Ing. František Šoukal, Ph.D. Ústav chemie materiálů Fakulta chemická Vysoké učení technické v Brně

Transkript

1 Ing. František Šoukal, Ph.D. Ústav chemie materiálů Fakulta chemická Vysoké učení technické v Brně

2 Chemie pro FSI 1. Úvod do studia chemie, základní pojmy 2. Sloţení a struktura chemických látek 3. Chemické reakce 4. Disperzní soustavy 5. Základy elektrochemie 6. Vybrané kapitoly z anorganické chemie 7. Vybrané kapitoly z organické a makromolekulární chemie 8. Chemie ţivotního prostředí Podrobně na 1CH 09/10 Z.

3 Doporučená literatura: 1. KOTLÍK, B., RŮŢIČKOVÁ, K. Chemie I pro střední školy v kostce. Fragment KOLEKTIV. Chemie pro FSI. 1CH 10/11 Z 3. MAREČEK, A., HONZA, J. Chemie pro čtyřletá gymnázia, 1. a 2. díl. Olomouc VACÍK, J. a kol. Přehled středoškolské chemie. SPN, Praha 1995.

4 Hmota, látky a pole HMOTA 1. Látky přetrţitá (diskrétní) struktura skládají se z částic s nenulovou klidovou hmotností nemohou nabývat rychlosti světla či dokonce vyšší a) elementární částice b) mikročástice c) makroskopická tělesa d) biologické útvary e) kosmické útvary

5 2. Pole nepřetrţité formy hmoty zprostředkovávají vzájemné působení mezi částicemi klidová hmotnost rovna nule šíří se vţdy rychlostí světla a) jaderné b) elektromagnetické c) gravitační d) mezonové...

6 Pohyb hmoty a) mikrofyzikální (mechanika mikrosvěta) b) chemický c) makrofyzikální (mechanický) d) biologický e) společenský Chemie studuje chemickou formu pohybu hmoty, tj. vznik a zánik chemických vazeb mezi atomy. To je vázáno na změny elektronového obalu atomů a molekul. Objektem studia chemie je tedy elektronový obal atomů a molekul, zejména elektrony valenční.

7 Třídění látek Směsi 1. homogenní (roztoky) 2. koloidní (nepravé roztoky) 3. heterogenní (hrubé disperze)

8 Chemicky čisté látky (chemická individua) 1. Sloučeniny CHČL sloţené ze stejných molekul vzniklých sloučením dvou nebo více různých atomů. Zapisují se chemickým vzorcem (H 2 O, CO 2, CaCO 3 ). 2. Prvky CHČL sloţené z atomů se stejným protonovým číslem Z. Zapisují se chemickou značkou (H, O, Fe). 3. Nuklidy CHČL sloţené z atomů o stejném protonovém čísle a stejném nukleonovém čísle.

9 Látkové mnoţství Mnoţství látky vyjadřujeme: 1) hmotností m (kg, g) 2) objemem V (m 3, dm 3, cm 3 ) 3) počtem částic neboli látkovým mnoţstvím n (mol) Jeden mol chemické látky je mnoţství látky, které obsahuje právě tolik částic (atomů, molekul, iontů, elektronů), kolik atomů je obsaţeno ve 12 g nuklidu uhlíku 12 C. Tento počet je vyjádřen číselně Avogadrovou konstantou N A N A = 6, mol -1 n = N/N A

10 Čísla u značek nebo vzorců vyjadřují: 1) počet částic 2) látkové mnoţství Př. Přečtěte vzorce a rovnici z hlediska jednotlivých částic a z hlediska obrovských souborů částic molů. Fe 2 O 3 H 2 SO 4 N H 2 2 NH 3

11 Molární hmotnost Molární hmotnost je definována jako hmotnost 1 molu látky: M = m/n (g mol -1 ) Např. M(H) = 1,01 g mol mol atomů vodíku má hmotnost 1,01 g M(N 2 ) = 28,0134 g mol -1 M(N) = 14,0067 g mol -1 M(KMnO 4 ) = 158,034 g mol -1

12 Molární objem Objem plynu závisí na: 1) počtu částic látkovém mnoţství 2) teplotě plynu 3) okolním tlaku Objem 1 molu plynu se nazývá molární objem V m V m = V/n (dm 3 mol -1 ) Za normálních podmínek (teplota 0 C, tlak 101,325 kpa) zaujímá 1 mol kteréhokoliv plynu objem 22,4 dm 3. Tento objem se nazývá normální molární objem a značí se V mn nebo V n. V mn = 22,4 dm 3 mol -1

13 Výpočty s pouţitím veličin n, M, N A, V mn Př. 1: Kolik částic obsahuje 5 molů látky? n = 5 mol, N A = 6, mol, N =? N = n. N A = 5 mol. 6, mol -1 = 3, Př. 2: Jaké látkové mnoţství představuje částic? N = , N A = 6, mol -1, n =? n = N/N A = / 6, mol -1 = 8, mol Př. 3: Jakou hmotnost představuje 5 molů arsenu? n(as) = 5 mol, M(As) = 74,9 g mol -1 m(as) =? m = n. M = 5 mol. 74,9 g mol -1 = 374,5 g

14 Př. 4: Jakému látkovému mnoţství a jaké hmotnosti odpovídá atomů zlata? N = , N A = 6, mol -1, M(Au) = 196,97 g mol -1, n =?, m =? n = N/N A = / 6, mol -1 = 0,166 mol m = n. M = 0,166 mol. 196,97 g mol -1 = 32,7 g Př. 5. Jaký objem zaujímá za normálních podmínek 20 g oxidu uhelnatého? m(co) = 20 g, M(CO) = 28,01 g mol -1, V mn = 22,4 dm 3. mol -1, V =? n = m/m = 20 g / 28,01 g mol -1 = 0,714 mol V = n. V mn = 0,714 mol. 22,4 dm 3. mol -1 = 16 dm 3

15 poč. 19. stol. J. J. Berzelius Fe - Ferrum (ţelezo) Na - Natrium (sodík) Značky prvků Vzorce sloučenin 1. Stechiometrické (empirické) HO P 2 O 5 CH 2. Molekulové (sumární, úhrnné) H 2 O 2 P 4 O 10 C 6 H 6 3. Strukturní (konstituční) H-O-O-H a) rozvinuté b) racionální 4. Strukturní elektronové 5. Geometrické

16 Anorganické názvosloví (s. 50) chlorid sodný Na I Cl síran měďnatý Cu II SO 4 a) podstatné jméno udává skupinu do které sloučenina patří b) přídavné jméno je zakončené koncovkou, která udává hodnotu kladného oxidačního čísla

17 Oxidační číslo Elektrický náboj, který by byl na atomu přítomen, kdyby elektrony každé vazby z prvku vycházející byly přiděleny elektronegativnějšímu z obou vazebných partnerů. 1. Zapisuje se římskou číslicí vpravo nahoře ke značce prvku (Na I, Fe II ). 2. Oxidační číslo atomů prvků v elementární formě je NULA (Cu 0,H 0, Hg 0 ). 3. Oxidační číslo atomu H ve sloučeninách je vţdy +I, pouze u hydridů kovů I. a II. skupiny PSP je I (NaH -I, CaH 2 -I ). 4. Oxidační číslo atomu O ve sloučeninách je vţdy II, pouze v peroxidech je I. 5. Oxidační číslo kovů I. skupiny PSP je ve sloučeninách vţdy +I, oxidační číslo kovů II. skupiny PSP je ve sloučeninách vţdy +II. 6. Součet oxidačních čísel v molekule je roven NULE. Př. Vypočítejte oxidační čísla prvků v následujících sloučeninách: B 2 O 3, CaCl 2, CO 2, P 4 O 10, H 2 SO 4, HMnO 4

18 Kladná oxidační čísla I II III IV V VI VII VIII -ný -natý -itý -ičitý -ičný, -ečný -ový -istý -ičelý Záporná oxidační čísla: -id Př. Na základě vypočítaného oxidačního čísla přiřaďte k vyznačeným atomům správný název: B 2 O 3, CaCl 2, CO 2, P 4 O 10, H 2 SO 4, HMnO 4.

19 Oxidy anion O -II 1. Odvození vzorce kříţovým pravidlem oxid dusitý N O N III O -II N 2 O 3

20 2. Odvození názvu Fe 2 O 3 Fe 2 III O 3 -II oxid oxid ţelezitý Př. 1: Odvoďte vzorce: oxid olovnatý, oxid manganistý, oxid dusičný, oxid chromitý, oxid chloričitý. Př. 2: Odvoďte názvy: MnO, I 2 O 5, Li 2 O, SiO 2, SeO 3.

21 Sulfidy anion S -II sulfid sodný Na 2 S sulfid vápenatý CaS Peroxidy anion O 2 2- ( O -I O -I ) peroxid sodný peroxid barnatý Halogenidy anion X -I jodid sodný chlorid ţelezitý

22 Binární sloučeniny vodíku 1. Hydridy kovů I. a II. skupiny PSP anion H -I hydrid sodný hydrid vápenatý 2. Sloučeniny vodíku s prvky III. VI. skupiny PSP - an AlH 3 alan SiH 4 H 2 S silan sulfan 3. Sloučeniny vodíku tvořené příponou -ovodík fluorovodík HF chlorovodík HCl bromovodík HBr jodovodík HI kyanovodík HCN

23 4. Triviální názvy amoniak NH 3 voda H 2 O methan CH 4 Hydroxidy kov (OH) n OH - hydroxidový anion hydroxid sodný Na I OH hydroxid vápenatý Ca II (OH) 2

24 Kyslíkaté kyseliny Tříprvkové sloučeniny obecného vzorce H x A y O z, kde A je kyselinotvorný prvek. 1. Odvození názvu HNO 3 HN V O 3 kyselina kyselina dusičná Př. 1: Odvoďte názvy: H 3 IO 5, H 3 IO 4, HBrO 4, HBrO 3, H 3 BO Odvození vzorce z oxidačních čísel - dosadíme konkrétní kyselinotvorný prvek do obecného vzorce - je-li oxidační číslo kyselinotvorného prvku sudé, dosadíme za x u značky vodíku dvojku - vypočítáme hodnotu z, aby součet oxidačních čísel v molekule byl NULA Př. 2: Odvoďte vzorce: kyselina bromná, k. dusitá, k. selenová, k. pentahydrogenjodistá. k. dihydrogentellurová.

25 Thiokyseliny Jeden nebo více atomů kyslíku je nahrazeno atomy síry. H 2 SO 3 H 2 S 2 O 2 kyselina siřičitá kyselina thiosiřičitá H 2 SO 4 H 2 S 2 O 3 kyselina sírová kyselina thiosírová

26 Isopolykyseliny Př. Napište vzorce: kyselina pentahydrogentrifosforečná, k. hexahydrogendikřemičitá, k. dihydrogendichromová.

27 Soli kyslíkatých kyselin kyselina sůl chlorná HClO chlornan ClO - chloritá HClO 2 chloritan ClO - 2 uhličitá H 2 CO 3 hydrogenuhličitan HCO - 3 uhličitan CO 2-3 dusičná HNO 3 dusičnan NO - 3 sírová H 2 SO 4 hydrogensíran HSO - 4 síran SO 2-4 chloristá HClO 4 chloristan ClO - 4 trihydrogenfosforečná H 3 PO 4 dihydrogenfosforečnan H 2 PO 4 - hydrogenfosforečnan HPO 4 2- fosforečnan PO 4 3- Př. 1: Odvoďte vzorce: dusičnan barnatý, síran hlinitý, siřičitan sodný, hydrogensíran sodný, dichroman amonný. Př. 2: Odvoďte názvy: Na 2 SeO 4, KBrO 3, Na 3 PO 4, K 2 Cr 2 O 7, Ba(NO 3 ) 2.

28 Podvojné soli Kationty se ve vzorcích uvádějí v pořadí podle rostoucích oxidačních čísel. Při stejném oxidačním čísle podle abecedního pořadí značek. Pořadí v názvech je stejné jako pořadí značek. K I Mg II F 3 K I Na I CO 3 fluorid draselno-hořečnatý uhličitan draselno-sodný Krystalohydráty CuSO 4. 5 H 2 O FeSO 4. 7 H 2 O BaCl 2. 2 H 2 O pentahydrát síranu měďnatého

29 Kationty Od názvu prvku se zakončením příslušného oxidačního čísla. K + kation draselný Mg 2+ Al 3+ Anionty 1) Odvozené od kyslíkatých kyselin zakončení podle oxidačního čísla centrálního atomu ClO - anion chlornanový ClO - 2 anion chloritanový NO - 3 HSO - 4 SO 2-4 PO 3-4 CO 2-3 S 2 O 2-7

30 2) Ostatní anionty zakončení -id H - S 2- HS - Cl - O 2 2- OH - CN - anion hydridový

31 Výpočty z chemických vzorců Př. 1: Vypočítejte hmotnostní zlomek vodíku ve vodě. M(H 2 O) = 18,02 g mol -1, M(H) = 1,01 g mol -1 18,02 g H 2 O...2,02 g H w (H) = m(h)/m(h 2 O) = 2,02 g/18,02 g = 0,112 = 11,2 % Př. 2: Vypočítejte hmotnostní zlomek vody v heptahydrátu siřičitanu sodného. M (Na 2 SO 3. 7H 2 O) = 252,15 g mol -1, M(H 2 O) = 18,02 g mol ,15 g Na 2 SO 3. 7H 2 O ,02 g H 2 O w (H 2 O) = 126,14/252,15 = 0,50 = 50 % Př. 3: Kolik gramů sodíku je obsaţeno v 1000 g sulfidu sodného. M(Na 2 S) = 78,04 g mol -1, M(Na) = 22,99 g mol -1 78,04 g Na 2 S ,99 g Na 1000 g Na 2 S... x g Na x = 589,18 g Na

32 Př. 4: V kolika gramech vody je obsaţeno 10 g vodíku? M(H 2 O) = 18,02 g mol -1, M(H) = 1,01 g mol -1 2,02 g H... 18,02 g H 2 O 10 g H... x g H 2 O x = 89,2 g H 2 O

33 Vývoj představ o sloţení a struktuře atomu 5. stol. př. n. l. Leukippos, Démokritos konec 18. a zač. 19. stol první experimentální důkazy existence atomů - zákon stálých poměrů slučovacích (Proust 1799) - zákon násobných poměrů slučovacích (Dalton 1803) Daltonova atomová teorie (1808) poznání základní struktury atomu H. Becquerel objev radioaktivity J. J. Thomson objev elektronu M. Planck kvantová teorie Demokritos Becquerel Planck Dalton Thomson

34 E. Rutherford planetární model atomu N. Bohr Bohrův model atomu L. de Broglie základní myšlenka vlnové mechaniky E. Schrödinger, W. Heisenberg vlnově (kvantově) mechanický model atomu Rutherford de Boglie Heisenberg Bohr Schrödinger

35 Atomové jádro Přibliţně krát menší neţli celý atom. Struktura protony p + m = 1, g, 1, C neutrony n m = 1, g protony + neutrony = nukleony počet protonů... protonové číslo Z počet neutronů... neutronové číslo N počet nukleonů... nukleonové číslo A = N + Z

36 nuklid - látka tvořená souborem zcela totoţných atomů izotop látka tvořená různými nuklidy téhoţ prvku prvek - látka tvořená souborem atomů se shodným Z Většina prvků v přírodě je směsí několika izotopů. Např. kyslík je směsí izotopů 16 O, 17 O, 18 O. Největší zastoupení má izotop 16 O, a to 99,76%. Dvacet prvků, např. F, N, P, Al má pouze jediný přirozený izotop. Izotopy mají stejné vlastnosti chemické, ale liší se vlastnostmi fyzikálními. Pozn.: Soubory atomů, které mají stejné nukleonové číslo, ale různé protonové číslo se nazývají izobary (např. 40 K a 40 Ca)

37 Hmotnost atomů a molekul m( 1 H) = 1, kg m( 12 C) = 1, kg závaţíčko pro atomy atomová hmotnostní konstanta u m u = 1/12 m( 12 C) = 1, kg relativní atomová hmotnost A r A r (X) = m(x)/m u V tabulkách se uvádějí střední relativní atomová hmotnost: A r (Cl) = A r ( 35 Cl). w( 35 Cl) + A r ( 37 Cl). w( 37 Cl) Relativní molekulová hmotnost M r se vypočte jako součet relativních atomových hmotností všech atomů tvořících molekulu.

38 Př. 1: Vypočítejte A r ( 1 H). A r ( 1 H) = m( 1 H)/ m u = 1, kg/ 1, kg = 1,00782 Př. 2: Vypočítejte hmotnost jednoho atomu nuklidu 63 Cu. A r ( 63 Cu) = 62,928. A r ( 63 Cu) = m( 63 Cu)/ m u m( 63 Cu) = A r ( 63 Cu). m u = 62,928. 1, kg = 1, kg Př. 3: Vypočítejte relativní molekulovou hmotnost H 2 SO 4. M r (H 2 SO 4 ) = 2. A r (H) + A r (S) + 4. A r (O) = 2. 2, , ,0 = 98,09

39 Vazebná energie jádra Hmotnost kaţdého stabilního atomu je vţdy o něco menší neţ algebraický součet hmotností elementárních částic, z nichţ je atom vystavěn. Tento rozdíl se nazývá úbytek hmotnosti nebo také hmotnostní schodek. Např. experimentálně zjištěná hmotnost atomu 4 He je 6, kg. Součet hmotností elementárních částic 4 He činí 6, kg. Úbytek hmotnosti m = 5, kg. Mnoţství uvolněné energie je dáno Einsteinovým vztahem: E = m c 2 = 5, kg. ( ) 2 m 2 s -2 = 4, J Vynásobením vazebné energie jednoho jádra Avogadrovou konstantou zjistíme, ţe při vzniku jednoho molu, tj. asi 4 g atomů helia z elementárních částic se uvolní energie 2, J. To je energie, která by postačila k ohřátí tun vody z 0 C aţ k varu.

40 Při vzniku atomových jader se uvolňuje obrovské mnoţství energie. K rozrušení jader na elementární částice je naopak třeba tuto energii dodat. Tato energie se nazývá vazebná energie jádra a je definována jako energie, která se uvolní při vzniku daného jádra z volných nukleonů. Energetické změny při chemických reakcích jsou asi 10 5 aţ 10 6 krát menší a nemohou proto zasahovat do stability atomových jader.

41 Stabilita atomových jader Stabilita atomových jader závisí na: 1) vazebné energii, 2) poměru a hodnotách čísel N a Z. U nejlehčích prvků jsou jádra stabilní při poměru N:Z = 1:1. Se vzrůstajícím atomovým číslem prvku vzniká a stále stoupá přebytek neutronů nad protony, aţ u nejtěţších jader nabývá poměr N:Z hodnoty 3:2. Nuklidový diagram

42 Radioaktivita H. Becquerel (1896) P. Curie a M. Curie-Sklodowská (1898) Rozpad atomových jader provázený vysíláním pronikavého záření. 1. Radioaktivita přirozená V přírodě existuje asi 50 radionuklidů např. Po, At, Rn, Fr, Ra, Ac, Th, Pa, U přeměna nebo - a. a) přeměna - záření je proud heliových jader, proniká vrstvou vzduchu silnou několik centimetrů nebo velmi tenkými kovovými lístky, má silné ionizační účinky.

43 b) přeměna - - jádra nuklidů s nadbytkem neutronů. Záření je proud elektronů, které se tvoří v jádře. Je asi 100krát pronikavější neţ záření, má však menší ionizační účinky.

44 c) záření - elektromagnetické vlnění o velmi krátké vlnové délce a vysoké energii. Je velmi pronikavé a provází záření a někdy také.

45

46 2. Radioaktivita umělá (I. a F. Joliot-Curie 1934) více neţ umělých radionuklidů, kromě přeměn a - ještě často přeměny + a elektronový záchyt a) přeměna + - u umělých radionuklidů, které mají v jádrech nadbytek protonů:

47 b) záchyt elektronů nadbytek protonů v jádře můţe být upraven tak, ţe proton jádra pohltí elektron z některé hladiny elektronového obalu (záchyt K, záchyt L apod.):

48 Reakce štěpné U n Ba Kr 3 n Reakce termonukleární T D He n Q Vyuţití jaderných reakcí a záření zdroj energie jaderné elektrárny fyzikální výzkum urychlovače jaderné zbraně značkované sloučeniny v chemii, biochemii a medicíně ozařování zhoubných nádorů datování archeologických nálezů

49 Elektronový obal atomu E. Rutherford (1911) planetární model atomu: Elektrony obíhají kolem jádra stejně jako planety kolem Slunce. model atomu Li

50 Podle zákonů klasické fyziky by však elektron v takovém případě musel vysílat elektromagnetické vlnění. Tím by se sniţovala jeho energie, elektron by se blíţil k jádru, aţ by s ním splynul a celý děj by byl doprovázen vyzařováním spojitého spektra. Atomy však vysílají tzv. čárová spektra a jsou relativně stálé.

51 N. Bohr (1913) Bohrův model atomu 1. Elektron se můţe pohybovat jen po určitých dovolených dráhách, tj. nachází se v určitých dovolených energetických stavech, ve kterých platí 2 mvr = nh n = celé číslo 2. Při pohybu na těchto dráhách elektron nevyzařuje energii a atom je ve stálém stavu. 3. Při přechodu elektronu z vyšší dráhy na niţší se rozdíl energií vyzáří ve formě určité dávky světla (světelného kvanta), coţ se ve spektru projeví jako čára o určité frekvenci.

52

53 Kvantově (vlnově) mechanický model atomu 1. Energie mikročástic je kvantována, tj. můţe nabývat pouze určitých hodnot. Přípustné energie vytvářejí soubor oddělených (diskrétních) energetických hladin. 2. Mikročástice vykazují dualizmus, tj. kaţdé mikročástici o hmotnosti m, pohybující se rychlostí v, přísluší vlna, jejíţ délka je dána vztahem = h/mv (L. de Broglie, 1924) Táţ mikročástice v závislosti na druhu experimentu vykazuje jednou korpuskulární, jindy vlnový charakter.

54 Elektron v elektrostatickém silovém poli jádra se chová jako tzv. stojaté vlnění, tj. takové, které si udrţuje neproměnnou výchylku. Takové vlnění můţe existovat v okolí jádra, které se vyznačují určitou vlnovou délkou a určitým uspořádáním vln. Matematicky přesně popisuje elektronové vlny v atomu Schrödingerova rovnice (E. Schrödinger 1926). Jejím řešením získáme vlnovou funkci, která jednoznačně popisuje stav elektronu, tj. tvar vlnění a jeho energii. Druhá mocnina této funkce ( 2 ) udává pravděpodobnost výskytu elektronu v okolí jádra. Této oblasti nejpravděpodobnějšího výskytu elektronu se říká atomový orbital. Rozloţení pravděpodobnosti výskytu elektronu (elektronové hustoty) se někdy znázorňuje tečkováním.

55 Řešením Schrödingerovy rovnice můţeme pro kaţdý atom získat mnoho vlnových funkcí, z nichţ jedna je základní a všechny ostatní popisují stavy elektronů s vyšší energií. K jejich rozlišení pouţíváme tzv. kvantová čísla

56 Kvantová čísla Hlavní kvantové číslo n udává energii elektronové vrstvy (slupky), která stoupá se vzdáleností od jádra. Můţe nabývat hodnot 1-7, coţ odpovídá elektronovým vrstvám K-Q. Vedlejší kvantové číslo l udává tvar orbitalu a můţe nabývat hodnot 0 aţ n-1. hodnota l : orbital: s p d f

57 Je-li n = 1, l = 0 (s) n = 2, l = 0 (s) l = 1 (p) Př.: Jaké orbitaly mohou být na 3. elektronové vrstvě? Magnetické kvantové číslo m udává orientaci orbitalu ve vnějším magnetickém poli. Nabývá hodnot l,..., 0,..., +l. Je-li l = 0 (s), m = 0 l = 1 (p), m = -1, 0, +1 Existují tedy 3 orbitaly p: m = -1 (p x ), m = 0 (p z ), m = +1(p y )

58 Magnetické kvantové číslo tedy udává počet orbitalů. Př. Kolik existuje orbitalů d a f? Spinové kvantové číslo charakterizuje vnitřní moment hybnosti elektronu spin. Můţe nabývat pouze hodnot +1/2 a -1/2 a kaţdý orbital můţe být obsazen nejvýše dvěma elektrony s opačným spinem. Př. Kolik elektronů můţe být maximálně v orbitalech p?

59

60 Znázornění a zápis orbitalů 1) prostorovými tvary 2) pomocí rámečků (rámeček je rozdělen na tolik políček, kolik orbitalů daného typu existuje) 3) pomocí hlavního a vedlejšího kvantového čísla 1s, 3p, 4d

61 Zápis elektronů v orbitalech 1) šipkami 2) jako horní indexy k vedlejšímu kvantovému číslu 2p 6 3d 5 5f 10

62 Pravidla pro zaplňování orbitalů elektrony 1. Výstavbový princip Orbitaly s niţší energií se zaplňují elektrony dříve neţ orbitaly s energií vyšší. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p

63 Výstavbový trojúhelník s p d f Pořadí AO se získá tak, ţe se postupuje zprava doleva a zdola nahoru, k číslům se připisují písemné symboly sloupců.

64 2. Pauliho princip Kaţdý orbital charakterizovaný třemi kvantovými čísly můţe být obsazen nejvýše dvěma elektrony, které se liší spinovým kvantovým číslem. (V atomu nemohou být dva elektrony, které by měly všechna čtyři kvantová čísla stejná.) 3. Hundovo pravidlo Stavy (orbitaly) se stejnou energií, tj. degenerované, se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu.

65 Elektronová konfigurace prvků 1H: 1s 1 2He: 1s 2 3Li: 1s 2 2s 1 4Be: 1s 2 2s 2 5B: 1s 2 2s 2 2p 1 6 C: 1s 2 2s 2 2p 2 7N: 1s 2 2s 2 2p 3 8O: 1s 2 2s 2 2p 4 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 10Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 nebo 11Na: [ 10 Ne] 3s 1

66 Př. 1: Určete elektronovou konfiguraci atomu As. 1) Zjistíme atomové číslo arsenu. Z = 33 2) Sestavíme dostatečně rozsáhlou řadu AO podle výstavbového principu. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p 3) Jednotlivé orbitaly pak postupně formou exponentů obsazujeme elektrony, aţ součet exponentů dosáhne Z (v našem případě 33). As: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 Zápis pomocí nejblíţe niţšího vzácného plynu: As: [ 18 Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 Př. 2: Zapište elektronovou konfiguraci iontu As 3+. As 3+ : [ 18 Ar] 4s 2 3d 10 4p 0

67 Při tvorbě kationtů z atomů přechodných prvků, tj. prvků, které nemají zaplněnou skupinu orbitalů d dochází vţdy k formálnímu porušení výstavbového principu. Např. atom ţeleza má tuto elektronovou konfiguraci: Fe: [Ar] 4s 2 3d 6 U iontu Fe 2+, vzniklého odtrţením dvou elektronů z atomu Fe však nacházíme uspořádání: Fe 2+ : [Ar] 4s 0 3d 6 a nikoliv [Ar] 4s 2 3d 4 jak bychom předpokládali při důsledném uplatnění výstavbového principu. Příčinou toho je, ţe při zaplňování orbitalů ns a (n-1)d elektrony se poněkud mění jejich energie, takţe orbital (n-1)d je uţ po obsazení jediným elektronem energeticky níţe neţ orbital ns. Proto elektronovou strukturu iontu Fe 2+ je nejlépe zapsat takto: Fe 2+ : [Ar] 3d 6 4s 0 DÚ: Zapište elektronovou konfiguraci atomů a iontů: Sc, Ga, Ce, Pr, K +, Fe 3+, S 2-

68 Základní a excitovaný stav atomu Základní stav atomu je stav o nejniţší energii. Dodáním energie můţe dojít k vybuzení jednoho nebo více elektronů do energeticky vyšších orbitalů. O takovém atomu říkáme, ţe je v excitovaném (vzbuzeném) stavu.

69 Ionizační energie a elektronová afinita Ionizační energie I je energie, která je nutná k odtrţení elektronu z atomu nebo iontu v plynném stavu. Li Li + + e - I 1 = 500 kj mol -1 Li + Li 2+ + e - I 2 = kj mol -1 Elektronová afinita je energie uvolněná při vzniku aniontu z elektroneutrálního atomu v plynném stavu. F + e - F - A = 333 kj mol -1

70 Periodická soustava prvků (s. 40) 19. stol. pokusy o třídění chemických prvků Döbereiner (1817), Newlands (1863), J. L. Meyer (1864), D. I. Mendělejev (1869) Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomových vah. Současné znění periodického zákona Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla. Grafickým vyjádřením periodického zákona je periodická tabulka prvků. Dnes nejčastěji dlouhá tabulka 7 period, 18 skupin.

71 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

72 Periody a jejich valenční orbitaly Pořadové číslo periody je totoţné s hlavním kvantovým číslem poslední obsazené vrstvy. 1. 1s... 2 prvky 2. 2s, 2p... 8 prvků 3. 3s, 3p... 8 prvků 4. 4s, 3d, 4p prvků 5. 5s, 4d, 5p prvků 6. 6s, 4f, 5d, 6p prvků 7. 7s, 5f, 6d, 7p prvků

73

74 Skupiny, valenční elektrony, s-, p-, d-, f-prvky V kaţdé skupině jsou pod sebou seřazeny prvky, které mají stejnou elektronovou konfiguraci valenčních elektronů. Tyto elektrony určují chemické chování prvků, a proto jsou prvky ve skupině chemicky podobné. Valenční elektrony jsou umístěny na různých hladinách a v různých orbitalech a podle toho rozlišujeme prvky s-, p-, d- a f-. Periodický zákon vyplývá z pravidel, jimiţ se řídí výstavba elektronového obalu atomu.

75 Triviální názvy skupin

76 Chemická vazba Parametry vazby 1. Vazebná (disociační) energie E d (E v, D) energie potřebná k rozštěpení vazby. 2. Délka vazby l rovnováţná vzdálenost středů jader vázaných atomů. Podmínky vzniku 1. Atomy se musí k sobě přiblíţit tak, aby se překryly jejich valenční orbitaly. 2. Atomy musí mít elektrony v orbitalech uspořádány tak, aby z nich mohly vzniknout vazebné elektronové páry. Znázornění 1. Pomocí překryvu valenčních orbitalů 2. Pomocí spojnice rámečků 3. Valenční čárkou

77 Chemická vazba je síla, která poutá sloučené atomy. Vznik

78 Typy vazeb A) Podle zdroje vazebných elektronů 1. Vazba kovalentní kaţdý z vázaných atomů přispívá svými elektrony. H. +. H H H 2. Vazba koordinačně kovalentní jeden z vázaných atomů je donor a druhý akceptor elektronového páru. H + H N H + H + H N H H H

79 B) Podle lokalizace vazebných elektronů 1. Vazba - vazba, která má maximální elektronovou hustotu na spojnici jader vázaných atomů. 2. Vazba - vazba, která má maximální elektronovou hustotu mimo spojnici jader vázaných atomů.

80 C) Podle násobnosti: 1. Vazba jednoduchá vzniká sdílením jednoho elektronového páru a je to vazba. 2. Vazba dvojná vzniká sdílením dvou elektronových párů a je to vazba +.

81 3. Vazba trojná vzniká sdílením tří elektronových párů a je to vazba + 2.

82 Vaznost Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku v dané sloučenině. Polarita chemické vazby Jsou-li vázané atomy stejné, pak prostorové rozdělení elektronové hustoty je souměrné, stejné v okolí obou atomů. Jsou-li vázané atomy různé, pak je elektronové hustota v okolí jednoho atomu často vyšší neţ v okolí druhého atomu. Tento jev je důsledkem rozdílné schopnosti jednotlivých atomů přitahovat vazebné elektrony, tedy jejich rozdílné elektronegativity X. Je-li X 0,4 chemická vazba se nazývá nepolární (H H, Cl Cl, C H) 0,4 X 1,7 polární (H Cl, H Br, H O) X 1,7 iontová (Li + F -, Na + Cl - ) Na atomu s vyšší elektronegativitou vzniká částečný záporný náboj -, na atomu s niţší elektronegativitou stejně velký kladný náboj +.

83 Dvouatomová molekula s polární nebo iontovou vazbou vţdy tvoří dipól. U víceatomových molekul je polarita molekuly dána vektorovým součtem dipólových momentů všech vazeb v molekule. Př. Určete polaritu molekuly oxidu uhličitého a vody. Je tedy nutno rozlišovat polaritu vazby a polaritu molekuly!

84 Prostorové uspořádání jednoduchých molekul Prostorové uspořádání vazeb okolo určitého atomu závisí na jeho vaznosti a volných elektronových párech, které ho obklopují.

85 Iontová vazba Jestliţe X vázaných atomů je větší neţ 1,7, elektrony úplně přejdou z atomu s niţší elektronegativitou na atom s vyšší elektronegativitou a atomy se změní v ionty. Vazba tvořená elektrostatickým přitahováním iontů se nazývá iontová. Kationty malá ionizační energie, snadno poskytují elektrony říkáme jim elektropozitivní (především atomy kovů). Anionty velká hodnota elektronové afinity, snadno přijímají elektrony, elektronegativní (atomy nekovů). Elektrostatický charakter iontové vazby je příčinou její směrové nespecifičnosti (kation přitahuje okolní anionty ze všech směrů). Pravidelná vnitřní struktura iontové krystaly. Počet sousedních iontů bezprostředně obklopujících určitý ion vyjadřuje koordinační číslo (v NaCl = 6, v CsCl = 8).

86 Přechod od kovalentní k iontové vazbě je plynulý (např. i v NaCl je malý podíl kovalentnosti).

87 Nekovalentní interakce neboli slabé vazebné interakce 1. van der Waalsovy síly Coulombické síly slabé přitaţlivé síly mezi polárními látkami s permanentním elektrickým dipólem. Indukční interakce působení polárních molekul na molekuly nepolární vyvolává vznik indukovaných dipólů a orientaci molekul.

88 Disperzní síly způsobeny vznikem dipólů při přiblíţení nepolárních molekul. Energie van der Waalsových sil o 2 3 řády niţší ve srovnání s kovalentní vazbou, projevují se při rozpouštění tuhých látek, hydrataci, solvataci. 2. Vodíkové vazby (vodíkové můstky)

89 Vyskytují se pouze u sloučenin v nichţ je atom vodíku vázán na atom silně elektronegativního prvku (H-F, H-O, H-N, H-Cl). Způsobeny přitahováním kladně nabitého vodíkového jádra nevazebnými elektronovými páry elektronegativního prvku druhé molekuly Vazebná energie je niţší asi o 1 řád neţ v kovalentní vazbě Vyšší teploty varu a tání, větší výparná tepla, větší viskozita

90 Chemická vazba a vlastnosti látek Iontové sloučeniny (NaCl, KBr, CaCl 2 ) iontové vazby v roztoku nebo tavenině vedou elektrický proud elektrolyty tvrdé a křehké vysoké teploty tání a teploty varu dobře rozpustné v polárních rozpouštědlech

91 Atomové (kovalentní) krystaly (SiO 2, diamant) pevné kovalentní vazby nevedou elektrický proud vysoké teploty tání a teploty varu nerozpustné v běţných rozpouštědlech

92 Molekulové krystaly (I 2, S 8, H 2 O, CO 2 ) v molekule je kovalentní vazba, mezi jednotlivými molekulami v krystalu však působí pouze nekovalentní interakce nízké teploty tání a teploty varu nevedou elektrický proud podle typu vazby v molekule jsou rozpustné buď v polárních nebo nepolárních rozpouštědlech

93

94 Kovy kovová vazba mříţka tvořena kationty, volné elektrony tvoří elektronový plyn nízké ionizační energie elektrická a tepelná vodivost většinou vysoké teploty tání a varu vysoká hustota, lesk, kujnost, taţnost elektrochemické vlastnosti

95 Chemické reakce Děje, při nichţ vznikají nové látky. Podstatou je zánik původních vazeb, přeskupení částic a vznik nových chemických vazeb. reaktanty produkty Klasifikace chemických reakcí 1. Podle vnějších změn: a) reakce skladné syntéza Fe + S FeS b) reakce rozkladné (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 +Cr 2 O H 2 O c) reakce substituční (vytěsňovací) CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu d) podvojné záměny NaNO 3 + KCl KNO 3 + NaCl

96 2. Podle skupenského stavu reaktantů: a) homogenní (g-g), (l-l) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) b) heterogenní (s-g), (s-l) Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) 3. Podle klíčového chemického děje reakce: a) acidobazické reakce (přenos H + ) 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +2 H 2 O (neutralizace) b) oxidačně redukční reakce (přenos e - ), změny oxidačních čísel Zn 0 + S 0 Zn II S -II c) koordinační (komplexotvorné) reakce reakce mezi donorem a akceptorem elektronového páru Fe CN - [Fe(CN) 6 ] 4-

97 4. Podle typu reagujících částic: a) molekulové (všechny reakční sloţky v průběhu celé reakce jsou elektroneutrální molekuly) NO 2 + CO NO + CO 2 b) iontové Ba 2+ + SO 4 2- BaSO 4 c) radikálové Cl + Cl Cl 2 5. Podle jejich tepelného zabarvení: a) exotermické v jejich průběhu se teplo uvolňuje 2 H 2 + O 2 2 H 2 O -483,6 kj/mol b) endotermické N 2 + O 2 2 NO +180,5 kj/mol

98 Chemické rovnice 1. Musíme znát reaktanty a produkty. oxid rtuťnatý rtuť + kyslík 2. Názvy reaktantů a produktů nahradíme jejich značkami nebo vzorci. oxid rtuťnatý rtuť + kyslík HgO Hg O 2 3. Upravíme zápis tak, aby počet atomů prvku před a po reakci byl stejný. Přitom uţ neměníme správně zapsané vzorce látek. Počet částic zapisujeme vţdy před značky prvků nebo vzorce sloučenin. 2 HgO 2 Hg + O 2 čteme: 2 moly oxidu rtuťnatého se rozkládají na 2 moly rtuti a 1 mol kyslíku

99 Př.: Zapište chemickými rovnicemi: 1) Peroxid vodíku H 2 O 2 se rozkládá na vodu a kyslík. 2) Dusík a vodík se slučují na amoniak. 3) Reakcí oxidu dusičitého s vodou vzniká kyselina dusičná a oxid dusnatý. Pozn.: Chemické reakce lze zapisovat také tzv. reakčními schématy, která nevyjadřují stechiometrii např. Zn C 6 H 5 N0 2 C 6 H 5 NH 2 HCl

100 Výpočty z chemických rovnic Př. 1: Vypočítejte, kolik g uhličitanu vápenatého je nutno naváţit pro přípravu 80 g CaO. CaCO 3 CaO + CO 2 100,1 g... 56,1 g x g... 80,0 g x = 142,8 g CaCO 3 Př. 2: Kolik dm 3 oxidu siřičitého vznikne za normálních podmínek spálením 50 kg síry? Za normálních podmínek (0 C, 101,325 kpa) zaujímá jeden mol kterékoliv plynné látky objem 22,4 dm 3. S + O 2 SO 2 32,1 g... 22,4 l g... x x = l SO 2

101 Př. 3: Sulfid ţeleznatý je moţno připravit přímou reakcí z prvků. Jaká musí být naváţka síry a ţeleza pro přípravu 120 g FeS Fe + S FeS 55,8 g 32,1 g 87,9 g Fe 55,8 g... 87,9 g x g ,0 g x = 76,2 g Fe S 32,1 g... 87,9 g y g ,0 g y = 43,8 g S Dú: str

102 Př. 4: Při rozpouštění 1 g uhlíku ve 20 g roztaveného ţeleza vzniká cementit (Fe 3 C). Určete prvek, který byl pouţit v nadbytku a hmotnost vzniklého cementitu. 3 Fe + C Fe 3 C 55,8 g 12,0 g 179,4 g Co je v nadbytku?: 3x55,8 g Fe g C 20 g Fe... x g C x = 1,52 g C Fe je v nadbytku! Hmotnost vzniklého cementitu: 12 g C ,4 g Fe 3 C 1 g C... y g Fe 3 C y = 14,95 g Fe 3 C Dú: str

103 Chemická termodynamika (s. 25) Energetické změny soustav vyvolané změnami vnějších nebo vnitřních podmínek (sloţení, teplota, tlak...) Všechny dílčí děje při chemických reakcích jsou spojeny se spotřebou nebo naopak uvolněním energie H H + Cl Cl 2 H Cl kj mol kj mol -1 E dodaná < E uvolněná = 190 kj mol -1

104 Soustava (systém) - vymezený prostor, ve kterém probíhají sledované děje podle moţností výměny hmoty a energie s okolím rozlišujeme tři typy soustav: soustava izolovaná nelze s okolím vyměňovat hmotu ani energii soustava uzavřená s okolím lze vyměňovat pouze energii, nikoliv hmotu soustava otevřená lze s okolím vyměňovat hmotu i energii

105 Stav soustavy je určen souborem stavových veličin: měřitelné stavové veličiny - teplota, tlak a objem Termodynamika zavádí některé další stavové funkce: vnitřní energie U entropie S entalpie H Gibbsova energie G Jako stavové označujeme takové veličiny, které závisí pouze na okamţitém stavu soustavy, nikoliv na cestě nebo způsobu, jakým se do daného stavu dostala

106 Je-li při termodynamickém ději některá z veličin konstantní, odrazí se to v jeho názvu: izotermický děj: T = konst. izobarický děj: p = konst. izochorický děj: V = konst. adiabatický děj: Q = konst. Přechod soustavy z jednoho stavu do druhého se nazývá termodynamický děj vratný nebo nevratný vratný děj lze kdykoliv zastavit a obráceným sledem malých změn soustavu vrátit zpět do původního stavu všechny samovolné děje (bez dodání energie) jsou nevratné

107 Vnitřní energie soustavy Vnitřní energie soustavy U je celková energie jader, chemických vazeb, pohybu atomů, molekul a excitovaných elektronů zmenšená o kinetickou a potenciální energii soustavy jako celku. Ke změně vnitřní energie můţe docházet dvěma způsoby: a) soustava koná nebo přijímá práci (W) b) soustava odevzdává nebo přijímá teplo (Q) U = Q + W I. věta termodynamická

108 Termochemie Většina reakcí probíhá při konstantním tlaku reakce izobarické. Kdyţ soustava koná objemovou práci při stálém tlaku, platí I. věta termodynamická ve tvaru: U = Q p V Vyjádříme-li Q, dostaneme: Q = U + p V Výraz U + pv se označuje jako entalpie H. U + p V = H Q = H V reakcích izobarických je přijaté nebo odevzdané teplo rovno změně entalpie. Jestliţe se H vztahuje k látkovému mnoţství vyjádřenému příslušnou chemickou rovnicí, označuje se jako reakční teplo.

109 Termochemické rovnice udávají reakční teplo a skupenské stavy reaktantů a produktů.

110 Je-li H < 0, reagující soustava teplo odevzdává do okolí a reakce se nazývají exotermické. Je-li H > 0, soustava teplo přijímá od okolí a reakce se nazývají endotermické.

111 Termochemické zákony První termochemický zákon Reakční tepla přímé a zpětné reakce jsou aţ na znaménko stejná. C(s) + H 2 O (g) CO (g) + H 2 (g) H = 131,16 kj mol -1 CO (g) + H 2 (g) C (s) + H 2 O (g) H = 131,16 kj mol -1 Druhý termochemický zákon Celkové reakční teplo nezávisí na způsobu přeměny výchozích látek v produkty, ale jen na počátečním a konečném stavu soustavy.

112 Z druhého termochemického zákona vyplývá, ţe celkové reakční teplo vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních tepel všech dílčích reakcí. -393,7 kj mol -1 = -283,6 kj mol -1 + x x = -110,1 kj mol -1

113 Entropie Zatímco první věta termodynamická je zákonem zachování energie a znamená, ţe soustava můţe konat práci pouze na úkor své vnitřní energie nebo tepla přijatého od okolí, druhá věta nám říká kolik tepla přijatého od okolí můţe soustava na práci přeměnit Druhá věta termodynamická zavádí stavovou veličinu jménem entropie (S) : ΔS = ΔQ/T uvedená rovnice platí pouze pro vratné děje entropie je mírou neuspořádanosti soustavy se vzrůstem neuspořádanosti soustavy vzrůstá i její entropie Samovolné děje lze charakterizovat zvýšením entropie a neuspořádanosti vznikajícího stavu vzhledem ke stavu výchozímu

114 Gibbsova energie Maximální (vratná) práce jiná neţ objemová, kterou soustava při konstantní teplotě a tlaku přijme (odevzdá) je rovna vzrůstu (poklesu) její Gibbsovy energie (G) dg du pdv TdS dh TdS Je to stavová veličina vyjadřující vztah mezi entalpií a entropií za izotermně-izobarických podmínek (spojení 1. a 2. věty termodynamické)

115 Proč některé reakce probíhají samovolně a jiné nikoliv Samovolné děje směřují k větší neuspořádanosti soustavy. Mírou neuspořádanosti soustavy je stavová funkce entropie S. Čím je soustava neuspořádanější, tím má vyšší entropii, platí tedy S > 0. Samovolnost chemických reakcí probíhajících za konstantního tlaku a teploty tedy závisí na reakčním teple a změně entropie podle vztahu: G = H T S G = Gibbsova energie Je-li G < 0, reakce se nazývají exergonické a probíhají samovolně. Je-li G > 0, reakce se nazývají endergonické a neprobíhají samovolně.

116 a) Exotermické rozkladné reakce ( H < 0, S > 0) G < 0 probíhají vţdy samovolně 2 H 2 O 2 (l) 2 H 2 O (l) + O 2 (g) b) Exotermické skladné reakce ( H < 0, S < 0) G < 0 jestliţe H > T. S T 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g) c) Endotermické rozkladné reakce ( H > 0, S > 0) G < 0 jestliţe H < T. S T CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) d) Endotermické syntézy ( H > 0, S < 0) G > 0 nikdy neprobíhají samovolně N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO 2 (g)

117 Kinetika chemických reakcí (s. 28) Chemická kinetika studuje rychlost chemických reakcí a podmínky, které ji ovlivňují (koncentrace výchozích látek, teplota, katalyzátory). Teorie aktivních sráţek Pro uskutečnění chemické reakce je nutná účinná sráţka mezi molekulami reagujících látek. Podmínky účinné sráţky: aktivační energie příznivá orientace reagujících částic

118

119 CO + NO 2 CO 2 + NO

120 Teorie aktivovaného komplexu Aktivovaný komplex je útvar, ve kterém staré vazby ještě zcela nezanikly a nové se ještě nestabilizovaly.

121

122 Rychlost chemické reakce Pro obecnou rovnici aa + bb cc + dd je reakční rychlost dána vztahy: [mol.dm -3.s -1 ] [A], [B], [C], [D] molární koncentrace jednotlivých látek (mol.dm -3 ) t D d t C c t B b t A a v ] [ 1 ] [ 1 ] [ 1 ] [ 1

123 Vliv koncentrace na rychlost chemické reakce Pro rychlost reakce aa + bb cc + dd platí vztah: v = k [A] [B] kinetická rovnice k = rychlostní konstanta (závislá pouze na teplotě) [A], [B] = rovnováţné koncentrace látek A a B, = exponenty, které je třeba určit experimentálně Součet exponentů + udává řád reakce. Př. 1: Určete řád reakce: H 2 + Br 2 2 HBr v = k [Br 2 ] [H 2 ] 2

124 Př. 2: Z uvedených experimentálních údajů odvoďte kinetickou rovnici reakce. v ~ [H 2 ] v ~ [NO] 2 v = k [H 2 ] [NO] 2

125 Vliv teploty na rychlost chemické reakce Van t Hoffovo pravidlo Zvýšením teploty o 10 ºC se rychlost reakce zvýší 2 4krát. Arrheniova rovnice k = A e -E/RT k rychlostní konstanta A frekvenční faktor e základ přirozených logaritmů E aktivační energie R univerzální plynová konstanta

126 Vliv katalyzátoru na rychlost chemické reakce Katalyzátory jsou látky, které jiţ v nepatrném mnoţství ovlivňují značně rychlost reakce. a) pozitivní urychlují chemické reakce b) negativní zpomalují chemické reakce Vliv pozitivního katalyzátoru nekatalyzovaná reakce A + B AB katalyzovaná reakce A + K AK AK + B AB + K

127 1. Účinek katalyzátoru spočívá ve sniţování aktivační energie. 2. Katalyzátor se účastní tvorby aktivovaného komplexu. 3. V průběhu reakce vzniká meziprodukt reaktantu s katalyzátorem. 4. Po reakci je katalyzátor regenerován v nezměněné formě.

128 katalýza a) homogenní b) heterogenní

129 Uvaţujme reakci: Chemická rovnováha H 2 + I 2 2 HI

130 Chemické reakce neprobíhají do úplného vymizení výchozích látek. Po určité době se rychlosti přímé a zpětné reakce vyrovnají a v reakční směsi se jiţ nemění koncentrace výchozích látek a produktů. Tento stav se nazývá chemická rovnováha. Pro chemickou reakci platí vztah: aa + bb cc + dd [A], [B], [C], [D] rovnováţné koncentrace výchozích látek a produktů K C rovnováţná konstanta Tento vztah se nazývá zákon Guldberg-Waageův.

131 Je-li K > 1, v rovnováţné směsi převaţují produkty. Je-li K < 1, v rovnováţné směsi převaţují výchozí látky. Př. Vypočítejte rovnováţnou konstantu reakce N H 2 2 NH 3 jsou-li rovnováţné koncentrace [H 2 ] = 0,575 mol dm -3, [N 2 ] = 0,425 mol dm -3, [NH 3 ] = 0,150 mol dm -3. Určete, zda v reakční směsi převaţují produkty nebo výchozí látky. K = [NH 3 ] 2 /([N 2 ]. [H 2 ] 3 ) K = 0,150 2 /(0,425. 0,575 3 ) = 0,278 Pro reakce plynů lze rovnováţné sloţení vyjádřit i parciálními tlaky K p = (p NH3 ) 2 /[(p N2 ) (p H2 ) 3 ]

132 Princip akce a reakce Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující ke zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu (Le Chatelier, Braun). a) přidání výchozí látky zvětšení koncentrace produktů přidání produktu zvětšení koncentrace výchozích látek b) zvýšení teploty zvětšení koncentrace ve směru endotermické reakce sníţení teploty zvětšení koncentrace ve směru exotermické reakce c) zvětšení tlaku zvětšení koncentrace ve směru menšího počtu plynných částic zmenšení tlaku zvětšení koncentrace ve směru většího počtu plynných částic

133 Př. 1: Při výrobě vodního plynu se ustaví rovnováha: CO 2 + H 2 CO + H 2 O H = -41,2 kj mol -1 Určete, jak se změní sloţení rovnováţné směsi při zvýšení koncentrace vodíku a při zvýšení teploty. Př. 2: Určete jakým vnějším zásahem by bylo moţné zefektivnit výrobu methanolu. CO(g) + 2 H 2 (g) CH 3 OH(g) H = -91 kj mol -1

134 Acidobazické rovnováhy Arrheniova teorie Kyseliny látky schopné ve vodných roztocích odštěpit vodíkový kation H +. HCl H + + Cl - Zásady jsou látky schopné ve vodných roztocích poskytovat anionty OH -. KOH K + + OH - Vzájemná reakce mezi kyselinou a zásadou se nazývá neutralizace. Produktem neutralizace je voda a sůl dané kyseliny. KOH + HCl KCl + H 2 O

135 Teorie Brönsteda a Lowryho Kyselina je částice, která je schopná odštěpit proton. Zásada je částice, která je schopná proton vázat

136

137 1. Aby látka mohla být kyselinou, musí být v reakční směsi přítomna dostatečně silná zásada a naopak. 2. Kyselina se po odevzdání protonu změní v konjugovanou zásadu. Tato dvojice látek, které se liší o jeden proton se nazývá konjugovaný pár. 3. Určitá látka můţe být v jedné reakci kyselinou, v jiné reakci zásadou. Takové látky nazýváme amfolyty nebo amfoterní (obojaké). Lewisova teorie Kyselina je látka s volným orbitalem, který můţe být akceptorem elektronového páru. Např. BCl 3, AlCl 3, H +,Co 3+. Zásada je látka s volným elektronovým párem, je tedy donorem elektronového páru. Např. NH 3, H 2 O.

138 Síla kyselin a zásad Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton, zásada je tím silnější, čím snadněji proton váţe. Pro kvantitativní popis síly kyseliny se pouţívá disociační konstanta kyseliny (konstanta acidity) K A HB + H 2 O H 3 O + + B - K A = [H 3 O + ].[B - ] / [HB] silné kyseliny K A > 10-2 (H 2 SO 4, HNO 3, HCl) slabé kyseliny 10-2 > K A > 10-9 (H 2 CO 3, HNO 2 ) velmi slabé kyseliny K A < 10-9 (HClO, H 3 BO 3 ) Pro kvantitativní posouzení síly zásad se pouţívá disociační konstanta zásady (konstanta bazicity) K B B + H 2 O HB + + OH - K B = [HB+].[OH-] / [B]

139 Iontový součin vody Měřením elektrické vodivosti vody bylo zjištěno, ţe v (=10 7 ) litrech čisté vody je obsaţen 1 mol aniontů OH - a jeden mol kationtů H 3 O +. [H 3 O + ] = [OH - ] = mol dm -3 To vysvětluje autoprotolýza vody. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - K = [H 3 O + ].[OH - ] / [H 2 O] 2 K. [H 2 O] 2 = K v K v = [H 3 O + ].[OH - ] = iontový součin vody

140 Součin molárních koncentrací iontů H 3 O + a OH - se nazývá iontový součin vody a je za určité teploty konstantní. 1. V čisté vodě platí [H 3 O + ] = [OH - ]. Říkáme, ţe čistá voda je neutrální. Rovněţ roztoky, ve kterých platí [H 3 O + ] = [OH - ], označujeme jako neutrální. 2. Zvýšením koncentrace iontů H 3 O + se sníţí koncentrace iontů OH - a naopak. 3. Roztoky, ve kterých [H 3 O + ] > [OH - ], se označují jako kyselé. 4. Roztoky, ve kterých [H 3 O + ] < [OH - ], jsou zásadité. Pro vyjádření kyselosti nebo zásaditosti roztoků se pouţívá ph. ph = log [H 3 O + ] ph + poh = 14

141 Př. 1: Jaké je ph roztoku, ve kterém [H 3 O + ] = mol dm -3? Př. 2: Jaké je ph čisté vody? Př. 3: Jaké je ph roztoku, ve kterém [OH - ] = mol dm -3? Př. 4: Jaké je ph 0,0001M roztoku silné jednosytné kyseliny? Př. 5: Jaké je ph 0,001M roztoku KOH? Př. 6: Vypočítejte ph vodného roztoku kyseliny octové, jejíţ koncentrace je 10-2 mol dm -3. K A = 1, [H 3 O + ] = K A c = 4, ph = -log (4, ) = 3,38

142 Hydrolýza solí Hydrolýza je reakce sloţek solí s vodou. 1. Kation silné zásady a anion silné kyseliny s vodou nereagují roztok soli silné kyseliny a silné zásady (např. NaCl, KNO 3 ) je neutrální. 2. Roztok soli slabé zásady a silné kyseliny (např. NH 4 Cl) reaguje kysele. NH Cl - + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + 3. Roztok soli silné zásady a slabé kyseliny (např. CH 3 COONa) reaguje zásaditě. CH 3 COO - + Na + + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - 4. Roztok soli slabé zásady a slabé kyseliny reaguje přibliţně neutrálně (přesně závisí na poměru jejich disociačních konstant).

143 Rovnováha v redoxních reakcích Elektrochemie Oxidace odevzdávání elektronů. Redukce přijímání elektronů. Látka, která vyvolá oxidaci jiné látky (a sama se při tom redukuje) se nazývá oxidační činidlo. Látka, která vyvolá redukci jiné látky (a sama se při tom oxiduje) se nazývá redukční činidlo.

144 Galvanický článek - mění chemickou energii v elektrickou - obráceným procesem je elektrolýza

145 Galvanický článek - mění chemickou energii v elektrickou - obráceným procesem je elektrolýza

146 Standardní redukční potenciál

147 Galvanické články Daniellův článek

148 standardní vodíková elektroda

149 standardní potenciály kovů

150 řada napětí kovů Li Na Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Au 1. Kov leţící v řadě napětí kovů vlevo je schopen redukovat kation kovu, který leţí od něj vpravo. Cu + ZnSO 4 Zn + CuSO 4 Cu + ZnSO 4 2. Všechny kovy vlevo od vodíku reagují s kyselinami za uvolnění vodíku. 3. Kovy za vodíkem reagují pouze s kyselinami, které mají oxidační účinky (kovy ušlechtilé).

151 standardní oxidačněredukční potenciály

152 Elektrolýza

153 Elektrolýza Anoda je elektroda, na které dochází k oxidaci: anodická oxidace Cl - - e - Cl 0 katodická redukce: Cu e - Cu 0

154 Srovnání elektrolýzy a galvanického článku

155 Chemické zdroje proudu Suchý článek Zn NH 4 Cl MnO 2 C (EMN 1,5 V) anoda (-) Zn Zn e - Zn NH 4 Cl + 2 OH - [ Zn(NH 3 ) 2 Cl 2 ] + 2 H 2 O katoda (+) 2 MnO H 2 O + 2 e - 2 MnO(OH) + 2 OH -

156 Olověný akumulátor Pb H 2 SO 4 PbO 2 (EMN 2,7 V) nabíjení katoda (-): Pb II (PbSO 4 ) + 2e - Pb 0 anoda (+): Pb II 2e - Pb IV (PbO 2 ) vybíjení anoda (-): Pb 0 2e - Pb II (PbSO 4 ) katoda (-): Pb IV + 2e - Pb II (PbSO 4 ) 2 PbSO H 2 O Pb + PbO 2 + H 2 SO 4

157 Alkalické akumulátory Fe +2 Ni(OH) 3 Fe(OH) Ni(OH) 2 Fe KOH Ni(OH) 3 (EMN 1,2) podobně i Ni-Cd články -

158 Skupenské stavy velikost soudržných sil stupeň uspořádanosti kondenzace tuhnutí plyny vypařování kapaliny tání pevné látky desublimace sublimace