1

PROGRAM VÝUČBY PREDMETU ANORGANICKÁ CHÉMIA I

(Chémia, medicínska chémia a chemické materiály – denné štúdium, 3 / 2)

Garant predmetu: Prof. Ing. Peter Segľa, DrSc. 1 HARMONOGRAM ZIMNÉHO SEMESTRA 2017 / 2018

Výučba ............................... 18. 9. 2017 – 16. 12. 2017 Zimné prázdniny ................. 23. 12. 2017 – 30. 12. 2017 Skúškové obdobie .............. 18. 12. 2017 – 3. 2. 2018 Jarné prázdniny .................... 5.02.2018 – 10. 2. 2018 Dňa 1. 11. 2017 streda) a 17. 11. 2017 (piatok) je štátny sviatok.

2 HARMONOGRAM VÝUČBY A PRIEBEŽNÝCH KONTROL

Týždeň Prednášky Cvičenia Priebežná kontrolaa

1. 18. 9.

až 22. 9.

Vymedzenie základných pojmov. Chemické látky a sústavy. Chemické reakcie. Množstvo chemickej látky a zloženie sústav. Roztoky.

Chemické vzorce. Oxidačné číslo. Názvoslovie anorganických zlúčenín I.

2. 25. 9.

až 29. 9.

Elektrónový obal atómu, elektrónové konfigurácie atómov a iónov, periodický systém prvkov.

Názvoslovie anorganických zlúčenín II. Chemické reakcie. Množstvo chemickej látky a zloženie sústav. Roztoky.

3. 2. 10.

až 6. 10.

Kovalentná väzba. Teória MO. Elektronegativita. Elektrónové konfigurácie atómov a iónov, periodický systém prvkov, atómové vlastnosti.

4. 9. 10.

až 13. 10.

Elektrónové štruktúrne vzorce. Kovalentná väzba. Teória MO.

5. 16. 10.

až 20. 10.

Tvary molekúl a ich názvy. Metóda valenčných väzieb. Iónová a kovová väzba. Iónové kryštálové štruktúry. Medzimolekulové interakcie.

Elektrónové štruktúrne vzorce.

6. 23. 10.

až 27. 10.

Tvorba anorganických zlúčenín. Samovoľnosť dejov. Bilancia energie. Chemická rovnováha. Aktivačná energia anorganických reakcií.

Tvar častíc. Hybridizácia. Medzimolekulové interakcie.

7.

30. 10. až

3. 11. (1.11. št. sv.)

Acidobázické reakcie. Brønstedova a Lewisova teória kyselín a zásad. Protolytické reakcie. Komplexotvorné reakcie. Pearsonova teória mäkkých a tvrdých kyselín a zásad. Zrážacie reakcie.

Tvorba anorganických zlúčenín. Samovoľnosť dejov. Rozpúšťanie.

Test S1 10 bodov 30 minút

8. 6. 11.

až 10. 11.

Oxidácia a redukcia. Štandardné elektródové potenciály. Diagramy potenciálov. Elektrolýza. Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a zlúčenín.

Chemická rovnováha. Protolytické reakcie. Lewisova teória kyselín a zásad. Komplexotvorné reakcie.

9. 13. 11.

až 17. 11.

17.11. št. sv. (piatok) – prednáška nebude. Zrážacie reakcie. Oxidácia a redukcia. Štandardné elektródové potenciály. Frostove diagramy.

10. 20. 11.

až 24. 11.

Vzácne plyny. Vodík. Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a zlúčenín. Vzácne plyny.

Test S2 30 bodov 60 minút

11. 27. 11.

až 1. 12.

Halogény. Vzácne plyny. Vodík.

12. 4. 12.

až 8. 12.

Kyslík a síra. Selén, telúr a polónium.

Halogény.

13. 11. 12.

až 15. 12.

Konzultácie. Organizácia skúškového obdobia. Kyslík a síra. Selén, telúr a polónium. Náhrada

testov S1, S2

a Priebežné skúškové písomné testy S1 a S2, resp. ich náhrada sa píšu na cvičeni.

2

3 ČASOVÝ ROZVRH A OSNOVA PREDNÁŠOK (Rozsah: 13 týždňov, 3 hodiny týždenne, spolu 39 hodín)

Týždeň Prednášky

1. 18. 9.

až 22. 9.

Vymedzenie základných pojmov. Chemické látky a sústavy. Chemické reakcie. Množstvo chemickej látky a zloženie sústav. Roztoky. Vymedzenie základných pojmov: častice hmoty, elektrón, protón, neutrón, atómové jadro, atóm, ión, molekula, molekulový ión, makromolekula, biomolekula. Chemické látky a sústavy: Prvok, zlúčenina, čistá látka. Homogénna a heterogénna sústava. Skupenský stav. Plyn, kvapalina, tuhá látka. Molekulové a iónové zlúčeniny. Chemické vzorce: Stechiometrický vzorec, molekulový vzorec, funkčný vzorec, štruktúrny vzorec a elektrónový štruktúrny vzorec. Chemické reakcie: Klasifikácia chemických reakcií, zápis chemických reakcií, určovanie stechiometrických koeficientov v chemickej rovnici. Množstvo chemickej látky a zloženie sústav. Roztoky: Látkové množstvo, mólová hmotnosť, hmotnostný zlomok a koncentrácia látkového množstva.

2. 25. 9.

až 29. 9.

Elektrónový obal atómu. Elektrónové konfigurácie atómov prvkov a iónov. Periodický systém prvkov. Elektrónový obal atómu: Atómové orbitály. Kvantové čísla a vzťahy medzi nimi. Pravidlá tvorby elektrónovej konfigurácie atómov a ich iónov.. Elektrónové konfigurácie atómov prvkov a iónov: Multiplicita a magnetické vlastnosti. Periodický systém prvkov: Periodický zákon a periodický systém prvkov (PSP). Klasifikácia prvkov podľa elektrónovej konfigurácie. Stabilita prvkov a ich izotopov. Klasifikácia prvkov. Periodické atómové vlastnosti: Efektívny náboj jadra, atómový polomer, iónový polomer, ionizačná energia, elektrónová afinita.

3. 2. 10.

až 6. 10.

Kovalentná väzba. Teória MO. Elektronegativita. Konštrukcia a klasifikácia molekulových orbitálov. Elektrónová konfigurácia homojadrových dvojjadrových častíc. Väzbová energia. Väzbový poriadok a dĺžka väzby. Elektrónová konfigurácia heterojadrových dvojatómových častíc. Hodnoty elektronegativít. Dipólový moment polárnych dvojatómových molekúl.

4. 9. 10.

až 13. 10.

Elektrónové štruktúrne vzorce. Oktetové pravidlo. Pravidlá pre písanie elektrónových štruktúrnych vzorcov. Formálny náboj. Donorovo-akceptorová (koordinačná) kovalentná väzba. Rezonančné štruktúry, čiastočný väzbový poriadok.

5. 16. 10.

až 20. 10.

Tvary molekúl a ich názvy. Metóda valenčných väzieb Iónová väzba. Iónové kryštálové štruktúry. Medzimolekulové interakcie. Tvary častíc a ich názvy (VSEPR). Metóda valenčných väzieb: Hybridizácia atómových orbitálov. Dipólový moment a štruktúra molekúl. Medzimolekulové interakcie: Vodíková väzba a medzimolekulové interakcie. Iónová väzba: Iónový model a veľkosť iónov – trendy iónových polomerov a trendy teplôt topenia. Polarizovateľnosť a kovalencia – Fajansove pravidlá. Väzbový trojuholníkový diagram prvkov a zlúčenín. Kovalentný charakter iónovej väzby. Iónové kryštálové štruktúry.

6. 23. 10.

až 27. 10.

Tvorba anorganických zlúčenín. Samovoľnosť dejov. Bilancia energie. Chemická rovnováha. Aktivačná energia anorganických reakcií. Tvorba anorganických zlúčenín, samovoľnosť dejov – rozsah reakcie, reakčná Gibbsova energia. Štandardná tvorná entalpia, mriežková energia. Zákony termochémie. Bilancia energie – rozpúšťanie, rozpúšťacie veličiny (entalpia, entropia), rozpustnosť. Chemická rovnováha – rovnovážna konštanta (Kc, Ka, Kp). Vplyv teploty a tlaku na chemickú rovnováhu. Van’t Hoffov vzťah. Smer priebehu chemickej reakcie (reakčný kvocient). Aktivačná energia anorganických reakcií – kinetika, katalyzovaná a nekatalyzovaná reakcia. Aktivačná energia, Arrheniov vzťah.

7.

30. 10. až

3. 11. 1.11. št. sv.

Acidobázické reakcie. Brønstedova a Lewisova teória kyselín a zásad. Protolytické reakcie. Komplexotvorné reakcie. Pearsonova teória mäkkých a tvrdých kyselín a zásad. Zrážacie reakcie. Rozpúšťadla. Definície kyselín a zásad. Amfiprotné a amfotérne látky. Protolytické reakcie (autoprotolýza, neutralizácia, pH, ionizácia kyselín a zásad, hydrolýza). pH roztokov silných kyselín, zásad a hydrolyzujúcich soli. Lewisova teória kyselín a zásad. Komplexotvorné rovnováhy. Pearsonova teória mäkkých a tvrdých kyselín a zásad (HSAB). Zrážacie reakcie. Rovnováhy málo rozpustných elektrolytov – súčin rozpustnosti. Vplyv spoločného iónu na rozpustnosť, vplyv hydrolytických a komplexotvorných reakcií na rozpustnosť).

3

8. 6. 11.

až 10. 11.

Oxidácia a redukcia. Štandardné elektródové potenciály. Diagramy potenciálov. Elektrolýza. Redoxné reakcie. Reakcie kovov s vodou, v roztokoch oxidujúcich a neoxidujúcich kyselín a hydroxidov. Zápis redoxnej reakcie pomocou polreakcií. Štandardné elektródové potenciály E° a vzťahy medzi E°, G° a K. Nernstova-Petersova rovnica. Latimerove a Frostove diagramy. Faradayove zákony a elektrolýza. Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a zlúčenín. Fyzikálne a chemické vlastnosti neprechodných prvkov a ich zlúčenín – trendy v skupinách a periódach. Trendy v acidobázických vlastnostiach oxidov 2. a 3. periódy (s maximálnym počtom atómov kyslíka), oxidov 15. skupiny (s maximálnym počtom atómov kyslíka), molekulových hydridy 2. a 3. periódy. Rozdiely vo vlastnostiach prvkov 2. periódy v porovnaní s prvkami ostatných periód. Aktuálna téma: Chémia ako veda 21. storočia?

9.

13. 11. až

17. 11.

17.11. št. sv. (piatok) – prednáška nebude.

10. 20. 11.

až 24. 11.

Vzácne plyny. Vodík. Vzácne plyny – vlastnosti atómov vzácnych plynov. Vzácne plyny ako jednoduché látky. Jedinečné vlastnosti hélia. Výskyt, výroba a použitie vzácnych plynov. Zlúčeniny vzácnych plynov – fluoridy a oxidy xenónu. Vodík: Umiestnenie vodíka v periodickej tabuľke, spôsob väzby, výskyt vodíka. Izotopy vodíka. Vlastnosti a laboratórna príprava vodíka. Výroba a použitie vodíka. Hydridy – molekulové (kovalentné) hydridy, iónové hydridy a kovové hydridy. Voda a vodíková väzba. Hydráty (klatráty) vzácnych plynov, metánu a oxidu uhličitého. Biologické aspekty vodíkovej väzby. Aktuálna téma: Energetické zdroje budúcnosti založené na báze vodíka („hydrogen economy“).

11. 27. 11.

až 1. 12.

Halogény. Halogény: Vlastnosti atómov halogénov. Trendy v skupine. Vlastnosti halogénov ako jednoduchých látok, výskyt výroba a použitie halogénov. Reakcie halogénov. Halogenidy. Klasifikácia halogenidov. Stabilita halogenidov v závislosti od oxidačného stavu menej elektronegatívneho prvku. Príprava halogenidov. Kyanidový anión ako pseudohalogenidový anión. Vzájomné zlúčeniny halogénov. Halogenovodíky a ich kyseliny. Príprava a vlastnosti halogenovodíkov. Kyselina fluorovodíková. Kyselina chlorovodíková. Oxokyseliny halogénov. Oxokyseliny a oxoanióny chlóru. Aktuálne témy: Fluoridácia vody. Chloristan amónny ako raketové palivo.

12. 4. 12.

až 8. 12.

Kyslík a síra. Selén, telúr a polónium. Trendy v skupine. Protiklady v chémii kyslíka a síry. Kyslík. Väzby v kovalentných zlúčeninách kyslíka. Trendy vo vlastnostiach oxidov. Ternárne kovové oxidy. Hydridy 16. skupiny. Voda. Peroxid vodíka. Hydroxidy. Hydroxylový radikál. Úvod do chémie síry. Síra. Sulfán. Sulfidy. Spájanie alebo oligomerizácia anorganických molekúl.

13. 11. 12.

až 15. 12.

Konzultácie. Organizácia skúškového obdobia.

Literatúra

1. Segľa P., Jorík J., Švorec J., Tatarko M.: Anorganická chémia II, FCHPT STU, 2015. 2. Šima, J., Koman M., Kotočová A., Segľa P., Tatarko M., Valigura D.: Anorganická chémia, FCHPT STU, 2009. 3. Kohout J., Melník M.: Anorganická chémia I., CHTF STU, 1997. 4. Rayner-Canham G., Overton T.: Descriptive Inorganic Chemistry, 5th edition, W.H. Freeman and Company, New York, 2010. 5. Zikmund M.: Ako tvoriť názvy v anorganickej chémii, Slovenské pedagogické nakladateľstvo, Bratislava 1995. 6. Ondrejovič G., Boča R., Jóna E., Langfelderová H., Valigura D.: Anorganická chémia II, Vydavateľstvo STU, Bratislava 1995. Odporúčaná literatúra

7. Brown T., LeMay E. Jr., Bursten B., Murphy C., Woodward P., Stoltzfus M.: Chemistry the central science, Pearson, Education, Inc., 13th, 2015.

8. Housecroft E. C., Sharpe A.G.: Anorganická chemie, VŠCHT Praha, 2014. 9. Shriver D., Weller M., Overton T., Rourke J., Armstrong F.: Inorganic Chemistry, Oxford University Press, 6th, 2014. 10. Valigura D. a kol.: Chemické tabuľky, FCHPT STU, 2011. 11. Sirota A., Adamkovič E.: Názvoslovie anorganických látok, MC Bratislava, 2002. 12. Mašlejová A. a kol.: Výpočty v anorganickej chémii, CHTF STU, Bratislava, 2012. 13. Langfelderová H. a kol.: Anorganická chémia – Príklady a úlohy, ALFA, 1990. 14. Greenwood N. N., Earnshaw A.: Chemie prvku I, II, Informatorium, Praha 1993; Chemistry of the Elements. Pergamon Press, 1985. 15. Heslop R. B., Jones K.: Anorganická chemie. Průvodce pro pokročilé studium, (Inorganic Chemistry. A Guide to Advanced Study).

SNTL, Praha 1982. 16. Gažo J., Kohout J., Serátor M., Šramko T., Zikmund M.: Všeobecná a anorganická chémia, Alfa, Bratislava 1981. 17. Cotton F. A., Wilkinson G.: Anorganická chemie. Souborné zpracování pro pokročilé, (Advanced Inorganic Chemistry). Academia,

Praha 1973.

4

18. Ferenčík M., Škárka B., Novák M., Turecký L.: Biochémia, Slovak Academic Press, Bratislava 2000. 19. Melicherčík M., Melicherčiková D.: Bioanorganická chémia, Príroda 1997. 4 ČASOVÝ ROZVRH A OSNOVA CVIČENÍ (Rozsah: 13 týždňov, 2 hodiny týždenne, spolu 26 hodín)

Týždeň Cvičenia

1. 18. 9.

až 22. 9.

Chemické vzorce. Oxidačné číslo. Názvoslovie anorganických zlúčenín I. Chemické vzorce: Stechiometrický vzorec, molekulový vzorec, funkčný vzorec, štruktúrny vzorec a elektrónový štruktúrny vzorec. Oxidačné číslo: Význam, určovanie a použitie. Názvoslovie anorganických zlúčenín: Prvky (názvy a značky prvkov). Anióny (názvy jednoatómových a polyatómových aniónov toho istého prvku. Hydridoanióny, viacprvkové anióny pseudobinárnych zlúčenín). Katióny (názvy jednoatómových a polyatómových katiónov toho istého prvku, hydridokatióny. Katiónové alebo neutrálne atómové skupiny. Binárne a pseudobinárne zlúčeniny. Ternárne a kvarterné zlúčeniny, nevalenčné zlúčeniny. Hydridy, halogenovodíky a pseudohalogenovodíky.

2. 25. 9.

až 29. 9.

Názvoslovie anorganických zlúčenín II. Chemické reakcie. Množstvo chemickej látky a zloženie sústav. Roztoky. Názvoslovie anorganických zlúčenín: Oxokyseliny, viacjadrové oxokyseliny, peroxykyseliny, soli, zmiešané soli a hydrogensoli, hydráty. Chemické reakcie: Klasifikácia chemických reakcií, zápis chemických reakcií, určovanie stechiometrických koeficientov v chemickej rovnici. Množstvo chemickej látky a zloženie sústav. Roztoky: Látkové množstvo, mólová hmotnosť, hmotnostný zlomok a koncentrácia látkového množstva.

3. 2. 10.

až 6. 10.

Elektrónové konfigurácie atómov prvkov a iónov. Periodický systém prvkov. Atómové vlastnosti. Elektrónové konfigurácie atómov prvkov a iónov: Multiplicita a magnetické vlastnosti. Elektrónové konfigurácie atómov prvkov jednotlivých skupín: Možné oxidačné čísla. Klasifikácia prvkov podľa elektrónovej konfigurácie. Periodické vlastnosti: Efektívny náboj jadra, atómový polomer, iónový polomer, ionizačná energia, elektrónová afinita.

4. 9. 10.

až 13. 10.

Kovalentná väzba. Teória MO. Konštrukcia a klasifikácia molekulových orbitálov. Elektrónová konfigurácia homojadrových dvojjadrových častíc. Elektrónová konfigurácia heterojadrových dvojatómových častíc.

5. 16. 10.

až 20. 10.

Elektrónové štruktúrne vzorce. Pravidlá pre písanie elektrónových štruktúrnych vzorcov. Formálny náboj. Donorovo-akceptorová (koordinačná) kovalentná väzba. Rezonančné štruktúry, čiastočný väzbový poriadok.

6. 23. 10.

až 27. 10.

Tvar častíc. Hybridizácia. Medzimolekulové interakcie. Tvar častíc (spojiť s dipólovým momentom molekuly, polaritou väzby a polaritou molekuly), Hybridizácia atómových orbitálov. Medzimolekulové interakcie.

7.

30. 10. až

3. 11. 1.11. št. sv.

Tvorba anorganických zlúčenín. Samovoľnosť dejov. Rozpúšťanie. Štandardná tvorná entalpia. Zákony termochémie. Zmena entropie, Samovoľnosť dejov – reakčná Gibbsova energia. Iónové zlúčeniny – rozpúšťanie, rozpúšťacie veličiny (entalpia, entropia), rozpustnosť. Test S1 (10 bodov, 30 minút) – obsahuje názvy, vzorce, elektrónové vzorce a tvary anorganických častíc s výnimkou koordinačných a organokovových zlúčenín.

8. 6. 11.

až 10. 11.

Chemická rovnováha. Protolytické reakcie. Lewisova teória kyselín a zásad. Komplexotvorné reakcie. Chemická rovnováha – rovnovážna konštanta (Kc, Ka, Kp). Vplyv teploty a tlaku na chemickú rovnováhu. Smer priebehu chemickej reakcie (reakčný kvocient). Protolytické reakcie (autoprotolýza, neutralizácia, pH, ionizácia kyselín a zásad, hydrolýza). pH roztokov silných kyselín, zásad a hydrolyzujúcich soli. Lewisova teória kyselín a zásad. Komplexotvorné rovnováhy.

9.

13. 11. až

17. 11. 17.11. št. sv.

Zrážacie reakcie. Oxidácia a redukcia. Štandardné elektródové potenciály. Frostove diagramy. Zrážacie reakcie. Rovnováhy málo rozpustných elektrolytov – súčin rozpustnosti. Vplyv spoločného iónu na rozpustnosť, vplyv hydrolytických a komplexotvorných reakcií na rozpustnosť. Redoxné reakcie. Reakcie kovov s vodou, v roztokoch oxidujúcich a neoxidujúcich kyselín a hydroxidov. Zápis redoxnej reakcie pomocou polreakcií. Štandardné elektródové potenciály E° a vzťahy medzi E°, G° a K. Nernstova-Petersova rovnica. Frostove diagramy.

5

10. 20. 11.

až 24. 11.

Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a zlúčenín. Zhrnutie poznatkov o periodických vlastnostiach neprechodných prvkov a ich zlúčenín, trendy v skupinách, trendy v periódach, diagonálna podobnosť, efekt inertného elektrónového páru. Acidobázické vlastnosti oxidov a hydridov. Test S2 (30 bodov, 60 minút) – obsahuje učivo zo všeobecnej anorganickej chémie prebraté v 1. až 9. týždni na prednáškach a cvičeniach.

11. 27. 11.

až 1. 12.

Vzácné plyny. Vodík. Zhrnutie poznatkov o vzácnych plynoch a ich zlúčeninách. Tvar a názvy častíc 18. skupiny. Vzácne plyny. Fluoridy a oxidy vzácnych plynov. Schéma rovníc reakcií xenónu a jeho zlúčenín. Zhrnutie poznatkov o vodíku a jeho zlúčeninách, umiestnenie vodíka v periodickej tabuľke, výskyt vodíka, izotopy vodíka, vlastnosti a laboratórna príprava vodíka, výroba a použitie vodíka. Hydridy, voda a vodíková väzba. Schéma rovníc reakcií vodíka a jeho zlúčenín.

12. 4. 12.

až 8. 12.

Halogény. Zhrnutie poznatkov o halogénov a ich zlúčeninách, tvar a názvy častíc 17. skupiny halogény ako oxidovadlá, halogenovodíky a vodné roztoky ich kyselín, hydrolýza molekulových halogenidov, oxokyseliny halogénov a ich soli. Schémy rovníc reakcií fluóru, chlóru a jódu ako aj ich zlúčenín.

13. 11. 12.

až 15. 12.

Kyslík a síra. Zhrnutie poznatkov o prvkoch a zlúčeninách 16. skupiny, tvar a názvy častíc 16. skupiny. Dikyslík, ozón, peroxid vodíka a peroxodisíran sodný ako oxidovadlá. Laboratórne a priemyselné spôsoby prípravy kyslíka, peroxidu vodíka, sulfánu a oxidu siričitého, termodynamické a kinetické aspekty. Redukčné vlastnosti sulfánu a oxidu siričitého. Oxidy síry, výroba kyseliny sírovej. Protolytické a acidobázické vlastnosti, kondenzačné reakcie. Praktické aplikácie reakcií tiosíranu sodného. Schémy rovníc reakcií kyslíka a síry ako aj ich zlúčenín. Náhradné testy S1 a S2 – píšu sa mimo cvičenia, v termíne podľa dohody so študentami.

Literatúra

1. Segľa P., Jorík J., Švorec J., Tatarko M.: Anorganická chémia II, FCHPT STU, 2015. 2. Šima J., Koman M., Kotočová A., Segľa P., Tatarko M., Valigura, D.: Anorganická chémia, FCHPT STU, 2009. 3. Kohout J., Melník M.: Anorganická chémia I, CHTF STU, 1997. 4. Rayner-Canham G., Overton T.: Descriptive Inorganic Chemistry, 5th edition, W.H. Freeman and Company, New York, 2010. 5. Ondrejovič G., Boča R., Jóna E., Langfelderová H., Valigura D.: Anorganická chémia II, Vydavateľstvo STU, Bratislava 1995. 6. Zikmund M.: Ako tvoriť názvy v anorganickej chémii, Slovenské pedagogické nakladateľstvo, Bratislava 1995. 7. Galamboš M., Tatiersky J., Krivosudský L., Rosskopfová O., Levická J.: Názvoslovie anorganických látok, Univerzita

Komenského v Bratislave, Bratislava 2016. 5 PREDNÁŠKY

a) Účasť na prednáškach je nevyhnutným predpokladom uspešného zvládnutia cvičení, skuškových testov S1, S2 a S3, ako aj ústnej časti skúšky z Anorganickej chémie I.

6 CVIČENIA

a) Účasť na cvičeniach je povinná a je nevyhnutným predpokladom uspešného zvládnutia skuškových testov S1, S2 a S3, ako aj ústnej časti skúšky z Anorganickej chémie I. Študent môže mať najviac 2 ospravedlnené absencie na výučbe. O opodstatnenosti ospravedlnenia a spôsobe náhrady výučby rozhodne učiteľ cvičenia (študijný poriadok FCHPT). Pri väčšom počte absencií ako 2 o ospravedlnení výuky a spôsobe jej náhrady rozhoduje garant predmetu.

b) Súčasťou cvičenia je aj písanie skúškových priebežných testov S1 (10 bodov, 30 minút) a S2 (30 bodov, 60 minút) v 7. a 10. týždni. Náhradu testov S1 a S2 v 13. týždni píšu len študenti, ktorí ich nepisali z dôvodu ospravedlnenej absencie. Neúspešní študenti píšu potom testy S1 a S2 už v rámci skúšky.

c) Študent sa zúčastňuje výučby v tej študijnej skupine, kde je zaradený. V prípade absencie môže študent absolvovať cvičenie v danom týždni v ktorejkoľvek študijnej skupine so súhlasom jej učiteľa.

d) Predmetom cvičenia je konzultácia tém preberaných na prednáškách a riešenie otázok, ktoré sa nachádzajú v kap. 4 tohto programu. Na cvičenie sa študenti pripravujú vopred, najlepšie po predchádzajúcej účasti na príslušnej prednáške. Využívajú pritom literatúru, ktorá je uvedená na konci kap. 3 a 4.

e) Odporúča sa, aby učiteľ cvičenia vlastnými krátkymi testami priebežne kontroloval vedomosti študentov.

6

7 SKÚŠKY

a) Skúška sa skladá z písomnej a ústnej časti a prebieha v dvoch dňoch. Písomnú časť skúšky tvoria testy S1, S2 a S3. Študenti, ktorí nezískali počas semestra min. 22 bodov z testov S1 a S2 píšu v rámci skúšky opravu týchto testov.

Študenti, ktorí získali počas semestra 22 a viac bodov z testov S1 a S2 píšu v rámci skúšky už len test S3 (40 bodov, 90 minút) a písomnú prípravu na ústnu časť skúšky (20 bodov, 30 minút), ktorá pozostáva z dvoch otázok. Jedna otázka je zo všeobecnej anorganickej chémie (10 bodov) a druhá otázka je zo systematickej anorganickej chémie (10 bodov).

Po napísaní testov S3 bude 30-minútová prestávka, po ktorej sa píše písomná príprava na ústnu časť skúšky. b) Vyhodnotenie skúškových testov S1, S2, S3 a písomnej prípravy na ústnu časť skúšky, ako aj samotná ústna časť skúšky,

prebiehajú na nasledujúci deň. c) Za distribúciu testov na písomnú a ústnu časť skúšky zodpovedá Ing. M. Tatarko, PhD. Celkové hodnotenie a časový harmonogram skúšky úvádza nasledujúca tabuľka:

Priebežné štúdium – výsledky skuškových testov S1 a S2 40 bodov,

najmenej 22 bodov, 90 minút

prvý deň, prednášková miestnosť

Písomná časť skúšky – výsledky skúškového testu S3 40 bodov,

najmenej 22 bodov, 90 minút

prvý deň, prednášková miestnosť

Písomná príprava na ústnu časť skúšky 30 minút prvý deň,

prednášková miestnosť

Ústna časť skúšky 20 bodov,

najmenej 12 bodov, druhý deň,

Oddelenie anorganickej chémie

Celkový počet bodov 100 bodov

najmenej 56 bodov

Študent, ktorý na skúške píše testy S1 a S2 nemôže v uvedený deň absolvovať aj test S3 a písomnú prípravu na ústnú časť skúšky. Ak študent na skúške z testu S3 získa 22 a viac bodov, avšak z ústnej časti skúšky získa menej ako 12 bodov, musí na ďalšom termíne skúšky písať už len písomnú prípravu na ústnu časť skúšky. Klasifikačná stupnica

Študent sa hodnotí známkou podľa klasifikačnej stupnice STU.

Známka Číselná hodnota

Definícia Úspešnosť / %

A 1,0 výborne: vynikajúce výsledky len s min. chybami 92 – 100

B 1,5 veľmi dobre: nadpriemerné výsledky s menšími chybami 83 – 91

C 2,0 dobre: vcelku dobre, priemerné výsledky 74 – 82

D 2,5 uspokojivo: dobre výsledky, ale vyskytujú sa významne chyby 65 – 73

E 3,0 dostatočné: výsledky vyhovujú minimálnym kritériám 56 – 64

FX 4,0 nedostatočné: absolvovanie predmetu si vyžaduje vynaložiť ešte značné úsilie a množstvo práce zo strany študenta

0 – 55

Opätovné zapísanie a uznávanie predmetu Anorganická chémia I Študentom, ktorí v predchádzajúcich rokoch (max. pred 5. rokmi) už vykonali skúšku z predmetu Anorganická chémia I, uznáva predmet na základe ich žiadosti pedagogické oddelenie. Študent, ktorý si chce dať uznať predmet z predošlého štúdia si podá žiadosť o uznanie predmetu na pedagogické oddelenie. Žiadosť posúdi dekan. 8 INFORMÁCIE, ORGANIZAČNÉ POKYNY A ODPORÚČANIA PRE ŠTUDENTOV

8.1 Informácie pre študentov

a) Program výučby je študentom k dispozícii v akademickom informačnom systéme. b) Aktuálne informácie počas semestra a skúšobného obdobia zverejňuje garant predmetu prostredníctvom akademického

informačného systému. c) Na skúšky konané v skúšobnom období sa študenti prihlasujú cez akademický informačný systém. Konkrétne informácie

(miestnosť, čas, atď.) sa zverejnia dodatočne prostredníctvom akademického informačného systému.

7

Anorganická chémia I – S1 – Vzor (10 bodov) Dátum:

Meno študenta (paličkovým): Štud. skupina:

1. Napíšte elektrónový štruktúrny vzorec (1 bod), tvar (1 bod) a názov molekúl (1 bod).

a) XeO3 b) H2O2

trigonálna pyramída priestorový tvar oxid xenónový peroxid vodíka

2. Napíšte elektrónový štruktúrny vzorec (1 bod), tvar (1 bod) a názov častíc (1 bod).

a) ClO4– b) IF6

+

tetraéder oktaéder

anión chloristanový hexafluorojodónium, katión hexafluórojodóniový

3. Napíšte elektrónový štruktúrny vzorec (1 bod) a tvar (1 bod) molekúl.

a) difluorid dikyslíka b) dichlorid-oxid siričitý, chlorid tionylu

priestorový tvar deformovaná trigonálna pyramída 4. Napíšte elektrónový štruktúrny vzorec (1 bod) a tvar (1 bod) častíc.

a) anión disíranový b) stibónium, katión stibóniový

dva tetraédre so spoločným vrcholom tetraéder

8

Anorganická chémia I – S2 – Vzor (30 bodov) Dátum:

Meno študenta (paličkovým): Štud. skupina:

1. Definície základných pojmov z 1. až 5. prednášky.

Napr.: Definujte pojem atóm a uveďte elementárne častice z ktorých je atóm zložený (1 bod).

Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého atómového jadra a záporne nabitého elektrónového obalu. Atómové jadrá sú tvorené protónmi a neutrónmi, atómový obal je tvorený elektrónmi.

2. Izotopy, periodická tabuľka (kovy, nekovy, polokovy), zaradenie prvkov do skupín, zaradenie zlúčenín medzi molekulové a iónové, kvantové čísla, výstavbový princíp, elektrónová konfigurácia atómov a iónov.

Napr.: Ktoré značky prvku X reprezentujú izotopy (1 bod)? 19

9 X 1910 X 20

9 X 2111X 19

8 X

Izotopy sú 199 X a 20

9 X , lebo majú rovnaké atómové čísla a rôzne hmotnostné čísla.

3. Atómové vlastnosti (atómový a iónový polomer, efektívny náboj jadra), izoelektrónové častice, ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita, polarita väzby.

Napr.: Ktorý atóm má väčší atómový polomer, draslík alebo vápnik? Zdôvodnite to (1 bod).

Draslík. Tak ako efektívny náboj jadra pôsobiaci na vonkajšie (valenčné) elektróny rastie v perióde zľava doprava, tak atómový polomer klesá, čo spôsobuje menší polomer atómu vápnika.

4. Elektrónová konfigurácia homonukleárnych a heteronukleárnych dvoajtómových častíc, väzbový poriadok, dĺžka a energia väzby, izoelektrónové častice, magnetické vlastnosti.

Napr.: a) Napíšte elektrónovú konfiguráciu molekuly H2 (1 bod). b) Vypočítajte väzbový poriadok. Je táto molekula diamagnetická alebo paramagnetická (1 bod)?

Elektrónová konfigurácia H2 je (1s)2. Väzbový poriadok je N = (2 – 0) / 2 = 1. Molekula H2 je diamagnetická.

5. Elektrónové štruktúrne vzorce, rezonančné štruktúry, formálny náboj.

Napr.: a) Napíšte rezonančné elektrónové štruktúrne vzorce pre katión NO2

+ (1 bod). b) Na základe formálnych nábojov rozhodnite, ktorý elektrónový štruktúrny vzorec je najpravdepodobnejší (1 bod).

Pravdepodobnejší je prvý vzorec, pretože na atómoch kyslíka sú nulové formálne náboje, v prípade druhého vzorca je málo pravdepodobné, aby bol na elektronegatívnejšom atóme kyslíka kladný náboj).

6. Elektrónové štruktúrne vzorce, teória VSEPR, tvar častíc, hybridizácia, polarita molekúl.

Napr.: a) Napíšte elektrónový štruktúrny vzorec molekuly HCN (1 bod). b) Uveďte počet -väzieb, nespárených elektrónov a neväzbových elektrónových párov, lokalizovaných na stredovom atóme a jeho hybridizáciu (1 bod). c) Uveďte tvar a polaritu molekuly (či je molekula nepolárna alebo polárna) (1 bod).

a) b) 2 -väzby, 0 nespárených el., 0 neväzbových el. párov na str. atóme, hybridizácia str. atómu je SP, c) lineárny tvar, polárna molekula. 7. Definujte pojem entropia. (1 bod) Extenzitná stavová veličina, ktorá je mierou neusporiadanosti sústavy a mierou nevratnosti dejov; pre vratný (reverzibilný) dej dS = dqrev/T.

9

8. Na základe zápisu CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g) rG = 142,1 kJ mol1

rozhodnite, či príslušný dej je exotermický, endotermický, exergonický, alebo endergonický. Správne tvrdenie podčiarknite a vysvetlite. (1 bod) Endergonický dej, zmena Gibbsovej energie je kladná. 9. Uveďte van’t Hoffov vzťah pre teplotnú závislosť rovnovážnej konštanty. (1 bod)

diferenciálny tvar: 2

ln r Hd K

dT RT

alebo integrálny tvar: 2 r

1 2 1

K H 1 1ln – –

K R T T

10. Napíšte výraz pre príslušnú rovnovážnu konštantu reakcie (1 bod)

FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)

2( )

( )r

pr

p COK

p CO ; pr = relatívny parciálny tlak (parciálny tlak vydelený štandardným tlakom).

11. Vymenujte dve amfiprotné látky (častice) (1 bod) H2O, NH3, HSO4

–, HCO3–, H2PO4

–, HPO42–, ...

12. Napíšte konjugované kyseliny k zásadám (1 bod) a) NH2

– ... NH3 b) SO4

2– ... HSO4–

13. Na základe chemickej rovnice v stavovom tvare napíšte vzťah pre konštantu kyslosti HClO2. (1 bod)

HClO2(aq) + H2O(l) ClO2– (aq) + H3O+(aq),

–2 3

2

[ ] [ ]

[ ]a

ClO H OK

HClO

14. Na základe redoxných potenciálov polreakcií

H3O+(aq) + e– 1/2 H2(g) + H2O(l), E(H3O+/H2) = –0,82 V Ba2+(aq) + 2 e– Ba(s), E(Ba2+/Ba) = –2,90 V zostavte v stavovom tvare rovnicu redoxnej reakcie prebiehajúcej samovoľne zľava doprava. (1 bod) Ba(s) + 2 H3O+(aq) Ba2+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)

15. Na základe chemickej rovnice v stavovom tvare napíšte výraz pre súčin rozpustnosti Sb2S3. (1 bod) Sb2S3(s) 2 Sb3+(aq) + 3 S2– (aq), Ks = [Sb3+]2 [S2–]3

16. Napíšte a odôvodnite, aké bude pH vodného roztoku Na2CO3 (menšie, rovné, alebo väčšie ako 7). (1 bod) pH > 7, v dôsledku hydrolýzy CO3

2–(aq) + H2O(l) HCO3–(aq) + OH–(aq)

17. Pre štruktúry molekulových zlúčenín, znázornené na obrázku, uveďte väzbové uhly. (2 body)

a) b) XeF4O2 XeF2O2 teragonálne bipyramidálny tvar váh

XeF4O2: 90° a 180° XeF2O3: 90°, 120° a 180°

10

18. Priraďte prvky Rn, B, Pu a Rh skupinám prvkov periodickej sústavy. (2 body) a) kov b) nekov c) aktinoid d) vzácny plyn Rh B Pu Rn 19. Napíšte a) v stavovom tvare rovnicu ionizácie kyseliny chlórnej (1 bod),

HClO(aq) + H2O(l) ClO–(aq) + H3O+(aq)

b) vzťah pre ionizačnú konštantu kyseliny kyanatej (1 bod).

–

3k

[ ClO ] [ H O ]K

[ HClO ]

20. Zoraďte halogenovodíkové kyseliny podľa a) vzrastajúcej sily kyselín, (1 bod)

HF, HCl, HBr, HI

b) vzrastajúcej oxidovateľnosti. (1 bod)

HF, HCl, HBr, HI 21. Napíšte v stavovom tvare rovnicu reakcie a) oxidu sírového s vodou, (1 bod)

SO3(s) + H2O(l) H2SO4(aq)

b) chlorovodíka s vodou. (1 bod)

HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq)

11

Anorganická chémia I – S3 – Vzor 1 (40 bodov) Dátum:

Meno študenta (paličkovým): Štud. skupina:

1A. Na základe postavenia prvkov v periodickej tabuľke zoraďte nasledujúce atómy 3. periódy v poradí klesajúceho atómového polomeru: Al, Si, P, S, a Cl. (2 body) 2A. Zoraďte častice v nasledujúcich skupinách podľa vzrastajúcej prvej ionizačnej energie. (2 body) a) O, O2–, F, b) C, Si, N, c) Te, Ru, Sr. 3A. Ktorý z nasledujúcich atómov je najľahšie polarizovateľný: C, Si a Ge? (1 bod) 4A. Pre ktorý z halogenidov NaCl alebo NaI predpokladáte vyššiu teplotu topenia? (1 bod) 5A. a) Pre každú z nasledujúcich látok – PH3, N2O4, N2, AlBr3, RbOH – uveďte najsilnejšie príťažlivé sily v tuhom stave. Na základe relatívnej veľkosti týchto síl zoraďte tieto látky v poradí stúpajúcej teploty topenia/varu. b) Aký bude rozdiel medzi teplotou topenia a varu (veľký alebo malý) v prípade N2, resp. RbOH? (2 body) 6A. Vyjadrite znamienkami nerovnosti stálosť oxidačných stavov GeII, SnII, PbII. (2 body) 7A. Ktoré trendy správne vyjadrujú zmenu prvej ionizačnej energie a atómových polomerov vzácnych plynov. (2 body) a) I1: He > Ne > Ar > Kr > Xe ra: He > Ne > Ar > Kr > Xe b) I1: He < Ne < Ar < Kr < Xe ra: He > Ne > Ar > Kr > Xe c) I1: He > Ne > Ar > Kr > Xe ra: He < Ne < Ar < Kr < Xe d) I1: He < Ne < Ar < Kr < Xe ra: He < Ne < Ar < Kr < Xe 8A. Bola potvrdená existencia svetlozeleného katiónu dixenónu(1+), Xe2

+. Vypočítajte väzbový poriadok pre tento ión. (2 body) 9A. Ktoré z nasledujúcich tvrdení o tvare častíc je nesprávne? (2 body) a) [XeF5]–, pentagonálne planárny b) XeO3, trigonalne planárny c) XeF4, štvorcovo planárny d) [XeF3]+, tvar T 10A. Ktoré z nasledujúcich tvrdení o tvare častíc je správne? (2 body) a) XeO3, trigonálne pyramidálny; XeF4, štvorcovo-planárny, b) XeO3, trigonálne planárny; XeF4, štvorcovo-planárny, c) XeO3, trigonálne pyramidálny; XeF4, tetraedrický, d) XeO3, trigonálne planárny; XeF4, tetraedrický.

12

11A. Opíšte trendy vo fyzikálnych vlastnostiach (teplota topenia a varu, hustota) vzácnych plynov. (2 body) 12A. Nasledujúce obrázky znázorňujú štruktúry štyroch hydridov 2. periódy. (4 body)

1 2 3 4

a) Určte hydridy na obrázkoch. b) Ktorý z hydridov má najväčšiu teplotu topenia? c) Ktorý z hydridov má najmenšiu teplotu varu? d) Ktoré z hydridov pri vzájomnej reakcii uvoľňujú plynný vodík? e) Ktorý z plynných hydridov vytvára vo vode zásaditý roztok? 13A. Ktorý z nasledujúcich prvkov tvorí s vodíkom kovový (intersticiálny) hydrid? (1 bod)

14A. Čo nie je charakteristické pre intersticiálne hydridy? (2 body) a) Atómy vodíka nahradia atómy kovu v ich polohách v základnej bunke. b) Objem vodíka pri štandardnej teplote a tlaku absorbovaný kovom môže byť niekoľko stokrát väčší, ako je objem kovu. c) Vodík sa nachádza vo forme atómov vodíka. d) Vodík sa nachádza vo forme iónov vodíka. e) Pomer množstiev atómov v zlúčenine môže byť pomerom malých celých čísiel. 15A. V prípade ktorého z uvedených kovalentných hydridov je správne uvedená jeho najvýznamnejšia medzimolekulová interakcia? (2 body) a) HBr: dipól–dipól, b) CH4: dipól–dipól, c) H2O2: van der Waalsova, d) NH3: dipól–dipól, e) PH3: vodíková väzba. 16A. Všetky nasledujúce vodíkové väzby (interakcie) sa pozorovali v tuhom stave. Ktorá z nich je pravdepodobne najslabšia? (1 bod) a) C–H···O, b) N–H···O, c) O–H···O, d) O–H···N. 17A. Uveďte, v ktorej z možností nemá vodíková väzba žiadnu úlohu. (1 bod) a) Vratná absorpcia H2 kovovým Pd, b) Komplementárne spárovanie zásad v DNA, c) V štruktúre NH4Cl(s), d) Veľká viskozita H2SO4(l).

13

18A. V ktorej z uvedených dvojíc očakávate typickú medzimolekulovú vodíkovú väzbu medzi molekulami X a Y? (2 body) a) X = acetonitril CH3CN a Y = toluén C6H5CH3 b) X = tetrahydrofurán C4H8O a Y = dietyléter (CH3CH2)2O c) X = etanol CH3CH2OH a Y = etylamín CH3CH2NH2 d) X = dietyléter (CH3CH2)2O a Y = dibutyléter (CH3CH2CH2CH2)2O 19A. Na základe umiestnenia prvkov 1 až 4 v periodickej tabuľke. (4 body)

a) Napíšte vzorec najjednoduchšieho binárneho hydridu pre každý prvok. b) Ktorý z uvedených hydridov má najnižšiu teplotu varu? c) Ktoré z uvedených hydridov reagujú s vodou za vzniku plynného vodíka? Napíšte príslušné reakcie v stavovom iónovom tvare. d) Ktorý z uvedených hydridov reaguje s vodou za vzniku kyslého roztoku a ktorý za vzniku zásaditého roztoku? 20A. V stavovom tvare napíšte rovnice zodpovedajúce chemickým reakciám v reakčných schémach. (3 body)

a) 2F2H HF

b) Na2H NaH

c) 2O2 2H H O

14

Anorganická chémia I – S3 – Vzor 2 (40 bodov) Dátum:

Meno študenta (paličkovým): Štud. skupina:

1X. Na základe postavenia prvkov v periodickej tabuľke zoraďte nasledujúce atómy v poradí rastúceho atómového polomeru. (2 body) a) Be, C a Mg, b) In, I a Br.

2X. Katión Li2+ sa bežne nevyskytuje. Na základe predpokladaných hodnôt prvej a druhej ionizačnej energie Li vysvetlite prečo. (1 bod) 3X. Ktorá z nasledujúcich častíc má najväčší polarizačný účinok: Rb+, K, Na+? (1 bod) 4X. Pre každú z nasledujúcich látok – Al2O3, F2, H2O, Br2, NaCl – uveďte najsilnejšie príťažlivé sily v tuhom skupenstve. Na základe relatívnej veľkosti týchto síl zoraďte tieto látky v poradí stúpajúcej teploty topenia. (2 body) 5X. Napíšte vzorce fluoridov EFn neprechodných prvkov 4. periódy (E = K, Ca, Ga, Ge, As, Se, Br a Kr) v maximálnom oxidačnom stave prvku E. Navrhnite typ väzby pre každú zlúčeninu. (3 body) 6X. Napíšte rovnicu chemickej reakcie. (2 body) a) kovového Cs s Cl2(g) b) kovového Cs s H2(g) c) kovového Ca s O2(g) d) kovového Ca s H2O(l) 7X. Ktorá z nasledujúcich zlúčenín nie je stabilná. (1 bod) a) AlS2, b) CaS, c) K2S2, d) CS2

15

8X. Hoci atómy síry podliehajú katenácii, podobne ako atómy uhlíka, počet zlúčenín obsahujúcich vzájomne viazané atómy síry nie je taký veľký ako v prípade zlúčenín obsahujúcich vzájomne viazané atómy uhlíka. Stručne zdôvodnite tento jav. (1 bod) 9X. Opíšte zmeny v cyklo-S8 pri zahrievaní. Vysvetlite to na základe zmien v molekulovej štruktúre. (4 body)

S(s) o95 C S(s)

o119 C S(l) o160 C S(l)

o445 C S8(g) S6(g) S4(g) o1000 C S2(g)

10X. Ktoré konštatovanie správne opisuje reakciu praženia sulfidu olovnatého? (1 bod) a) Reakciou PbS s kyslíkom dochádza k redukcii Pb2+ a vzniku kovového Pb. b) Kyslík je redukčným činidlom v procese praženia PbS. c) Anión S2– sa oxiduje na SO2. d) Sulfid olovnatý sa oxiduje na oxid olovičitý. 11X. Opíšte škodlivé účinky súvisiace s (3 body) a) trikyslíkom, b) hydroxidovým aniónom, c) sulfánom. 12X. Napíšte v stavovom tvare chemické rovnice pre nasledujúce reakcie. (6 bodov) a) jemne rozotretého železa s dikyslíkom b) plynného silánu s dikyslíkom c) tuhého sulfidu zinočnatého s dikyslíkom d) kyseliny bromovodíkovej s dikyslíkom e) tuhého sulfidu bárnatého s trikyslíkom f) vodného roztoku jodidu draselného s trikyslíkom

16

13X. Ktorá častica – oxid sírový alebo siričitanový anión – bude mať väčšiu priemernú hodnotu dĺžky väzby síra–kyslík? Posudte na základe elektrónových štruktúrnych vzorcov. (2 body) 14X. Prečo sa síranový anión bežne využíva v chémii? (1 bod) 15X. Aké je hlavné využitie (2 body) a) fluoridu sírového, b) tiosíranu sodného 16X. V ktorej z nasledujúcich oblastí sa spotrebuje najväčšie množstvo vyrobenej kyseliny sírovej (1 bod) a) výroba batérií, gumy a výbušnín b) rafinácia ropy c) výroba hnojív d) výroba železa a ocele e) pri chemických výrobách 17X. Ktorý z nasledujúcich plynov je skleníkovým plynom (uvedený v Kjótskom protokole z roku 1997)? (1 bod) a) OF2, b) SO2, c) H2S, d) SF6 18X. Napíšte v stavovom tvare chemické rovnice pre nasledujúce reakcie. (3 body) a) redukcie železitých solí sulfánom vo vodnom roztoku b) redukcie dichrómanu draselného oxidom siričitým vo vodnom roztoku kyseliny sírovej c) roztoku sulfidu sodného so zriedeným roztokom kyseliny sírovej. 19X. V stavovom tvare napíšte rovnice zodpovedajúce chemickým reakciám v reakčných schémach. (3 body)

a) 2H O2 2 7 2 4H S O H SO

b) –OH –

2 4 4H SO HSO

c) +H–

4 2 4HSO H SO

17

Otázky na skúšku – Anorganická chémia I

I. Všeobecná časť 1. Hmota, skupenské stavy hmoty, prvok, zlučenina, čistá látka, zmes (sústava), vlastnosti hmoty. Príklady. 2. Častice hmoty, atóm, stavba atómu, izotopy, molekula, ión, typy chemických zlúčenín (molekulové, iónové).

Príklady. 3. Vyjadrenie množstva látky. Látkové množstvo, Avogadrova konštanta. Molová hmotnosť, Molový objem. Roztok,

vyjadrenie zloženia roztokov. Jednotky veličín a ich prepočty. 4. Vzorce: stechiometrický, molekulový, funkčný, štruktúrny, elektrónový štruktúrny, rezonančné štruktúry – formálny

náboj, Niggliho vzorec. Príklady. 5. Chemické reakcie. Zápis chemických dejov. Klasifikácia chemických reakcií. Oxidačné číslo. 6. Elektrónová štruktúra atómu. Schrödingerova rovnica, vlnová funkcia, orbitál. Elektrónový obal atómu vodíka,

atómová emisia, atómové orbitály. Kvantové čísla, kvantovanie mikroskopických veličín -kvantovanie energie, momentu hybnosti a jeho projekcie.

7. Charakteristiky atómových orbitálov s-, p- a d-. Viacelektrónové atómy. Výstavbový princíp. Pauliho princíp a Hundovo pravidlo.

8. Elektrónové konfigurácie jednojadrových častíc: atómov, katiónov a aniónov. Pravidlá určenia. Elektrónová konfigurácia V a V2+, S a S2-. Spinová multiplicita.

9. Periodický zákon. Periodické tabuľky. Dlhá forma periodickej tabuľky. Klasifikácia prvkov podľa elektrónovej konfigurácie ich atómov. Efektívny náboj jadra Zef, Slaterove pravidlá.

10. Periodicita ionizačnej energie, elektrónovej afinity, atómových a iónových polomerov a látkových vlastností. 11. Vplyv elektronegativity na charakter chemickej väzby, polarita chemickej väzby, iónovosť kovalentnej väzby –

Paulingov empirický vťah. Elektronegativita, kovový – nekovový charakter prvkov, trendy v PSP. 12. Tvorba kovalentnej väzby. Vzťah kinetickej a potenciálnej energie, disociačná energia väzby. Väzbová energia.

Závislosť energie molekuly od vzdialenosti atómov. Dipólový moment. 13. Metóda molekulových orbitálov, LCAO. Efektívne a neefektívne prekryvy. Väzbové a protiväzbové MO. MO typu

a . Väzbový poriadok. 14. MO v časticiach H2

+, H2 a H2. Objasnenie neexistencie He2.

15. MO v časticiach N2, C22 a HF. Objasnenie pevnosti väzby.

16. MO v časticiach O2, O2 a O2

2. Objasnenie magnetických vlastností. 17. Elektrónový štruktúrny vzorec. Pravidlá pre písanie elektrónových štruktúrnych vzorcov, lokalizované (dvojcentrové)

orbitály, oktetové pravidlo. Dominantné elektrónové štruktúry, delokalizovaná π väzba. 18. Hybridné atómové orbitály, smerové vlastnosti. Konštrukcia hybridných orbitálov, typy hybridizácie. 19. Teória odpudzovania elektrónových párov (VSEPR). Tvar častíc typu AXn. Príklady. NH3, ClF3, SF4, PF5, XeF4. 20. Tvar zložitejších častíc podľa VSEPR. Príklady. S2O3

2-, P2O74-, N2H4, H2O2.

21. Dipólový moment, čiastočný náboj, jednotka, skladanie. Polarita molekúl. Vzťah dipólového momentu a štruktúry molekúl. Príklady. BF3, NH3 a NF3. Cis- a trans-izomér typu MA2B2.

22. Základy kryštalografie. Kryštál, kryštálová štruktúra, základná bunka (3 Bravaisove podmienky), mriežkové parametre, centrovanosť, kryštalografické sústavy.

23. Tvorba iónov, iónové polomery a ich trendy (3 Fajansove pravidlá). Polarizovateľnosť, polarizačný účinok. 24. Iónová väzba. Madelungova konštanta a Madelungova energia. Mriežková energia, repulzný potenciál. 25. Typ kryštálovej štruktúry alotropov uhlíka: diamantu a grafitu (nákres), uviesť odlišnosti a ich prejav na

fyzikálnochemických vlastnostiach. 26. Kryštálové štruktúry typu NaCl a CsCl (nákres), vplyv veľkosti iónových polomerov katiónu a aniónu (rk/ra) na typ

iónovej štruktúry. 27. Medzimolekulové interakcie a van der Waalsove polomery. Podstata Coulombických, indukčných a disperzných

interakcií. 28. Vodíková väzba, zúčastnené atómy, dopad na teplotu topenia a teplotu varu látok. 29. Sústava, druh sústavy. Stavové veličiny. Štandardný stav látok. 30. Vnútorná energia. Teplo a práca. Objemová práca. Prvý zákon termodynamiky, (zákon zachovania energie). 31. Entalpia. Tvorná entalpia. 32. Prvý a druhý zákon termochémie. Príklad: C(grafit)+2H2(g)=CH4(g)...rHo=?; fHo(CO2)=-393.5kJmol-1,

fHo(H2O)=-285.8kJmol-1, CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+ 2H2O(l)... rHo=-890.35kJmol-1. 33. Entropia, jednotka, vratnosť dejov. Závislosť od teploty. Podmienka rovnováhy a samovoľnosti deja v sústave. 34. Gibbsova energia. Podmienka samovoľnosti deja a rovnováhy v sústave. Entropicky riadený dej: H>0, S>0.

Príklad: termický rozklad CaCO3, rHo=178.4kJmol-1, rSo=160.5JK-1mol-1. 35. Rovnováha chemickej reakcie, rovnovážna konštanta (Ka, Kc, Kp), vzťah Go a K, reakčný kvocient.

18

36. Vplyv koncentrácie, tlaku a teploty na rovnovážnu konštantu Le Chatelierov princíp pohyblivej rovnováhy. Vant’ Hoffov vzťah.

37. Rozpúšťanie. Nasýtený roztok. Rozpustnosť a jej závislosť od teploty. Termodynamika rozpúšťania. 38. Rýchlosť chemickej reakcie, rýchlosť úbytku koncentrácie. Rýchlostná rovnica, rýchlostná konštanta, poriadky

reakcie. 39. Katalyzátor, inhibítor. Energetický profil nekatalyzovanej a katalyzovanej reakcie (nákres). Aktivovaný komplex,

aktivačná energia, Arrheniov vzťah a jeho členy. 40. Brönstedtova teória kyselín a zásad. Konjugované páry. Amfiprotné a amfotérne látky. Príklady. 41. Ionizácia kyselín a zásad. Konštanta kyslosti a zásaditosti. Príklady: HCN a NH3. 42. Sila kyselín typu HX a oxokyselín HnXOm. Objasnenie trendov. 43. Autoprotolýza, entalpický efekt. Iónový súčin vody, pH, závislosť pH od teploty. Neutralizácia, entalpický efekt.

Príklady. 44. Hydrolýza, konštanta hydrolýzy a jej vzťah ku konštante ionizácie. Hydrolýza akvakomplexov Fe2+ a Al3+. Posun

rovnováhy, zabránenie hydrolýzy.Príklady. 45. pH roztokov NH4Cl, KCl, KCN a NH4CN. Posúdenie z hľadiska možnosti resp. nemožnosti hydrolýzy. 46. Lewisova teória kyselín a zásad. Pearsonova koncepcia tvrdých a mäkkých kyselín a zásad (HSAB). Vytesňovanie

kyselín a zásad zo solí (NH3 z NH4Cl, H2S z Na2S). 47. Vylučovacie reakcie. Kondenzácia. Príklady. 48. Súčin rozpustnosti, zrážanie, dekantácia. Príklady. 49. Elektrolýza, 1. a 2. Faradayov zákon, elektrochemický ekvivalent, Faradayova konštanta. Grafické znázornenie 1.

Faradayovho zákona pre Cu2+ a Fe2+. 50. Oxidovadlo, redukovadlo. Redoxné reakcie. Polreakcie. Vzťah K a Eo. 51. Samovoľnosť priebehu redoxnej reakcie. Štandardná vodíková elektróda, definícia (nákres). 52. Elektróda, elektródový potenciál. Štandardný elektródový potenciál. Nernstova rovnica. 53. Rad napätia kovov. Reakcie kovov s vodou, roztokmi kyselín a hydroxidov. Správanie vo vode Ca, Mg a Cu. 54. Nernstova-Petersova rovnica. Posun redoxného potenciálu zmenou pH. Príklad. 55. Latimerove a Frostove diagramy. Príklad: interpretácia Frostovho diagramu pre mangán pri pH=0.

II. Systematika

56. Väzbový trojuholníkový diagram prvkov a zlúčenín 2. periódy a Van Arkelov-Ketelaarov väzbový trojuholník. 57. Látky s molekulovou štruktúrou (molekulové kryštály). 58. Látky s atómovou (kovalentnou) a polymérnou štruktúrou. 59. Látky s iónovou štruktúrou (iónové kryštály). Kovalentný charakter iónovej väzby. Látky s kovovou štruktúrou (kovové kryštály). 60. Laingov väzbový tetraéder. 61. Trendy v 1. a 2. skupine. Diagonálna podobnosť. 62. Trendy v 17. skupine. Efekt inertného elektrónového páru. 63. Trendy v 15. skupine 64. Trendy v periódach. Prvky druhej a tretej periódy. Fluoridy a oxidy prvkov 2. a 65. periódy (v maximálnom oxidačnom stave prvku). Stabilita kovalentných oxidov. Acidobázické vlastnosti oxidov. 66. Hydridy prvkov 2. a 3. periódy. Iónové hydridy. Polymérne kovalentné hydridy. Molekulové hydridy. Reakcie hydridov s kyslíkom. Acidobázické vlastnosti hydridov. 67. Rozdiely vo vlastnostiach prvkov 2. periódy v porovnaní s prvkami ostatných periód 68. Vlastnosti atómov vzácnych plynov. 69. Vzácne plyny ako jednoduché látky. 70. Jedinečné vlastnosti hélia. 71. Výskyt, výroba a použitie vzácnych plynov. 72. Zlúčeniny vzácnych plynov. Fluoridy xenónu. Oxidy xenónu. 73. Umiestnenie vodíka v periodickej tabuľke. 74. Spôsob väzby. Výskyt vodíka. 75. Izotopy vodíka. 76. Vlastnosti a laboratórna príprava vodíka. 77. Výroba a použitie vodíka. 78. Hydridy. Molekulové (kovalentné) hydridy. Iónové hydridy. Kovové hydridy. 79. Voda a vodíková väzba, biologické aspekty vodíkovej väzby. 80. Hydráty (klatráty) vzácnych plynov, metánu a oxidu uhličitého. 81. Vlastnosti atómov halogénov. Spôsob väzby. 82. Vlastnosti halogénov ako jednoduchých látok, výskyt výroba a použitie halogénov.

19

83. Výnimočné postavenie fluóru. 84. Výskyt, príprava a použitie halogénov. 85. Reakcie halogénov. 86. Halogenidy. Klasifikácia halogenidov. Molekulové (kovalentné) halogenidy. Iónové (soľotvorné) halogenidy. Polymérne kovalentné halogenidy. 87. Kvalitatívne určenie halogenidových aniónov. 88. Príprava halogenidov. 89. Vzájomné zlúčeniny halogénov, typy vzájomných zlúčenín halogénov a ich iónov, tvary vzájomných zlúčenín halogénov a ich iónov, príprava, reaktivita a použitie vzájomných zlúčenín halogénov, Lewisove vlastnosti vzájomných zlúčenín halogénov (interhalogenidov). 90. Halogenovodíky a ich kyseliny, príprava a vlastnosti halogenovodíkov. Kyelina chlorovodíková. 91. Oxokyseliny halogénov. Oxokyseliny chlóru, kyselina chlórna a chlórnanový anión, chlorečnanový anión, kyselina chloristá a chloristanový anión. 92. Oxidy halogénov. Oxidy chlóru, oxid chlórnatý ClO, oxid chloričitý ClO2. 93. Kyanidový anión ako pseudohalogenidový anión. 94. Vlastnosti atómov chalkogénov, spôsob väzby, násobné väzby, katenácia. Väzby v molekulových zlúčeninách kyslíka. 95. Vlastnosti chalkogénov ako jednoduchých látok, výskyt, výroba a použitie chalkogénov. Trendy v skupine. Odlišnosti v chémii kyslíka a síry. 96. Kyslík. Vlastnosti a výskyt kyslíka. Použitie, príprava a reakcie kyslíka. Elektrónová konfigurácia kyslíka a jeho magnetické vlastnosti. 97. Trikyslík (ozón). Ozón ako silné oxidačné činidlo. Ozón a jeho úloha v životnom prostredí. 98. Trendy vo vlastnostiach oxidov. 99. Hydridy 16. skupiny. 100. Peroxid vodíka. Deriváty peroxidu vodíka – peroxokyseliny. 101. Hydroxidy. Hydroxylový radikál. 102. Prehľad chémie síry. Síra. Reakcie síry. Priemyselná výroba síry. 103. Sulfán. 104. Sulfidy. Sulfid sodný. Nerozpustné sulfidy. 105. Oxidy síry. Oxid siričitý. Oxid sírový. 106. Siričitany a hydrogensiričitany. 107. Oxokyseliny síry. Kyselina sírová. Reakcie kyseliny sírovej. Priemyselná výroba kyseliny sírovej. 108. Sírany a hydrogensírany. 109. Ďalšie oxoanióny síry. Tiosírany. Peroxydisírany. 110. Halogenidy síry. Fluorid sírový. Fluorid siričitý. Chloridy síry. 111. Halogenid-oxidy síry.