarita vazby, iontová vazba Slabé vazebné interakce Struktura a vlastnosti sloučenin kovalentních, iontových a kovů hodiny Základní osnova probíraného učiva: vznik vazby typy vazeb o princip vzniku kovalentní vazby a koordinační vazby o jednoduchá, dvojná, trojná - příklady molekul o sigma, pí - příklady molekul o podle polarity vaznost pevnost vazby teorie hybridizace - sp, sp, sp3 tvary, úhly VSEPR (viz anorganika) => používat modely (AO, hao, vazeb) slabé vazebné interakce (H-můstky, vdá síly) Disociační energie o energie, kterou je nutné dodat pro rozštěpení vazby o molární energie = energie uvolněná rozštěpením 1 molu Q m [kj/mol] Příklad: Vypočítat energii uvolněnou při štěpení 1 g methanu, energie C-H je 414 kj/mol, M(CH 4 ) = 16,05 g/mol. vypočítat kolik molů je jeden gram methanu (0,065 mol) E= Qm. n = 414.0,065 = -19-

20 Didaktika chemických reakcí 13 vyučovacích hodin Rozvržení učiva: Názvosloví anorganických sloučenin (zopakování, princip) Chemické reakce, chem. rovnice, úprava, rozdělení Průběh chemických reakcí Faktory ovlivňující rychlost chem. reakcí (chem. kinetika) Chemické rovnováhy Základy termochemie Redoxní reakce, jejich úprava hodiny hodiny hodiny hodiny hodiny hodiny Chemické reakce a rovnice Chemická reakce - chemický děj, při němž z výchozích látek (reaktantů) vznikají produkty, resp chemické vazby ve výchozích látkách zanikají a vznikají vazby v produktech - chemické děje (reakce) zapisujeme chemickými rovnicemi (1 a více) Chemická rovnice: - vyjadřuje základní reakční přeměny, udává poměr reaktantů a produktů a látková množství aa + bb cc + dd výchozí látky (reaktanty) reakční produkty obě složky zapisujeme pomocí značek a vzorců, mezi nimi se vyznačuje šipka (,<=>, = ) v rovnici uvádíme i stechiometrické koeficienty, které udávají nejmenší celistvé počty reaktantů, které musí reagovat, aby vznikly celistvé počty produktů mohou se uvádět stavové symboly u jednotlivých reakčních složek (s, l, g, aq) Podmínky: - musí splňovat Zákon zachování hmotnosti (druh atomů na obou stranách musí být stejný a ve stejném množství) a Z.Z. energie - náboje na obou stranách musí být stejné (elektroneutralita) - pro redox rovnice musí platit podmínka rovnosti vyměňovaných elektronů, pro iontový zápis rovnost nábojů na obou stranách - poměr látkových množství je roven poměru stechiometrických koeficientů DĚLENÍ REAKCÍ: A) PODLE TYPU ZÁPISU: o stechiometrický zápis - poměry látkového množství FeCl H S Fe S HCl o stavový zápis - skupenský stav látek FeCl 3 (aq) + 3 H S (g) Fe S 3 (s) + 6 HCl (aq) o iontový zápis (úplný, zkrácený) - podstata chemické reakce Fe HS - Fe S 3 + 3H + B) PŘENÁŠENÝCH ČÁSTIC o redoxní - přenos elektronů (mění se oxidační čísla) o proteolytické (acidobazické) - přenos H + o koordinační (komplexotvorné) - přenos skupin atomů, vznikají komplexy -0-

21 C) PODLE REAGUJÍCÍCH ČÁSTIC o molekulové o iontové o radikálové D) PODLE REAKČNÍHO MECHANISMU: o skladné reakce (slučování, syntéza, adice) - či více látek jednodušších se sloučí na 1 látku složitější,aniž se odloučí nějaká částice A + B C Fe + S FeS o rozkladné reakce (rozklad, analýza, eliminace) - jedna složitější látka se rozkládá na nebo více jednodušších A B + C CaCO 3 CaO + CO o vytěsňovací rekce (substituce, nahrazování) - atom nebo celá skupina atomů v molekule dané látky se vymění za jiný atom nebo skupinu atomů AX + Y AY + X Fe + CuSO 4 FeSO 4 + Cu o podvojné přeměny (konverze) - zdvojená substituce, kdy si složitější látky vzájemně vymění některé své atomy nebo skupiny atomů AX + BY AY + BX Na SO 4 + CaCl CaSO 4 + NaCl E) PODLE REAKČNÍ KINETIKY o izolované o simultánní (zvratné, bočné, následné) Průběh chemických reakcí Teorie aktivních srážek - mezi molekulami reaktantů dochází ke srážkám (částice musí mít dostatečnou kinetickou energii aktivační energii a vhodnou orientaci) Teorie aktivovaného komplexu - při uskutečnění účinné srážky soustava prochází stádiem aktivovaného komplexu přiblížením molekul se vazby oslabují (energie spotřebována) a vznik nových vazeb po rozpadu komplexu (energie se uvolňuje) potřebná E A je nižší než u srážkové teorie -1-

22 Reakční kinetika - rychlost reakce je dána změnou koncentrace látky za jednotku času - reaktanty ubývají, produkty přibývají v dca a.dt dcb b.dt dcy c.dt dcz d.dt 1) Vliv koncentrace reaktantů na reakční rychlost. čím větší je koncentrace reaktantů v soustavě, tím větší je počet srážek jejich strukturních jednotek (jedna z podmínek uskutečnění chemické reakce) a tím větší je reakční rychlost. a b v k.[ A].[ B] k rychlostní konstanta a,b řády reakce (určeny experimentálně, rovny stechiometrickým koeficientům) tři kádinky s roztokem thiosíranu sodného: 0,5M, 1M, M tři kádinky s roztoky kyseliny sírové o koncentracích: 0,5M, 1M, M smíchat vždy roztoky kyseliny s roztokem thiosíranu o stejné koncentraci, stopkami měřit rychlost reakce vyloučí s koloidní S (nejrychleji ve. kádince): Na S O 3 + H SO 4 Na S O 3 + H S O 3 H SO 3 + S H O + SO + S ) Vliv tlaku na reakční rychlost. zvýšením tlaku (zmenšení objemu soustavy) se zvětší koncentrace plynného reaktantu a tím také reakční rychlost 3 Vliv teploty na reakční rychlost. čím větší je teplota soustavy, tím rychleji se strukturní jednotky v soustavě pohybují a tím větší je také jejich energie (více srážek, více molekul s aktivační energií rychlejší reakce) teplota určuje hodnotu rychlostní konstanty smíchat roztok 4 M HNO 3 a roztok 0,5 M KI v poměru :1 (3 zkumavky) stopkami měřit rychlost reakce v jednotlivých zkumavkách: o laboratorní teplotě ponořené do horké vody ponořené do kádinky s ledovou vodou 4 HNO 3 + KI I + KNO + H O + O 4) Vliv povahy reaktantů chemická povaha a složení reaktantů určuje rychlost reakce POKUS: Ve větší kádince zahřívat tři zkumavky s následujícími látkami smíchanými v poměrech :1 8 M HNO 3 + 0,5 M KI 8 M HNO 3 + 0,5 M KBr 8 M HNO 3 + 0,5 M NaCl Měříme rychlost probíhající reakce při osvětlení unikají plyny, nejrychleji se oxiduje Cl - Cl, pak Br a pak I --

23 5) Vliv katalyzátorů na reakční rychlost snižují aktivační energii a tím urychlují (umožňují) chemickou reakci, přičemž se sami nespotřebovávají katalyzátor ve stejné fázi jako substrát (homogenní katalýza), v různé fázi (heterogenní katalýza) Ke směsi práškového Zn a Al přikápnout kapku teplé vody Rozklad peroxidu vodíku účinkem burelu Enzymy (krev, peroxidáza, ) Inhibitory - do U-trubice s HSO4 ponořím do jednoho konce Zn plech, do druhoho Zn plech omotaný Pt drátkem (inhibitor) na neomotaném plechu se bude vyvíjet vodík 6) Vliv mechanických zásahů (míchání, zvětšení povrchu) zvýšení vzájemného kontaktu strukturních jednotek reaktantů a tím i počet jejich srážek, způsobuje zvýšení reakční rychlosti Reakce kyseliny s kusovým vápencem a jeho práškem Zapálení hliníkového prachu a hliníkového drátu promítaný pokus v Petriho miskách Pokus č. Miska Kyselina Kov Čas Faktor První Druhá První Druhá První Druhá První Druhá První Druhá 0,5 M HCl M HCl M HCl (studená) M HCl (teplá) M HCl (urotropin) M HCl M HCl M HCl 5 M HCl 5 M HCl 0,5 cm Mg 0,5 cm Mg 0,5 cm Mg 0,5 cm Mg 0,5 cm Mg 0,5 cm Mg 0,5 cm Mg 0,5 cm Zn 5 cm Al 5 cm Al složený pomalejší rychlejší pomalejší rychlejší neprobíhá probíhá rychlejší pomalejší rychlejší pomalejší koncentrace teplota enzym / inhibitor povaha reaktantů povrch další možnost je CuSO4.5HO v teplé/studené vodě, krystal/prášek, míchat/nechat -3-

24 Chemická rovnováha Chemická rovnováha - stav soustavy, kdy se nemění její složení, i když v ní probíhají stále chemické děje - má dynamický charakter (běží tam i zpět) pokus: Rozklad CaCO 3 v evakuované nádobě neproběhne zcela, vznikne jen určitá část CaO, pak poběží reakce zpátky. => GULDBERG-WAAGEŮV ZÁKON (ROVNOVÁŽNÁ KONSTANTA) v1, v - u zvratných reakcí: N + 3H NH 3 v určitém okamžiku se rychlost reakce vzniku produktů rovná rychlosti zpětné přeměny produktů ve výchozí látky (stejně tolik látek kolik vzniká se zpátky přemění) z rovnosti k 1.[A] a.[b] b = k. [C] c.[d] d získáme vztah pro rovnovážnou konstantu: K k k 1 c [ C].[ D] a [ A].[ B] d b Gouldberg-Waagův zákon chem. dynamické rovnováhy (rychlosti obou reakcí jsou stejné, vzniká stejný počet částic jako se přemění zpět na výchozí látky, poměr součinů koncentrací je konstantní) konstanty k jsou závislé na teplotě, ne na koncentraci, hodnota K je pro danou reakci konstantní velikost K určuje směr reakce: K = 1 reakce zdánlivě neprobíhá (rovnováha) K > 1 reakce běží směrem k produktům (probíhá, doprava) K < 1 reakce běží zpět k výchozím látkám (neprobíhá) výpočty: Při rovnováze byly stanoveny tyto koncentrace [A], [B] a [C], vypočítejte K. => LE-CHATELIERŮV PRINCIP,, Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující k potlačení či zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu, a tudíž vždy směřuje k rovnováze - ovlivnění rovnováhy: a) snížení koncentrace produktů b) zvýšení koncentrace výchozích látek c) změna tlaku v reakční soustavě - uvedení praxe například výroba amoniaku (vysoké teploty, tlaky), odsávání produktů -4-

25 Energetika chemických reakcí termodynamika (definice) druhy soustav (izolovaná, uzavřená, otevřená) termodynamický děj (vratný, nevratný) hl. veličiny molární reakční teplo exotermické, endotermické děje určit podle Qm (u rovnice) a nebo H (1 mol) uvolněné/spotřebované Q určit EXO, ENDO podle reakční koordináty standardní reakční teplo (vazebná energie produktů a reaktantů) výpočty (vzorce) slučovací teplo spalné teplo SEMINÁŘ 1. termodynamický zákon (vnitřní energie U) termochemické zákony (Laplace-Lavoisier, Hess) POKUSY: viz školní pokusy (rozpouštění NaOH, NH 4 Cl), rozpouštění Ba(OH) a NH 4 SCN (M. Uhlíř) -5-

26 Didaktika redoxních dějů 8 vyučovacích hodin Rozvržení učiva: oxidační číslo (opakování) a názvosloví (opakování) zavedení pojmu oxidace a redukce na základě změny oxidačního čísla úprava redoxních rovnic (redoxní děje s přímým přenosem elektronů) zavedení pojmu oxidace, redukce na základě změny nábojového čísla, činidlo oxidační a redukční elektrochemické děje (redoxní děje s nepřímým přenosem elektronů) 3 hodiny Oxidační číslo, názvosloví - opakování zopakovat definici oxidačního čísla (zdůraznit, že nábojové číslo se píše arabsky, ox. číslo římsky) opakování názvosloví anorganických sloučenin (procvičování) Redoxní děje 1. NA ZÁKLADĚ ZMĚNY OX. ČÍSLA na ZŠ probírají redoxní děje ve vztahu k elektrolýze POKUS (reálný, myšlený): - napsat rovnice reakcí předvedených pokusů v průběhu jejich provádění, anebo jejich připomenutí. 1. Mg (s) + O (g) MgO (s) zapálit hořčík. HgO (s) Hg (l) + O (g) žíhat HgO v křivuli s vatou, Hg na stěnách tvoří zrcátko, O důkaz špejlí 3. Zn (s) + H SO 4 (aq) H (g) + ZnSO 4 (aq) V Petriho misce 4. Cu(s) + AgNO 3 (aq) Ag (s) + Cu(NO 3 ) (aq) na meotaru prosvětlená kádinka s AgNO 3, do něj ponořena Cu spirála očištěná v HNO 3 na spirále strom Ag, roztok do modra = Cu(NO 3 ) 5. NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl(aq) + H O (l) neredox napsat oxidační čísla atomů v rovnicích podtrhnout různobarevně ty atomy prvků, u kterých dochází během reakce ke změně oxidačního čísla zjistit, zda u všech reakcí dochází ke změně oxidačního čísla, vypsat je na tabuli, odděleně do sloupců Mg O Mg II 0 O O -II O -II O O Hg II Hg 0 Zn O Zn II H I 0 H Cu O Cu II Ag I Ag 0 zvyšování ox. čísla snižování oxidačního čísla -6-

27 zavedení pojmů: Oxidace název podle slučování s kyslíkem, děj při kterém dochází ke zvyšování oxidačního čísla atomů Redukce, děj při kterém dochází ke snižování oxidačního čísla atomů V jedné reakci dochází vždy k redukci a oxidaci současně (počet jednotek, o které se oxidační čísla atomů zvýší jsou rovna počtu jednotek, o který se u jiných atomů téže reakce sníží) 3. ÚPRAVY REDOXNÍCH ROVNIC Příklad: Likvidace fosforu rozpouštěním v kyselině dusičné. a) napsat rovnici s oxidačními čísly všech prvků: 0 I V II I V II P H N O3 H 3 P O4 N II O II b) napsat poloreakce prvků, které mění ox. číslo: 0 P 5e V N 3 e V P N II 0 c) upravit podle počtu elektronů na společného jmenovatele: P 5e V P /.3 V N 3 e II N /.5 d) doplnit koeficienty do rovnice: P 5HNO 3H PO 5NO e) kontrola počtu O, H doplnit vodu f) konečný výsledek: P 5HNO H O 3H PO 5NO NA ZÁKLADĚ ZMĚNY NÁBOJOVÉHO ČÍSLA - napsat iontové rovnice reakcí uvedených pokusů z předchozí hodiny. - podtrhnout různobarevně ty ionty a atomy, u kterých dochází během reakce ke změně náboje (zvýšení červeně, snížení modře) 1. Mg (s) + O (g) MgO (s). HgO (s) Hg (l) + O (g) 3. Zn (s) + H SO 4 (aq) H (g) + ZnSO 4 (aq) 4. Cu(s) + AgNO 3 (aq) Ag (s) + Cu(NO 3 ) (aq) 5. NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl(aq) + H O (l) Mg O Mg + 0 O O - O - O O Hg + Hg 0 Zn O Zn + H 1+ 0 H Cu O Cu + Ag 1+ Ag 0 zvyšování náboje snižování náboje zavedení pojmů: Oxidace název podle slučování s kyslíkem, děj při kterém dochází ke zvyšování nábojového čísla atomů (uvolňují se elektrony) Redukce, děj při kterém dochází ke snižování nábojového čísla atomů (přijímají se e - ) Počet přijatých a uvolněných elektronů v jedné reakci je vždy stejný. -7-

28 OXIDAČNÍ ČINIDLO - druhou částici oxiduje tím, že jí odebírá elektrony (oxiduje), oxidační činidlo se samo redukuje přibranými elektrony - např. kyslík, kovy, manganistany, chlorečnany, REDUKČNÍ ČINIDLO - druhou částici redukuje tím, že jí odevzdává elektrony (redukuje), redukční činidlo se samo oxiduje odevzdanými elektrony - uhlí, koks, kovy, vodík, přijímá elektrony (snižuje se ox. číslo) odevzdává elektrony (zvyšuje se ox. číslo) redukuje OXIDAČNÍ ČINIDLO REDUKČNÍ ČINIDLO samo se redukuje oxiduje samo se oxiduje SEMINÁŘ:.- lze po žácích vyžadovat, aby odvodili výsledek reakce podle redoxpotenciálu Např. Sestavte rovnici ve správném směru podle redox potenciálů: Cr O 7 - /Cr 3+ = 1,33; SO 4 - /SO 3 - = -0,93 algoritmus: soustava s vyšším redoxpotenciálem běží ve směru redukce, s nižším ve směru oxidace. a) napsat rovnici: Cr 3 O7 SO3 Cr SO4 b) vypsat poloreakce, upravit druh a počet atomů na obou stranách (přidání H O, H + ): 3 CrO7 14 H Cr 7H O SO H O SO H 3 c) vyrovnat náboje na obou stranách rovnice (přidáním elektronů) 4 3 CrO7 14 H 6e Cr 7H O /.1 SO3 H O SO4 H e /.3 d) počet vyměněných elektronů musí být stejný,upravit na společného jmenovatele: 3 CrO7 14 H 6e Cr 7H O e) spojit obě rovnice, vykrátit a proškrtat: 3SO 3H O 3SO 6H 6e 3 3 Cr O 14H 6e 3SO 3H O Cr 7H O 3SO 6H 6e 7 Cr 3 3 O7 H 3SO3 Cr 4H O 3 8 SO

29 Elektrochemie - redoxní děje s nepřímým přenosem elektronů - elektrolýza = volné ionty v roztoku (elektrolytu) jsou schopny vést elektrický proud a vyvolvávat tak elektrochemické děje (anodická oxidace a katodická redukce) - galvanický článek přeměňuje je schopen přeměnit energii chemickou na energii elektrickou ELEKTROLÝZA GALVANICKÝ ČLÁNEK napětí vkládáno získáváno anoda kladná, oxidace záporná, oxidace katoda záporná, redukce kladná, redukce ELEKTROLÝZA: Elektrolýza CuCl : A(+, Cu) Cl - Cl (oxidace), důkaz jodidoškrobovým papírkem (Cl + KI I + KCl) jód barví škrob do modra K(, Zn) Cu + Cu (redukce), vylučování na Zn elektrodě Elektrolýza NaCl: A(+, tuha) Cl - Cl (oxidace), důkaz jodidoškrobovým papírkem K(, Fe) H + H (redukce) FFT v roztoku zbarven do fialova (zůstává roztok NaOH) Elektrolýza H O: A(+) uniká kyslík => OH - + OH - H O + O K( ) uniká vodík, větší množství => H + + e - H Elektrolýza Al O 3 (výroba hliníku): A(+) Al e - 3Al K(, C) vznikající kyslík se slučuje s C na CO a CO GALVANICKÝ ČLÁNEK: Danielův článek: Zn elektroda (anoda, záporná, oxidace) snadněji uvolňuje elektrony, oxiduje se (nižší redoxpotenciál) rozpouští se Cu elektroda (katoda, kladná, redukce) snadněji elektrony přijímá, redukuje se (vyšší redoxpotenciál) vylučuje se na ní měď -9-