Chemicky čisté látky

Chemicky čisté látky (chemické indivíduá) sú látky, ktoré obsahujú len jeden druh častíc (atómov, molekúl alebo iónov). Majú stále a charakteristické fyzikálne a chemické vlastnosti, ako je hustota, teplota topenia a varu a reaktivita. Zloženie chemicky čistých látok je možné vyjadriť pomocou:

• chemickej značky (pre prvky) (napr. Fe, C, O, H)
• alebo chemického vzorca (pre zlúčeniny) (napr. H₂O, HCl, NaOH).

Chemický prvok link

• Chemické prvky sú chemicky čisté látky.
• Sú definované rovnakým protónovým číslom.
• Chemický prvok sa nedá rozložiť na iné, jednoduchšie látky rozdeľovacími metódami.
• Môžu existovať v elementárnom stave ako atómy (napr. Fe, C) alebo molekuly prvkov (napr. O₂, H₂, N₂, O₃, P₄, S₈). Počet atómov tvoriacich molekulu sa uvádza ako pravý dolný index.

Chemická zlúčenina link

• Chemická zlúčenina je chemicky čistá látka zložená z atómov dvoch alebo viacerých prvkov spojených chemickými väzbami.
• Príkladmi chemických zlúčenín sú voda (H₂O), peroxid vodíka (H₂O₂), oxid uhoľnatý (CO), oxid uhličitý (CO₂), kyselina sírová, chlorid sodný (NaCl).
• Každej čistej chemickej zlúčenine je možné priradiť chemický vzorec.
• Väčšina látok v našom okolí sú zmesi, chemicky čisté látky (prvky a zlúčeniny) sa v prírode vyskytujú zriedka.
• Látková zmena (chemický dej) je kvalitatívna zmena chemických prvkov ako reaktantov na zlúčeniny ako produkty. Pri chemickej reakcii sa mení vzájomné zoskupenie zúčastnených atómov.

Chemické vzorce link

Chemické vzorce umožňujú charakterizovať zloženie čistých látok. Existuje viacero druhov chemických vzorcov zlúčenín, ktoré vyjadrujú rôzne chemické osobitosti zlúčeniny a poskytujú rôzne množstvo informácií.

Stechiometrické vzorce udávajú najjednoduchší celočíselný pomer atómov jednotlivých prvkov v zlúčenine. Niekedy sa označujú aj ako sumárne alebo empirické vzorce. Príklady stechiometrických vzorcov sú CaO (oxid vápenatý), HCl (chlorovodík), P₂O₅ (oxid fosforečný), AlF₃ (fluorid hlinitý). V prípade tetrahydrogendifosforičitej kyseliny je stechiometrický vzorec H₂PO₃, zatiaľ čo jej molekulový vzorec je H₄P₂O₆.

Molekulové vzorce vyjadrujú skutočný počet atómov každého prvku v molekule. Môžu byť totožné so stechiometrickými vzorcami alebo ich násobkami. Príklady molekulových vzorcov sú O₂ (dikyslík), O₃ (trikyslík, ozón), P₄ (tetrafosfor), S₈ (oktasíra), H₂O (voda), H₂SO₄ (kyselina sírová), C₆H₆ (benzén) a H₄P₂O₆ (kyselina tetrahydrogendifosforičitá).

Racionálne vzorce (funkčné vzorce) okrem chemického zloženia vyjadrujú aj určité jednoduché informácie o chemickej štruktúre, najmä prítomnosť charakteristických skupín atómov alebo funkčných skupín. Atómy patriace do týchto skupín sa v racionálnych vzorcoch často vyčleňujú zátvorkami alebo inými znakmi. Hoci zdroj neuvádza konkrétny príklad racionálneho vzorca, princíp spočíva vo vyčlenení funkčných skupín, napríklad etanol by sa mohol zapísať ako CH₃CH₂OH, čím sa zvýrazní prítomnosť hydroxylovej skupiny (-OH).

Štruktúrne vzorce (elektrónové štruktúrne vzorce) poskytujú informácie o spôsobe usporiadania a vzájomného viazania atómov v molekule a ich priestorovom usporiadaní. Elektrónové štruktúrne vzorce znázorňujú aj rozloženie valenčných elektrónov a chemické väzby. Napríklad molekula dikyslíka (O₂) má elektrónový štruktúrny vzorec znázornený ako:

:O=O:

kde dve čiary znamenajú dvojitú chemickú väzbu. Molekula didusíka (N₂) má trojitú väzbu, čo by sa v elektrónovom štruktúrnom vzorci znázornilo tromi čiarami:

:N≡N:

Relatívna atómová hmotnosť link

Relatívna atómová hmotnosť, označená ako \( A_r(X) \), je bezrozmerné číslo, ktoré udáva, koľkokrát je hmotnosť atómu prvku \( X \) väčšia ako atómová hmotnostná konštanta.

Výpočet relatívnej atómovej hmotnosti:

• Relatívna atómová hmotnosť sa vypočíta ako pomer hmotnosti atómu prvku \( X \), označenej ako \( m(X) \), k atómovej hmotnostnej konštante \( m_u \). Vzorec pre výpočet je \( A_r(X) = \frac{m(X)}{m_u} \).

Príklady:

• Relatívna atómová hmotnosť vodíka \( A_r(\text{H}) = 1{,}008 \).
• Relatívna atómová hmotnosť kyslíka \( A_r(\text{O}) = 15{,}999 \).
• Relatívna atómová hmotnosť medi \( A_r(\text{Cu}) = 63{,}546 \).

Relatívna molekulová hmotnosť link

Relatívna molekulová hmotnosť, označovaná ako \( M_r(Y) \), je bezrozmerné číslo, ktoré udáva, koľkokrát je hmotnosť molekuly \( Y \) väčšia ako atómová hmotnostná konštanta.

Výpočet relatívnej molekulovej hmotnosti:

• Relatívna molekulová hmotnosť sa vypočíta ako pomer hmotnosti molekuly \( Y \) \( m(Y) \) k atómovej hmotnostnej konštante \( m_u \). Vzorec pre výpočet je \( M_r(Y) = \frac{m(Y)}{m_u} \).
• Dá sa vypočítať aj ako súčet relatívnych atómových hmotností všetkých atómov v molekule. Napríklad, pre molekulu \( X_2Y_3 \): \( M_r(X_2Y_3) = 2 \cdot A_r(X) + 3 \cdot A_r(Y) \).

Príklad: Výpočet relatívnej molekulovej hmotnosti kyseliny sírovej

Zadanie: Vypočítajte relatívnu molekulovú hmotnosť kyseliny sírovej H₂SO₄ na základe atómových hmotností jej prvkov.

Čo poznáme?

• Atómová hmotnosť vodíka: 1,008
• Atómová hmotnosť síry: 32,060
• Atómová hmotnosť kyslíka: 15,999
• Vzorec kyseliny sírovej: H₂SO₄

Relatívnu molekulovú hmotnosť \( M_r \) vypočítame ako súčet hmotností všetkých atómov v molekule:

\( \begin{aligned} M_r(\text{H}_2\text{SO}_4) &= 2 \cdot A_r(\text{H}) + A_r(\text{S}) + 4 \cdot A_r(\text{O}) \\ &= 2 \cdot 1{,}008 + 32{,}060 + 4 \cdot 15{,}999 \\ &= 98{,}072 \end{aligned} \)

Odpoveď: Relatívna molekulová hmotnosť kyseliny sírovej \( M_r(\text{H}_2\text{SO}_4) \) je 98,072.

Molárna hmotnosť link

Molárna hmotnosť \( (M) \) je hmotnosť jedného mólu látky, čo zodpovedá hmotnosti \( 6{,}022 \times 10^{23} \) častíc (atómov, molekúl, iónov). Molárna hmotnosť sa vypočíta ako podiel hmotnosti látky \( m(A) \) a jej látkového množstva \( n(A) \). Jednotkou molárnej hmotnosti je gram na mól (g/mol).

Vzorec:

\( M(A) = \frac{m(A)}{n(A)} \)

Molárna hmotnosť je číselne rovnaká ako relatívna atómová hmotnosť \( A_r \) (pre prvky) alebo relatívna molekulová hmotnosť \( M_r \) (pre zlúčeniny), ale má jednotku g/mol. Ak \( A_r(\text{H}) = 1{,}008 \), tak \( M(\text{H}) = 1{,}008 \) g/mol. Molárna hmotnosť prvkov je uvedená v periodickej tabuľke.

Výpočet molárnej hmotnosti zlúčeniny:

1. Zisti chemický vzorec zlúčeniny.
2. Nájdi molárne hmotnosti všetkých prvkov, ktoré tvoria zlúčeninu, v periodickej tabuľke prvkov.
3. Vynásob molárnu hmotnosť každého prvku počtom jeho atómov v zlúčenine.
4. Sčítaj výsledky pre všetky prvky.

Príklad: Výpočet molárnej hmotnosti oxidu uhličitého

Zadanie: Vypočítajte molárnu hmotnosť oxidu uhličitého CO₂ na základe relatívnych atómových hmotností jeho prvkov.

Čo poznáme?

• Relatívna atómová hmotnosť uhlíka: 12,01
• Relatívna atómová hmotnosť kyslíka: 16,00
• Vzorec oxidu uhličitého: CO₂

Molárnu hmotnosť \( M \) vypočítame ako súčet relatívnych atómových hmotností všetkých atómov v molekule vyjadrený v gramoch na mol:

\( \begin{aligned} M(\text{CO}_2) &= 1 \cdot A_r(\text{C}) + 2 \cdot A_r(\text{O}) \\ &= 12{,}01 + 2 \cdot 16{,}00 \\ &= 44{,}01 \text{ g/mol} \end{aligned} \)

Odpoveď: Molárna hmotnosť oxidu uhličitého \( M(\text{CO}_2) \) je 44,01 g/mol.

Avogadrova konštanta link

Avogadrova konštanta \( (N_A) \) je fundamentálna fyzikálna konštanta, ktorá má v chémii zásadný význam, pretože definuje vzťah medzi látkovým množstvom a počtom častíc. Udáva počet častíc (atómov, molekúl, iónov) v jednom móle látky.

Hodnota Avogadrovej konštanty je \( N_A = 6{,}022 \times 10^{23} \) mol⁻¹.

Vzorec:

\( n = \frac{N}{N_A} \)

Premenné vo vzorci:

• \( n \) – látkové množstvo v moloch (mol).
• \( N \) – počet častíc.
• \( N_A \) – Avogadrova konštanta v mol⁻¹.

Látkové množstvo link

Látkové množstvo \( (n) \) je fyzikálna veličina, ktorá vyjadruje počet častíc v danej vzorke látky. Jeho základnou jednotkou je mol (mol).

Jeden mol akejkoľvek látky obsahuje 6,022 × 10²³ častíc (atómov, molekúl, iónov), čo sa nazýva Avogadrova konštanta (\( N_A \)).

Výpočet látkového množstva z hmotnosti:

\( n = \frac{m}{M} \)

• \( m \) – hmotnosť látky v gramoch (g).
• \( M \) – molárna hmotnosť látky v g/mol.

Príklad: Výpočet látkového množstva vody

Zadanie: Koľko molov predstavuje 18 g vody H₂O?

Čo poznáme?

• Relatívna atómová hmotnosť vodíka: 1,01
• Relatívna atómová hmotnosť kyslíka: 16,00
• Vzorec vody: H₂O
• Hmotnosť vzorky: 18 g

Najprv vypočítame molárnu hmotnosť vody \( M(\text{H}_2\text{O}) \):

\( \begin{aligned} M(\text{H}_2\text{O}) &= 2 \times A_r(\text{H}) + A_r(\text{O}) \\ &= 2 \times 1{,}01 + 16{,}00 \\ &= 18{,}02 \text{ g/mol} \end{aligned} \)

Teraz môžeme vypočítať látkové množstvo \( n \) pomocou vzorca \( n = \frac{m}{M} \):

\( \begin{aligned} n &= \frac{18}{18{,}02} \\ &\approx 1 \text{ mol} \end{aligned} \)

Odpoveď: 18 g vody zodpovedá približne 1 molu molekúl vody.

Molárny objem plynov link

Molárny objem plynov \( (V_m) \) je objem, ktorý zaujíma jeden mol plynu za určitých podmienok teploty a tlaku. To znamená, že za rôznych teplôt a tlakov bude mať jeden mól plynu rôzny objem.

• Za štandardných podmienok (STP), ktoré sú definované ako 0 °C a 101,325 kPa, je molárny objem ideálneho plynu približne 22,4 dm³/mol.
• Za normálnych podmienok, často uvádzaných ako 25 °C a 101,325 kPa, je molárny objem ideálneho plynu približne 24,5 dm³/mol.

Matematicky sa vyjadruje vzťahom:

\( V_m = \frac{V}{n} \)

• \( V_m \) – molárny objem plynu v dm³/mol.
• \( V \) – celkový objem plynu v dm³.
• \( n \) – látkové množstvo plynu v mol.

Molárny objem je dôležitý pri výpočtoch s plynmi, pretože umožňuje jednoduché prepočty medzi látkovým množstvom a objemom pri konštantných podmienkach. Platí, že za rovnakých podmienok teploty a tlaku majú všetky ideálne plyny rovnaký molárny objem, čo vyplýva z Avogadrovho zákona.

Ak poznáme látkové množstvo plynu \( n \) a jeho molárny objem \( V_m \), môžeme vypočítať jeho celkový objem \( V \):

\( V = n \cdot V_m \)

Príklad: Výpočet objemu 1,50 molu vodíka pri STP

Zadanie: Vypočítajte, aký objem zaberá za štandardných podmienok (STP) 1,50 molu vodíka H₂?

Použijeme molárny objem pri 0 °C a 101,325 kPa:

\( \begin{aligned} V &= n \cdot V_m \\ &= 1{,}50 \cdot 22{,}4 \\ &= 33{,}6 \text{ dm}^3 \end{aligned} \)

Odpoveď: 1,50 molu vodíka zaberá pri STP objem 33,6 dm³.

Stavová rovnica ideálneho plynu link

Ideálny plyn je zjednodušený model plynu, ktorý sa zavádza za účelom ľahšieho opisu a pochopenia správania sa plynov. Je založený na zjednodušujúcich predpokladoch, a to najmä:

• zanedbanie vlastného objemu častíc plynu (molekuly plynu sa považujú za body bez objemu).
• zanedbanie príťažlivých síl medzi časticami plynu (medzi molekulami plynu nepôsobia žiadne interakcie).

Pre ideálny plyn platia základné zákony vyjadrujúce vzťahy medzi jeho stavovými fyzikálnymi veličinami: teplotou \( (T) \), tlakom \( (p) \) a objemom \( (V) \). Stav ideálneho plynu je definovaný stavovou rovnicou ideálnych plynov:

\( pV = nRT \)

Kde:

• \( p \) – tlak plynu (v pascaloch, Pa)
• \( V \) – objem plynu (v metroch kubických, m³)
• \( n \) – látkové množstvo plynu (v mol)
• \( R \) – univerzálna plynová konštanta, ktorá má hodnotu 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹
• \( T \) – absolútna teplota (v kelvinoch, K)

Rovnica sa používa na výpočty spojené so zmenami fyzikálneho stavu plynov, ako napríklad pri zmenách teploty, tlaku či objemu. Vyjadruje, ako sa tieto veličiny menia pri konštantnom množstve látky, alebo ako sa zmení množstvo látky pri daných podmienkach.

Platí aj pre zmesi ideálnych plynov, kde \( n \) predstavuje celkové látkové množstvo všetkých zložiek. Rovnako sa dá použiť pre jednotlivé zložky pomocou ich parciálneho tlaku.

Príklad: Výpočet objemu 1 molu ideálneho plynu za normálnych podmienok

Zadanie: Určte objem, ktorý zaberá 1 mol ideálneho plynu pri normálnych podmienkach: tlak \( p = 101{,}325\,\text{kPa} \) a teplota \( T = 273{,}15\,\text{K} \).

Prepočítame tlak na pascaly: \( p = 101325\,\text{Pa} \)

Dosadíme do stavovej rovnice:

\( \begin{aligned} V &= \frac{nRT}{p} \\ &= \frac{1 \cdot 8{,}314 \cdot 273{,}15}{101325} \\ &= 0{,}022414\,\text{m}^3 = 22{,}414\,\text{dm}^3 \end{aligned} \)

Odpoveď: 1 mol ideálneho plynu zaberá pri normálnych podmienkach objem približne 22,4 dm³.

Reálne plyny sa pri vyšších teplotách a nižších tlakoch správajú približne ako ideálne plyny, pretože za týchto podmienok sú vzdialenosti medzi ich časticami veľké a interakcie medzi nimi sú menej významné. S rastúcim tlakom a klesajúcou teplotou sa reálne plyny od ideálneho správania odchyľujú, pretože sa začínajú prejavovať vlastný objem molekúl a medzimolekulové príťažlivé sily, ktoré model ideálneho plynu zanedbáva.

Pre popis správania sa reálnych plynov sa používajú zložitejšie stavové rovnice, ako napríklad van der Waalsova stavová rovnica, ktoré tieto faktory zohľadňujú.

Hustota link

Hustota \( (\rho) \) je fyzikálna veličina, ktorá vyjadruje hmotnosť látky na jednotku objemu. Každá čistá látka má za daných podmienok stálu hustotu, čo umožňuje jej identifikáciu a odlíšenie od iných látok.

Hustota v chémii:

• Hustota sa bežne vyjadruje v g/cm³ pre tuhé látky a kvapaliny, zatiaľ čo pre plyny sa často používa jednotka g/dm³ alebo g/l.
• Hustota čistých látok je za rovnakých podmienok konštantná a môže sa použiť na ich identifikáciu.
• Využíva sa v oddeľovacích metódach, napríklad pri separácii kvapalín rôznych hustôt pomocou oddeľovacieho lievika.

Výpočet hustoty:

Hustota látky sa vo všeobecnosti definuje ako pomer jej hmotnosti k objemu:

\( \rho = \frac{m}{V} \)

• \( \rho \) – hustota látky v g/cm³ alebo kg/m³.
• \( m \) – hmotnosť látky v gramoch (g) alebo kilogramoch (kg).
• \( V \) – objem látky v cm³ alebo m³.

Vzťah hustoty s molárnou hmotnosťou a molárnym objemom:

Pre látky, kde pracujeme s látkovým množstvom, môžeme hmotnosť \( m \) vyjadriť pomocou molárnej hmotnosti \( M \) a látkového množstva \( n \):

\( m = n \cdot M \)

Podobne vieme objem \( V \) vyjadriť cez molárny objem \( V_m \):

\( V = n \cdot V_m \)

Dosadením týchto vzťahov do všeobecného vzorca hustoty dostaneme:

\( \rho = \frac{n \cdot M}{n \cdot V_m} = \frac{M}{V_m} \)

Hustota a plyny:

• Hustota plynov sa líši od kvapalín a tuhých látok, pretože závisí od teploty a tlaku.
• Pre plyny je hustota úmerná molárnej hmotnosti \( (M) \) a nepriamo úmerná molárnemu objemu \( (V_m) \), čo vyplýva z predchádzajúceho vzorca.

Príklad: Výpočet hustoty kyslíka pri STP

Zadanie: Aká je hustota kyslíka O₂ pri STP?

Použijeme vzorec:

\( \rho = \frac{M}{V_m} \)

Kde:

• Molárna hmotnosť kyslíka \( M(\text{O}_2) = 32 \text{ g/mol} \).
• Molárny objem \( V_m = 22{,}4 \text{ dm}^3/\text{mol} \) (STP).

\( \rho = \frac{32}{22{,}4} \approx 1{,}43 \text{ g/dm}^3 \)

Odpoveď: Hustota kyslíka pri STP je 1,43 g/dm³.