Chemické děje a chemické reakce

1. Chemické děje a chemické reakce

2. Chemický děj • Chemický děj je proces, při němž dochází ke změnám chemických vazeb mezi stavebními částicemi látek. Nejčastějším případem chemického děje je chemická reakce. • Chemické vazby: • Nekovalentní: vystupují v chemických dějích rozpouštění, ředění, krystalisace, sublimace, desublimace, kondensace, vypařování, jsou důležité při purifikačních methodách, jsou velmi slabé • Vodíkové můstky • Van der Waalsovy interakce • Kovalentní: k jejich změnám dochází v rámci chemických reakcí, jsou velmi silné • Nepolární • Polární • Extrémně polární = iontové

3. Popis chemického děje • Stechiometrie – udává, v jakých poměrech spolu činitelé chemického děje vystupují • Thermodynamika – popisuje energetické změny v rámci chemického děje • Kinetika – popisuje rychlost chemických dějů • Mechanismus – popis průběh všech změn (dílčí reakce, etc.) na úrovni zúčastněných částic chemického děje (atomy, molekuly, ionty)

4. Zákonitosti chemického děje • Zákon zachování hmoty: během chemického děje se celková hmotnost systému nemění. • Hmotnost kovalentně vázaného atomu i hmotnost iontu je v podstatě stejná jako hmotnost odpovídajícího volného atomu. • Zákon zachování energie: během chemického děje energie nevzniká, ani nezaniká, pouze se jedna její forma mění ve formu jinou. Celkový součet energie systému ve všech jejích formách zůstává konstantní.

5. Chemická reakce • Chemická reakce je proces, při kterém nastávají látkové změny, tj. dochází ke změnám ve složení a struktuře látek. Chemické reakce se uskutečňují zpravidla v důsledku vzájemného působení dvou či více látek, ale některé z nich též vlivem energie na látku jedinou. • Chemická reakce je přeskupením chemicky vázaných atomů, při kterém některé vazby zanikají a jiné vznikají.

6. Chemická reakce • K chemické reakci dojde: • Pokud se reagující látky dostanou do bezprostředního kontaktu • Pokud má reakce dostatečné energetické podmínky • Chemická reakce se zapisuje chemickou rovnicí, tvořenou chemickými vzorci • reaktanty (látky vstupující do reakce) → produkty • aA + bB → cC + dD Stechiometrické koeficienty: udávají, v jakých poměrech vystupují jednotlivé látky v reakci. Obvykle nejmenší možná celá čísla.

7. Chemické rovnice • Úplné: Zn(s) + H2SO4(aq)→ H2(g) + ZnSO4(aq) Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2 • Iontové: Zn(s) + 2 H+(aq)→ Zn2+(aq) + H2(g) • Součet všech atomů daného prvku na levé straně se musí rovnat součtu atomů tohoto prvku na straně pravé • Součet všech nábojů vystupujících částic na levé straně, se musí rovnat součtu všech vystupujících částic na straně pravé • Specifikace stavu látky (s; l; g; aq) není povinná, ale často vhodná • Reakční schema: N2 + H2 ---> NH3

8. Chemická kinetika

9. Kinetika – rychlost chemických reakcí • Pro mnoho procesů je důležité vědět, jak rychle probíhají • Jak měřit rychlost chemické reakce? • Změna látkového množství za jednotku času: • Problém: velikost a množství reakční směsi • Řešení: vztažení rychlosti na jednotkový objem • Pro většinu případů je objem konstantní → rychlost je pak možné vyjádřit jako změnu molární koncentrace

10. Rychlostní rovnice • Pro modelovou reakci podle rovnice (ale všeobecně pro jakoukoli): lze rychlost spočítat pomocí rychlostní rovnice Dílčí řády reakce (jejich součet dává celkový řád reakce) Rychlostní konstanty (šipka označuje směr reakce) Jednotlivé koncentrace reagujících látek

11. Rychlostní konstanta • Konstanta k určuje velikost rychlosti • Pro každou reakci musí být experimentálně zjištěna • Vzorec pro výpočet navrhl chemik Arrhenius: A … Arrheniova konstanta EA … Aktivační energie R … Plynová konstanta – 8,314 J.K-1.mol-1 T … Thermodynamická teplota Aktivační energie – energie, jež je třeba dodat pro zahájení reakce

12. Ovlivňování rychlosti reakce • Zvýšení koncentrace reagujících částic • Při reakci se sráží molekuly, nebo atomy reaktantů za vzniku produktů, rychlost reakce pak stoupá s pravděpodobností těchto srážek. • Pravděpodobnost srážek pak stoupá s počtem částic na daném prostoru, čili s koncentrací. • Zvýšení teploty • Pro zdárný průběh reakce musí mít reagující částice určitou energii, která se projevuje jako jejich rychlost. • Zvýšením teploty dodáváme teplo a tím energii reagujícím částicím a jejich rychlost vzroste, což urychlí reakci. • Můžeme také říci, že zvýšením rychlosti částic zvýšíme pravděpodobnost srážky dvou částic s potřebnou energií. • U reaktantů v pevném stavu zvýšení stupně rozmělnění • Rozmělněním pevných částic na prášek se zvýší plocha styku s dalšími reagujícími částicemi a tedy i počet srážek s nimi a tím rychlost reakce. • Opět lze tvrdit, že se zvýší pravděpodobnost srážek vedoucích k reakci

13. Ovlivňování rychlosti reakce 4.Přítomnost katalysatoru: • Katalysator = látka snižující aktivační energii a tím barieru pro zahájení reakce, mění rychlost reakce, ale nevystupuje v konečné reakci a v ideálním případě se během reakce nespotřebovává (což v praxi není téměř nikdy možné) • Katalysator vlastně funguje jako horský průvodce, který hledá pro svoji skupinu jiné - snašší cesty pro překonání horského hřebenu, než přímý pochod přes vrchol

14. Thermodynamika

15. Energetika chemických reakcí • Při reakci zanikají staré vazby, přičemž je třeba dodat energii, která odpovídá disociační energii štěpených vazeb; a dále nové vazby vznikají, což je doprovázeno uvolněním energie, jež odpovídá vazebné energii vazeb vznikajících. Chemická reakce je tak vždy provázena změnou energie • Reakce • Exothermní je provázena uvolněním energie (tepla), reakční směs se zahřívá a energie má záporné znaménko • Endothermní je provázena spotřebou energie (tepla), reakční směs se samovolně ochlazuje a energie má kladné znaménko • Jak ale vyjádřit energetické změny?

16. Vnitřní energie • Značka U, jednotka kJ/mol • Souhrn všech forem energie v daném systému (kinetická, potenciální, jaderná, elektronů, vazebná, etc.) • Nelze přesně určit její absolutní hodnotu • Je ale možné určit její změnu DU

17. Enthalpie • Značka Hr. , jednotka kJ/mol • DHr = DU + p.DV • Změna vnitřní energie změněná o práci, jež systém vykoná během reakce • Teplo, které se uvolní při reakci za konstantního tlaku • „Tepelné změny při chemických reakcích probíhajících za stálého tlaku zahrnují i objemovou práci“ DV CaCO3 CaO + CO2

18. Standardní reakční teplo a slučovací teplo • Standardní podmínky: dohodnuté a všeobecně uznávané podmínky pro tabelování fysikálních a chemických hodnot • T = 298,15 K (25°C) • p = 101,325 kPa • c = 1 mol/l • n = 1 mol • Standardní reakční teplo (Qr): teplo, které se uvolní během reakce za standardních podmínek • Standardní slučovací teplo (Qr): reakční teplo reakce, při které vzniká za standardních podmínek 1 mol dané látky z prvků

19. Energetický diagram Transitní stav: stav, kdy část starých vazeb je již rozvolněna a začínají vznikat vazby nové, přitom je však stejně pravděpodobný vznik produktu i obrácení reakce zpět k výchozím látkám ‡ - Transitní stav E C + D produkty DHr – Endothermní reakce EA – Aktivační energie A + B reaktanty C + D produkty DHr – Exothermní reakce Reakční koordináta

20. Vratnost reakcí a chemická rovnováha • Z energetického grafu je vidět, že theoreticky je možné každou reakci obrátit, pokud dodáme dostatečnou energii (která odpovídá aktivační energii obrácené reakce) – vratnost reakce • Díky energetickým změnám během reakce se často stává, že část molekul dostává právě tuto požadovanou energii pro obrácení reakce a reakce tak současně běží oběma směry • Pokud se rychlost reakce a obrácené reakce vyrovnají (rychlost přeměny na produkty se rovná rychlosti přeměny na reaktanty), dospěje reakce do rovnováhy – oba děje stále probíhají, ale shodnou rychlostí. Koncentrace všech látek zůstává konstantní a nepozorujeme další změny. Zdánlivě se tak reakce zastavila. – dynamické rovnováha

21. Rovnovážná konstanta • Každá chemická reakce se dostane po určité době do stavu chemické rovnováhy • Chemická rovnováha je matematicky vyjádřena rovnovážnou konstantou (Gulberg-Waagův zákon) [X] … koncentrace jednotlivých látek (mol/l) x … stechiometrický koeficient dané látky P … součin [Pj] … koncentrace jednotlivých produktů [Ri] … koncentrace jednotlivých reaktantů ui,j … stechiometrické koeficienty daných látek

22. Ovlivňování rovnovážného složení • Snížení koncentrace produktu/ů: • Odčerpáváním i byť jen jednoho produktu se numericky snižuje čitatel zlomku rovnovážné konstanty, aby poměr zůstal zachován a tudíž se konstanta nezměnila, reaguje systém vytvářením odčerpávaného produktu a rovnovážné složení je tak posunuto směrem k produktům • Zvýšení koncentrace výchozí látky/ek: • Přidáváním i jen jediné výchozí látky vede k numerickému zvýšení jmenovatele zlomku rovnovážné konstanty. Aby poměr a s ním i konstanta zůstal zachován, reaguje systém vytvářením produktů. Rovnovážné složení je tak posunuto směrem k produktům • Obvykle přidáváme tu nejlevnější výchozí látku, klidně i ve velkém nadbytku

23. Ovlivňování rovnovážného složení • Změna tlaku v reakční soustavě: • Možno použít jen u reakcí se změnou objemu • Obvykle reakce, kde vystupují plyny • 1 mol jakéhokoliv plynu má stejný objem, který je vždy daleko větší než objem kapaliny, nebo pevné látky • Zvýšení tlaku posunuje rovnováhu ve směru menšího objemu reakční soustavy (tj. na stranu menšího látkového množství plynu/ů) Při zvýšení tlaku: ← → Nemá vliv

24. Ovlivňování rovnovážného složení • Změna teploty v reakční soustavě: • Zvyšování teploty znamená dodávání energie – energie se chová jako reaktant • Snižování teploty znamená odebírání energie – energie se chová jako produkt • Endothermní reakce: • Exothermní reakce: • Z předešlého vyplývá: • U endothermních reakcí zvýšení teploty vede k posunutí rovnovážného složení směrem k produktů, u exothermních naopak • U exothermních reakcí vede snížení teploty k posunutí rovnovážného složení směrem k produktům, u endothermních naopak

25. Druhy chemických dějů

26. Druhy chemických reakcí • Podle skupenství: • V pevné fázi • Málo časté • Špatný kontakt reagujících látek • Problémy s promícháváním • V kapalné fázi • Nejčastější • Dobré promíchávání a dobrý kontakt reaktantů • Je možné využít vlastnosti rozpouštědla pro ovlivnění průběhu reakce • V plynné fázi • Dobré promíchání i kontakt reaktantů • Problém s objemem reaktoru a změnami tlaku při reakci

27. Druhy chemických reakcí • Podle skupenství 2: • Homogenní: všechny látky jsou ve stejné fázi • Heterogenní: alespoň jedna látka je v jiné fázi • Podle reagujících částic: • Radikálové • Reagují radikály – částice s nespárovaným elektronem, vysoce nestabilní a reaktivní • Obvykle řetězové reakce • Špatně se řídí • Molekulové • Iontové

28. Druhy chemických reakcí • Podle přenášených částic: • Redoxní – přenáší se elektrony • Acidobasické – přenáší se protony • Srážecí – přenáší se části molekul

29. Redoxní reakce • Při reakci se přenáší elektrony • Během reakce se mění oxidační čísla zúčastněných atomů • Vyčíslování se provádí pomocí křížového pravidla • Počet odevzdaných a přijatých elektronů musí být shodný • Redukce: děj, při kterém dochází k přijmutí elektronu a snížení oxidačního čísla • Redukční činidlo: látka způsobující redukci, přičemž se samo oxiduje • Oxidace: děj, při kterém dochází k odevzdání elektronu a zvýšení oxidačního čísla • Oxidační činidlo: látka způsobující oxidaci, přičemž se sama redukuje

30. Acidobasické reakce • Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H+ • Reakce kyselin a zásad • Tři theorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova

31. pH • Stupnice vyjadřující kyselost roztoku • 0 – 14 • 0 – 7 kyselé • 7 neutrální • 7 – 14 zásadité • Hodnota pH závisí na koncentraci uvolněných vodíkových iontů

32. Síla kyselina a zásad ve stupnici pH • Síla kyseliny je úměrná její schopnosti odštěpovat své protony a přenášet je na molekuly rozpouštědla (obvykle vody – vznik oxoniového kationtu) • Silnější je tedy kyselina, která při stejné výchozí koncentraci odštěpí více vodíkových iontů a tím dosáhne nižšího pH • Síla base je úměrná schopnosti vychytávat vodíkové ionty • Silnější base je tedy ta, která při stejné výchozí koncentraci vychytá více vodíkových iontů a tím dosáhne vyššího pH

33. Srážecí reakce • Přenáší se atomy, nebo celé části molekul • Jeden z produktů je mnohem méně rozpustný než jiné a vylučuje se ve formě sraženiny