Sbírka řešených příkladů z chemie

Rozměr: px
Začít zobrazení ze stránky:

Download "Sbírka řešených příkladů z chemie"

Transkript

1 Jazykové gymnázium Pavla Tigrida, příspěvková organizace G. Klimenta 493/ Ostrava-Poruba Sbírka řešených příkladů z chemie Autoři Mgr. Milan Koryčan Mgr. Petra Botlíková Ostrava březen prosinec

2 Obsah 1. Čisté látky Látkové množství, hmotnost látky a molární hmotnost látky, molární objem. 2. Soustavy látek Hmotnostní zlomek (procentové zastoupení prvků ve sloučenině), určení stechiometrického a molekulového vzorce anorganické a organické sloučeniny. 3. Roztoky Procentová hmotnostní koncentrace, procentová objemová koncentrace, látková (molární) koncentrace (molarita), mísení roztoků-rovnice látkové bilance (směšovací rovnice), ředění roztoků a zahušťování roztoků-výpočtem i křížovým pravidlem. 4. Výpočty s pomocí chemických rovnic Rovnice ve stechiometrickém tvaru, určování stechiometrických koeficientů z rovnic redoxních reakcí, výpočty množství reaktantů a produktů chemických reakcí (výpočty z chemických rovnic). 5. Chemické rovnováhy kyselin a zásad Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek, stupnice ph. 6. Chemické rovnováhy srážecích a redoxních reakcí Srážecí reakce. Elektrochemické reakce jako redoxní reakce. 7. Komplexotvorné reakce 8. Využití chemických rovnováh při řešení úloh v chemické analýze Hmotnostní analýza, odměrná stanovení. 9. Typy chemických reakcí 10. Izomerie v organické chemii 2

3 Zdroje informací 1. MARKO, Miloš a kol. Příklady a úlohy z chemie. Praha: SPN, 1978, ISBN KANDRÁČ, Ján; SIROTA, Anton. Výpočty ve stredoškolskej chémii. Bratislava: SPN, 1989, ISBN TRŽIL, Jan; ROSENFELD, Robert; ULLRYCH, Jaroslav. Sbírka příkladů z chemie. Ostrava: VŠB, 1984, ISBN / KORBAČKOVÁ, Dana. Vybrané příklady z obecné a anorganické chemie. Ostrava: Pedagogická fakulta v Ostravě, 1986, ISBN / RŮŽIČKOVÁ, Květoslava; KOTLÍK, Bohumír. Chemické názvosloví v kostce. Praha: Fragment, 2011, ISBN ADAMKOVIČ, Emil; ŠRAMKO, Tibor; LIŠKA, Otakar. Analytická chemie. Praha: SNTL, 1989, ISBN MELOUN, Milan. Analytická chemie1 [online]. [cit ]. Dostupný na WWW: 8. MELOUN, Milan. Analytická chemie1 [online]. [cit ]. Dostupný na WWW: 9. ŠRÁMEK, Vratislav; KOSINA, Ludvík. Chemie-univerzální příručka pro maturanty a uchazeče o studium na VŠ. Úvaly u Prahy: Albra, 1995, 2. vydání, ISBN neurčeno. 10. ČTRNÁCTOVÁ, Hana; KLÍMOVÁ, Helena; VASILEVSKÁ, Marie. Úlohy ze středoškolské chemie. Praha: SPN, 1991, ISBN , JENŠOVSKÝ, Lubor; KLIMEŠOVÁ, Věra; HÁJEK, Bohumil. Příklady z obecné a anorganické chemie. Praha: Alfa, 1971,2.upr.vydání, ISBN neurčeno. 12. OSTRÝ, Metoděj; HÁJEK, Bohumil. Chemie v úlohách. Praha: SPN, 1964, ISBN neurčeno. 13. MAREČEK, Aleš; HONZA, Jaroslav. Chemie: Sbírka příkladů pro SŠ. Praha: Proton, 2001, ISBN MAREČEK, Aleš; HONZA, Jaroslav. Chemie pro čtyřletá gymnázia (3. díl). Olomouc: Olomouc, 2001, ISBN

4 1. Čisté látky Látkové množství, hmotnost látky a molární hmotnost látky, molární objem Látkové množství je podíl hmotnosti látky a její molární hmotnosti nebo objemu látky a jejího molárního objemu nebo skutečného počtu částic a počtu částic v 1 molu látky (Avogadrova konstanta). Vzorce pro určení látkového množství: n= m M N N V A V n m hmotnost látky v gramech M molární hmotnost v g mol -1 V n molární objem N skutečný počet částic (atomů, molekul nebo iontů) N A Avogadrova konstanta V skutečný objem látky (plynu) Jednotkou látkového množství je mol. 1 mol je takové množství látky, které obsahuje 6, částic (atomů, molekul nebo iontů). Avogadrova konstanta je ve vzorci značena N A a označuje počet částic (atomů, molekul nebo iontů) v 1 molu látky a to je právě 6, Označení N představuje skutečný počet částic (atomů,molekul nebo iontů) v látce. 1 mol plynné látky zaujímá za normálních podmínek objem 22,41 dm 3 nebo 22,41 l(litru). Jedná se o tzv. molární objem. Ve vzorci značíme molární objem V n. Jednotkou molárního objemu je dm 3 mol -1. Molární hmotnost M je hmotnost 1 molu látky, např. M (NaOH) = 40 g mol 1, M(H 2 ) = 2 g mol 1. Relativní molekulová hmotnost má stejnou číselnou hodnotu jako molární hmotnost, ale je bez jednotky. Např. Mr(NaOH) = 40, Mr(H 2 ) = 2. Relativní molekulovou hmotnost vyjádříme součtem relativních atomových hmotností všech atomů v molekule. Hodnoty relativních atomových hmotností prvků najdeme v periodické soustavě prvků. Relativní atomovou hmotnost označujeme A r. 4

5 Příklady 1.1 Jaké látkové množství představuje 3, atomů vodíku? N= 3, počet atomů vodíku N A =6, mol -1 Avogadrova konstanta n N N A 23 3, , mol 1 = 0,50 mol Uvedené množství atomů vodíku představuje látkové množství 0,50 mol. 1.2 Máme 93 g molekulového vodíku. Vypočítejte látkové množství. Ar(H) = 1,01 Vyjdeme ze vzorce pro látkové množství. Pro dosazení potřebujeme znát molární hmotnost vodíku: m = 93 g M(H 2 ) = 2,02 g mol 1 n =? m n M 93g 2,02g mol 1 =46,04 mol Látkové množství uvedeného množství vodíku představuje 46,04 mol. 1.3 Jaká je hmotnost 22 mol oxidu siřičitého? Ar(S) = 32,07 Ar(O) = 16 n = 22 mol M(SO 2 ) = 64,07 g mol 1 m =? Vyjdeme ze vzorce pro látkové množství, vzorec upravíme a dosadíme do něj: 5

6 n= M m m = n M = 22mol 64,07g mol 1 = 1409,54 g Oxid siřičitý o látkovém množství 22 mol představuje hmotnost 1409,54g. 1.4 Jaká je hmotnost 21 mol metanu CH 4? Ar(C) = 12,01, Ar(H) = 1,01 n = 21 mol M(CH 4 ) = 16,05 g mol 1 m =? Vyjdeme ze vzorce pro látkové množství, vzorec upravíme a dosadíme do něj: m n= M m = n M = 21mol 16,05g mol 1 = 337,05 g Metan má hmotnost 337,05 g. 1.5 Vypočítejte látkové množství 34 dm 3 oxidu sírového SO 3 za normálních podmínek. V = 34 dm 3 V n = 22,41 dm 3 n =? Z definice vyplývá, že 1 mol plynné látky má objem 22,41 dm 3 (nebo litrů). Sestavíme vzorec a dosadíme: n= V n 3 V 34dm = ,41dm mol =1,52 mol Oxid sírový má látkové množství 1,52 mol. 6

7 1.6 Vypočítejte objem 13 mol oxidu uhelnatého CO za normálních podmínek. n = 13 mol V n = 22,41 dm 3 V =? Z definice vyplývá, že 1 mol plynné látky má objem 22,41 dm 3 (nebo litrů). V n= V n 3 1 V = n V n = 13mol 22,41dm mol = 291,33 dm 3 Oxid uhelnatý zaujímá objem 291,33 dm Vypočítejte látkové množství molekul oxidu siřičitého SO 2. N = N A = 6, mol -1 n =? Z definice vyplývá, že 1 mol látky obsahuje 6, částic, v tomto případě molekul. Sestavíme vzorec a dosadíme: 23 N n= = =2,82 mol , mol N A Oxid siřičitý představuje látkové množství 2,82 mol. 1.8 Vypočítejte, kolik je molekul v molu kyslíku. n = mol N A = 6, mol 1 N =? Z definice vyplývá, že 1 mol látky obsahuje 6, částic, v tomto případě molekul. Sestavíme vzorec a dosadíme: N = n N A = ( mol) (6, ) = 102,37 molekul Kyslík obsahuje 102,37 molekul. 7

8 1.9 Vypočítejte hmotnost 87 dm 3 dusíku N 2 (objem měřen za normálních podmínek). Ar(N) = 14,01 V=87 dm 3 Počítáme podle vzorce pro látkové množství. Z tabulky spočítáme, že M(N 2 ) = 28,02 g mol 1 m n= M V n= V n m M V V n M V V 1 28,02g mol 87dm ,41dm mol m= 108,78g n Hmotnost molekulového dusíku je 108,78 gramů Vypočítejte objem molekul oxidu dusičného N 2 O 5 za normálních podmínek. N= Vyjdeme ze vzorce pro látkové množství: n V 8 N N N A V A V n 23 3 N Vn ,41dm = 23 =111,64 dm 3 6, Jaký je objem 62 g vodíku? Ar(H) = 1,01, M(H 2 )=2,02 g mol 1 m=62 g M(H 2 )=2,02 g mol 1 Vyjdeme ze vzorců pro látkové množství: n= M m

9 V n= V n m V = M Vn m Vn 62g 22,41dm V = 1 M 2,02g mol Vodík má objem 687,83 dm 3. 3 = 687,83 dm Jaká je hmotnost molekul metanu CH 4? Ar(C) = 12,01 Ar(H) = 1,01 M(CH 4 ) =16,05 g mol -1 N= Vyjdeme ze vzorců pro látkové množství: n= M m n= N N A m N = M N A 23 N M ,05g mol m = , mol N A 1 =13,33 g Hmotnost metanu je 13,33 gramů Kolik molekul obsahuje 10 molů CO 2? n=10 mol Vyjdeme ze vzorce: n= N N A N = n N A =10 mol 6, g.mol 1 =6, Uvedené látkové množství oxidu uhličitého představuje 6, molekul. 9

10 1.14 Jaké látkové množství odpovídá 32 g mědi? m=32 g Cu M (Cu) = 65,55 g mol -1 Vyjdeme ze vzorce: 32g 65,55g mol m n= = =0,49 mol M 1 Uvedené látkové množství mědi představuje přibližně 0,5 molu Jaká je molární hmotnost zlata,jestliže 394 g zlata obsahuje 1, atomů? m=394 g N=1, Vyjdeme ze vzorců: n= M m n= N N A m N = M N A m N M= N A 394g 6, ,2 10 = mol 1 =197,72 g.mol -1 Molární hmotnost zlata je 197,72 g mol a) jakou hmotnost má 0,16 molu oxidu siřičitého SO 2 b) kolik molekul obsahuje 0,16 mol oxidu siřičitého SO 2 c) kolik atomů síry a kolik atomů kyslíku obsahuje 0,16 mol oxidu siřičitého SO 2 M(SO 2 )=64 g.mol -1 Řešení části a): Vyjdeme ze vzorce: n= M m m=n M=0,16 mol 64 g mol -1 =10,24 g 10

11 Hmotnost 0,16 molu oxidu siřičitého je 10,24 gramů. Řešení části b): Vyjdeme ze vzorce: n= N N A N=n N A =0,16 mol 6, =9, Látkové množství 0,16 molu oxidu siřičitého obsahuje 9, molekul. Řešení části c): 0,16 mol SO 2 obsahuje stejné látkové množství síry, tj.016 mol S, což představuje 9, atomů síry. 0,16 mol SO 2 obsahuje dvojnásobný počet atomů kyslíku, tj. 2 9, = 1, atomů kyslíku Kolik molů je obsaženo ve 120 g NaOH? m=120 g M(NaOH)=40g mol -1 Vyjdeme ze vzorce: 120g 40g mol m n= = =3 mol M 1 Uvedené množství hydroxidu sodného NaOH představuje 3 moly Jaká je hmotnost 5 molů dvouatomového dusíku N 2. n=5 mol M(N 2 )=28g mol -1 Vyjdeme ze vzorce: n= M m m=n M=5mol 28g mol -1 =140 g Uvedené látkové množství dvouatomového dusíku představuje hmotnost 140 gramů. 11

12 1.19 Kolik molekul je obsaženo ve 400 gramech CaCO 3. m=400 g M(CaCO 3 )=100 g mol -1 Vyjdeme ze vzorců: n= M m n= 12 N N A m N = M N A m N N= M 400g 6, g mol 23 A = 1 mol 1 =24, Uvedené množství uhličitanu vápenatého obsahuje 24, molekul Kolik molekul je obsaženo ve 49 gramech kyseliny sírové o vzorci H 2 SO 4? m=49 g M(H 2 SO 4 )=98g mol -1 Vyjdeme ze vzorců: n= M m n= N N A m N = M N A m N N= M 49g 6, g mol 23 A = 1 mol 1 =3, Uvedené množství kyseliny sírové obsahuje 3, molekul Která z uvedených molekul a atomů má nejmenší hmotnost? HF,H 2,He,CO,LiH Vyjdeme ze vzorce pro výpočet relativní atomové hmotnosti nebo relativní molekulové hmotnosti: A r(atomu) = m ( atom) m u M r(molekuly) = m ( molekula) m u

13 m skutečná hmotnost atomu nebo molekuly v kilogramech m u atomová hmotnostní jednotka,udávající hmotnost 1 skutečné hmotnosti atomu uhlíku m u =1, kg HF: A r (HF)=20 m(hf)= A r (HF) m u = 20 1, kg=33, kg H 2 : M r (H 2 )=2 m(h 2 )=M(H 2 ) m u =2 1, kg=3, kg He: A r (He)=4 m(he)= A r (He) m u =4. 1, kg=6, kg CO: M r (CO)=28 m(co)= M r (CO) ) m u = 28 1, kg=46, kg LiH: Mr(LiH)=7,94 m(lih)= Mr(LiH) m u =7,94 1, kg=13, kg Nejmenší skutečnou hmotnost má molekula vodíku Jakou relativní molekulovou hmotnost má látka X,jejíž 567 cm 3 par(měřeno za normálních podmínek)má hmotnost 1,164 gramů? 567 cm 3 =0,567 dm 3 Pro řešení můžeme na základě logické úvahy sestavit trojčlenku.vycházíme z toho,že 1 mol neznámé látky X o příslušné molární či relativní molekulové hmotnosti zaujímá objem 22,41 dm 3. Trojčlenka: 0,567 dm 3..1,164 g 22,41 dm 3.. x g 3 22,41dm 1,164g x= =46,01 3 0,567dm Neznámá látka má relativní molekulovou hmotnost přibližně

14 1.23 Jaké látkové množství oxidu uhelnatého zaujme za normálních podmínek objem 0,11 dm 3?Jakou bude mít toto látkové množství hmotnost? M(CO)=28 g mol 1 a) výpočet látkového množství CO 3 V 0,11dm Vyjdeme ze vzorce: n= = = 4, mol 3 1 V n 22,41dm mol b) výpočet hmotnosti CO m Vyjdeme ze vzorce: n= M 3 1 m n M 4,91 10 mol 28g mol 0,13748g 0, 14g Uvedený objem oxidu uhelnatého představuje 4, mol a přibližně 0,14 gramů Jaký objem zaujímá za standardních podmínek 6g H 2? a. Řešení-výpočet látkového množství: n = = = 3 mol Látkové množství uvedeného množství vodíku jsou 3 moly. b. Řešení-výpočet objemu: l V=V n n= 22,41 dm 3 mol -1 3mol = 67,23 dm 3 Objem dvouatomového vodíku je 67, Jaká je hmotnost 112 dm 3 CO 2 za standardních podmínek? a. Řešení-výpočet látkového množství: 3 V 112dm n= = =4,99 mol=5 mol 3 1 V n 22,41dm mol 14

15 Látkové množství uvedeného objemu oxidu uhličitého je 5 mol. b. Řešení-výpočet hmotnosti: m = n M(CO 2 ) = 5 mol 44g. = 220 g Hmotnost uvedeného množství oxidu uhličitého je 220 gramů Kolik molekul je v 1,12 plynu za normálních podmínek? n= = = 0,05 mol N = n = 0,05mol 6,022 mol -1 = 3,01 molekul Uvedený objem plynu obsahuje 3,01 molekul Jakou hmotnost má 100 dm 3 : a) dimerního oxidu dusičitého o vzorci N b) chlorovodíku o vzorci HCl Řešení části a): V n= V n 3 100dm n= ,41dm mol = 4,46 mol Hmotnost je pak: m= n M=4,46 mol 92g mol -1 =410,32g Hmotnost uvedeného objemu dimerního oxidu dusičitého je 410,32 gramů. Řešení části b): Látkové množství je stejné při stejném objemu plynu, tedy n=4,46 mol Hmotnost je pak: m=n M=4,46 mol 36,5 g mol -1 =162,79 g Hmotnost uvedeného objemu chlorovodíku je 162,79 g. 15

16 1.28 Kolik molekul je obsaženo v 1 dm 3 : a) oxidu uhličitého o vzorci CO 2 b) molekulového vodíku o vzorci H 2 Řešení části a): 3 V 1dm n= = =0,04 mol š 1 V n 22,41dm mol N=n N A =0,04 mol.6, mol -1 =2, Řešení části b): 3 1dm n= 3 V n 22,4dm mol V = 1 =0,04 mol N=n N A =0,04 mol 6, mol -1 =2, Jeden litr(dm 3 ) obou plynů obsahuje stejný počet molekul,tj.2, Rozhodněte, zda za téže teploty a tlaku zaujme větší objem 1 gram dikyslíku O 2 nebo 1 gram trikyslíku (ozónu) o vzorci O 3 nebo zda budou oba objemy shodné. a) výpočet pro dikyslík O 2 1g 32g mol m n= = =0,03 mol M 1 V=n V m =0,031mol 22,41 dm 3 =0,70dm 3 Objem uvedeného množství dikyslíku je 0,7 dm 3. b) výpočet pro trikyslík O 3 16

17 1g 48g mol m n= = M 1 =0,02 mol V=n V m =0,02mol 22,41 dm 3 =0,45 dm 3 Objem uvedeného množství trikyslíku je 0,45 dm Jeden dm 3 plynu Y(měřeno za normálních podmínek) má hmotnost 1,250g.Jakou má plyn molární hmotnost? n= V m 3 V 1dm = 3 22,41dm 1,250g 0,0446 =0,0446 mol m M= = =28,03 g.mol -1 n mol Molární hmotnost plynu Y je přibližně 28g.mol

18 2. Soustavy látek 2.1 Hmotnostní zlomek Hmotnostní zlomek udává zastoupení jednotlivých složek(např.prvků) ve sloučenině Hmotnostní zlomek je podíl hmotnosti složky (m A, m B,...) k hmotnosti celé směsi. Je to bezrozměrná veličina. Předpokládáme-li například látku typu AxByCz,pak můžeme hmotnostní zlomek pro látku A vyjádřit následovně: ma w(a)= m m m A B C m A, m B,m C jsou hmotnosti jednotlivých složek Hmotnostní zlomek lze vyjádřit také vzorcem: w(a)= x Ar ( A) M ( A B C r x y z ) x,y,z jsou stechiometrické koeficienty,ar(a) relativní atomová hmotnost prvku A a Mr(Ax,By,Cz)relativní molekulová hmotnost molekuly AxByCz. Součet hmotnostních zlomků všech složek ve sloučenině je roven 1.Násobíme-li hmotnostní zlomek číslem 100,dostaneme procentové(%) vyjádření zastoupení jednotlivých složek ve sloučenině. 18 Příklady Vyjádřete hmotnostní zlomek a procentové (%) složení uhličitanu hořečnatého. Vzorec uhličitanu hořečnatého: MgCO 3 Mr(MgCO 3 )=84,3 A=Mg,B=C,C=O x=1,y=1,z=3

19 V periodické soustavě si najdeme relativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků. A r (Mg)=24,3, A r (C)=12,0, A r (O)=16,0 Dosadíme postupně pro jednotlivé prvky do vzorce: w(mg)= Hořčík: w(mg)= Uhlík: w(c)= 1 24,3 84, ,3 0, =28,9% 0, = 14,2% x. Ar ( A) M ( A B C Kyslík: Můžeme počítat stejně,jako v předchozích případech,ale jelikož se jedná o poslední prvek ze všech,stačí provést matematickou operaci: 1-(0,289+0,142)=0, =56,9% Uhličitan hořečnatý obsahuje 28,9% hořčíku,14,2% uhlíku a 56,9% kyslíku Vypočítejte hmotnostní zlomek a % složení křemíku(si) a kyslíku(0) v oxidu křemičitém o vzorci SiO 2. Vzorec oxidu křemičitého:sio 2 Dosadíme do vzorce: w(a)= x Ar ( A) M ( A B ) r x y r x y z ). A=Si,B=O,x=1 a y=2 v molekule oxidu křemičitého SiO 2. V periodické soustavě prvků najdeme realativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků. w(si)= w(o)= ,47 100=47% 0,53 100= 53% Oxid křemičitý obsahuje 47% křemíku a 53% kyslíku.

20 2.1.3 Kolik % vody je obsaženo v pentahydrátu síranu měďnatého(skalici modré)? Řešení : Vzorec skalice modré: CuSO 4 5H 2 O Dosadíme do vzorce: x M r ( H 2O) w(h 2 O)=, kde x je počet molekul vody. M r ( CuSO4 5H 2O) V periodické soustavě prvků si najdeme relativní atomové hmostnosti jednotlivých prvků a vypočítáme relativní molekulovou hmotnost vody M r (H 2 O)=18 a skalice modré M r (CuSO 4 5H 2 O)= w(h 2 O)= = =0,36 100=36% vody Skalice modrá obsahuje 36 % vody Vypočítejte hmotnostní hlomek dusíku v dusičnanu amonném o vzorci NH 4 NO 3. V periodické soustavě najdeme relativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků a určíme také relativní molekulovou hmotnost dusičnanu amonného. A r (N)=14 A r (H)=1 A r (O)=16 Mr(NH 4 NO 3 )=80 x Ar ( N) Dosadíme do vzorce: w(n)=,kde x=2(dva atomy dusíku v molekule) M r ( NH 4 NO 3 ) w(n)= =0,35 Hmotnostní zlomek dusíku v molekule dusičnanu amonného je 0,35. 20

21 2.1.5 Kolik % vápníku je obsaženo v molekule dolomitu o vzorci MgCO 3 CaCO 3? V periodické soustavě prvků najdeme relativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků a určíme relativní molekulovou hmotnost MgCO 3 CaCO 3. A r (Ca)=40 Mr(MgCO 3 CaCO 3 )=184,3 x Ar ( Ca) Dosadíme do vzorce: w(ca)=,kde x=1 pro jeden atom vápníku v molekule M r ( MgCO 3 CaCO 3 ) w(ca)= ,3 0, =21,7% vápníku Molekula dolomitu obsahuje 21,7% vápníku Které z uvedených hnojiv obsahuje největší % zastoupení dusíku? a) dusičnan sodný b) dusičnan amonný c) síran amonný d) močovina e) amoniak a) dusičnan sodný NaNO 3 A r (N)=14 M r (NaNO 3 )=85 x Ar ( N) Dosadíme do vzorce: w(n)= M r ( NaNO 3 ) 1 14 w(n)= 85 =0, =16,47% b) dusičnan amonný o vzorci NH 4 NO 3 A r (N)=14 Mr(NH 4 NO 3 )=80 21

22 x Ar ( N) Dosadíme do vzorce: w(n)= M r ( NH 4 NO 3 ) 2 14 = 80 =0,35 100=35% c) síran amonný o vzorci (NH 4 ) 2 SO 4 A r (N)=14 M r (síran amonný)=132 x Ar ( N) Dosadíme do vzorce: w(n)= M ( sír. amonný r ) 2 14 = 132 =0, =21,21% d) močovina o vzorci CO(NH 2 ) 2 A r (N)=14 M r (močovina)=60 x Ar ( N) 2 14 Dosadíme do vzorce: w(n)= = =0, =46,66% M r ( CO( NH 2 ) 2 ) 60 e) amoniak o vzorci NH 3 A r (N)=14 M r (NH 3 )= Dosadíme do vzorce: w(n)= =0, =82,35% Kolik % uhlíku,vodíku a kyslíku obsahuje glukóza? Glukóza má vzorec: C 6 H 12 O 6 Uhlík: A r (C)=12 M r (C 6 H 12 O 6 )=180 x Ar ( C) 6.12 Dosadíme do vzorce: w(c)= = =0,40 100=40% M r ( glukóza) 180 Vodík: A r (H)=1 M r (C 6 H 12 O 6 )= Dosadíme do vzorce: w(h)= =0, =6,67%

23 Kyslík: A r (0)=16 M r (C 6 H 12 O 6 )=180 x Ar ( O) Dosadíme do vzorce: w(o)= M ( glukóza) r 6 16 = 180 =0, =53,33% Určete % složení dioritu o vzoci MgCaSi 2 O 6,který lze rozložit na MgO.CaO.2SiO 2. Určíme % složení jednotlivých složek dioritu: a) složka MgO A r (Mg)=24,3 A r (O)=16 M r (diorit)=216,52 Dosadíme do vzorce: w(mgo)= b) složka CaO A r (Ca)=40,08 M r (diorit)=216,52 Ar(O)=16 Mr( MgO) Mr( diorit ) M ( CaO) Dosadíme do vzorce: w(cao)= M ( diorit ) r = r = 40,32 216,52 =0, =18,62% 56,08 =0, =25,9% 216,52 c) složka SiO 2 M r (SiO 2 )=60,06 M r (diorit)=216,52 M Dosadíme do vzorce: w(sio 2 )= M r ( SiO2 ) ( diorit ) r = 120,12 =0, =55,48% 216,52 23

24 2.2 Stechiometrický(empirický)vzorec a molekulový vzorec Stechiometrický vzorec určuje základní složení chemické látky. Máme-li např.látku typu A x B y a známe-li hmotnostní zlomky jednotlivých prvků(prvek A a prvek B), můžeme určit poměr stechiometrických koeficientů podle vzorce: x w( A) A ( ) = r B y w( B) Ar ( A) Známe-li relativní molekulovou hmotnost skutečné sloučeniny, pak můžeme molekulový vzorec určit ze stechiometrického vzorce jeho vynásobením hodnotou x. Hodnota x se určí ze vzorce: x = 24 Příklady Analýzou minerálu bylo zjištěno jeho složení,vyjádřené hmotnostními zlomky:w(cu)=0,799,w(s)=0,201.určete stechiometrické složení minerálu. Předpokládáme,že vzorec minerálu je Cu x S y. A r (Cu)=63,1 a A r (S)=32,1 Dosadíme do vzorce(hmotnostní zlomky můžeme dosadit i v násobku 100,tj.v procentech): x w( Cu) A ( ) = r S 79,9 32,1 2564,79 2 = = w( S) A ( Cu) 1 y r 20,1 63,1 = 1276,35 Minerál má stechiometrický vzorec Cu 2 S Analýzou látky bylo zjištěno,že obsahuje: 14,0% Na,19,5% S,39,0% O, 27,5% H 2 O (krystalografická voda).určete stechiometrický(empirický)vzorec látky. Předpokládáme,že látka má obecný stechiometrický vzorec A x B y C z.d d,kde A,B,C jsou prvky a D je krystalograficky vázaná voda.po dosazení konkrétních prvků pak: Na x S y O z.(h 2 O) d

25 Hmotnostní zlomky dosazujeme v procentech(násobky 100)a současně dosadíme relativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků. Z poměrů stechiometrických koeficientů určíme číselné poměry: x w( Na) A ( ) = r S y w( S) A ( Na) r = , = 448,5 1 x w( Na) A ( ) = r O z w( O) A ( Na) r = = = x w( Na) M ( ) = r H 2O d w( H O) A ( Na) 2 r = ,5 23 = = 632,5 2, 5 Na 1 S 1 O 4 2,5H 2 O vynásobíme 2 Stechiometrický vzorec látky je Na 2 S 2 O 8 5H 2 O a jedná se o peroxodisíran sodný Určete stechiometrický vzorec látky,která obsahuje 70,4%Pb a 10,5%P.Třetí prvek obsažený ve sloučenině je kyslík. Procentový obsah kyslíku je: 100%-80,9%(součet % obsahu olova a fosforu)=19,1% Předpokládaný vzorec sloučeniny: Pb x P y O z Z poměrů stechiometrických koeficientů určíme číselné poměry.v periodické soustavě prvků dosadíme relativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků. x 70,4 31 = y 10,5 207 x 70,4.16 = z 19, Pb 1 P 1 O, ,4 1 = 2173, ,4 = = 3953,7 1 = 3, 5 3 násobíme 2 Stechiometrický vzorec látky je Pb 2 P 2 O 7 a má název difosforečnan olovnatý. 25

26 2.2.4 Při analýze 0,03 g neznámé organické sloučeniny bylo získáno 66,0mg oxidu uhličitého CO 2 a 21,6mg vody H 2 O.Určete výpočtem stechiometrický(empirický)vzorec organické sloučeniny. a) C+O 2 CO 2 2H+O H 2 O 12 mgc 44 mg CO 2 2 mg H 18 mg H 2 O x mg H 21,6 mg H 2 O 2.21, 6 x mg C 66 mg CO 2 x= =2,4 mgh x= =18 mgc 44 mg O=30 mg-20,4mg=9,6mgo b) přepočet na % 30 mg navážky 100% 18 mg C x% x= = =60% C mg navážky 100% 2,4 mg H x% 2, x= 30 =8% H c) % O=100-68=32% d) C:H:O= : : C:H:O=5:8:2 Empirický vzorec látky je C 5 H 8 O 2. 26

27 cm 3 plynného uhlovodíku(měřeno za normálních podmínek)má hmotnost 0,581.Uhlovodík obsahuje 92,24% uhlíku C a 7,76% vodíku H.Vypočítejte molekulový vzorec látky, je-li relativní molekulová hmotnost uhlovodíku M r = , 24 C:H= : 12 C:H=7,7:7,7 C:H=1:1 7,76 1 Vzorec: (CH) x x = 26 x= =2 13 Molekulový vzorec uhlovodíku je: (CH) 2 =C 2 H 2 Molekulový vzorec uhlovodíku odpovídá acetylenu(ethynu) Jaký vzorec má látka,která obsahuje 40% S a 60% O? S:O=40: : 16 S:O= 32 S:O=1,25:3,75 S:O=1:3 Látka má vzorec SO 3 a jmenuje se oxid sírový. 27

28 2.2.7 Analýzou sloučeniny se zjistilo,že obsahuje 22,22% N,76,18% O a 1,60% H.Zjistěte vzorec sloučeniny. 22, 22 N:O:H= 14 : 76, , 6 : =1,586:4.76:1,6=1:3:1 1 Vzorec sloučeniny je HNO 3 a jedná se o kyselinu dusičnou. 28

29 3. Roztoky Roztokem rozumíme homogenní (stejnorodou)směs, skládající se nejméně ze dvou látek, jejichž zastoupení můžeme v určitých mezích plynule měnit. Roztok se skládá z rozpouštědla a rozpuštěných látek. Ve vodných roztocích je rozpouštědlem vždy voda, v ostatních případech považujeme za rozpouštědlo převládající složku soustavy. Roztok vzniká rozpuštěním látek v daném rozpouštědle. V chemii se nejčastěji setkáváme s kapalnými roztoky (pravými roztoky), kdy nerozšířenějším rozpouštědlem je voda (polární sloučenina). Roztoky obsahují volně pohyblivé ionty, vedou elektrický proud a nazýváme je elektrolyty. Nasycený roztok už nemůže za dané teploty přijmout další množství rozpuštěné látky. Nenasycený roztok může za dané teploty přijmout další množství rozpuštěné látky. Rozpustnost látky v daném rozpouštědle je určena hmotností látky, kterou lze za daných podmínek rozpustit. a) hmotnostní zlomek: w(a)= Vyjadřování složení roztoků m( A) m( roztok) m(a)-hmotnost látky A v roztoku m(roztok)-celková hmotnost roztoku b) objemový zlomek: φ(a)= V(A)-objem látky A v roztoku V(roztok)-objem roztoku V ( A) V ( roztok) c) molární (látková) koncentrace: Molární koncentraci roztoku vyjadřujeme vztahem c(a)= n( A) V ( roztok),kde n(a) je látkové množství látky A a V(roztok) objem roztoku.za látkové množsví můžeme dosadit n= M m,kde M je molární hmotnost složky roztoku,tj.látky A a m je hmotnost složky,tj.látky A.Kombinací obou uvedených vzorců můžeme molární koncentraci roztoku vyjádřit vzorcem: c(a)= m( A) M ( A) V ( roztok) m=c M V.Z toho pak hmotnost látky(složky roztoku) můžeme vyjádřit vztahem: 29

30 d) směšovací rovnice(rovnice látkové bilance): m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w 3 m 1 -hmotnost roztoku č.1 w 1 -hmotnostní zlomek látky A v roztoku č.1 m 2 -hmotnost roztoku č. 2 w 2 -hmotnostní zlomek látky B v roztoku č. 2 w 3 -hmotnostní zlomek výsledného roztoku, který vznikne smísením roztoku č. 1 a č. 2 e) křížové pravidlo: platí pro mísení 2 složek bez zadání hmotnosti Procentová hmotnostní a objemová koncentrace Příklady Připravte 150 gramů 3% roztoku hydroxidu sodného NaOH.Jakou hmotnost NaOH a jakou hmotnost vody použijete? m(roztok)=150g w(roztok)=0,03 m(naoh)=? m(h 2 O)=? Použijeme vzorec pro hmotnostní zlomek: w(roztok)= m( NaOH) m( roztok) m(naoh)=w(roztoku).m(roztoku) m(naoh)=0,03 50g=4,5g NaOH Hmotnost vody získáme odečtením hmotnosti NaOH od celkové hmotnosti roztoku,tedy: m(h 2 O)=m(roztoku)-m(NaOH) m(h 2 O)=150g-4,5g=145,5g vody Hmotnost hydroxidu sodného je 4,5 gramu a hmotnost vody je 145,5gramů.

31 3.1.2 Jaká je hmotnost chloridu sodného NaCl ve 137,2 gramech 27,1% roztoku? m(roztok)=137,2 g w(nacl)=0,271 m(nacl)=? Použijeme vzorec pro hmotnostní zlomek: w(roztok)= Z toho m(nacl)=w(roztok) m(roztok) m(nacl)=0, ,2g=37,1812 g NaCl m( NaCl) m( roztok) Hmotnost chloridu sodného NaCl v roztoku je 37,1812 gramů Roztok chloridu sodného NaCl byl připraven rozpuštěním 15 gramů této látky ve 250 gramech vody.vypočítejte hmotnostní zlomek vzniklého roztoku a jeho procentovou koncentraci. m(nacl)=15 g m(h 2 O)=250g m(roztoku)=250g vody+15 g NaCl=265 g NaCl w(nacl)=? p(nacl)=? Dosadíme do vzorce pro hmotnostní zlomek roztoku: w(nacl)= w(nacl)= 15g 265g =0,0566 m( NaCl) m( roztoku) Pro vyjádření procentové koncentrace použijeme vzorec: p(nacl)=w(nacl).100 % p(nacl)=0, %=5,66% Hmotnostní zlomek chloridu sodného NaCl v daném roztoku je 0,0566 a procentová koncentrace vzniklého roztoku činí 5,66%. 31

32 3.1.4 Vypočítejte hmotnostní zlomek chloridu sodného NaCl a hmotnostní zlomek vody v roztoku,který vznikl rozpuštěním 0,5 gramu chloridu sodného NaCl v 8,6 gramech vody H 2 O.Čemu se rovná součet obou hmotnostních zlomků? m(nacl)=0,5 g m(h 2 O)=8,6 g m(roztok)=m(nacl)+m(h 2 O)=0,5 g+8,6 g=9,1 g Dosadíme do vzorce pro hmotnostní zlomek: w(nacl)= m( NaCl) m( roztok), w(h 2 O)= m( voda) m( roztok) w(nacl)= w(h 2 O)= 32 0,5g 9,1g 8,6g 9,2g =0,055 =0,945 Součet hmotnostních zlomků musí být roven 1. w(nacl)+w(h 2 O)=0,055+0,945=1,0 Hmotnostní zlomek NaCl v roztoku je 0,055.Hmotnostní zlomek H 2 O v roztoku je 0,945.Součet obou hmotnostních zlomků je roven Jaké je množství bromidu draselného KBr a jaké množství vody H 2 O je zapotřebí k přípravě 1,2 kg 8% roztoku? w(roztok)=0,08 m(roztok)=1,2kg=1200 g m(kbr)=? m(h 2 O)=? Dosadíme do vzorce pro hmotnostní zlomek: w(kbr)= m( KBr ) m( roztok) m(kbr)=w(roztok).m(roztok) m(kbr)=0, g=96 g Hmotnost vody: m(h 2 O)=m(roztok)-m(KBr)=1200 g 96 g =1104 g Hmotnost bromidu draselného je 96 gramů a hmotnost vody v roztoku je 1104 gramů.

33 3.1.6 Jeden litr(dm 3 ) roztoku kyseliny chlorovodíkové HCl ve vodě o molární koncentraci 2,85 mol.dm -3 má hmotnost 1039 gramů.vypočítejte hmotnostní zlomek HCl v roztoku.vyjádřete množství HCl v roztoku v %. V(roztok)=1 dm 3 c(roztok)=2,85 mol dm -3 m(roztok)=1039 g M(HCl)=36,5 g mol -1 w(hcl)=? p(hcl)=? n Použijeme vzorec pro molární koncentraci roztoku: c=,kde n je látkové množství(v našem V m případě HCl v roztoku) a V objem roztoku.za látkové množsví můžeme dosadit n=,kde M je M molární hmotnost HCl.Kombinací obou uvedených vzorců můžeme molární koncentraci roztoku vyjádřit: c= m M V m(hcl)=2,85 g mol -1 36,5g mol -1 1 dm 3 =104,025 g.z toho pak hmotnost látky(v našem případě HCl): m=c M V Hmotnostní zlomek HCl v roztoku je: w(hcl)= m( HCl) m( roztok) Procentový obsah HCl v roztoku je: p(hcl)=0,1 100%=10% = 104,025g 1039g =0, Vypočítejte objem vody nutný k přípravě 300 cm 3 zlomek odpovídá 12%. roztoku ethanolu,jehož objemový V(roztoku)=300 cm 3 φ(roztok)=0,12 V(voda)=? Použijeme vzorec pro objemový zlomek roztoku: φ(roztok)= V(ethanol)= φ(ethanol).v(roztok) 33 V ( ethanol ) V ( roztok).z toho objem vody:

34 V(ethanol)=0, cm 3 =36 cm 3 Objem vody získáme odečtením objemu ethanolu od celkového objemu roztoku: V(voda)=V(roztok)-V(ethanol)=300 cm 3-36 cm 3 =264 cm 3 Objem vody,potřebné k přípravě uvedeného roztoku,je 264 cm Připravte 250 gramů 8% roztoku sody.kolik gramů sody s obsahem 96% uhličitanu sodného Na 2 CO 3 je třeba na přípravu uvedeného roztoku? 100 g 8% roztoku 8 g 100 %Na 2 CO g 8% roztoku... x g 100 %Na 2 CO 3 250g 8g Z toho x= =20 g 100% Na 2 CO 3 (řešeno jako přímá úměra) g 100% Na 2 CO 3 100% x g 100% Na 2 CO % Z toho x= 20g =20,83 g 96% Na 2 CO 3. Hmotnost vody: m(h 2 O)=m(roztok)-m(96% sody)=250 g-20,83 g=229,17 g Na přípravu uvedeného roztoku je zapotřebí 20,83 g 96% sody a 229,17 g vody Jaká je hmotnost chemicky čistého hydroxidu sodného NaOH a chemicky čisté vody,které jsou zapotřebí k přípravě 3 l(dm 3 ) 16% roztoku hydroxidu sodného NaOH?(hustota hydroxidu sodného ρ NaOH =1,175 g.cm -3 ). V(roztok)=3 dm 3 =3000 cm 3 w(naoh)=0,16 ρ NaOH =1,175g cm -3 m(naoh)=? m(h 2 O)=? 34

35 K výpočtu použijeme vzorec pro hustotu roztoku: ρ= V m Z toho hmotnost roztoku je: m(roztok)=ρ V=1,175g.cm cm 3 =3525 g Dále určíme s použitím vzorce pro hmotnostní zlomek hmotnost hydroxidu sodného NaOH: w(naoh)= m( NaOH) m( roztok),z toho m(naoh)=w(naoh) m(roztok)=0, g=564g Hmotnost vody určíme z rozdílu hmotnosti roztoku a hmotnosti hydroxidu sodného: m(h 2 O)=m(roztok)-m(NaOH)=3525g-564g=2961g Kolik % čisté HNO 3 obsahuje kyselina dusičná o hustotě ρ=1,36 g.cm -3,jestliže 1 dm 3 obsahuje 0,8 kg HNO 3. V(roztok)=1000 cm 3 ρ=1,36 g cm -3 m(hno 3 )=800 g Pro výpočet využijeme vzorec pro hustotu roztoku: ρ= V m,z toho hmotnost roztoku je: m(roztok)=ρ V(roztok)=1,36 g cm cm 3 =1360 g Hmotnostní zlomek HNO 3 v roztoku je: w(hno 3 )= m( HNO3) m( roztoku) = 800g 1360g =0,588 Procentové vyjádření HNO 3 : p(hno 3 )= w(hno 3 ).100%=0, %=58,8% Uvedený roztok obsahuje 58,8% čisté kyseliny dusičné o vzorci HNO 3. 35

36 3.2 Molární(látková) koncentrace roztoků(tzv.molarita) n Molární koncentraci roztoku vyjadřujeme vztahem c=,kde n je látkové množství a V objem V m roztoku.za látkové množsví můžeme dosadit n=,kde M je molární hmotnost složky roztoku M a m hmotnost složky roztoku.kombinací obou uvedených vzorců můžeme molární koncentraci roztoku vyjádřit vzorcem: c= vztahem: m=c M V m M V.Z toho pak hmotnost látky(složky roztoku) můžeme vyjádřit Příklady Vypočítejte hmotnost KHCO 3 potřebnou pro přípravu 500 cm 3 roztoku,je-li jeho molární koncentrace c=0,1 mol dm -3. c=0,1 mol dm -3 V=0,5 dm 3 M KHCO3 =100 g mol -1 m(khco 3 )=? Použijeme vzorec: m=c M V=0,1mol dm g mol -1 0,5dm 3 =5 g Pro přípravu uvedeného roztoku potřebujeme 5 gramů hydrogenuhličitanu draselného(kyselého uhličitanu draselného) Jakou molární koncentraci má roztok NaCl,který obsahuje 0,15 mol NaCl ve 250 cm 3 roztoku. n=0,15 mol NaCl V(roztok)=250 cm 3 c=? 36

37 Pro výpočet použijeme vztah: c= V n 0,15mol dm c= 3 3 =0,6 mol.dm 3 Molární koncentrace uvedeného roztoku NaCl je 0,6 mol dm Kolik gramů hydroxidu draselného KOH je třeba rozpustit k přípravě 0,5 dm 3 roztoku o molární koncentraci 0,01 mol dm 3. V(roztok)=0,5 dm 3 c(koh)=0,01 mol dm -3 M(KOH)=56,1g mol 1 m=? Využijeme vzorec m=c M V m=0,01 mol dm 3 56,1g mol 1 0,5 dm 3 = 0,28 g Je třeba rozpustit 0,28 gramů hydroxidu draselného KOH Vypočítejte objem roztoku o molární koncentraci 0,5 mol.dm 3,který vznikne rozpuštěním 324,4 gramů chloridu železitého FeCl 3 ve vodě. c(fecl 3 )=0,5 mol dm 3 m(fecl 3 )=324,4 g M(FeCl 3 )=162,3 g mol 1 V(roztok)=? Využijeme vzorec m=c M V,z toho V= m c M 324,4g 0,5mol dm 162,3g mol = 3 1 = 4 dm 3 Objem uvedeného roztoku činí 4 litry(dm 3 ). 37

38 3.2.5 Jaká je molární koncentrace roztoku obsahujícího 3,4 gramu dusičnanu stříbrného AgNO 3 v 50 cm 3 roztoku? m(agno 3 )=3,4 g V(roztok)=50 cm 3 = dm 3 M(AgNO 3 )=169,87 g mol 1 c=? Využijeme vzorec c= m M V 3,4g 169,87g mol = Molární koncentrace uvedeného roztoku je 0,4 mol.dm 3 dm =0,4 mol.dm Kolik gramů látky je třeba rozpustit k přípravě: a) 500 cm 3 roztoku o koncentraci c=0,01 mol dm 3 KOH(hydroxidu draselného) b) 2,5 dm 3 roztoku o koncentraci c=0,2 mol dm 3 HCl(kyseliny chlorovodíkové) c) 250 cm 3 roztoku o koncentraci 0,7 mol dm 3 CuSO 4 (bezvodého síranu měďnatého) d) 1 litru roztoku o koncentraci 0,05 mol dm 3 H 2 SO 4 (kyseliny sírové) U všech částí zadání příkladu(a-d)použijeme vzorec m=c M V U každé části zadání příkladu(a-d)je nutné určit molární hmotnost pro příslušnou látku. Řešení části a) m=0,01mol.dm 3.56,1g.mol dm 3 =0,28 g KOH Řešení části b) m=0,20mol dm 3 36,5 g mol 1 2,5 dm 3 =18,25 g HCl Řešení části c) m=0,7mol dm 3 159,5 g mol dm 3 =27,93 g CuSO 4. 38

39 Řešení části d): m=0,05 mol dm 3 98g mol 1 1 dm 3 =49 g H 2 SO Máme připravit 500 cm 3 roztoku kyseliny sírové H 2 SO 4 o koncentraci c=0,1mol.dm 3 Kolik gramů a kolik cm 3 96% kyseliny sírové H 2 SO 4 k tomu potřebujeme?(hustota 96% kyseliny sírové ρ H 2SO4 =1,836 g.cm 3 ). V(roztok)=500 cm 3 = dm 3 c=0,1 mol dm 3 ρ 96% 2SO4 H =1,836 g cm 3 M(H 2 SO 4 )=98g mol 1 V (96% H 2 SO 4 )=? Ze vzorce m=c M V určíme hmotnost 100% kyseliny sírové H 2 SO 4. m=0,1 mol.dm 3 98g mol dm 3 = 4,9 g 100% H 2 SO 4. Dále přepočítáme hmotnost 100% kyseliny sírové na hmotnost 96% kyseliny sírové: 100%...4,9 g 96%...x g(řešeno jako nepřímá úměra) 4,9 100 x= 96 =5,104 g 96% kyseliny sírové Nyní určíme objem 96% kyseliny sírové: hmotnost96% H 2SO4 5,104g V (96% H 2 SO 4 )= = =2,78 cm 3 3 hustota 96% H 2SO4 1,836g. cm K přípravě uvedeného roztoku potřebujeme 5,104 g 96% kyseliny sírové.prakticky odebereme pipetou objem 2,78 cm 3 96% kyseliny sírové a roztok připravíme v odměrné baňce příslušného objemu Máme připravit 5 dm 3 vodného roztoku síranu sodného Na 2 SO 4 o koncentraci 0,15 mol dm 3.Jaké množství síranu sodného musíme navážit? V(roztok)=5 dm 3 c=0,15 mol dm 3 M(Na 2 SO 4 )=142g mol 1 39

40 Dosadíme do vzorce m=c M V=0,15 mol dm 3 142g mol 1 5dm 3 =106,5 g Musíme navážit 106,5 gramů síranu sodného Vypočítejte molární koncentraci hydroxidu draselného KOH,jestliže ve 100 cm 3 roztoku je 14 gramů hydroxidu draselného KOH. V(roztok)=100 cm 3 = dm 3 m(koh)=14 g M(KOH)=56 g mol 1 Předpoklad:ve 100 cm 3 je 14 gramů KOH v 1000 cm 3 je 140 gramů KOH Nyní dosadíme do vzorce c= m M V 140g = g mol 1dm =2,5 mol dm 3 Molární koncentrace uvedeného roztoku je 2,5 mol.dm Máme připravit 1 dm 3 roztoku,který obsahuje 1 mg Fe v 1 cm 3 roztoku.kolik gramů Mohrovy soli Fe(NH 4 ) 2 (SO 4 ) 2 6H 2 O musíme odvážit? Výpočet provedeme úvahou. 1 mol Mohrovy soli obsahuje 1 mol Fe 392,18 g Mohrovy soli 55,84 g Fe x g Mohrovy soli.. 1,0 g Fe(řešeno jako přímá úměra) x= 392,18g 55,84g =7,023 g K přípravě uvedeného roztoku musíme odvážit 7,023 gramů Mohrovy soli.. 40

41 Rovnice látkové bilance(směšovací rovnice) a křížové pravidlo Příklady Kolik gramů vody je nutné smíchat s 200 gramy 80% roztoku kyseliny sírové H 2 SO 4,aby vznikl 20% roztoky kyseliny sírové? m 1 =200 g w 1 =0,80 w 2 =0(čistá voda) w 3 =0,20 m 2 (voda)=x Dosadíme do směšovací rovnice(rovnice látkové bilance): m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w 3 200g 0,80+m 2 0=(200 g+x) 0,20 x=600 g Je nutné smíchat 600 gramů vody s 200 gramy 80% roztoku kyseliny sírové,abychom dostali 20% roztok kyseliny sírové Kolik gramů 5% roztoku je nutno přidat ke 100 gramům 50% roztoku,aby vzniknul 20%? m 1 =100 g w 1 =0,5 m 2 =x w 2 =0,05 w 3 =0,20 Dosadíme do směšovací rovnice(rovnice látkové bilance): m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w g 0,5+x 0,05=(100+x) 0,20 x=200 g Je nutné přidat 200 gramů 5% roztoku.

42 3.3.3 Připravte 300 gramů 20% roztoku kyseliny dusičné HNO 3 ze 65% roztoku kyseliny dusičné a 10% roztoku kyseliny dusičné. Využijeme křížové pravidlo: 65% 10 20% : 10% 45 Následně řešíme trojčlenkou: 55g 20%...45g 10% HNO g 20%... xg 10% HNO x= 55 =245,5 g 10% HNO g 245 g=54,5 g 65% HNO 3 Pro řešení lze použít i směšovací rovnici: m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w 3 (300-m 2 ) 0,65+m 2 0,1=300 0,2 m 2 =245,5 g 10% HNO 3 Z toho: m 1 =300g-245,5 g=54,5 g 65% HNO 3 Pro přípravu 300 gramů 20% roztoku kyseliny dusičné musíme smíchat 245,5 g 10% kyseliny dusičné s 54,5 g 65% kyseliny dusičné Určete hmotnost 5% roztoku a hmotnost 40% roztoku čpavku,které musíme smíchat,abychom připravili 450 gramů 15% roztoku čpavku NH 3. m 1 =(m-m 2 ) w 1 =0,05 m 2 =? 42

43 w 2 =0,4 m=450 g w 3 =0,15 a)řešení s pomocí směšovací rovnice: m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w 3 (450-m 2 ) 0,05+m 2 0,40=450 0, ,05m 2 +0,40m 2 =6750 Z toho: m 2 =128,57g 40% NH 3 m 1 =450g-m 2 =450g-128,57g=321,42 g 5% NH 3 b) řešení s pomocí křížového pravidla a trojčlenky: 5% 25 15% : 40% 10 na 35 g 15% NH 3 25 g 5% NH 3 na 450 g 15% NH 3 x g 5% NH x= 35 =321,42 g 5% NH 3 450g-321,42 g=128,57g 40% NH Máme 0,8 kg 12% roztoku hydroxidu sodného NaOH a 2,2 kg 30% roztoku hydroxidu sodného NaOH.Smícháním obou roztoků a přidáním pevného hydroxidu sodného NaOH chceme získat 40% roztok. m=m 1 +m 2 +m 3 m 1 =0,8 kg w 1 =0,12 m 2 =2,2 kg 43

44 w 2 =0,30 m 3 =0,8+2,2+m 3 w 3 =1(pevný hydroxid sodný počítán jako 100% látka,tedy hmot.zlomek je jedna) a)jaká je hmotnost pevného hydroxidu sodného NaOH b)jaká je hmotnost výsledného roztoku Řešení části a: Dosadíme do směšovací rovnice: m 1 w 1 +m 2 w 2 +m 3 w 3 =m w (0,8 0,12)+(2,2 0,3)+m 3 1=(0,8+2,2+m 3 ) 0,4 Z toho: m 3 =0,74 kg Řešení části b: m=m 1 +m 2 +m 3 =0,8+2,2+0,74 kg=3,74 kg cm 3 60% roztoku kyseliny octové CH 3 COOH bylo zředěno 40 cm 3 vody.jaké je procentové složení vzniklého roztoku,je-li hustota 60% kyseliny octové ρ=1,0642g cm -3? V(roztok)=80 cm 3 ρ(kyselina dusičná)= 1,0642g cm -3 1 cm 3 vody=1 g Nejdříve určíme hmotnost 60% kyseliny octové ze vzorce:ρ= V m m=ρ V=1,0642g cm cm 3 =85,136 g Dále řešíme s pomocí směšovací rovnice: m 1 w 1 =m w (m=m 1 +m 2 =85,136g+40g=125,136g) (85,136 0,60)=125,136 w w=0,4082 Procentové složení roztoku je 40,82 %. 44

45 3.3.7 Jaké množství vody musíme přidat ke 215 g roztoku uhličitanu sodného o hmotnostním zlomku 0,07,aby vznikl roztok o hmotnostním zlomku 0,02?Jakou hmotnost bude mít připravovaný roztok? a) dosadíme do směšovací rovnice m 1 w 1 =m w (215 0,07)=(215+m 2 ) 0,02 Z toho m 2 =537,5 g vody b) celková hmotnost m=m 1 +m 2 =215,0+537,5=752,5 g Do roztoku musíme přidat 537,5 g vody a jeho výsledná hmotnost bude 752,5 gramů Vypočítejte koncentraci kyseliny,která vznikla smísením 60% kyseliny o hmotnosti 30 kg a 10% kyseliny o hmotnosti 10 kg. m 1 =30 kg w 1 =0,60 m 2 =10 kg w 2 =0,10 m=m 1 +m 2 w 3 =? Dosadíme do směšovací rovnice: m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w , ,1=40 w 3 Z toho w 3 =0,475 Výsledná koncentrace roztoku je 47,50%. 45

46 3.3.9 Kolik gramů 20% kyseliny je nutno smíchat se 3 litry vody,aby vznikl 5% roztok kyseliny? a) řešení s pomocí křížového pravidla 20% 5 dělit pěti (1) 5% : 0 15 dělit pěti (3) Na 3 litry(dm 3 )=3 kg vody připadá 1 litr(dm 3 ) 20% kyseliny=1 kg=1000 g. b)řešení s použitím směšovací rovnice m 1 +w 1 =m w m 1 0,20=(m 1 +3) 0,05 Z toho m 1 =1 kg=1000 g Musíme smíchat 1000 gramů 20% kyseliny se 3 litry vody,aby vzniknul 5% roztok Jaká bude výsledná koncentrace roztoku,který vznikne smíšením 500 ml 12% roztoku o hustotě ρ=1,04 g.cm -3 a 450 ml 60% roztoku o hustotě ρ=1,25 g cm -3. a) přepočet objemu na hmotnost s použitím vzorce ρ= V m, z toho m 1 =V 1 ρ=500cm 3 1,04g cm -3 =520 g m 2 =V 2 ρ=450 cm 3 1,25 g cm -3 =562,5 g b) s použitím směšovací rovnice určíme koncentraci výsledného roztoku: m 1 w 1 +m 2 w 2 =(m 1 +m 2 ) w g 0,12+562,5g 0,60=(520g+562,5 g) w 3 Z toho w 3 =0,369 Výsledná koncentrace roztoku je 36,9%. 46

47 Vypočítejte hmotnost heptahydrátu síranu železnatého na přípravu 200g 12% vodného roztoku. Hydráty považujeme za vodné roztoky.hmotnostní zlomek bezvodé látky v hydrátu vyjadřuje vztah: w(bezv.látka)= M ( bezv. látka) M ( hydrát) Hmotnost: m 1 w 1 =m w M ( FeSO 4 ) m 1 =m w M ( FeSO.7H O) m ,91 =200 0,12 278,02 m 1 0,5463=24 m 1 =43,9 g 2 Hmotnost heptahydrátu síranu železnatého je 43,9 gramů. (Poznámka: M označení molární hmotnosti) 47

48 4. Výpočty s pomocí chemických rovnic 4.1 Určování stechiometrických koeficientů redoxních (oxidačně-redukčních)rovnic Cílem je určit stechiometrické koeficienty redoxních(oxidačně-redukčních)rovnic a tím je vyčíslit.při určování stechiometrických koeficientů oxidačně-redukčních(redoxních)rovnic se doporučuje postupovat takto: a) označíme atomy,které mění svá oxidační čísla,ve většině případů jeden prvek své oxidační číslo zvyšuje a elektrony přitom ztrácí(oxidace) a další prvek své oxidační číslo snižuje a elektrony přitom přibírá(redukce).oxidačním činidlem je přitom látka,která svému okolí způsobuje oxidaci a sama se tím redukuje,redukčním činidlem je látka,které svému okolí způsobuje redukci a sama se tím oxiduje b) sestavíme dílčí elektronové rovnice a upravíme je tak,aby počet vyměněných elektronů byl stejný c) z upravených elektronových rovnic přepíšeme stechiometrické koeficienty do zadané hlavní rovnice d) upravíme zadanou hlavní rovnici a případně upravíme její stechiometrické koeficienty na základě rovnosti počtu atomů na levé a pravé straně Vyčíslování rovnic redoxních reakcí je tedy určování stechiometrických koeficientů Redoxní (oxidačně-redukční) reakce jsou takové, při kterých dochází k přesunu elektronů mezi jednotlivými částicemi. Jelikož jsou elektrony záporně elektricky nabité, dochází ke změně nábojů jednotlivých částic, což vede ke změnám oxidačních čísel. Při oxidaci dochází ke zvyšování oxidačního čísla, zatímco při redukci se oxidační číslo snižuje. Oba děje probíhají při reakci vždy současně. Oxidovaná částice elektrony odevzdává, zatímco ta redukovaná je naopak přijímá. Před zahájením vyčíslování si zjistíme, u kterých částic dochází ke změně oxidačního čísla. Můžeme si také označit, v jakém případě probíhá oxidace a ve kterém redukce: H 2 S VI O 4 + P 0 H 3 P V O 4 + S IV O 2 + H 2 O 48

49 Následně si vypíšeme pouze polorovnice (elektronové rovnice) reakce obsahující pouze informace o přenášených elektronech: S VI + 2 e - S IV P 0-5 e - P V Abychom dodrželi zákon zachování náboje, musíme křížovým pravidlem,,přehodit počty elektronů přenesených mezi jednotlivými částicemi, tedy: S VI + 2 e - S IV... 5 P 0-5 e - P V... 2 Nyní dosadíme získané koeficienty do reakčního schématu před patřičné částice: 5 H 2 SO P 2 H 3 PO SO 2 + H 2 O Na závěr dopočtem dovyčíslíme chemickou rovnici: 5 H 2 SO P 2 H 3 PO SO H 2 O Mohou také nastat situace, kdy oxidace a redukce probíhá pouze u jedné částice (poté hovoříme o disproporcionační reakci), anebo se při reakci realizuje více oxidací či redukcí. H 2 S -II + H 2 S VI O 4 S 0 + H 2 O S -II 2 e - S S VI + 6 e - S Po dosazení do rovnice a dopočítání dostaneme tuto rovnici: 3 H 2 S + H 2 SO 4 4 S + 4 H 2 O Příklad reakce, kde probíhá více oxidací či redukcí, vyjadřuje následující reakční schéma: Fe II S 2 -I + O 2 0 Fe 2 III O 3 -II + S IV O 2 -II V tomto případě dříve než aplikujeme křížové pravidlo, musíme sečíst elektrony potřebné na všechny oxidace a na všechny redukce a až poté prohazovat výsledné počty elektronů. 2 Fe II 2 e - 2 Fe III

50 2 S -I 10 e - 2 S IV O e - 5 O -II Nyní doplníme vypočítané koeficienty do reakčního schématu: 4 FeS O 2 2 Fe 2 O SO 2 Příklady na určování stechiometrických koeficientů redoxních(oxidačně-redukčních rovnic) Vyčíslete rovnici: HCl + KMnO 4 KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O Mn VII +5e Mn II / 2 redukce,manganistan draselný je oxidačním činidlem 2 Cl -I -2e 2 Cl 0 / 5 oxidace,hcl chápeme jako redukční činidlo 2Mn VII +10e 2Mn II 10Cl -I -10e 5Cl HCl +2 KMnO 4 2KCl +2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O Vyčíslete rovnici: MnO 2 + KClO 3 + KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O Mn IV -2e Mn VI / 3 3Mn IV -6e 3Mn VI oxidace Cl V +6e Cl -I Cl V +6e Cl -I redukce Oxidační činidlo: KClO 3 Redukční činidlo: MnO 2 3 MnO 2 + KClO 3 + 6KOH 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O Vyčíslete rovnici: K Mn O 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Mn VII + 5e Mn II / 2 2Mn VII + 10e 2Mn II redukce S IV - 2e S VI / 5 5S IV - 10e 5S VI oxidace 50 redukce : Mn VII Mn II

51 oxidace : S IV S VI redukční činidlo : Na 2 SO 3 oxidační činidlo : KMnO 4 2K Mn O 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O Vyčíslete disproporcionační rovnici: Cl 2 + KOH KCl + KClO 3 + H 2 O Při vyčíslování oxidačně-redukčních(redoxních)rovnic se můžeme setkat s tzv.disproporcionačními reakcemi,při kterých mění své oxidační číslo jeden druh atomu dvakrát. Cl 0 + 1e Cl -I / 5 Cl 0-5e Cl V 5Cl 0 + 5e 5Cl -I redukce 0 : Cl 2 2Cl -I oxidace 0 : Cl 2 2Cl V 0 redukční činidlo : část molekul Cl 2 0 oxidační činidlo : část molekul Cl 2 Cl 0-5e Cl V Celkem tedy 6 atomů Cl 0 mění oxidační číslo,z toho 5 atomů vytvoří Cl -1 a 1 atom vytvoří Cl V. 3Cl 2 + 6KOH 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O Vyčíslete rovnici: KBrO 3 + KBr + H 2 SO 4 Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Br +V - 5e Br 0 / 1 Br +V - 5e Br 0 Br -I + 1e Br 0 / 5 5Br -I +5e 5Br 0 redukce : Br +V Br 0 oxidace : Br -I Br 0 redukční činidlo : KBr oxidační činidlo : KBrO 3 KBrO 3 + 5KBr + 3H 2 SO 4 3Br 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O 51

52 4.1.6 Vyčíslete rovnici: KMnO 4 +Zn+H 2 SO 4 MnSO 4 +ZnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O redukce: Mn VII + 5e - Mn II / 2 oxidace: Zn 0 2e - Zn II / 5 redukční činidlo: Zn oxidační činidlo: KMnO 4 2KMnO 4 +5Zn+8H 2 SO 4 2MnSO 4 +5ZnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O Vyčíslete rovnici: KMnO 4 + KNO 2 + H 2 O MnO 2 + KNO 3 + KOH redukce : Mn VII + 3e Mn 2 oxidace : N III - 2e N V 3 redukční činidlo : KNO 2 oxidační činidlo : KMnO 4 2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH Vyčíslete rovnici: KMnO 4 + K 2 SO 3 + KOH K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O redukce : Mn VII + 1e Mn VI 2 oxidace : S IV - 2e S VI 1 redukční činidlo : K 2 SO 3 oxidační činidlo : KMnO 4 2KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2KOH 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O 52

53 4.1.9 Vyčíslete rovnici: K 2 Cr 2 O 7 + NaI + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + I 2 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O redukce : 2Cr VI + 6e 2Cr III 2 1 oxidace : 2I -I 0-2e I redukční činidlo : NaI oxidační činidlo : K 2 Cr 2 O 7 K 2 Cr 2 O 7 + 6NaI + 7H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3I 2 + K 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4 + 7H 2 O Vyčíslete rovnici: PbO 2 + Mn(NO 3 ) 2 + HNO 3 Pb(NO 3 ) 2 +HMnO 4 + H 2 O redukce : Pb IV + 2e Pb II 5 oxidace : Mn II - 5e Mn VII 2 redukční činidlo : Mn(NO 3 ) 2 oxidační činidlo : PbO 2 5PbO 2 + 2Mn(NO 3 ) 2 + 6HNO 3 5Pb(NO 3 ) 2 + 2HMnO 4 + 2H 2 O Existují reakce,při kterých mění svá oxidačí čísla tří prvky: Vyčíslete rovnici:fecl 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cl 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Fe II - 1e Fe III 2Cl -I - 2e Cl 2 0 Mn VII + 5e Mn II Sečteme množství elektronů, které odevzdává molekula FeCl 2, to jest 1 atom Fe II a 2 atomy Cl - I, součet zapíšeme jako koeficient pro mangan. Vzhledem k tomu, že v pravé části rovnice nemůžeme zapsat pět atomů železa (měli bychom zapsat koef. 2,5, což se nepoužívá), oba koeficienty vynásobíme dvěma. 53

54 Fe II - 1e Fe III \ 5 x 2 = 10 2Cl -I 0 / - 2e Cl 2 Mn VII + 5e Mn II - 3 x 2 = 6 redukce : MnVII Mn II oxidace : FeII Fe III, 2Cl -I 0 Cl 2 redukční činidlo : FeCl 2 oxidační činidlo : KMnO 4 10FeCl 2 + 6KMnO H 2 SO 4 5Fe 2 (SO 4 ) Cl 2 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO H 2 O Vyčíslete rovnici: As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO redukce : N V + 3e N II 28 oxidace : 2AsIII - 4e 2As V 3S -II - 24e 3S VI 3 redukční činidlo : As 2 S 3 oxidační činidlo : HNO 3 3As 2 S HNO 3 + 4H 2 O 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO NO Vyčíslete rovnici: Au + HNO 3 + HCl AuCl 3 + NO + H 2 O 54 redukce : N V + 3e N II 1 oxidace : Au 0-3e Au III 1 redukční činidlo : Au 0 oxidační činidlo : HNO 3

55 Au + HNO 3 + 3HCl AuCl 3 + NO + 2H 2 O Vyčíslete rovnici: H 2 SO 4 (konc.) +P H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O redukce : S VI + 2e S IV 5 oxidace : P 0-5e P V 2 redukční činidlo : P 0 oxidační činidlo : H 2 SO 4 5H 2 SO 4 (konc.) +2 P 2 H 3 PO 4 + 5SO 2 +2 H 2 O Vyčíslete rovnici: Fe 2 O 3 + H 2 Fe + H 2 O redukce : 2Fe III + 6e 2Fe 0 1 oxidace : H 0 2-2e 2H I 3 redukční činidlo : H 2 oxidační činidlo : Fe 2 O 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 2Fe + 3H 2 O Vyčíslete rovnici: HBr + H 2 SO 4 Br 2 + SO 2 + H 2 O redukce : S VI + 2e S IV 1 oxidace : 2Br -I - 2e Br redukční činidlo : HBr oxidační činidlo : H 2 SO 4 2HBr + H 2 SO 4 Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 55

56 Vyčíslete rovnici: CuCl 2 + KI CuI + I 2 + KCl redukce : Cu II + 1e Cu I 2 oxidace : 2I -I 0-2e I 2 1 redukční činidlo : KI oxidační činidlo : CuCl 2 2CuCl 2 + 4KI 2CuI + I 2 + 4KCl Vyčíslete rovnici:sio 2 + F 2 SiF 4 + O 2 redukce oxidace : F e 2F -I 4 2 : 2O -II - 4e O redukční činidlo : SiO 2 oxidační činidlo : F 2 SiO 2 + 2F 2 SiF 4 + O Vyčíslete rovnici: KClO 3 + HCl KCl + Cl 2 + H 2 O redukce : Cl V + 6e Cl -I 2 1 oxidace : 2Cl -I - 2e Cl redukční činidlo : HCl oxidační činidlo : KClO 3 KClO 3 + 6HCl KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Vyčíslete rovnici: K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + Cl 2 + KCl + H 2 O redukce 56 : 2Cr VI + 6e 2Cr III 2 1

57 : 2Cl -I 0-2e Cl oxidace 2 redukční činidlo : HCl oxidační činidlo : K 2 Cr 2 O K 2 Cr 2 O HCl 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O Vyčíslete rovnici: Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O Na 2 SO 4 + HCl redukce : Cl e 2Cl -I 2 1 oxidace : S IV - 2e S VI 2 1 redukční činidlo : Na 2 SO 3 oxidační činidlo : Cl 2 Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O Na 2 SO 4 + 2HCl Vyčíslete rovnici: KClO 3 + S KCl + SO 2 redukce : Cl V + 6e Cl -I 4 2 oxidace : S 0-4e S IV 6 3 redukční činidlo : S oxidační činidlo : KClO 3 2KClO 3 + 3S 2KCl + 3SO Vyčíslete rovnici:nh 3 + O 3 HNO 2 + O 2 + H 2 O redukce : O e 3O -II 6 1 oxidace : N -III - 6e N III

58 redukční činidlo : NH 3 oxidační činidlo : O 3 NH 3 + 3O 3 HNO 2 + 3O 2 + H 2 O Vyčíslete rovnici: KI + O 3 + H 2 O KOH + I 2 + O 2 redukce : O e 3O -II 2 1 oxidace : 2I -I 0-2e I redukční činidlo : KI oxidační činidlo : O 3 6KI + 3O 3 + 3H 2 O 6KOH + 3I 2 + 3O 2 po vykrácení 2KI + O 3 + H 2 O 2KOH + I 2 + O Vyčíslete rovnici:kmno 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 redukce : MnVII + 1e Mn VI Mn VII + 3e Mn IV oxidace : 4O -II 0-8e 2O redukční činidlo : část molekul KMnO 4 oxidační činidlo : část molekul KMnO 4 2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O Vyčíslete rovnici:cus + HNO 3 (konc.) CuSO 4 + NO + H 2 O redukce : N V + 3e N II 8 oxidace : S -II - 8e S VII 3 redukční činidlo : CuS oxidační činidlo : HNO CuS + 8HNO 3 (konc.) 3CuSO 4 + 8NO + 4H 2 O

59 Vyčíslete rovnici: SO 2 + Br 2 + H 2 O H 2 SO 4 + HBr redukce : Br e 2Br -I 1 oxidace : S IV - 2e S VI 1 redukční činidlo : SO 2 oxidační činidlo : Br 2 SO 2 + Br 2 + 2H 2 O H 2 SO 4 + 2HBr Vyčíslete rovnici:fe II S 2 + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2 redukce oxidace : O e 2O -II 11 : FeII - 1e Fe III 2S -I - 10e 2S IV 4 redukční činidlo : FeS 2 oxidační činidlo : O 2 4Fe II S O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO Výpočty z chemických rovnic(výpočty množství reaktantů a produktů chemických reakcí) Kolik gramů NaCl potřebujeme na přípravu 14,4 g AgCl srážením z roztoku NaCl dusičnanem stříbrným. a) sestavíme rovnici: NaCl+AgNO 3 AgCl+NaNO 3 b) stanovíme molární hmotnosti: M(NaCl)=58,5 g mol 1,M(AgCl)=143,3 g mol 1 c) výpočet trojčlenkou: z 58,5 g NaCl.143,3 g AgCl z x g NaCl.14,4 g AgCl x= 59 58,5 14,4 143,3 g=5,85 g NaCl

60 d) výpočet s pomocí vzorců pro látkové množství s použitím logického poměru látkových množství: Poměr látkových množství: NaCl:AgCl=1:1 14,4g 143,3g mol m n(agcl)= = M 1 =0,1 mol n(nacl)=0,1 mol m=n.m=0,1 58,5=5,85 g Jaká jsou látková množství a hmotnosti Zn a HCl,potřebných k přípravě ZnCl 2 o hmotnosti 50 g?jaký objem vodíku se uvolní? a) sestavíme rovnici: Zn+2HCl H 2 +ZnCl 2 1 : 2 1 : 1 b) určení látkových množství: 50g 136,38g mol m n(zncl 2 )= = =0,366 mol M 1 n(zn)=0,366 mol n(hcl)=2 0,366 mol=0,732 mol c) určení hmotností: m(zn)=n M=0,366mol 65,38g mol 1 =23,923 g m(hcl)=n. M=0,732mol 36,538g mol 1 =26,71 g d) určení objemu vodíku H 2 : Použijeme vzorec pro objemu plynu: V=n V m =0,366mol 22,4dm 3. mol -1 =8,2 dm 3 Můžeme použít také trojčlenku: ze 65,36 g Zn se uvolní..22,4 dm 3 H 2 z 23,923 g Zn se uvolní x dm 3 H 2 x= 23,923 22,4 65,38 =8,2 dm 3 H 2 60

61 4.2.3 Určete látkové množství a objem chlóru Cl 2,který je teoreticky potřebný k získání 10 gramů chlorečnanu draselného o vzorci KClO 3.Elementární chlór reaguje v horkém vodného roztoku podle níže uvedené rovnice. 3Cl 2 +6KOH 5KCl+KClO 3 +3H 2 O 3 mol chlóru..1 mol KClO 3 Výpočet látkových množství: 10g 122,6g mol m n(kclo 3 )= = =0,081 mol M 1 n(cl 2 )=3.0,081 mol=0,243 mol Objem chlóru určíme ze vzorce: V=n V m =0,243mol.22,4dm 3.mol -1 =5,4 dm 3 Cl Jaký objem oxidu uhličitého CO 2 (měřeno za normálních podmínek)vznikne rozkladem 125 gramů CaCO 3,který obsahuje 10% nečistot? Sestavíme rovnici rozkladu: CaCO 3 CaO+CO 2 Je-li množství CaCO 3 s nečistotami 125 gramů, pak nejdříve spočítáme čistý CaCO 3 : 100% g 10%...12,5 g Čistý CaCO 3 : 125 g -12,5 g=112,5 g m( CaCO3 ) Výpočet látkového množství CO 2 : n(caco 3 )=n(co 2 )= M ( CaCO ) 3 112,5g 100g mol = 1 =1,125 mol Výpočet objemu CO 2 : V=n V m =1,125mol 22,4dm 3 =25,2 dm 3 CO Kolik gramů HgO se rozložilo při naplnění balonu o objemu 448 cm 3 kyslíkem? Sestavíme rovnici: 2HgO 2Hg+O 2 2 mol..1 mol V(O 2 )=448cm 3 =0,448 dm 3 Látkové množství kyslíku: n(o 2 )= V m 61 3 V 0,448dm = ,4dm mol =0,02 mol

62 Látkové množství oxidu rtuťnatého: n(hgo)=2 n(o 2 )=2 0,02 mol=0,04 mol Hmotnost oxidu rtuťnatého: m(hgo)=n M=0,04 mol 216,1g mol -1 =8,64 g HgO Kolik m 3 oxidu uhelnatého CO je za normálních podmínek potřeba k výrobě 23 tun kyseliny mravenčí(100%)? Sestavíme rovnice: CO+ NaOH HCOONa HCOONa+H 2 SO 4 HCOOH+NaHSO 4 m g Určení látkového množství kyseliny mravenčí: n(hcooh)= = M 1 = mol 46g mol Určení látkového množství oxidu uhelnatého CO: n(co)= n(hcooh)= mol Určení objemu oxidu uhelnatého CO ze vztahu: V(CO)= n(co) V m = ,4 dm 3 =11, dm Kolik gramů 34% kyseliny chlorovodíkové HCl potřebujeme na přípravu 120 gramů KCl? Sestavíme rovnici: KOH+HCl KCl+H 2 O Molární hmotnosti: HCl=36,5g mol -1 KCl=74,5g mol -1 a)určení 100% HCl,vycházíme z rovnice: z 36,5 g 100% HCl.74,5 g KCl x g 100% HCl 120 g KCl x= 120g 36,5g 74,5g =58,79g 100%HCl b) výpočet 34% HCl: ve 100 g 34% HCl..34 g HCl v x g 34% HCl 58,79g HCl x= 58,79g 100g 34 =172,91 g 34% HCl 62

63 4.2.8 Máme připravit 45 gramů NH 4 NO 3 neutralizací zředěné kyseliny dusičné HNO 3 amoniakem. Kolik mililitrů 21% amoniaku NH 3 potřebujeme? Hustota 21% roztoku amoniaku ρ NH3 =0,9224 g.cm -3. Sestavíme rovnici: HNO 3 +NH 3 NH 4 NO 3 Molární hmotnosti v g mol -1 : Látková množství v mol: g 80g mol m a) určení látkového množství dusičnanu amonného: n(nh 4 NO 3 )= = =0,56 mol M 1 b)určení látkového množství a hmotnosti amoniaku NH 3 : n(nh 3 )=n(nh 4 NO 3 )=0,56 mol m(nh 3 )=n M=0,56 mol 17g mol -1 =9,52 g 100% NH 3 c) výpočet množství 21% NH 3 : 9,52 g 100% NH 3 x g.. 21% NH 3 řešíme jako nepřímou úměru,21% roztoku musí být více: x=45,53 g 21% NH 3 d) určení objemu 21% roztoku amoniaku: 45,53g 0,9224g cm m V= = 3 =49,3 cm 3 21% NH Sirovodík(sulfan) H 2 S získáme reakcí sulfidu železnatého FeS s kyselinou chlorodíkovou HCl.Vypočítejte: a) kolik chloridu železnatého FeCl 2 vznikne reakcí 250 g FeS b)jaký bude objem sirovodíku H 2 S c) jaká bude spotřeba 37% HCl v mililitrech(cm 3 ),je-li hustota 37%HCl ρ=1,183g cm -3. Sestavíme rovnici: FeS+ 2HCl FeCl 2 + H 2 S Molární hmotnosti v g.mol -1 : 88 36,5 127 Látková množství v molech: 1 mol FeS, 2 mol HCl, 1 mol FeCl 2, 1 mol H 2 S a) určení množství chloridu železnatého: z 88 g FeS..127 g FeCl 2 63

64 z 250 g FeS.x g FeCl 2 x= 250g 127g 88g =360,79 g FeCl 2 b) výpočet objemu sirovodíku(sulfanu): z 88 g FeS.22,4 dm 3 H 2 S z 250g FeS x dm 3 H 2 S x= 250g 22,4dm 88g 3 =63,64 dm 3 H 2 S c) výpočet 100% kyseliny chlorovodíkové, přepočet na 37% kyselinu chlorovodíkovou a určení objemu 37% kyseliny chlorovodíkové na 88 g FeS..73g 100% HCl na 250 g FeS.x g 100% HCl x= 73g 250g 88g =207,39 g 100%HCl 100% HCl 207,38 g 37% HCl. x g řešeno jako nepřímá úměra,zředěné kyseliny musí být více: x=560,49 g 37% HCl 560,49g 1,183g cm m Určení objemu 37% HCl: V= = =473,79 cm 3 37% HCl 3 64

65 5. Chemické rovnováhy kyselin a zásad Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek Mírou kyselosti roztoku je koncentrace oxoniových kationtů H 3 O +. Koncentraci oxoniových iontů označíme: c (H 3 O + ) = [ H 3 O + ] Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton vodíku H + ve vodném prostředí za vzniku oxoniového kationtu. Kyselina je podle Bronsteda každá částice, která odštěpuje ve vodném prostředí proton vodíku H +. Např.: HCl+H 2 O H 3 O + + Cl - Mírou zásaditosti roztoku je koncentrace hydroxidových aniontů OH -.Koncentraci oxoniových aniontů označíme: c(oh - )=[OH - ]. Zásada je tím silnější, čím snadněji váže(přijímá) proton vodíku H + ve vodném prostředí. Zásada je podle Bronsteda každá částice, která ve vodném prostředí váže(přijímá)proton vodíku H +. Např. HSO H 2 O H 3 O SO 4 Nebo: NH 3 +H 2 O NH + 4 +OH - Kyselina a zásada tvoří tzv.konjugovaný pár(dvojici): HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - K 1 Z 2 K 2 Z 1 K,Z jsou symboly pro kyselinu a zásadu, přičemž K 1,Z 1 a K 2,Z 2 tvoří konjugované dvojice kyselina-zásada. Čím je zásada silnější, tím je její konjugovaná kyselina slabší. Pro popis síly kyselin a zásad používáme disociační konstantu pro kyselinu(konstanta acidity) K A a disociační konstantu pro zásadu(konstanta bazicity) K B. Vyjádření disociační konstanty(konstanty acidity) pro kyselinu Předpokládáme disociaci kyseliny ve vodném prostředí: HA+H 2 O H 3 O + + A - (např. HCl+H 2 O H 3 O + + Cl - ) Disociační konstantu (konstantu acidity) vyjádříme rovnicí: K A = = [ ] [ ] [ ] Síla kyseliny je pak určena velikostí disociační konstanty (konstanty acidity). 65

66 1. Silné kyseliny K A > 10-2 Např.HClO 4,H 2 SO 4,HNO 3, HCl,HI,HF,HBr Dělení kyselin podle hodnoty K A 2. Slabé kyseliny 10-2 > K A >10-9 Např.CH 3 COOH,HCOOH(organické kyseliny) 3. Velmi slabé kyseliny K A < 10-9 Např.H 3 PO 4,H 3 BO 3, H 2 CO 3,H 2 S Vyjádření disociační konstanty(konstanty bazicity)pro zásadu Předpokládáme disociaci zásady (báze) ve vodném prostředí: B+H 2 O BH + +OH - (např. NH 3 +H 2 O NH 4 + +OH - ) Disociační konstantu (konstantu bazicity) vyjádříme rovnicí: K B = = [ ] [ ] [ ] nebo také K B = = [ ] [ ] [ ] kde ZOH = např. NaOH Dělení zásad (bází) podle hodnoty K B 1. Velmi slabé zásady K B 1 Např. Fe(OH) 3, Cu(OH) 2 (hydroxidy d-prvků),amoniak NH 3 je slabší, než hydroxid amonný 2. Silné zásady K B 1 Např. NaOH, KOH, Ca(OH) 2 Autoprotolýza vody a iontový součin vody Bylo zjištěno, že v litrech(10 7 l) čisté vody je obsažen 17,009 g aniontů OH - a 1,008 g kationtů H 3 O +,tedy nepatrné množství. Nastává tzv. autoproprotolýza vody, reakce 2 molekul 66

67 vody za vzniku kationtu oxoniového a aniontu hydroxidového, kdy rovnováha je posunuta ke vzniku vody. Rovnice autoprotolýzy vody: H 2 O+H 2 O H 3 O + +OH - Rovnovážná konstanta: K c = = = [ ] [ ] [ ] Úprava: K c = [ ] [ ] [ ] K c [H 2 O] 2 =[H 3 O + ] [OH - ] Iontový součin vody: K v = [H 3 O + ] [OH - ] Molární koncentrace iontů H 3 O + a OH - při autoprotolýze je v čisté vodě: [H 3 O + ]= mol.dm -3 [OH - ]= mol.dm -3 Pak iontový součin vody je při 25 stupních Celsia přibližně: K v = [ mol dm -3 ] [ mol dm -3 ] = mol 2 dm -6 Zvýšení koncentrace H 3 O + znamená snížení koncentrace OH - a naopak, iontový součin má vždy při dané teplotě konstantní hodnotu. Např. při [H 3 O + ]= mol dm -3 a [OH - ]= mol dm -3 je K v = mol dm mol dm -3 = mol dm -3 Rozdělení roztoků podle koncentrace iontů H 3 O + a OH - 1. Kyselé roztoky: [H 3 O + ] mol dm Neutrální roztoky: [H 3 O + ] = [OH - ]= mol dm Zásadité roztoky: [H 3 O + ] mol dm -3 67

68 Stupnice ph Výpočty s exponenty jsou složité. V roce 1909 byl Dánským chemikem Sorensenem definován (zaveden) vodíkový exponent a stupnice ph. Logaritmováním rovnice pro iontový součin [H 3 O + ] [OH - ] = mol dm -3 dostaneme: log[h 3 O + ]+log[oh - ]= = -log[h 3 O + ]-log[oh - ] Z definice je ph=-log[h 3 O + ] a poh= -log[oh - ], pak úpravou rovnice 14= -log[h 3 O + ]-log[oh - ] dostaneme: 14= ph + poh ph + poh = 14 Dělení roztoků podle hodnoty ph 1. Neutrální roztoky: [H 3 O + ]= [OH - ]= mol.dm -3 ph=7 2. Kyselé roztoky: [H 3 O + ] > mol.dm -3 ph<7 3. Zásadité roztoky: [H 3 O + ] < mol.dm -3 ph>7 Příklady 5.1 Určete koncentraci oxoniových kationtů [H 3 O + ] a ph v následujících roztocích o známých koncentracích hydroxidových aniontů [OH - ]. a) [OH - ]=10-2 mol dm -3 b) [OH - ]=10-5 mol dm -3 c) [OH - ]=10-10 mol dm -3 a) [H 3 O + ] [OH - ]= [H 3 O + ]= [ ] [H 3 O + ]= = mol dm -3 ph= - log [H 3 O + ]= - log = - (- 12) = 12 b) analogicky [H 3 O + ]= [ ] = = mol dm -3, ph=-log[h 3 O + ]=-log =9 68

69 c) analogicky podle vzoru z částí a),b) [H 3 O + ]= mol dm -3, ph=-log 10-4 =4 5.2 Jaká je [H 3 O + ] a [OH - ] v roztoku kyseliny chlorovodíkové HCl, která v 1 dm 3 obsahuje HCl o látkovém množství n=0,1 mol při 25 stupních Celsia. Jaké je ph roztoku? HCl je silná kyselina a je plně disociovaná na ionty. [H 3 O + ]=0,1 mol dm -3 = mol dm -3 ph= -log[h 3 O + ]= -log 10-1 =1 ph=1 (silná kyselina) [H 3 O + ] [OH - ]= [OH - ]= = mol dm -3 poh=14-ph=14-1= Jaké ph má roztok,je-li koncentrace [H 3 O + ]=5, mol dm -3. ph= -log[h 3 O + ]= -log5, = -(log5,2+log 10-4 )= -log 5,2+4=4-0,72=3,28 Jedná se o kyselý roztok. 5.4 Jaké je poh roztoku, je-li koncentrace [OH - ]=1, mol dm -3. poh= -log[oh - ]= -log 1, = -(log 1,7+log 10-1 )= -0,23+1=0,77 ph+poh=14 ph=14-0,77=13,23 Jedná se o silně zásaditý roztok. 69

70 5.5 Jaké je ph roztoku s koncentrací oxoniových iontů [H 3 O + ]=10-4 mol dm -3. ph= -log[h 3 O + ]= -log 10-4 =4 Jedná se o kyselý roztok. 5.6 Jaké je ph roztoku KOH, který obsahuje hydroxidové anionty o koncentraci [OH - ]=10-3 mol dm -3. poh= -log[oh - ]= -log10-3 =3 ph+poh=14 ph=14-poh=14-3=11 Jedná se o silný úplně disociovaný hydroxid. 5.7 Jaké je ph roztoku hydroxidu sodného NaOH o koncentraci hydroxidových aniontů [OH - ]=10-1 mol dm -3. poh= -log[oh - ]= -log10-1 =1 ph+poh=14 ph=14-poh=14-1=13 Jedná se o roztok silného hydroxidu. 5.8 Určete ph roztoku HBr o molární koncentraci 0,01 mol dm -3 (0,01 M). Jedná se o silnou a plně disociovanou kyselinu bromovodíkovou. [H 3 O + ]=0,01 mol dm -3 =10-2 mol dm -3 ph= -log [H 3 O + ]= -log 10-2 mol dm -3 =2 70

71 5.9 Stanovte hodnotu ph roztoku kyseliny sírové H 2 SO 4 o molární koncentraci 0,0007 mol.dm -3 (molaritě M=0,0007). Jedná se o silnou dvojsytnou kyselinu, plně disociovanou do 2.stupně: H 2 SO 4 +2H 2 O 2H 3 O + + SO 4-2 Při disociace vznikají 2 moly oxoniových kationtů. Při výpočtu tedy bereme v úvahu dvojnásobné množství koncentrace oxoniových kationtů. ph= -log 2[H 3 O + ] ph= -log ( ) ph=2, Jaké je ph roztoku KOH o molární koncentraci 0,002 mol dm -3 (molaritě M=0,002). Stanovíme nejdříve faktor poh: poh= -log[oh - ]= -log( )=2,7 Stanovíme faktor ph: ph+poh=14 ph=14-poh=14-2,7=11,3 ph=11,3 Jedná se o roztok silného hydroxidu (zásady) Určete ph 0,00018 M roztoku hydroxidu barnatého Ba(OH) 2. Hydroxid barnatý je dvojsytný hydroxid,který disociuje do 2 stupňů: Ba(OH) 2 Ba +2 +2OH - Při výpočtu musím vzít v úvahu dvojnásobnou koncentraci iontů OH -. 71

72 Stanovíme nejdříve faktor poh: poh= -log[oh - ]= -log( )=3,44 Určíme ph: ph+poh=14 ph=14-poh=14-3,44=10, Jaká je molární koncentrace roztoku kyseliny chlorovodíkové HCl,jehož ph=2,15? Jedná se o jednosytnou kyselinu, která disociuje do 1 stupně. Vyjdeme ze vztahu: ph= -log[h 3 O + ] 2,15= -log[h 3 O + ] [H 3 O + ]=7, mol dm -3 [HCl]=7, mol dm Určete koncentraci hydroxidových aniontů OH - v roztoku hydroxidu barnatého, jehož ph=10,85. Nejdříve určíme faktor poh: ph+poh=14 poh=14-ph poh=14-10,85=3,15 Stanovíme koncentraci iontů OH - : poh= -log[oh - ] 3,15= -log[oh - ] [OH - ]=7, mol.dm -3 Hydroxid barnatý disociuje do 2 stupňů, takže výsledná koncentrace iontů OH - : Předpokládáme disociaci: Ba(OH) 2 Ba OH - [2OH - ]= 7, mol dm -3 [OH - ] = 7, mol dm -3 [OH - ]= 3, mol dm -3 72

73 5.14 Jaké je ph roztoku kyseliny octové, který má koncentraci oxoniových iontů [H 3 O + ]= mol dm -3 při disociační konstantě (konstantě acidity) K A =1, Kyselina octová je slabá jednosytná organická kyselina. Stanovíme nejdříve koncentraci [H 3 O + ]. Použijeme vzorec: [H 3 O + ]= [ ] = ]= 4, Stanovíme ph: ph= -log 4, =3, Roztok amoniaku obsahuje anionty hydroxidové OH - o koncentraci mol dm -3 při disociační konstantě(konstantě bazicity) K B =1, Jaké je ph uvedeného roztoku. Stanovíme nejdříve koncentraci iontů OH - : Použijeme vzorec: [OH - ]= [ ] = = 1, Stanovíme faktor poh a následně faktor ph: poh= -log[oh - ]= -log 1, = 2,88 ph=14-poh=14-2,88=11, Určete ph roztoku hydroxidu sodného, který vznikne rozpuštěním 5 gramů ve 3 dm 3 vody. m(koh)=5 g 73

74 V(H 2 O)=3 dm 3 M(KOH)=40g mol -1 n= = = 0,125 mol Určíme molární koncentraci roztoku: c = = =0,04166 mol dm -3 Koncentrace ionů OH - odpovídá molární koncetraci: [OH - ]=0,04166 mol dm -3. Stanovíme ph z rovnice ph=14-poh,přičemž dosadíme poh= -log[oh - ] ph=14-(-log0,04166)=14-1,38=12, Určete ph 50% roztoku kyseliny sírové o objemu 1 dm 3, obsahuje-li 0,5 g H 2 SO 4.Molární hmotnost kyseliny sírové je 98 g mol -1. Určíme nejdříve látkové množství: n = = = 0, mol Molární koncentrace je: c = = = 0, mol.dm -3 0,5 g 50% roztoku kyseliny sírové 0,25 g 100% kyseliny sírové na 1 dm 3 látkové množství je pak: n= = = 0, mol molární koncentrace je:c= = = 2, mol dm -3 Koncentrace iontů [H 3 O + ]=2, mol dm -3. Určíme ph, přičemž musíme vzít v úvahu, že kyselina sírová disociuje do 2 stupňů, tedy koncentrace iontů H 3 O + je dvojnásobná. ph= -log[2h 3 O + ]= -log(2 2, )= -log 5, = 2,29 74

75 5.18 Určete ph roztoku, který vznikne neutralizací 250 cm 3 0,01 M roztoku H 2 SO 4 s 200 cm 3 0,025 M roztokem NaOH. Roztok H 2 SO 4 : c= n=v c= ,01mol=2, mol Roztok NaOH: c= n=v c= ,025= mol Rovnice neutralizace: H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O 1 : 2 2, : ph= Jaká je hmotnost hydroxidu sodného NaOH ve 20 dm 3 roztoku o hodnotě ph=12,2. Hydroxid sodný NaOH je silný a jednosytný. ph+poh=14 poh=14-ph=14-12,2=1,8 poh= -log[oh - ] 1,8= -log[oh - ] [OH - ]=0,01584 mol dm -3 Molární koncentrace: c= n = c V = 0,01584 mol dm dm 3 = 0,31 mol Hmotnost hydroxidu sodného: m=n M=0,31 mol 40g mol -1 =12,68g NaOH 75

76 5.20 Určete konstantu acidity slabé jednosytné kyseliny o molární koncentraci c=0,12 mol.dm -3 při ph jejího roztoku 2,95. ph= -log[h 3 O + ] 2,95= -log [H 3 O + ] [H 3 O + ] = 0, mol dm -3 = x K A = = = 1, Jaká je molární koncentrace amoniaku NH 3 v roztoku o ph=11,1 při konstantě bazicity(disociační konstantě) K B =1, ph+poh=14 poh=14-ph=14-11,1=2,9 poh=-log[oh - ] 2,9= -log[oh - ] [OH - ]= 0, mol dm -3 Vyjdeme ze vzorce: [NH 3 ] = [ ] = = 0,089 mol dm Za laboratorní teploty 20 stupňů Celsia byl připraven roztok smísením 20 cm 3 HCl o molární koncentraci 0,1 mol.dm -3 a 30 cm 3 NaOH o molární koncentraci 0,05 mol.dm -3. Rovnice : HCl+NaOH NaCl+H 2 O cm 3 30cm 3 76

77 0,1 M 0,05M Po reakci zůstane v roztoku navíc: 0,1 mol 1000 cm 3 x mol...20 cm 3 x=. 0,1= 0,002 mol v 1 dm 3 0,05 mol cm 3 x mol.. 30 cm 3 x=.0,05 = 0,0015 mol v 1 dm 3 Rozdíl: n=0,002-0,0015=0,0005 mol v 1 dm 3 0,0005 mol 50 cm 3 (20cm 3 +30cm 3 ) x mol 1000 cm 3 x= = 0,01 mol c= mol dm -3 ph= -log c = -log =2 Roztok je kyselý a vykazuje ph= Vratná reakce je vyjádřena rovnicí: A+3B C. V rovnovážném stavu je [A]=0,5 mol dm -3, [B]=2mol dm -3 a [C]=4 mol dm -3.Vypočítejte rovnovážnou konstantu a výchozí koncentrace látek A a B. Využijeme vzorec: K= [ ] [ ] [ ] = = 1 Z 1 mol látky A a ze 3 molů látky B vzniká 1 mol látky C.Z toho vyplývá, že na vznik 4 molů látky C se spotřebovaly 4 moly látky A a 4.3 molů(12 molů) látky B. 77

78 Počáteční koncentrace látek A a B před začátkem reakce byly: [A]=0,5+4=4,5 mol dm -3 [B]=2+12=14 mol dm Určete ph a koncentraci noniových a hydroxidových iontů v 10-3 M roztoku HCl Za předpokladu úplné disociace kyseliny chlorovodíkové v roztoku je v jeho jednom litru molů oxoniových iontů,neboli: [H 3 O + ]= mol dm -3 ph= -log[h 3 O + ]= -log 10-3 = 3 Protože platí pro všechny vodné roztoky: K v =[H 3 O + ].[OH - ]= mol 2.dm -6,je koncentrace iontů hydroxidových OH - : [OH - ]= = mol dm -3 Koncentrace hydroxidových iontů v roztoku, který má ph 3,je mol dm

79 6. Chemické rovnováhy srážecích a redoxních reakcí Chemické rovnováhy srážecích reakcí Srážecí reakce jsou takové chemické děje, při kterých vzniká málo disociovaná a ve vodě nerozpustná látka. V rovnici označujeme takovou látku tak, že ji podtrhneme a označíme šipkou dolů. Nejčastěji zapisujeme pomocí iontových rovnic. Mírou rozpustnosti sraženin je tzv. součin rozpustnosti nebo také produkt rozpustnosti nebo iontový součin. Označuje se symbolem K s a má charakter konstanty, která je závislá především na teplotě. Je-li obecný vzorec uvažované sloučeniny A x B y, lze zapsat rovnici disociace: A x B y x A + + y B - Pak součin rozpustnosti vyjádříme rovnicí: K s (A x B y ) = A + x. B - y Protože každá sloučenina je aspoň minimálně rozpustná, je roztok nad sraženinou za dané teploty vždy roztokem nasyceným. Iontový součin K S (A x B y ) definujeme proto následovně : Iontový součin K s (A x B y ) je součin molárních koncentrací iontů A + a B - v nasyceném roztoku nad sraženinou: K s (A x B y ) = A + x B - y Čím je součin rozpustnosti K s nižší, tím je sloučenina méně rozpustná. Např. K s (AgCl) = mol 2 dm -6, K s (AgBr) = mol 2 dm -6, K s (AgI) = mol 2 dm -6. Nejmenší rozpustnost má AgI, protože z uvedených sloučenin má nejnižší hodnotu iontového součinu. Poznámka 1: Porovnání hodnot K s za účelem zjišťování míry rozpustnosti lze pouze mezi sloučeninami stejného empirického vzorce, kde poměr aniontu a kationtu je stejný. Takový empirický vzorec

80 mají např. AgCl, AgBr, AgI, CaSO 4, SrSO 4, BaSO 4, PbSO 4 atd.(poměr 1 : 1) nebo Ag 2 CrO 4, Ag 2 SO 4, Ag 2 CO 3 atd. (poměr 2 : 1) nebo PbCl 2, PbBr 2, PbI 2 atd. (poměr 1 : 2). Nelze proto porovnávat navzájem sloučeniny s rozdílným poměrem aniontu a kationtu, např. PbSO 4 a PbCl 2. Iontové součiny látek ve vodných roztocích různých nerozpustných sloučenin jsou uváděny v tabulkách, zpravidla pro teplotu 25 o C. Poznámka 2: V některých tabulkách se místo K s udává hodnota pk s. kde např.: nebo pk s = - log K s K s = pk s (AgCl) = 9,75 K s (AgCl) = 10-9,75 = 1, mol 2 dm -6 K s (Ag 2 CrO 4 ) = mol 3 dm -9 pk s (Ag 2 CrO 4 ) = - log = 11,52 Čím větší je hodnota pk s, tím menší je hodnota K s a tím méně je látka ve vodě rozpustná. Příklady Vypočíjte rozpustnost sulfidu železnatého ve vodě při 3, C, je-li jeho součin rozpustnosti 80

81 Ze vztahu pro součin rozpustnosti vypočítáme koncentraci iontu Fe +2,která současně určuje rozpustnost FeS v mol dm -3. FeS Fe +2 + S -2 Koncentrace Fe +2 udává současně i koncentraci rozpuštěného FeS v nasyceném roztoku K s (FeS)=[ Fe +2 ] [ S -2 ]. Po dosazení: 3, =[ Fe +2 ] [ S -2 ], [ Fe +2 ]=[ S -2 ] Takže: [ Fe +2 ] 2 = 3, [ Fe +2 ] = [ Fe +2 ] = mol dm -3 Rozpustnost sulfidu železnatého je mol dm Vypočítejte součin rozpustnosti jodičnanu stříbrného, je-li na přípravu 1 dm 3 nasyceného roztoku zapotřebí 0,0440 gramů této soli. V definičním vztahu pro součin rozpustnosti je množství iontů vyjádřeno látkovou (molární)koncentrací. AgIO 3 Ag IO 3 c(agio 3 )=[ Ag + ]=[ IO - 3 ] K s =[ Ag + ] [ IO - 3 ] M(AgIO 3 )=281,77 g.mol -1 n(agio 3 )= = = 1, mol c(agio 3 )=[ Ag + ]=[ IO - 3 ] = 1, mol dm -3 K s =[ Ag + ] [ IO - 3 ] = 1, mol dm -6 1, mol dm -6 = 2,

82 Součin rozpustnosti jodičnanu stříbrného je 2, Vypočítejte rozpustnost jodidu olovnatého ve vodném roztoku, je-li součin rozpustnosti K s (PbI 2 )=1, Vyjádříme vztah pro součin rozpustnosti, vypočítáme rovnovážnou koncentraci některého z iontů a ze srážecí rovnováhy usoudíme na rozpustnost jodidu olovnatého PbI 2. PbI 2 Pb I - c(pbi 2 )=[ Pb +2 ]=0,5 [I - ] K s (PbI 2 )=[ Pb +2 ] (2 [ Pb +2 ]) 2 =4[ Pb +2 ] 3 [ Pb +2 ]= = [ Pb +2 ]=1, Rozpustnost jodidu olovnatého je [ Pb +2 ]=1, Vypočítejte součin rozpustnosti šťavelanu stříbrného, potřebujeme-li na přípravu 1 dm 3 roztoku 0,0250 gramů této soli. Předpokládáme vzorec šťavelanu stříbrného Ag 2 C 2 O 4.Ve vodném prostředí dojde ke vzniku rovnovážného stavu: Ag 2 C 2 O 4 2 Ag + + C 2 O 4 - Bude-li rozpustnost Ag 2 C 2 O 4 dána hodnotou c, pak [Ag + ]= 2 c a [C 2 O 4 - ]=c M(Ag 2 C 2 O 4 )=303,76 g mol -1 m(ag 2 C 2 O 4 )=0,0250 g n(ag 2 C 2 O 4 ) = n(ag 2 C 2 O 4 ) = = 8, mol Ze zadání je jasné, že dané n se vztahuje na 1 dm 3, potom platí: 82

83 c(ag 2 C 2 O 4 )=8, mol dm -3 [Ag + ]= 2 c (Ag 2 C 2 O 4 ) = 1, [C 2 O 4 - ]=8, Součin rozpustnosti: K s =[Ag + ] [C 2 O 4 - ]=1, , =2, Součin rozpustnosti šťavelanu stříbrného je 2, Nasycený vodný roztok hydroxidu stříbrného se připravil rozpouštěním oxidu stříbrného ve vodě. Po ustálení rovnováhy bylo ph roztoku 10,3.Určete součin rozpustnosti hydroxidu stříbrného. Tím, že známe hodnotu ph nasyceného vodného roztoku, určíme koncentraci hydroxidových aniontů v nasyceném roztoku hydroxidu stříbrného. Podle srážecí rovnováhy se rovnovážná koncentrace hydroxidových aniontů rovná koncentraci stříbrných kationtů. poh = 14-10,3=3,7 poh= -log [OH - ] -3,7= log[oh - ] [OH - ]=1, AgOH Ag + + OH - [Ag + ]=[ OH - ]=1, Součin rozpustnosti: Ks(AgOH)= [Ag + ] [ OH - ]=(1, ) 2 =3, Součin rozpustnosti hydroxidu stříbrného je 3,

84 6.2 Chemické rovnováhy redoxních reakcí Redoxní rovnováhy se ustanovují v soustavách, ve kterých probíhají oxidačně-redukční (redoxní) reakce. Např. rovnováha, která se ustanoví po ponoření zinkového plechu do vodného roztoku síranu měďnatého: Zn(s) + Cu 2+ (aq) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Tuto redoxní rovnováhu lze rozdělit na dvě dílčí rovnováhy (zapisují se tak, aby počet převedených elektronů byl v obou dílčích rovnováhách stejný) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - nebo Zn(s) -2e - Zn +2 (aq) Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) Každá z uvedených poloreakcí zahrnuje oxidovanou a redukovanou formu dané látky. Reakci, při níž reaktant předává svůj elektron a zvyšuje své oxidační číslo, nazýváme oxidace. Reakci, při níž reaktant přijímá elektron a snižuje své oxidační číslo, nazýváme redukce. Je zřejmé, že redukovaná forma, která při reakci předá svůj elektron, se zoxiduje na oxidovanou formu, oxidovaná forma naopak přijme elektron a zredukuje se.obecně můžeme vyjádřit takto: Ox+ze - Red Red-ze - Ox ( z je počet vyměněných elektronů) Každá z dvojic (Zn 2+ / Zn a Cu 2+ /Cu) lišící se o jeden či více elektronů se nazývá redoxní systém. V redoxních soustavách reaguje vždy redukovaná složka jednoho redoxního systému s oxidovanou složkou druhého systému a naopak. Obecně lze vyjádřit takto: Ox 1 +ze - Red 1 Ox 2 +ze - Red 2 84

85 Ox 2 + Red 1 Ox 1 + Red 2 např.cu +2 +Zn Zn +2 +Cu U redoxních reakcí se často používají pojmy oxidační činidlo (oxidant) a redukční činidlo (reduktant). Oxidační činidlo je látka, oxidující jiné látky tím, že od nich přijímá elektrony a sama se redukuje, je tedy akceptorem elektronů, redukční činidlo je naopak látka redukující jiné látky tím, že jim předává elektrony a sama se oxiduje, je tedy donorem elektronů. Táž látka může být v jedné reakci oxidačním činidlem, v druhé redukčním činidlem. Po ustanovení rovnováhy se systém nabije na určitý elektrický potenciál,který je tím nižší,čím více je rovnovážný stav reakce posunut vlevo.je-li jednoduchý oxidačně-redukční systém v kontaktu s kovem,který zprostředkovává přívod nebo odvod elektronů,hovoříme o elektrodě a elektrodovém potenciálu.ze známých hodnot elektrodových potenciálů lze tedy usuzovat na možnost průběhu reakce mezi dvěma oxidačně-redukčními systémy.potenciály elektrod lze určit pouze relativně vůči zvolené srovnávací elektrodě,za niž byla zvolena standardní vodíková elektroda,jejíž potenciál byl definičně položen rovný nule.potenciály elektrod,u nichž mají všechny reagující látky jednotkové aktivity,označujeme jako standardní elektrodové potenciály E o. Při redoxních reakcích dochází k oxidaci prvku s nejnižším standardním redukčním potenciálem a redukci prvku, který má tuto hodnotu nejvyšší. Tato zákonitost se často projevuje při reakcích kovů a solí, kovů s kyselinou či vytěsňování halogenů z halogenidů. Pro správný popis průběhu oxidačně-redukčních reakcí je důležitá znalost hodnot standardních redukčních potenciálů. Tyto hodnoty můžeme nalézt v tabulce 1 či jednotlivé prvky nalezneme seřazeny v Beketovově řadě (řadě napětí kovů) dle zvyšující se hodnoty redukčního potenciálu. 85 Tab. 1: Tabulka hodnot standardních redukčních potenciálů (při 25 C) Li + /Li 0-3,045 V Ni 2+ /Ni 0-0,250 V K + /K 0-2,925 V Sn 2+ /Sn 0-0,140 V Ba 2+ /Ba 0-2,906 V Pb 2+ /Pb 0-0,126 V Ca 2+ /Ca 0-2,284 V H + /H 0 0 V Na + /Na 0-2,713 V Cu 2+ /Cu 0 0,339 V Mg 2+ /Mg 0-2,363 V Cu + /Cu 0 0,520 V Al 3+ /Al 0-1,662 V Hg 2+ /Hg 0 0,798 V Zn 2+ /Zn 0-0,76 V Ag + /Ag 0 0,799 V Fe 2+ /Fe 0-0,440 V Br - /Br 0 2 1,066 V

86 Cd 2+ /Cd 0-0,408 V Cl - 0 /Cl 2 1,359 V Tl + /Tl 0-0,335 V Au 3+ /Au 0 1,420 V Co 2+ /Co 0-0,271 V F - 0 /F 2 2,850 V Tab. 2: Zjednodušená Beketovova řada napětí kovů K Na Ca Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Au Pt Pro charakteristiku redoxního páru nepoužíváme rovnovážnou konstantu,ale jiný parametr,tzv.standardní potenciál redoxního páru.vychází ze znalosti fyziky.ponořením vodiče 1.třídy do vodiče 2.třídy dostaneme elektrodu,jejíž potenciál můžeme vyjádřit rovnicí: E=E o ox/red + dostáváme : ln [ ] [ ],pro z=1 při přepočtení přirozeného logaritmu na dekadický E=E o ox/red +0,059 log [ ] [ ] E potenciál elektrody standardní potenciál,který vyjadřuje potenciál elektrody,ponořené do roztoku s jednotkovými nebo stejnými koncentracemi oxidované a redukované formy dané látky R plynová konstanta T termodynamická teplota v Kelvinech F Faradayova konstanta z počet vyměněných elektronů E 0 Redoxní pár s vyšším potenciálem je oxidačním činidlem redoxního páru s potenciálem nižším. Hodnoty potenciálů redoxních párů nejsou přístupny přímému měření.můžeme pouze určit rozdíl potenciálů dvou soustav tvořících galvanický článek.napětí naměřené v galvanickém článku je rovno rozdílu elektrodového potenciálu katody E K o a anody E A o : U o = E K o - E A o 86

87 Napětí článku je rovno rozdílu potenciálu katody a anody. Kvantitativní studium závislosti koncentrace na napětí Cu-Zn článku vede k následujícímu vztahu, tzv. Nernstovy rovnice: Pro obecnou redoxní rovnici aa+bb+. cc+dd+. platí: U=U o [ ] [ ] [ ] [ ] U napětí článku U o napětí článku za standardních podmínek 87 Příklady Vypočítejte potenciál elektrody ponořené do roztoku,ve kterém je koncentrace chloridu železitého 5, mol.dm -3 a koncentrace chloridu železnatého 1, mol dm -3. Pro výpočet potenciálu použijeme definiční vztah pro potenciál elektrod: E=E o ox/red +. ln [ ] [ ] E=E o Fe+3/Fe+2) + 0,059 log E=0,77 + 0,059 log 5, E=0,75 V Potenciál elektrody v tomto roztoku je 0,75 V Určete,kterým směrem bude probíhat reakce,kterou vyjadřuje rovnice: 6FeCl 3 +3SnCl 2 6FeCl 2 +3SnCl 4

88 Chceme vědět,zda FeCl 3 bude oxidovat SnCl 2 nebo zda SnCl 4 bude oxidovat FeCl 2.Směr reakce zjistíme porovnáním standardních potenciálů daných soustav. Fe +3 /Fe +2 : Sn +4 /Sn +2 0,77 V : 0,15 V Aby se Sn +2 zoxidovalo na Sn +4,musí elektrony z Sn +2 přejít na Fe +3,které se tím redukuje.jestliže směr elektrického proudu je daný směrem od vyššího potenciálu k nižšímu a přitom směr pohybu elektronů je opačný než směr proudu,potom elektrony přecházejí vždy ze soustavy s nižším potenciálem do soustavy s vyšším potenciálem.to znamená,že soustava s vyšším potenciálem působí oxidačně na soustavu s nižším potenciálem a naopak.na základě toho je jasný i směr řešené reakce.má-li soustava Fe +3 /Fe +2 vyšší potenciál,fe +3 působí oxidačně na Sn +2 a Sn +4 nezoxiduje Fe +2 na Fe Niklové destičky jsou ponořeny do roztoku MgSO 4,CuSO 4 a AuCl 3.Se kterými solemi bude nikl reagovat. Porovnáme standardní potenciály jednotlivých soustav: Au +3 /Au +1,42 V Cu +2 /Cu +0,34 V Mg +2 /Mg -2,38 V Ni +2 /Ni -0,23 V Nikl bude redukovat Au +3 na Au,Cu +2 na Cu a nevyredukuje hořčík z roztoku jeho solí Železný šroub jsme ponořili do roztoku skalice modré. Po určitém čase jsme šroub z roztoku vyjmuli, osušili a zvážili. Přírůstek hmotnosti byl 2 gramy. Jakou hmotnost měla měď vyloučená na šroubu. Vidíme, že vyloučením mědi se současně rozpouští železo a přechází do roztoku. Vyloučením mědi vzrůstá hmotnost šroubu, rozpouštěním železa nastává pokles jeho hmotnosti. Poměrná atomová hmotnost Cu=63,54 Poměrná atomová hmotnost Fe=55,85 88

89 Vyloučením 1 molu mědi se rozpustí 1 mol železa. Přírůstek hmotnosti odpovídá rozdílu relativních atomových hmotností. 63,54-55,85=7,69 Kdyby se vyloučilo 63,54 g mědi, byl by přírůstek hmotnosti šroubu 7,69 g. Přírůstek je však jen 2 gramy. Další postup trojčlenkou: 63,54 g.7,69 g x g..2,0 g x= = 16,5g Na železném šroubu se vyloučilo 16,5 gramu mědi Představíme si, že máme kádinky s roztoky dusičnanu měďnatého a dusičnanu stříbrného. Do roztoku měďnaté soli vhodíme stříbro a do roztoku stříbrné soli měď. Jestliže po několika minutách vytáhneme měď z dusičnanu stříbrného, tak zjistíme, že se pokryla vrstvou stříbra. Na stříbře v roztoku měďnaté soli žádnou viditelnou změnu nepozorujeme. Důvodem, proč došlo k redukci stříbra a ne mědi je skutečnost, že stříbro má vyšší hodnotu standardního redukčního potenciálu (0,799 V) než měď (0,339 V), a tak se redukuje spontánně. Cu + 2 AgNO 3 2 Ag + Cu(NO 3 ) 2 Cu Ag + 2 Ag 0 + Cu 2+ Ag + Cu(NO 3 ) 2 reakce neprobíhá Ag 0 + Cu 2+ reakce neprobíhá Jiným příkladem je zavádění chloru a bromu do roztoků chloridu a bromidu sodného. Zatímco při zavádění chloru do roztoku bromidu sodného začne docházet k vylučování bromu, samotný brom s roztokem chloridu sodného nereaguje. Tentokrát má brom nižší hodnotu standardního redukčního potenciálu (1,066 V), a tak se přednostněji oxiduje, než chlor (1,359 V). 89

90 2 KBr + Cl 2 2 KCl + Br Br - + Cl Cl - + Br 2 0 KCl + Br 2 reakce neprobíhá Cl - + Br 2 0 reakce neprobíhá Neušlechtilé kovy (E0 < 0 V) reagují s kyselinami za vzniku soli a vodíku, zatímco kovy ušlechtilé (E0 > 0 V) poskytují při reakci s kyselinou roztok soli a plyn uvolněný z patřičné kyseliny. Pouze některé silné kyseliny reagují s ušlechtilými kovy (např. kyselina sírová či dusičná). Při reakci ušlechtilého kovu s kyselinou sírovou se uvolňuje oxid siřičitý. Pokud ušlechtilý kov reaguje s koncentrovanou kyselinou dusičnou, uvolňuje se oxid dusičitý. Jestliže dochází k reakci zředěné kyseliny dusičné s ušlechtilým kovem, dochází k uvolnění oxidu dusnatého. Vznikající oxid dusnatý se však ihned oxiduje vzdušným kyslíkem na oxid dusičitý. Fe + 2 HCl FeCl 2 + H 2 Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 3 Ca + 2 H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) H 2 Cu + 2 H 2 SO 4 CuSO 4 + SO H 2 O Hg + 4 HNO 3 (l) Hg(NO 3 ) NO H 2 O 3 Ag + 4 HNO 3 (aq) 3 AgNO 3 + NO + 2 H 2 O Vypočítejte rovnovážnou konstantu redoxní reakce Fe +3 +Cr +2 Fe +2 +Cr +3. Můžeme využít vztahu: log K= 90

91 z počet vyměněných elektronů změna st.elektrodových potenciálů z=1 (Fe +3 / Fe +2 )=0,77 V (Cr +3 / Cr +2 )=-0,41 V =0,77-(-0,41)=0,77+0,41=1,18 V log K = = = 20 K=1, Rovnovážná konstanta příslušné reakce má hodnotu 1, Stanovte napětí článků,v nichž probíhají tyto reakce: a) Cl 2 (g)+2i - 2 Cl - + I 2 (s) redukce: Cl 2 (g) + 2 e - 2 Cl -, E o Cl2/2Cl-=1,36 V oxidace: 2I - I 2 + 2e -, E o I2/2I-=0,53 V Redukce probíhá vždy na katodě,oxidace vždy na anodě. U o = E o K - E o A =1,36V-0,53 V= 0,83 V Standardní napětí tohoto článku je 0,83 V. b) MnO H + + Cl - Mn +2 +4H 2 O + ½ Cl 2 (g) 91

92 redukce: MnO H + +5e - Mn H 2 O E o =1,52 V oxidace: 2Cl - Cl 2 (g) + 2 e - E o =1,36 V U o = E K o - E A o =1,52V-1,36 V=0,16 V Standardní napětí tohoto článku je 0,16 V Určete rovnovážnou konstantu pro rovnovážný systém: Zn(s)+Cu +2 Zn 2 +Cu Vyhledáme příslušné elektrodové potenciály: E o (Cu +2 /Cu)=+0,34 V E o (Zn +2 /Zn)= -0,76 V U o = E o K - E o A = E o (Cu +2 /Cu)- E o (Zn +2 /Zn)=0,34V-(-0,76V)=1,10 V z=2(2 moly elektronů způsobí redukci 1 molu Cu +2 iontů). log K = log K = = 37,29 = 37 K =

93 Jelikož rovnovážná redoxní konstanta je dána: K = = 10 37, je zřejmé, že reakce bude probíhat ve prospěch vzniku iontů Zn +2 a rovnováha bude posunuta na pravou stranu Určete rovnovážnou redoxní konstantu pro systém: Ag(s)+Tl + Ag + + Tl(s) E o (Tl + /Tl)= -0,34 V E o (Ag + /Ag) = 0,80 V U o = E K o - E A o = -0,34V 0,8 V= -1,14 V n=1,použijeme vztah log K = log K = = -19 K = =

94 Rovnovážná konstanta je tak malá, že je nemožné stanovit koncentraci iontů Ag +, jestliže reaguje elementární stříbro s ionty Tl +.Naopak můžeme předpovědět,že opačná reakce proběhne kvantitativně Spočítejte napětí článku, v němž probíhá reakce: Zn(s)+2H + (0,001M) Zn +2 (1M) + H 2 (g) V rovnici jsou zapsány i údaje o molární koncentraci iontů v prostředí. Pro tuto reakci je n v Nernstově rovnici rovno 1. Podle Nernstovy rovnice platí: U=U o [ ] [ ] [ ], kde U o =0,76 V, koncentrace Zn +2 =1 mol.dm -3,koncentrace H + = 10-3 mol.dm -3. Pak U=0,76 V - log = 0,58 V Napětí článku je 0,58 V. 94

95 7. Komplexotvorné rovnováhy Komplexy (koordinační sloučeniny) jsou molekuly nebo ionty, kdy na atom nebo ion (centrální částici) jsou koordinačně kovalentní vazbou vázány jiné molekuly nebo ionty (ligandy) tak, že jejich počet převyšuje oxidační číslo centrální částice. Reakce komplexotvorné (koordinační) se vyznačují jiným rozdělením nebo přenosem celých skupin atomů. Tyto sloučeniny jsou vytvářeny zejména přechodnými kovy. Koordinační sloučenina je složena z částic obsahujících centrální atom nebo ion, na který jsou koordinačními vazbami vázány ligandy. Centrální atom bývá nejčastěji atom nebo ion přechodného kovu, který může do svých neobsazených valenčních orbitalů přijmout volné elektronové páry. Je to akceptor elektronů. Většinou to bývají d-prvky, které tvoří jádra dobře, hůře jádra tvoří s-prvky, ještě hůře p-prvky. Ligandy jsou anionty nebo neutrální molekuly (např.: H 2 O, NH 3, CO, CN -, OH - ), které mají atom s volným elektronovým párem donorový atom. Komplexní částice může být podle celkového náboje komplexní kation, anion nebo neutrální molekula. Její vzorec se píše do hranaté závorky. Názvy některých ligandů: Cl - chloro, Br - bromo, CN - kyano, OH - hydroxo H 2 O aqua, NH 3 ammin, NO nitrosyl, CO karbonyl Počet jednovazných ligandů, tj. ligandů vytvářejících jedinou vazbu s centrální částicí, udává koordinační číslo centrální částice. Prostorový tvar komplexů, jako i jiných kovalentních sloučenin popisujeme hybridním stavem částice. Při vzniku určitých sloučenin dojde v některých případech k maximálnímu spárování elektronů v orbitalech d centrální částice. V těchto případech mluvíme o nízkospinových komplexech na rozdíl od komplexů vysokospinových, u nichž k tomuto spárování v orbitalech d centrální částice nedojde. Experimentálním studiem velkého množství komplexním sloučenin obsahujících centrální částice a různé ligandy bylo zjištěno, že ligandy lze seřadit do řady podle schopnosti 95

96 štěpit orbitaly d. Tato řada se nazývá spektrochemická řada: I - Br - Cl - F - OH - CO 2-4 H 2 O... NH 3 NO 2- CN - Ligandy umístěné nalevo v této řadě obvykle vytvářejí vysokospinové komplexy, zatímco ligandy umístěné napravo vytvářejí nízkospinové komplexy. Konstanta stability a komplexotvorné rovnováhy Chemická rovnováha se ustaví i v soustavě, kde se vytvářejí komplexy. Rovnovážný stav takové soustavy určuje konstanta stability. Např. pro rovnovážnou soustavu [ ] Ag + (aq) + 2 NH 3 vyjádříme rovnovážnou disociační konstantu komplexního iontu: K k = [ ] [ ] ] [ ] Čím je hodnota disociační konstanty komplexního iontu K k větší, tím je vzniklý komplex méně stálý a naopak. Konstanta stability komplexu K st je určena převrácenou hodnotou rovnovážně disociační konstanty komplexu: K st = = [ ] [ ] [ ] Čím vyšší je hodnota konstanty stability K st,tím vyšší je stabilita komplexu. Koordinační sloučeniny mají tu význačnou vlastnost, že vznikem koordinačních vazeb se ztrácejí nebo mění vlastnosti původních složek. Uměle připravené koordinační sloučeniny se používají v chemických syntézách zejména jako katalyzátory, v analytické chemii, v jaderné chemii a technologii. Přirozené koordinační sloučeniny jsou životně významné látky (např.: v hemoglobinu je komplex železa kyslík). Ionty přechodných kovů vytvářejí ve vodném prostředí zpravidla aqua-komplexy. 96

97 Příklady 7.1 Určete koncentraci stříbrných kationtů v 0,200M roztoku dusičnanu diamminstříbrného, je-li disociační konstanta komplexní části K dis [ ] = 6, K dis [ ] = 6, Jestliže [Ag + ]= x, pak [ ]=2x Pak = [ ] 0,200-x K dis = = 6, x 2 =1, x=1, c Ag+ =1, mol dm -3 Koncentrace stříbrných iontů je 1, mol dm Kolik molů amoniaku musí být přidáno k 1 dm 3 0,100 M roztoku dusičnanu stříbrného, aby se koncentrace stříbrných iontů snížila na 2, mol dm -3. K dis [ ] = 6, Ag NH 3 [ ] + 0,100 M 97

98 0,200 M 0,100 M Jestliže c(nh 3 ) = x a c Ag+ = 2,0.10-7,pak c[ ] = 0, K dis [ ] je pak =6,8.10-8,odkud x=0,184 n=0,184 0,200 mol+0,184 mol=0,384 mol Musí být přidáno celkem 0,384 mol amoniaku ,50 g síranu tetraamminměďnatého bylo rozpuštěno ve vodě a doplněno vodou na celkový objem 2 litry. Vypočítejte: a) koncentraci roztoku a komplexního iontu za přepokladu, že tento ion vůbec nedisociuje b)předpokládejte disociaci komplexního iontu, pro níž K st = Za tohoto předpokladu vypočítejte koncentraci komplexního iontu i produktů vzniklých jeho disociací(k st je konstanta stability komplexu, tj.převrácená hodnota K dis). a) výpočet koncentrace nedisociovaného komplexu M [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 = 227,76 g mol -1 V 1 litru roztoku je g = 22,75 g, tj.1/10 mol Roztok je 0,1 molární. b) výpočet koncentrace disociovaného komplexu 98

99 [Cu(NH 3 ) 4 ] +2 Cu NH 3 K st = [ ] ] [ ] [ ] = x. [Cu(NH 3 ) 4 ] +2 x[cu +2 ] + 4x[NH 3 ] Po této částečné disociaci komplexu je koncentrace složek: [Cu(NH 3 ) 4 ] +2 =(0,1-x) Protože x=0,1, lze ho při dalším výpočtu v tomto výrazu zanedbat. [Cu +2 ]=x [NH 3 ]=4x Dosadíme do výrazu pro K st a vypočteme: [Cu(NH 3 ) 4 ] +2 =0,0995 mol dm -3 [Cu(NH 3 ) 4 ] +2 =4, mol dm -3 [NH 3 ]=1, mol dm -3 [Cu +2 ] = mol dm -3 = 0, mol dm -3 Koncentrace [Cu(NH 3 ) 4 ] +2 4, mol.dm -3,koncentrace NH 3 je 1, mol dm -3 a koncentrace Cu +2 je 1, mol dm Vypočítejte náboj uvedených komplexních iontů, ve kterých má platina oxidační číslo +IV: a) [Pt(NH 3 ) 4 Cl 2 ] x b) [Pt(NH 3 ) 3 Cl 3 ] x c) [Pt(NH 3 ) 2 Cl 4 ] x 99

100 a) [Pt +IV (NH 3 ) 0 2 Cl -1 2 ] x b) [Pt +IV (NH 3 ) 0 3 Cl -1 3 ] x c) [Pt +IV (NH 3 ) 0 2 Cl -1 4 ] x x=4-2=2 x=4-3=1 x=4-4=0 7.5 Vypočítejte koncentraci stříbra v rovnovážné reakční soustavě, ve které je [Ag(NH 3 ) 4 ] + s koncentrací 0,10 mol dm -3 a amoniak v nadbytku s koncentrací 1,0 mol dm -3.Konstanta stability K st komplexního iontu je 1, Vyjádříme komplexotvornou rovnováhu. Nadbytečný amoniak posouvá rovnováhu značně ve prospěch komplexního iontu, což umožňuje zanedbat rovnovážnou koncentraci amoniaku NH 3,související s komplexním iontem. Ag + +2 NH 3 [ ] + Kst=1, [NH 3 ]=1,0 mol dm -3 [ ] = 0,10 mol dm -3 Dosadíme: K st = = [ ] [ ] [ ] 1, = [ ] [Ag + ] = = 6, mol dm -3 Koncentrace volného iontu stříbrného Ag + v roztoku komplexního iontu [Ag(NH 3 ) 4 ] + je 6,

101 8.Využití chemických rovnováh při řešení úloh v chemické analýze Předmětem analýzy je daná látka anebo soubor látek. Může se jednat o roztok, ve kterém je nutné zjistit zastoupení jednotlivých složek, jejich množství, potřebné ke zjištění např. rovnovážné konstanty reakce. Předmětem analýzy může být také vzorek půdy, rudy nebo jiného přírodního materiálu. Předmětem analýzy může být také malý objem krve nebo mozkomíšní mok, vzorek vody, průmyslové dýmy, ve kterých je možné zjistit určité množství toxických látek apod. Chemická analýza je nevyhnutelná při řešení základní otázek teoretické i praktické chemie. V našem případě se soustředíme na využití rovnováh právě v kvantitativní chemické analýze. Mezi klasické metody chemické analýzy patří vážková analýza(gravimetrie) a odměrná analýza(titrace). V obou případech se zjišťuje množství složek, které nás v analyzovaných vzorcích zajímají, tzv. stanovení určitých složek. Základem stanovení ve vážkové analýze i v odměrné analýze je chemické reakce mezi stanovovanou látkou a ke stanovení použitou látkou, tzv. zkoumadlem. Základem vážkové analýzy je srážecí reakce. Základem odměrné analýzy mohou být protolytické, srážecí, redoxní i komplexotvorné reakce. 8.1 Výpočty při vážkové (hmotnostní) analýze Základem je srážecí reakce mezi stanovovanou složkou ve vzorku a vybraným činidlem(zkoumadlem. Z hmotnosti promyté, vysušené a případně i vyžíhané sraženiny ve vážitelné formě se vypočítá hmotnost stanovované složky, tzv.hledané formy. Žíhání se musí dělat tehdy, když vysušená sraženina nemá definované složení. Při výpočtu hledané formy se vypočítá jeden z reaktantů na základě údajů, týkajících se produktu reakce. Například všeobecně znázorníme reakci stanovení kationtu A +b : aa +b + bb -a A a B b 101

102 Platí: n(a +b ):n(a a B b )=a:1 n(a +b )=a.n(a a B b ) n(a a B b ) = m( ) = n(a +b ) M(A +b ) m( )=a.n(a a.b b ) M(A +b ) m(a +b )= M(A +b ) m(a +b )= m(a a.b b ) Výraz 102 se nazývá stechiometrický (přepočítávací) faktor. Hodnotu m(a +b ) dostaneme tak, že stechiometrický faktor vynásobíme hmotností vážitelné formy A a.b b. Hodnoty stechiometrických faktorů můžeme vypočítat nebo vyhledat v tabulkách. Můžeme vyjádřit množství hledané formy A +b i v procentech. V tom případě musíme znát přesnou hmotnost vzorku m * (navážka). Hmotnostní zlomek w(a +b ) vypočítáme podle vztahu: w(a +b ) = Množství A +b vyjádříme pak v procentech. Příklady Do 40,0 cm 3 vodného roztoku kyseliny chlorovodíkové se přidal nadbytek vodného roztoku dusičnanu stříbrného. Po vysušení měla sraženina hmotnost 0,5000 g. Vypočítejte hmotnost chloridových aniontů v analyzovaném vzorku. Pomocí AgNO 3 se vysráží AgCl. Srážecí reakce probíhápodle rovnice: Ag + + Cl - AgCl

103 Porovnáním s rovnicí: aa +b + bb -a A a B b a=b=1 m(cl)= M(Cl)=35,45 g mol -1 M(AgCl)=143,32 g mol -1 m(agcl)=0,5000 g m(cl - ) = m(cl - )=0,1237 g V analyzovaném vzorku je 0,1237 gramů chloridových aniontů Vypočítejte látkové množství chloridu stříbrného, které bylo izolováno v příkladu Látkové množství AgCl vypočítáme podle známého vztahu mezi hmotností, molární hmotností a látkovým množstvím. n(agcl) = m(agcl) = 0,5000 g M(AgCl) = 143,32 g mol -1 n(agcl) = n(agcl) = 3, mol n(agcl) = mmol Z analyzovaného vzorku se izolovalo 3,492 milimolu chloridu stříbrného

104 Do 30,00 cm 3 roztoku síranu sodného byl přidán nadbytek dusičnanu barnatého. Izolovaná a vysušená sraženina měla hmotnost 0,2700 gramů. Vypočítejte: a) látkové množství vysráženého BaSO 4 b) látkové množství Na 2 SO 4 ve vzorku c) látkovou(molární) koncentraci Na 2 SO 4 ve vzorku a) m(baso 4 )=233,40 g.mol -1 M(BaSO 4 )=233,40 g.mol -1 n(baso 4 ) = n(baso 4 ) = n(baso 4 ) = 1, mol n(baso 4 = 1,157 mmol V analyzovaném vzorku se vysráželo 1,157 mmol BaSO 4. b) Přidáváním Ba(NO 3 ) 2 do roztoku Na 2 SO 4 probíhá reakce podle rovnice: Ba(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 BaSO 4 +2NaNO 3 Stechiometrické koeficienty obou vstupních reaktantů(výchozích látek)jsou jednotkové.proto platí: n(baso 4 )=n(na 2 SO 4 ) To znamená,že látkové množství vzniklého síranu barnatého BaSO 4 se rovná látkovému množství zreagovaného síranu sodného Na 2 SO 4. n(na 2 SO 4 )=1,157 mmol c) Vypočítáme látkovou(molární)koncentraci c(na 2 SO 4 ),známe-li objem roztoku a látkové množství Na 2 SO 4 : V (Na 2 SO 4 )=30,00 cm 3 104

105 n(na 2 SO 4 )=1,157 mmol c(na 2 SO 4 ) = c(na 2 SO 4 ) = c(na 2 SO 4 )=0,0386 mmol cm -3 =0,0386 mol dm -3 Koncentrace roztoku Na 2 SO 4 byla 0,0386 mol dm Ve vzorku hnojiva se analyzovalo 0,4955 gramů směsi síranu sodného a síranu draselného. Přidáváním dusičnanu barnatého do roztoku vzorku se vysráželo 0,7525 g vysušeného síranu barnatého. Vypočítejte hmotnost síranu sodného a síranu draselného ve vzorku. Základem stanovení jsou reakce dané rovnicemi: Ba(NO 3 ) 2 +K 2 SO 4 BaSO 4 +2KNO 3 Ba(NO 3 ) 2 +Na 2 SO 4 BaSO 4 +2NaNO 3 Stechiometrické koeficienty K 2 SO 4,Na 2 SO 4 a BaSO 4 jsou jednotkové.pro kvantitativní reakci musí platit: n a (BaSO 4 )=n(k 2 SO 4 ) n b (BaSO 4 )=n(na 2 SO 4 ) Pokud vzorek neobsahuji nic jiného než směs Na 2 SO 4 a K 2 SO 4,platí: n a (BaSO 4 )+n b (BaSO 4 )=n(baso 4 ) Celkové látkové množství n(baso 4 ) můžeme vypočítat z dostupných údajů: M(BaSO 4 )=233,40 g mol -1 m(baso 4 )=0,7524 g n(baso 4 ) = 105

106 n(baso 4 ) = n(baso 4 )=3, mol n(na 2 SO 4 )+n(k 2 SO 4 )=n(baso 4 )=3, mol n(na 2 SO 4 )=n(baso 4 )-n(k 2 SO 4 ) Současně musí platit: M(Na 2 SO 4 ) n(na 2 SO 4 )+M(K 2 SO 4 ) n(k 2 SO 4 )=0,4955 g M(Na 2 SO 4 )=142,04 g mol -1 M(K 2 SO 4 )=174,25 g mol -1 M(Na 2 SO 4 ) n(baso 4 )-M(Na 2 SO 4 ) n(k 2 SO 4 )+M(K 2 SO 4 ) n(k 2 SO 4 )=0,4955 g 142,04 3, ,04 n(k 2 SO 4 )+174,25 n(k 2 SO 4 )=0,4955 g 142,04.3, n(k 2 SO 4 ) (174,25-142,04)=0,4955 n(k 2 SO 4 ) = n(k 2 SO 4 ) = n(k 2 SO 4 ) = 1, mol n(na 2 SO 4 ) = n(baso 4 )-n(k 2 SO 4 ) n(na 2 SO 4 ) = 3, mol-1, mol n(na 2 SO 4 ) = 2, mol Výpočet hmotnosti Na 2 SO 4 a K 2 SO 4 : m(na 2 SO 4 ) = n(na 2 SO 4 ) M(Na 2 SO 4 ) m(k 2 SO 4 ) = n(k 2 SO 4 ) M(K 2 SO 4 ) n(na 2 SO 4 ) = 2, mol n(k 2 SO 4 ) = 1, m(na 2 SO 4 ) = 2, mol.142,04 g mol -1 m(na 2 SO 4 ) = 0,2911 g m(k 2 SO 4 ) =1, mol 174,25 g mol -1 m(k 2 SO 4 ) = 0,2034 g 106

107 Analyzovaný vzorek obsahoval 0,2034 g K 2 SO 4 a 0,2911 g Na 2 SO Navážená hmotnost hlinité soli je 0,5000 g.z ní se hydroxidem amonným vysrážel hliník jako hydroxid hlinitý,ze kterého žíháním vznikl oxid hlinitý.hmotnost oxidu hlinitého je 0,2382 g.vypočítejte kolik procent hliníku obsahuje vzorek. Hmotnost hliníku vypočítáme ze vztahu: m(al)= M(Al)=26,98 g mol -1 M(Al 2 O 3 )=101,96 g mol -1 m(al 2 O 3 )=0,2382 g m(al)= m(al)=0,1261 g Výpočet množství hliníku v procentech: m(al)=0,1261 g m * =0,5000g w(al) = w(al) = w(al) = 0,2522 Analyzovaný vzorek obsahuje 25,22% hliníku

108 Při vážkové analýze slitiny je třeba stanovit měď,zinek a hliník.měď byla přeměněna na CuSCN,hliník na Al 2 O 3.Z naváženého vzorku 0,5834 g se připravilo 0,1450 g CuSCN a 0,2841 g oxidu hlinitého.vypočítejte množství jednotlivých složek v procentech v analyzované slitině. Ze zjištěné hmotnosti CuSCN vypočítáme hmotnost Cu,z hmotnosti Al 2 O 3 vypočítáme hmotnost hliníku,zbytek představuje Zn.Následně pak přepočítáme hmotnost na procenta. M(Cu)=63,55 g mol -1 M(CuSCN)=121,62 g mol -1 m(cu) = m(cu) = m(cu)=0,0758 g m(al) = M(Al) = 26,98 g.mol -1 M(Al 2 O 3 ) = 101,96 g.mol -1 m(al 2 O 3 ) = 0,2841 g m(al) = m(al)=0,1503 g Výpočet hmotnostních zlomků: m(cu)=0,0758 g m*=0,5834 g w(cu)= w(cu)= 108

109 w(cu)=0,1299 m(al)=0,1503 g m*=0,5834 g w(al) = w(al) = w(al)= 0,2576 Analyzovaná slitina obsahuje 12,99% Cu,25,76% Al a 61,25% Zn Navážilo se 0,5300 g materiálu,který obsahuje železno,hliník a indiferentní příměsi.z dané navážky se pomocí hydroxidu amonného vysrážely oxidy železa a hliníku o obecném vzorci M 2 O 3.Hmotnost získaných oxidů byla 0,4500 g.ze stejné navážky analyzovaného materiálu se vysráželo železo s ponocí 1-nitróso-2-naftolu,ze kterého o vyžíhání vzniklo 0,1500 oxidu železitého.vypočítejte množství železa a hliníku v procentech ve vzorku. Předpokládáme,že v jednom i ve druhém případě je to kvantitativní vysrážení analyzovaných vzorků.s pomocí organického nitróso-2-naftolu se vysráželo pouze železo.z experimentálního údaje vypočítáme hmotnost železa ve vzorku.z rozdílu hmotností společných oxidů a oxidu železitého vypočítáme hmotnost hliníku a vyjádříme hmotnostní zlomky v procentech. M(Fe)=55,85 g.mol -1 M(Fe 2 O 3 )=159,69 g.mol -1 M(Al)=26,98 g.mol -1 M(Al 2 O 3 )=101,96g.mol -1 m(fe 2 O 3 )=0,1500 g m(fe) = m(fe) = m(fe) = 0,1049 g 109

110 m(al 2 O 3 )=m(m 2 O 3 )-m(fe 2 O 3 ) m(al 2 O 3 )=0,3000g m(al)= m(al) = m(al)=0,1588 g Výpočet hmotnostních zlomků: m*=0,5300 g w(fe) = w(fe) = w(fe) = 0,1979 w(al) = w(al) = w(al) = 0,2996 Analyzovaný materiál obsahuje 19,79 % Fe a 29,96% Al Výpočty při odměrných stanoveních Na rozdíl od vážkové analýzy, kde se při výpočtu stanovované látky vychází z produktu reakce, v odměrné analýze je stanovovanou látkou také reaktant, ale o jeho množství se usuzuje ze zreagovaného druhého, vhodně zvoleného reaktantu s přesně známou koncentrací. Obyčejně se měří objem reaktantu s přesně známou koncentrací. V odměrné analýze se k roztoku stanovované látky přidává odměrný roztok zkoumadla, které se stanovovanou látkou reaguje známým způsobem a reprodukovatelně. Odměrný roztok se přidává tak dlouho, dokud

111 celkem nezreaguje stanovovaná látka. Okamžik, kdy látka celkově zreagovala, se nazývá bod ekvivalence. Spotřeba odměrného roztoku a chemická reakce, která je základem stanovení, tvoří výchozí informace pro výpočet látkového množství či hmotnosti stanovované látky.chemická rovnice, vyjadřující danou chemickou reakci, nás informuje, v jakém poměru reagují látková množství stanovované látky se zkoumadlem a spotřeba odměrného roztoku zase nepřímo vyjadřuje látkové množství zkoumadla, potřebného na kvantitativní zreagování se stanovovanou složkou ve vzorku. Celkový reakční systém musí být přizpůsobem tak, abychom dostali signál o dosažení bodu ekvivalence. Jeden ze způsobů indikace bodu ekvivalence je založen na použití určitých látek,které mění své vlastnosti, většinou své zbarvení právě při dosažení bodu ekvivalence. Takové látky nazýváme indikátory. Objem odměrného roztoku se tedy odečítá v okamžiku barevné změny v reakční soustavě. Kromě indikátorů se používají i přesnější způsoby zjišťování bodu ekvivalence, např.přístrojově zjištěné fyzikální veličiny jako elektrická vodivost roztoku vzorku, potenciál určité příslušné poloreakce. Měřená fyzikální veličina vyjadřuje změny, které v reakčním systému nastávají. Podle druhu chemické reakce,která je základem odměrného stanovení, se rozdělují i metody odměrné analýzy a používané indikátory na protolytické,redoxní,srážecí a komplexotvorné titrace a jim příslušející indikátory. Při protolytických titracích se určují kyseliny, přičemž se používají silné hydroxidy jako odměrné roztoky(alkalimetrie),nebo se určují zásady, přičemž se používají silné kyseliny jako odměrné roztoky(acidimetrie). Stanovení je založeno na chemické reakci mezi kyselinou a zásadou,např. NaOH + HCl H 2 O + NaCl Stechiometrické koeficienty reaktantů jsou jednotkové. V bodě ekvivalence látkové množství HCl,související se spotřebou odměrného roztoku současně udává látkové množství kvantitativně zreagovaného NaOH: n(naoh)=n(hcl) n(naoh):n(hcl)=1:1 Jakmile zjistíme spotřebu odměrného roztoku, jehož látková(molární)koncentrace je přesně známa,můžeme vypočítat látkové množství stanovované látky. Při redoxních titracích se stanovují látky, které jsou schopné se redukovat pomocí odměrných roztoků látek, schopných je redukovat. Například železo, přítomné ve formě železnaté soli můžeme stanovit pomocí odměrného roztoku manganistanu draselného. Základem stanovení je redoxní reakce: 10 Fe MnO H 2 O 10 Fe Mn H 2 O 111

112 V bodě ekvivalence platí: n(fe +2 ):n(mno 4 - )=10:2 To znamená, že látkové množství KMnO 4,související se spotřebou odměrného roztoku udává pětinu látkového množství kvantitativně zreagovaného Fe +2.V bodě ekvivalence platí: n(mno 4 - ) =. n(fe +2 ) Při srážecích titracích se stanovují látky, které tvoří s použitým odměrným roztokem sraženinu. Bod ekvivalence se zjišťuje pomocí srážecích indikátorů. Například ve vodném roztoku chloridu sodného můžeme stanovit chloridové anionty,a tím i chlorid sodný s použitím dusičnanu stříbrného, jako odměrného roztoku.základem tohoto stanovení je srážecí reakce: Cl - + Ag + AgCl Stechiometrické koeficienty reaktantů jsou jednotkové. V bodě ekvivalence platí: n(ag + )=n(cl - ) Na základě látkového množství Ag +,vyplývajícího ze spotřeby odměrného roztoku se usoudí látkové množství Cl - v analyzovaném vzorku. Při chelatometrických titracích, které patří ku komplexotvorným titracím, se stanovují takové složky vzorku, které tvoří s chelatonem chelatonáty.chelaton-3 se často používá jako odměrný roztok. Používané indikátory se nazývají chelatometrické indikátory. Například s pomocí chelatonu se dá stanovit Zn, který je ve vzorku přítomen jako zinečnatá sůl. Základem stanovení je chemická reakce Zn +2 + H 2 Y -2 ZnY H 3 O + Stechiometrické koeficienty reaktantů jsou jednotkové. V bodě ekvivalence platí: n(zn +2 ):n(h 2 Y -2 )=1:1 Při výpočtu hmotnosti nebo koncentrace stanovované látky vycházíme v první řadě ze stechiometrických koeficientů příslušné rovnice, protože v bodu ekvivalence odpovídá poměr stechiometrických koeficientů reaktantů poměru jejich látkových množství. Tak dostaneme základní informaci o tom,v jakém poměru reaguje stanovovaná látka s odměrným roztokem. Údaj z experimentu-spotřeba odměrného roztoku po bod ekvivalence, poskytuje informaci o látkovém množství, které je třeba na kvantitativní zreagování stanovované látky. Na základě 112

113 uvedených údajů se vypočítá látkové množství stanovované látky, z toho i hmotnost nebo koncentrace roztoku. Dále uvedené výpočty předpokládají použití velmi čistých, na vzduchu vlivem vlhkosti se neměnících látek, ze kterých se připravují odměrné roztoky. Na přípravu odměrných roztoků se používají také látky, jejichž množství v roztoku je třeba kontrolovat a případě upravovat. Příklady Na úplné zneutralizování 10,00 cm 3 roztoku kyseliny sírové bylo třeba přidat 23,05 cm 3 vodného roztoku hydroxidu sodného s koncentrací 0,1000 mol.dm -3.Vypočítejte látkovou koncentraci kyseliny sírové. Základem stanovení je protolytická reakce: 2NaOH + H 2 SO 4 2 H 2 O + Na 2 SO 4 n(naoh):n(h 2 SO 4 )=2:1 Vypočítáme látkové množství NaOH ve 23,05 cm 3 jeho roztoku.z toho se usoudí na látkové množství H 2 SO 4, ze kterého vypočítáme látkovou koncentraci H 2 SO 4. c(naoh)=0,100 mol dm -3 V (NaOH)=23,05 cm 3 =23, dm 3 n(naoh)=c(naoh) V (NaOH) n(naoh)=0,100 mol dm -3 23, dm 3 n(naoh)=2, mol n(h 2 SO 4 ) = n(naoh) n(h 2 SO 4 ) = 1, mol V ( H 2 SO 4 ) =10,00 cm 3 =10, dm 3 c(h 2 SO 4 ) = c(h 2 SO 4 ) = mol dm

114 c(h 2 SO 4 ) = 0,115 mol dm -3 Analyzovaný vzorek obsahoval kyselinu sírovou o koncentraci 0,115 mol dm Vypočítejte objem roztoku kyseliny chlorovodíkové s koncentrací 0,250 mol.dm -3,který je třeba na neutralizaci 0,500 g hydroxidu vápenatého. Postup je stejný jako v příkladu Změněny jsou jen stechiometrické koeficienty kyseliny a zásady: Ca(OH) 2 + 2HCl 2H 2 O + CaCl 2 n(ca(oh) 2 ):n(hcl)=1:2 Vypočítáme látkové množství Ca(OH) 2, odpovídající hmotnosti 0,500 g Ca(OH) 2 a potom látkové množství HCl a její objem.výpočet látkového množství Ca(OH) 2 : M(Ca(OH) 2 ) =74,09 g mol -1 m(ca(oh) 2 ) = 0,500 g n(ca(oh) 2 ) = n(ca(oh) 2 ) = = 6, mol Výpočet látkového množství HCl: Ca(OH) 2 + 2HCl 2H 2 O + CaCl 2 n(ca(oh) 2 ):n(hcl)=1:2 n(hcl)=2 n(ca(oh) 2 ) 114

115 n(hcl)= 2 6, mol n(hcl)= 13, mol Výpočet objemu roztoku HCl: n(hcl)= 13, mol c(hcl)= 0,250 mol dm -3 V (HCl)= V (HCl) = dm 3 V (HCl) = 0,054 dm 3 = 54,0 cm 3 Na úplnou neutralizaci analyzovaného vzorku je zapotřebí 54,0 cm 3 HCl Vypočítejte koncentraci vodného roztoku hydroxidu sodného,který jsme použili na neutralizaci 32,80 cm 3 roztoku kyseliny sírové s koncentrací 0,1470 mol dm -3.Spotřeba hydroxidu sodného je 42,30 cm 3. Vypočítáme látkové množství H 2 SO 4,nacházející se v uvedeném objemu jejího roztoku. Ze stechiometrických koeficientů reaktantů se určí látkové množství NaOH, a poté vypočítáme látkovou koncentraci. 2 NaOH + H 2 SO 4 2H 2 O + Na 2 SO 4 n(naoh):n(h 2 SO 4 ) = 2:1 Výpočet látkového množství H 2 SO 4 : V ( H 2 SO 4 )=32,80 cm 3 c(h 2 SO 4 )=0,1470 mol dm -3 n(h 2 SO 4 )= V ( H 2 SO 4 ) c(h 2 SO 4 ) n(h 2 SO 4 )=32, dm 3 0,1470 mol dm -3 n(h 2 SO 4 )=4, mol Výpočet látkového množství NaOH: 115

116 n(naoh): n(h 2 SO 4 ) = 2:1 n(naoh)=2 n(h 2 SO 4 ) n(naoh)=2 4, mol n(naoh)=9, mol Výpočet koncentrace roztoku NaOH: n(naoh)=9, mol V (NaOH)=42,30 cm 3 c(naoh )= c(naoh) = mol dm -3 c(naoh)=0,2280 mol.dm -3 Použitý roztok NaOH obsahuje 0,2280 mol dm -3 NaOH Na analýzu se použilo 1,750 g vzorku,který obsahuje uhličitan vápenatý.tato navážka reaguje beze zbytku s 19,50 cm 3 vodného roztoku kyseliny chlorovodíkové s koncentrací 1,500 mol dm -3.Vypočítejte hmotnostní zlomek uhličitanu vápenatého ve vzorku. Základem stanovení je chemická rovnice: CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O V souladu s uvedenou rovnicí platí: n(caco 3 ):n(hcl)=1:2 116

117 Výpočet látkového množství HCl: V (HCl)=19,50 cm 3 c(hcl)= 1,500 mol dm -3 n(hcl)= c(hcl) V (HCl) n(hcl)=19, dm 3 1,500 mol dm -3 n(hcl)=29, mol Výpočet látkového množství CaCO 3 : n(caco 3 )= n(hcl) n(caco 3 )= 29, mol n(caco 3 )= 14, mol Výpočet hmotnosti CaCO 3 : n(caco 3 )=14, mol M(CaCO 3 )=100,09 g mol -1 m(caco 3 )= n(caco 3 ) M(CaCO 3 ) m(caco 3 )=14, mol 100,09 g mol -1 m(caco 3 )=1,460 g Výpočet hmotnostního zlomku CaCO 3 : m(caco 3 )=1,460 g m * =1,750 g w(caco 3 ) = w(caco 3 ) = 117

118 w(caco 3 ) = 0,830 Analyzovaný vzorek obsahuje 83% CaCO Vypočítejte, kolika procentní byl ocet s hustotou 1,02 g cm -3,když na zneutralizování 10,0 cm 3 se spotřebovalo 12,4 cm 3 vodného roztoku hydroxidu draselného s koncentrací 1,00 mol dm -3. Ocet je vodný roztok kyseliny octové.počítáme množství kyseliny octové v procentech ve vodném roztoku.základem stanovení je reakce vyjádřená chemickou rovnicí: KOH + CH 3 COOH 1:1 Výpočet látkového množství KOH: V (KOH)=12, dm 3 c(koh)=1,00 mol dm -3 n(koh)=v (KOH) c(koh) n(koh)=12, dm 3 1,00 mol.dm -3 n(koh)=12, mol Výpočet látkového množství CH 3 COOH: n(koh)=n(ch 3 COOH) n(ch 3 COOH)=12, mol Výpočet hmotnosti CH 3 COOH: M(CH 3 COOH)=60,05 g mol -1 n(ch 3 COOH)=12, mol m(ch 3 COOH)=M(CH 3 COOH) n(ch 3 COOH) m(ch 3 COOH)=60,06 g mol -1 12, mol m(ch 3 COOH)=0,745 g Přepočet objemu roztoku na hmotnost roztoku: 118

119 V (ocet)=10,0 cm 3 ς (ocet)=1,02 g cm -3 m (ocet)= V (ocet) ς (ocet) m (ocet)=10,0 cm 3 1,02 g cm -3 =10,2 g Výpočet hmotnostního zlomku CH 3 COOH: m(ch 3 COOH)=0,745 g m(ocet)=10,2 g w(ch 3 COOH) = w(ch 3 COOH) = w(ch 3 COOH)=0,0730 Analyzovaný ocet bylo 7,3% Ztitrovalo se 113,3 mg čistého šťavelanu sodného v kyselém prostředí s 20,75 cm 3 roztoku manganistanu draselného.vypočítejte koncentraci roztoku manganistanu draselného. Z chemické rovnice získáme základní informaci: 5 C 2 O MnO H 3 O + Mn CO H 2 O n(c 2 O 4-2 ):n(mno 4 - )=5:2 Vypočítáme látkové množství Na 2 C 2 O 4,potom látkové množství KMnO 4 a jeho látkovou koncentraci. Výpočet látkového množství Na 2 C 2 O 4 : m(na 2 C 2 O 4 )=113,3 mg M(Na 2 C 2 O 4 )=133,99 g mol -1 n(na 2 C 2 O 4 ) = 119

120 n(na 2 C 2 O 4 ) = mol n(na 2 C 2 O 4 ) = 0, mol Výpočet látkového množství KMnO 4 : n(kmno 4 )= n(na 2 C 2 O 4 ) n(na 2 C 2 O 4 )= 0, mol n(na 2 C 2 O 4 )= 3, mol Výpočet látkové koncentrace KMnO 4 : n(kmno 4 )=3, mol V (KMnO 4 )=20, dm 3 c(kmno 4 )= c(kmno 4 )= c(kmno 4 )= 1, mol dm -3 Koncentrace použitého KMnO 4 je 1, mol dm Vypočítejte objem roztoku kyseliny chlorovodíkové s koncentrací 0,350 mol dm -3,potřebného na úplné zreagování se 100,00 cm 3 vodného roztoku dusičnanu stříbrného s koncentrací 0,500 mol dm -3. Základem pro výpočet je chemická rovnice srážecí reakce AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 120

121 Vypočítáme látkové množství AgNO 3 v použitém objemu AgNO 3,potom látkové množství HCl a objem roztoku HCl. n(agno 3 ):n(hcl)=1:1 Výpočet látkového množství AgNO 3 : c(agno 3 )=0,500 mol dm -3 V (AgNO 3 )=100,0 cm 3 n(agno 3 )=c(agno 3 ) V (AgNO 3 ) n(agno 3 )=0,500 mol dm -3 0,100 dm 3 =5, mol Výpočet látkového množství HCl: n(agno 3 )=n(hcl) n(hcl)=5, mol Výpočet objemu roztoku HCl: c(hcl)=0,350 mol dm -3 n(hcl)=5, mol V (HCl)= = 0,143 dm 3 Na analýzu je nutné použít 0,143 dm 3 roztoku HCl Vypočítejte hmotnost chelatonu-3,který je zapotřebí k přípravě 1000 cm 3 roztoku tak,aby jeho 1 cm 3 odpovídal 0,50 mg hořčíku. zásobního Základem řešení je komplexotvorná reakce,vyjádřená rovnicí: Mg +2 + H 2 Y -2 MgY H 3 O + n(mg +2 ):n(h 2 Y -2 )=1:1 Vypočítáme látkové množství hořčíku,a tím i látkové množství chelatonu-3.potom provedeme přepočet na hmotnost chelatonu. Výpočet látkové množství hořčíku: 121

122 c hm (Mg)=0,50 mg cm -3 V =1,00 dm 3 M(Mg)=24,31 g mol -1 c hm = = n = n(mg) = n(mg)=2,06 mol n(chelaton-3)=n(mg) n(chelaton-3)=2, mol Výpočet hmotnosti chelatonu-3: M(chelaton-3)=372,22 g m(chelaton-3)=n(chelaton-3).m(chelaton-3) m(chelaton-3)=2, ,22 g mol -1 m(chelaton-3)=7,67 g Určete množství chloridových aniontů ve vodě z vodovodu. Odebraný vzorek vody s hmotností 10,0 g se titruje odměrným roztokem dusičnanu stříbrného. Spotřeba dusičnanu stříbrného s koncentrací 0,100 mol dm -3 je 20,2 cm 3. Stanovení se zakládá na srážecí reakci AgNO 3 + Cl - AgCl + NO 3 - n(agno 3 ):n(cl - )=1:1 Vypočítá se látkové množství AgNO 3,poté látkové množství Cl - a jeho hmotnost. 122

123 Výpočet látkového množství AgNO 3 : V (AgNO 3 )=20,2 cm 3 =20, dm 3 c(agno 3 )=0,100 mol dm -3 n(agno 3 )= V (AgNO 3 ) c(agno 3 ) n(agno 3 )=20, dm 3 0,100 mol dm -3 n(agno 3 )=2, mol n(cl - )=n(agno 3 ) n(cl - )=2, mol Výpočet hmotnosti Cl - : M(Cl - )=35,45 g mol -1 m(cl - )=n(cl - ) M(Cl - ) m(cl - )=2, mol 35,45 g mol -1 m(cl - )=71, g Výpočet hmotnostního zlomku Cl - : m*=hmotnost vzorku m*=10,0 g w(cl - )= w(cl - )= = 71, Voda z vodovodu obsahovala 0,72 % chloridových aniontů. 123

124 9. Typy chemických reakcí ROZCESTNÍK: 9.1 Příklady chemických reakcí dle vnějších změn 9.2 Příklady chemických reakcí dle skupenství reaktantů 9.3 Příklady chemických reakcí dle tepelného zabarvení 9.4 Příklady chemických reakcí dle typu přenášených částic 9.5 Příklady chemických reakcí podle průběhu 9.6 Příklady chemických reakcí podle charakteru štěpení vazby 9.7 Rozdělení a příklady organických reakcí 9.8 Cvičení na druhy chemických reakcí Chemické reakce můžeme rozdělit dle různých kritérií, jako jsou například vnější změny, skupenství reaktantů, tepelné zabarvení (změna tepla v průběhu reakce) či typy přenášených částic Příklady chemických reakcí dle vnějších změn Podle vnějších změn rozdělujeme chemické reakce následovně:

125 Reakce skladné (syntézy) z většího množství reaktantů vzniká pouze jeden produkt, příkladem je přímé slučování zinku se sírou za vzniku sulfidu zinečnatého: Zn + S ZnS Reakce rozkladné (analýzy) z jednoho reaktantu vzniká více produktů, jedná se o opak reakce skladné (syntézy), příkladem je rozklad vody na vodík a kyslík: 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 Reakce vytěsňovací (substituce) určitá částice nahradí jinou ve struktuře druhé výchozí látky, příkladem je vytěsnění stříbra z dusičnanu stříbrného mědí: Cu + 2 AgNO 3 2 Ag + Cu(NO 3 ) 2 Podvojné záměny (konverze) dojde k záměně funkčních (charakteristických) skupin mezi reaktanty, příkladem je srážení uhličitanu měďnatého reakcí uhličitanu sodného se síranem měďnatým (vedlejším produktem je síran sodný): Na 2 CO 3 + CuSO 4 CuCO 3 + Na 2 SO Příklady chemických reakcí dle skupenství reaktantů (počtu fází) Podle skupenství reaktantů rozdělujeme chemické reakce následovně: Reakce homogenní všechny reaktanty a produkty se vyskytují v jednom skupenství (jedné fázi), příkladem je oxidace oxidu dusnatého (bezbarvého) vzdušným kyslíkem na oxid dusičitý (oranžový): 2 NO (g) + O 2 (g) NO 2 (g) Reakce heterogenní reaktanty a produkty se vyskytují ve více než jednom skupenství (reakce na fázovém rozhraní), příkladem je reakce sodíku s vodou za vzniku hydroxidu sodného a vodíku: 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (aq) + H 2 (g) 125

126 Písmena v závorkách označují skupenství reaktantů: (s) pevná látka, anglicky = solid (l) kapalina, anglicky = liquid (g) plyn, anglicky = gas (aq) vodný roztok, anglicky = aqua solution 9.3 Příklady chemických reakcí dle tepelného zabarvení Podle tepelného zabarvení rozdělujeme chemické reakce následovně: Reakce exotermní (exotermické) teplo se při nich uvolňuje, příkladem je reakce roztaveného dusičnanu draselného s uhlím a sírou (střelný prach): 2 KNO 3 + S + 3 C K 2 S + N CO 2 ΔH 0 Reakce endotermní (endotermické) teplo je nutné dodávat, příkladem je rozklad uhličitanu vápenatého: 2 CaCO 3 2 CaO + CO 2 ΔH Příklady chemických reakcí dle typu přenášených částic Podle typu přenášených částic rozdělujeme chemické reakce následovně: Reakce acidobazické (protolytické) přenášenou částicí je proton, příkladem je neutralizace kyseliny sírové hydroxidem sodným: H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O H 2 SO 4 2 H SO 4 2 NaOH 2 Na OH - 2 H OH - 2 H 2 O 126

127 Reakce oxidačně-redukční (redoxní) přenášenou částicí je elektron, příkladem je tepelný rozklad manganistanu draselného za vzniku mangananu draselného, oxidu manganičitého a kyslíku: 2 KMn VII O 4 -II K 2 Mn VI O 4 + Mn IV O 2 + O 2 0 Jestliže se oxidace (zvýšení oxidačního čísla, odebrání elektronu) a redukce (snížení oxidačního čísla, přidání elektronu) uskutečňuje z jednoho prvku, jedná se o reakci disproporcionační (zvláštní typ oxidačně-redukční reakce), jejímž příkladem je rozklad peroxidu vodíku na vodu a kyslík: 2 H 2 O 2 -I 2 H 2 O -II + O 2 0 Opakem je synproporcionační reakce, jejímž příkladem je reakce olova a oxidu olovičitého s kyselinou sírovou za vzniku síranu olovnatého a vody (probíhá například v autobaterii): Pb 0 + Pb IV O H 2 SO 4 2 Pb II SO H 2 O Reakce komplexotvorné přenáší se celý elektronový pár, příkladem je reakce hliníku s roztokem hydroxidu sodného za vzniku tetrahydroxohlinitanu sodného a vodíku: 2 NaOH + 2 Al + 6 H 2 O 2 Na[Al(OH) 4 ] + 3 H Příklady chemických reakcí podle průběhu: Vratné (reversibilní) NH 4 Cl NH 3 + HCl Nevratné (ireversibilní) NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O 127

128 9.6 Příklady chemických reakcí podle charakteru štěpení vazby: Homolytické (radikálové) vznikají radikály (částice s nepárovým elektronem) H 2 2 H. X 2 2 X. Heterolytické (iontové) vznikají ionty H 2 O H + + OH Rozdělení a příklady organických reakcí Podle způsobu zániku původních vazeb Jak již bylo uvedeno výše, chemická reakce je proces, při kterém všechny nebo jen ně-které vazby v molekulách výchozích látek zanikají a vznikají vazby nové. U většiny organic-kých reakcí rozhoduje o typu reakčního mechanismu způsob zániku (štěpení) vazeb v molekule činidla. Štěpení kovalentní vazby může být: Homolytické ( radikálové)-vznikají částice s nepárovým elektronem - radikály X X 2 X Heterolytické (iontové) - vznikají ionty X Y X + + Y - Energie, která je potřebná k štěpení vazby na radikály nebo ionty je známá pod názvem disociační energie. Tuto energii lze experimentálně změřit a její hodnoty pro všechny druhy běžných vazeb lze nalézt ve fyzikálně-chemických tabulkách. 128

129 9.7.2 Podle toho, který iont jako první atakuje molekulu substrátu Nukleofilní (symbol Nu) reakci zahajuje anion resp. obecně částice obsahující volné elektronové páry nebo π-elektrony, která se váže na substrát v místě, kde je nedostatek elektronů (kladný náboj). Mezi nukleofilní činidla patří např. OH -, Cl -, CN -, H 2 O, RO -, R NH 2, C = C, C C Elektrofilní (symbol E) reakci zahajuje kation nebo neutrální látka s velkou afinitou k elektronům - proto se váže na místa s největší elektronovou hustotou. Mezi elektrofilní činidla patří např. H +, Cl +, NO 2 +, R +, RCO +, BF 3, ZnCl 2, AlCl Podle molekularity Reakční mechanismus představuje sled dílčích kroků, kterým říkáme elementární reakce. Pod pojmem molekularita rozumíme obecně počet částic, které se musí srazit, aby elementární reakce proběhla. Nejběžnější jsou reakce bimolekulární, ale často se setkáváme i s reakcemi monomolekulárními Podle charakteru přeměn probíhajících na substrátu Rozlišujeme čtyři základní typy reakcí: substituce, adice, eliminace a přesmyky : Substituce (S) náhrada vodíku nebo jiného atomu či skupiny za jiným atomem či skupinou, např.: R I + CN - R CN + I : Adice (Ad) spojování dvou molekul (v jedné je obsažena násobná vazba, která se adicí mění na vazbu jednoduchou) za vzniku molekuly jediné, např.: CH 2 = CH 2 + Br 2 Br CH 2 CH 2 Br : Eliminace (E) odštěpování obvykle malé termodynamicky stálé molekuly (H 2 O, HCl ) za vzniku produktu obsahujícím násobnou vazbu (opak adice), např.: 129

130 CH 3 CH 2 OH CH 2 = CH 2 + H 2 O : Přesmyky přesun atomů nebo skupin uvnitř jediné molekuly, přičemž sumární vzorec zůstává stejný (přeměna méně stabilní struktury na stabilnější), např.: CH CH + H 2 O [CH 2 = CHOH ] CH 3 CHO Podle typu činidla mohou všechny výše uvedené elementární reakce probíhat radikálovým nebo iontovým mechanismem (elektrofilní, nukleofilní). V praxi se používá ještě označení řady dalších reakcí např.: o oxidace reakce, při níž sloučenina přijímá kyslík nebo ztrácí vodík, obecněji reakce, při níž sloučenina předává (ztrácí) elektron. o redukce reakce, při níž sloučenina přijímá vodík nebo ztrácí kyslík, obecněji reakce, při níž sloučenina získává (přijímá) elektron. o hydrogenace zvláštní případ redukce, při níž sloučenina s násobnou vazbou nebo aromatickým jádrem přijímá za přítomnosti katalyzátoru vodík o kondenzace reakce, při které obvykle dochází k prodlužování řetězce (adice + eliminace) a odštěpuje se molekula vody o pyrolýza tepelný rozklad obvykle za nepřístupu vzduchu o reakce označované podle činidla např. sulfonace, nitrace o polyreakce sled opakujících se reakcí (polymerace, polykondenzace, polyadice) 130

131 9.8 Cvičení na druhy chemických reakcí Vyber typ reakce podle celkové změny z následujících možností: a) skladná = syntéza b) rozkladná c) vytěsňovací d) podvojná záměna e) heterogenní f) homogenní g) exotermická h) endotermická i) acidobazická j) redoxní k) komplexotvorná l) radikálová m) iontová n) vratná o) eliminace p) adice,přesmyk q) substituce r) polymerace H 2 O(l) + CO 2 (g) H 2 CO 3 (aq) a,b,e,n Fe(s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) a,e,j 131

132 Cu (s)+ O 2 (g) 2 CuO(s) ) ΔH 0 a,e,j Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s) ˇ a,e,j Al (s)+ 3 O 2 (g) 2 Al 2 O 3 (s) a,e,j NH 3 (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (s) a,e,n S(s) + O 2 (g) SO 2 (g) ΔH 0 a,e,h,j 132

133 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) a,f,j N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) a,f,j Cu(s) + S(s) CuS(s) ΔH 0 a,f,h,j Zn(s) + S (s) ZnS(s) ΔH 0 a,f,h CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) ΔH 0 b,e,h,n 133

134 Pb(NO 3 ) 2 2 PbO + 4 NO 2 + O 2 b,e,j H 2 O 2 (aq) 2 H 2 O(l) + O 2 (g) ΔH 0 b,e,g,j HgO (s) 2 Hg(l) + O 2 (g) ΔH 0 b,e,h,j Ca(HCO 3 ) 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O b,e,n KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 ΔH 0 b,h 134

135 KClO 3 3 KClO 4 + KCl b,j FeS + 2 HCl FeCl 2 + H 2 S c CaCO HCl CaCl 2 + H 2 CO 3 c FeS + 2 HCl FeCl 2 + H 2 S c CaCO HCl CaCl 2 + H 2 CO 3 c

136 Fe(s) + 2 HCl(aq) FeCl 2 (aq) + H 2 (g) c,e,j Sb 2 S 3 + 6HCl 2SbCl 3 + 3H 2 S d Ba(NO 3 ) 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 3 BaSO Al(NO 3 ) 3 d Cd(NO 3 ) 2 + H 2 S CdS + 2 H 2 NO 3 d AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq) d,e 136

137 AgNO 3 (aq) + KCl(aq) AgCl (s) + KNO 3 (aq) d,e Fe(s) + CuSO 4 (aq) FeSO 4 (aq) + Cu(s) d,e,j Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) d,e,j HI + Cl 2 I2 + 2 HCl d,j Cu(NO3)2 + 2K3[Fe(CN)6] 3Cu3[Fe(CN)6]2 + 6 KNO3 d,k

138 K 2 Cr 2 O KOH + 2 BaCl 2 2 BaCrO KCl + H 2 O e CaO(s) + 2 NH 4 Cl(s) CaCl 2 (s) + H 2 O(g)+ 2 NH 3 (g) e,h Na(s) + 2 H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + H 2 (g) e,j Al + 2 NaOH + 6 H 2 O 2 Na[Al(OH) 4 ] + 3 H 2 k CuSO NH 4 OH [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + (NH 4 ) 2 SO H 2 O k 138

139 NaOH + HCl NaCl + H 2 O i H 2 SO 4 + NaOH NaHSO 4 + H 2 O i KOH + H 2 SO 4 KHSO 4 + H 2 O i H 3 BO NaOH Na 2 B 4 O H 2 O i H 2 SO P 2 H 3 PO SO H 2 O j 139

140 H 2 S + H 2 SO 4 4 S + 4 H 2 O j H 2 SO P 2 H 3 PO SO H 2 O j H 2 S + H 2 SO 4 4 S + 4 H 2 O j KBr + Cl 2 2 KCl + Br 2 j KI + Cl 2 2 KCl + I 2 j 140

141 MnO HCl MnCl 2 + Cl H 2 O j Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O j KMnO MnSO H 2 O 2MnO 2 + K 2 SO H 2 SO 4 j KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O j NaBr + Na 2 Cr 2 O H 2 SO 4 3 Br 2 + Cr 2 (SO 4 ) Na 2 SO H 2 O j

142 2 FeS Na 2 O 2 Fe 2 O Na 2 SO Na 2 O j FeS O 2 2 Fe 2 O SO 2 j I Na 2 S 2 O 3 2 NaI + Na 2 S 4 O 6 j KMnO 4 + KI + 8 KOH 8 K 2 MnO 4 + KIO H 2 O j As 2 S HNO H 2 O 6 H 3 AsO H 2 SO NO j

143 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O 2 Na[Al(OH) 4 ] + 3 H 2 k CuSO4 + 6 NH4OH [Cu(NH3)4](OH)2 + (NH4)2SO4 + 4 H2O k Cl 2 Cl. + Cl. l CH 3 -CH 3 CH CH 3 l CH 3 - Cl CH. 3 + Cl. 143

144 l Br 2 Br. + Br. l Br - + (Cr2O7) H + 3Br Cr H2O m (IO - 3) + 3 (HSO 3 ) - I (SO 4 ) H + m MnO H NO Mn NO H2O m MnO I H + 2 Mn I H2O 144

145 m SO MnO H + 5 SO Mn H2O m IO Cl OH - IO Cl H2O m Mn MnO H2O 5 MnO H + m Cr 2 O Cl H + 2 Cr Cl H2O m IO I H + 3 I H2O m 145

146 CH 3 CH 2 OH CH 2 CH 2 + H 2 O o CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 CH 3 CH 2 CH 3 + CH 3 CH CH 2 o C 6 H H 2 C 6 H 12 p C 6 H Cl 2 C 6 H 6 Cl 6 p CH 2 CH 2 + H 2 CH 3 -CH 3 p 146

147 CH 2 CH 2 + H 2 O + H 2 SO 4 CH 3 CH 2 OH + H 2 SO 4 p CH 2 CHOH CH 3 -CHO p CH 3 CH CH 2 + Cl 2 CH 3 CHClCH 2 Cl p CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl q CH 4 + HNO 3 + H 2 SO 4 CH 3 NO 2 + H 2 O + H 2 SO 4 q 147

148 CH 3 CH 2 CH Br 2 CH 3 CH 2 CH 2 Br + (CH 3 ) 2 CHBr + 2 HBr q C 6 H 6 + Cl 2 C 6 H 5 Cl + HCl q C 6 H 6 + HNO 3 + H 2 SO 4 C 6 H 5 NO 2 + H 2 O + H 2 SO 4 q C 6 H 5 COOH + NaOH C 6 H 5 COONa + H 2 O q n CH 2 CH 2 _ [ _ CH 2 - CH 2 _ ] _ n 148

149 r n CH 2 CHCl _ [ _ CH 2 - CHCl _ ] _ n r n CF 2 CF 2 _ [ _ CF 2 CF _ 2 ] _ n r n CH 2 CHClCH CH 2 _ [ _ CH 2 - CHCl CHCH _ 2 ] _ n r n C 6 H 5 CH 2 CHCl _ [ _ (C 6 H 5 )CH 2 - CHCl _ ] _ n r

150 n O=C=N(CH 2 ) 6 N=C=O + n HO(CH 2 ) 4 OH -[ _ CONH(CH 2 ) 6 NHCOO(CH 2 ) 4 O _ ]- n r Typy izomerie 10. Izomerie v organické chemii Izomerie může být konstituční (řetězová, polohová a skupinová) anebo prostorová (konformační, geometrická a optická) Konstituční izomerie Řetězová izomerie(příklady) Sloučeniny lišící se ve větvení svého řetězce nazýváme řetězovými izomery. Příkladem je dvojice butanu a 2-methylpropanu: CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 (CH 3 ) 2 CHCH 3 150

151 n- butan 2-methylpropan t. t. -138,4 C t. t ,6 C t. v. -0,5 C t. v. -11,7 C Polohová izomerie (příklady) V případě rozdílu v umístění charakteristické (funkční) skupiny v řetězci hovoříme o polohových izomerech. Příkladem polohových izomerů je propan-1-ol a propan-2-ol: 151

152 CH3CH2CH2OH CH 3 CH OHCH 3 propan-1-ol t. t. -126,5 C t. v. 97,1 C propan-2-ol t. t. -89 C t. v. 82,3 C Skupinová izomerie (příklady) Pokud mají dvě sloučeniny stejného souhrnného vzorce vázanou různou charakteristickou skupinu, nazýváme je skupinové izomery. Typickými skupinovými izomery jsou například ethanol a dimethylether: CH 3 CH 2 OH CH 3 - O- CH 3 t. t. 114,4 o C t. t. -138,5 o C t. v. 78,3 o C t. v. -23,6 o C 152

153 10.2 Prostorová izomerie (stereoizomerie) Konformační izomerie (příklady) Konformační izomery jsou takové, které se liší svým prostorovým uspořádáním a stabilitou. Například cyklohexan C 6 H 12 může existovat v konformaci židličkové či vaničkové: V cyklohexanu se za standardních podmínek vyskytují téměř zcela molekuly s židličkovou konformací, neboť je tento stav energeticky výhodnější. S konformační izomerií se dále setkáme například u ethanu C 2 H 6, jehož molekuly mohou být ve formě zákrytové či nezákrytové. 153

154 V tomto případě je stabilnější konformace nezákrytová, a tak se za standardních podmínek vyskytuje ethan spíše v této formě. Jednotlivé konformery se spontánně mění jeden v druhý a ustanovuje se rovnováha mezi nimi Geometrická izomerie (příklady) Jestliže se v molekule nachází násobné vazby, nedochází k rotaci okolo vazeb mezi atomy uhlíku C tak snadno, jako je tomu u molekul s výhradně jednoduchými vazbami (viz výše). Izomery, kdy jsou v molekule přítomny násobné vazby, nazýváme geometrické. Tyto izomery 154

155 pak označujeme jako E- či Z- (dříve trans- a cis-). Příkladem sloučeniny, u které se vyskytuje geometrická izomerie, je but-2-en. E-but-2-en Z-but-2-en Energeticky výhodnější formou but-2-enu je E-izomer. Jak je z popisu patrné, předpona cis- (E-) znamená, že substituenty leží v jednom poloprostoru od roviny π-vazeb atomů uhlíků, z nichž vychází dvojná vazba. Jestliže se tyto substituenty nachází každý v jednom poloprostoru, jedná se o izomerii trans- (Z-). Označení E-/Z- je vhodnější pro označení izomerie u sloučenin s větším množstvím navázaných substituentů. 155

156 Optická izomerie(příklady) Optické izomery neboli enantiomery jsou izomery, které stáčí rovinu polarizovaného světla, každý o stejný úhel ale na jinou stranu. Nejběžnější příčinou pro existenci tohoto typu izomerie je přítomnost chirálního atomu uhlíku C*, tedy takového, který má na sobě vázány čtyři zcela různé substituenty. 156

Chemické veličiny, vztahy mezi nimi a chemické výpočty

Chemické veličiny, vztahy mezi nimi a chemické výpočty SBÍRKA ŘEŠENÝCH PŘÍKLADŮ PRO PROJEKT PŘÍRODNÍ VĚDY AKTIVNĚ A INTERAKTIVNĚ CZ.1.07/1.1.24/01.0040 Chemické veličiny, vztahy mezi nimi a chemické výpočty Mgr. Jana Žůrková, 2013, 20 stran Obsah 1. Veličiny

Více

CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL.

CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL. CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL. Látkové množství Značka: n Jednotka: mol Definice: Jeden mol je množina, která má stejný počet prvků, jako je atomů ve 12 g nuklidu

Více

Redoxní reakce - rozdělení

Redoxní reakce - rozdělení zdroj: http://xantina.hyperlink.cz/ Redoxní reakce - rozdělení Redoxní reakce můžeme rozdělit podle počtu atomů, které během reakce mění svá oxidační čísla. 1. Atomy dvou prvků mění svá oxidační čísla

Více

ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPOČTY

ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPOČTY ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPOČTY Látkové množství - vyjadřování množství: jablka pivo chleba uhlí - (téměř každá míra má svojí jednotku) v chemii existuje univerzální veličina pro vyjádření množství látky LÁTKOVÉ

Více

N A = 6,023 10 23 mol -1

N A = 6,023 10 23 mol -1 Pro vyjadřování množství látky se v chemii zavádí veličina látkové množství. Značí se n, jednotkou je 1 mol. Látkové množství je jednou ze základních veličin soustavy SI. Jeden mol je takové množství látky,

Více

Složení soustav (roztoky, koncentrace látkového množství)

Složení soustav (roztoky, koncentrace látkového množství) VZOROVÉ PŘÍKLADY Z CHEMIE A DOPORUČENÁ LITERATURA pro přípravu k přijímací zkoušce studijnímu oboru Nanotechnologie na VŠB TU Ostrava Doporučená literatura z chemie: Prakticky jakákoliv celostátní učebnice

Více

Vyjadřuje poměr hmotnosti rozpuštěné látky k hmotnosti celého roztoku.

Vyjadřuje poměr hmotnosti rozpuštěné látky k hmotnosti celého roztoku. Koncentrace roztoků Hmotnostní zlomek w Vyjadřuje poměr hmotnosti rozpuštěné látky k hmotnosti celého roztoku. w= m A m s m s...hmotnost celého roztoku, m A... hmotnost rozpuštěné látky Hmotnost roztoku

Více

Hmotnost. Výpočty z chemie. m(x) Ar(X) = Atomová relativní hmotnost: m(y) Mr(Y) = Molekulová relativní hmotnost: Mr(AB)= Ar(A)+Ar(B)

Hmotnost. Výpočty z chemie. m(x) Ar(X) = Atomová relativní hmotnost: m(y) Mr(Y) = Molekulová relativní hmotnost: Mr(AB)= Ar(A)+Ar(B) Hmotnostní jednotka: Atomová relativní hmotnost: Molekulová relativní hmotnost: Molární hmotnost: Hmotnost u = 1,66057.10-27 kg X) Ar(X) = m u Y) Mr(Y) = m u Mr(AB)= Ar(A)+Ar(B) m M(Y) = ; [g/mol] n M(Y)

Více

SBÍRKA ÚLOH CHEMICKÝCH VÝPOČTŮ

SBÍRKA ÚLOH CHEMICKÝCH VÝPOČTŮ SBÍRKA ÚLOH CHEMICKÝCH VÝPOČTŮ ALEŠ KAJZAR BRNO 2015 Obsah 1 Hmotnostní zlomek 1 1.1 Řešené příklady......................... 1 1.2 Příklady k procvičení...................... 6 2 Objemový zlomek 8 2.1

Více

IV. Chemické rovnice A. Výpočty z chemických rovnic 1

IV. Chemické rovnice A. Výpočty z chemických rovnic 1 A. Výpočty z chemických rovnic 1 4. CHEMICKÉ ROVNICE A. Výpočty z chemických rovnic a. Výpočty hmotností reaktantů a produktů b. Výpočty objemů reaktantů a produktů c. Reakce látek o různých koncentracích

Více

Chemické výpočty. 1. Hmotnost, relativní atomová a molekulová

Chemické výpočty. 1. Hmotnost, relativní atomová a molekulová Chemické výpočty 1. Hmotnost, relativní atomová a molekulová hmotnost značka: m jednotka: kg 1 kg = 10 3 g = 10 6 mg (mili) = 10 9 µg (mikro)= 10 12 ng (nano) hmotnosti atomů velmi malé př. m(h) = 1,67.10

Více

CHEMICKÉ VÝPOČTY MOLÁRNÍ HMOTNOST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ PROJEKT EU PENÍZE ŠKOLÁM OPERAČNÍ PROGRAM VZDĚLÁVÁNÍ PRO KONKURENCESCHOPNOST

CHEMICKÉ VÝPOČTY MOLÁRNÍ HMOTNOST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ PROJEKT EU PENÍZE ŠKOLÁM OPERAČNÍ PROGRAM VZDĚLÁVÁNÍ PRO KONKURENCESCHOPNOST CHEMICKÉ VÝPOČTY MOLÁRNÍ HMOTNOST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ PROJEKT EU PENÍZE ŠKOLÁM OPERAČNÍ PROGRAM VZDĚLÁVÁNÍ PRO KONKURENCESCHOPNOST AMEDEO AVOGADRO AVOGADROVA KONSTANTA 2 N 2 MOLY ATOMŮ DUSÍKU 2 ATOMY DUSÍKU

Více

Značí se A r Určí se z periodické tabulky. Jednotkou je 1/12 hmotnosti atomu uhlíku. A r (H) = 1 A r (O) = 16

Značí se A r Určí se z periodické tabulky. Jednotkou je 1/12 hmotnosti atomu uhlíku. A r (H) = 1 A r (O) = 16 CHEMICKÉ VÝPOČTY Značí se A r Určí se z periodické tabulky. Jednotkou je 1/12 hmotnosti atomu uhlíku. A r (H) = 1 A r (O) = 16 12 6 C Značí se M r Vypočítá se jako součet relativních atomových hmotností

Více

Jazykové gymnázium Pavla Tigrida, Ostrava-Poruba Název projektu: Podpora rozvoje praktické výchovy ve fyzice a chemii

Jazykové gymnázium Pavla Tigrida, Ostrava-Poruba Název projektu: Podpora rozvoje praktické výchovy ve fyzice a chemii Datum: Jazykové gymnázium Pavla Tigrida, Ostrava-Poruba Název projektu: Podpora rozvoje praktické výchovy ve fyzice a chemii Tlak vzduchu: Teplota vzduchu: Laboratorní cvičení č. Výpočty na složení roztoků

Více

Inovace bakalářského studijního oboru Aplikovaná chemie CZ.1.07/2.2.00/ Výpočty z chemických vzorců

Inovace bakalářského studijního oboru Aplikovaná chemie CZ.1.07/2.2.00/ Výpočty z chemických vzorců Výpočty z chemických vzorců 1. Hmotnost kyslíku je 80 g. Vypočítejte : a) počet atomů kyslíku ( 3,011 10 atomů) b) počet molů kyslíku (2,5 mol) c) počet molekul kyslíku (1,505 10 24 molekul) d) objem (dm

Více

Sešit pro laboratorní práci z chemie

Sešit pro laboratorní práci z chemie Sešit pro laboratorní práci z chemie téma: Roztoky výpočty koncentrací autor: MVDr. Alexandra Gajová vytvořeno při realizaci projektu: Inovace školního vzdělávacího programu biologie a chemie registrační

Více

Chemie. Mgr. Petra Drápelová Mgr. Jaroslava Vrbková. Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou

Chemie. Mgr. Petra Drápelová Mgr. Jaroslava Vrbková. Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou Chemie Mgr. Petra Drápelová Mgr. Jaroslava Vrbková Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH ROVNIC VY_32_INOVACE_03_3_18_CH Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH

Více

Výpočty z chemických rovnic 1

Výpočty z chemických rovnic 1 Výpočty z chemických rovnic 1 Vypracoval: RNDr. Milan Zimpl, Ph.D. TENTO PROJEKT JE SPOLUFINANCOVÁN EVROPSKÝM SOCIÁLNÍM FONDEM A STÁTNÍM ROZPOČTEM ČESKÉ REPUBLIKY Výpočty hmotností a objemů Chemické rovnice

Více

Vypočtěte, kolikaprocentní roztok hydroxidu sodného vznikne přidáním 700 g vody do 2,2 kg 80%ního roztoku hydroxidu.

Vypočtěte, kolikaprocentní roztok hydroxidu sodného vznikne přidáním 700 g vody do 2,2 kg 80%ního roztoku hydroxidu. Kolik g bromidu sodného potřebujeme na přípravu pěti litrů roztoku této látky o molární koncentraci 0,20 mol/l? Ar: Na 23; Br 80 NaBr; V = 5 l; c = 0,20 mol/l c = n/v n = m/m c = m / (M. V).m = c M V MNaBr

Více

1 mol (ideálního) plynu, zaujímá za normálních podmínek objem 22,4 litru. , Cl 2 , O 2

1 mol (ideálního) plynu, zaujímá za normálních podmínek objem 22,4 litru. , Cl 2 , O 2 10.výpočty z rovnic praktické provádění výpočtů z rovnic K výpočtu chemických rovnic je důležité si shrnout tyto poznatky: Potřebujem znát vyjadřování koncentrací, objemový zlomek, molární zlomek, molární

Více

Autor: Tomáš Galbička www.nasprtej.cz Téma: Roztoky Ročník: 2.

Autor: Tomáš Galbička www.nasprtej.cz Téma: Roztoky Ročník: 2. Roztoky směsi dvou a více látek jsou homogenní (= nepoznáte jednotlivé částečky roztoku - částice jsou menší než 10-9 m) nejčastěji se rozpouští pevná látka v kapalné látce jedna složka = rozpouštědlo

Více

KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ)

KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ) KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ) Úloha 1 Ic), IIa), IIId), IVb) za každé správné přiřazení po 1 bodu; celkem Úloha 2 8 bodů 1. Sodík reaguje s vodou za vzniku hydroxidu sodného a dalšího produktu.

Více

Pozn.: Pokud není řečeno jinak jsou pod pojmem procenta míněna vždy procenta hmotnostní.

Pozn.: Pokud není řečeno jinak jsou pod pojmem procenta míněna vždy procenta hmotnostní. Sebrané úlohy ze základních chemických výpočtů Tento soubor byl sestaven pro potřeby studentů prvního ročníku chemie a příbuzných předmětů a nebyl nikterak revidován. Prosím omluvte případné chyby, překlepy

Více

Chemie paliva a maziva cvičení, pracovní sešit, (II. část).

Chemie paliva a maziva cvičení, pracovní sešit, (II. část). Chemie paliva a maziva cvičení, pracovní sešit, (II. část). Ing. Eliška Glovinová Ph.D. Tato publikace je spolufinancována z Evropského sociálního fondu a státního rozpočtu České republiky. Byla vydána

Více

CHO cvičení, FSv, ČVUT v Praze

CHO cvičení, FSv, ČVUT v Praze 2. Chemické rovnice Chemická rovnice je schématický zápis chemického děje (reakce), který nás informuje o reaktantech (výchozích látkách), produktech, dále o stechiometrii reakce tzn. o vzájemném poměru

Více

DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY. Zuzana Špalková. Věra Vyskočilová

DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY. Zuzana Špalková. Věra Vyskočilová DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY Zuzana Špalková Věra Vyskočilová BRNO 2014 Doplňkový studijní materiál zaměřený na Chemické výpočty byl vytvořen v rámci projektu Interní vzdělávací agentury

Více

Chemie lambda příklady na procvičování výpočtů z rovnic

Chemie lambda příklady na procvičování výpočtů z rovnic Chemie lambda příklady na procvičování výpočtů z rovnic Příklady počítejte podle postupu, který vám lépe vyhovuje (vždy je více cest k výsledku, přes poměry, přes výpočty hmotností apod. V učebnici v kapitole

Více

Hydrochemie koncentrace látek (výpočty)

Hydrochemie koncentrace látek (výpočty) 1 Atomová hmotnostní konstanta/jednotka m u Relativní atomová hmotnost Relativní molekulová hmotnost Látkové množství (mol) 1 mol je takové množství látky, které obsahuje tolik částic, kolik je atomů ve

Více

DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE

DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE 1. ÚVOD DO STUDIA CHEMIE 1) Co studuje chemie? 2) Rozděl chemii na tři důležité obory. DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE 2. NÁZVOSLOVÍ ANORGANICKÝCH SLOUČENIN 1) Pojmenuj: BaO, N 2 0, P 4 O 10, H 2 SO 4, HMnO 4,

Více

Hydrochemie koncentrace látek (výpočty)

Hydrochemie koncentrace látek (výpočty) Atomová hmotnostní konstanta/jednotka m u Relativní atomová hmotnost Relativní molekulová hmotnost Látkové množství (mol) mol je takové množství látky, které obsahuje tolik částic, kolik je atomů ve 2

Více

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/ Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti. Číslo přílohy: VY_52_INOVACE_CH9.

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/ Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti. Číslo přílohy: VY_52_INOVACE_CH9. Registrační číslo projektu: CZ.1.7/1.4./21.2939 Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti Číslo přílohy: VY_52_INVACE_CH9.2 Author Mgr. David Kollert Datum vytvoření vzdělávacího materiálu

Více

Úpravy chemických rovnic

Úpravy chemických rovnic Úpravy chemických rovnic Chemické rovnice kvantitativně i kvalitativně popisují chemickou reakci. Na levou stranu se v chemické rovnici zapisují výchozí látky (reaktanty), na pravou produkty. Obě strany

Více

ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY

ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY Klíčová slova: relativní atomová hmotnost (A r ), relativní molekulová hmotnost (M r ), Avogadrova konstanta (N A ), látkové množství (n, mol), molární hmotnost (M, g/mol),

Více

Roztok je homogenní (stejnorodá) směs dvou a více látek. Částice, které tvoří roztok, jsou dokonale rozptýleny a vzájemně nereagují.

Roztok je homogenní (stejnorodá) směs dvou a více látek. Částice, které tvoří roztok, jsou dokonale rozptýleny a vzájemně nereagují. ROZTOKY Roztok je homogenní (stejnorodá) směs dvou a více látek. Částice, které tvoří roztok, jsou dokonale rozptýleny a vzájemně nereagují. Roztoky podle skupenství dělíme na: a) plynné (čistý vzduch)

Více

1H 1s. 8O 1s 2s 2p - - - - - - H O H

1H 1s. 8O 1s 2s 2p - - - - - - H O H OXIDAČNÍ ČÍSLO 1H 1s 8O 1s 2s 2p 1H 1s - - - - + - - + - - + - - H O H +I -II +I H O H - - - - Elektronegativita: Oxidační číslo vodíku: H +I Oxidační číslo kyslíku: O -II Platí téměř ve všech sloučeninách.

Více

Chemické výpočty. = 1,66057. 10-27 kg

Chemické výpočty. = 1,66057. 10-27 kg 1. Relativní atomová hmotnost Chemické výpočty Hmotnost atomů je velice malá, řádově 10-27 kg, a proto by bylo značně nepraktické vyjadřovat ji v kg, či v jednontkách odvozených. Užitečnější je zvolit

Více

CHEMIE výpočty. 5 z chemických ROVNIC. 1 vyučovací hodina chemie 9. ročník Mgr. Renata Zemková ZŠ a MŠ L. Kuby 48, České Budějovice

CHEMIE výpočty. 5 z chemických ROVNIC. 1 vyučovací hodina chemie 9. ročník Mgr. Renata Zemková ZŠ a MŠ L. Kuby 48, České Budějovice CHEMIE výpočty 5 z chemických ROVNIC 1 vyučovací hodina chemie 9. ročník Mgr. Renata Zemková ZŠ a MŠ L. Kuby 48, České Budějovice 1 definice pojmu a vysvětlení vzorové příklady test poznámky pro učitele

Více

A. Výpočty z chemických vzorců B. Určení vzorce sloučeniny. Čas potřebný k prostudování učiva kapitoly: 0,5 + 2 hodiny (teorie + řešení úloh)

A. Výpočty z chemických vzorců B. Určení vzorce sloučeniny. Čas potřebný k prostudování učiva kapitoly: 0,5 + 2 hodiny (teorie + řešení úloh) III. Chemické vzorce 1 1.CHEMICKÉ VZORCE A. Výpočty z chemických vzorců B. Určení vzorce sloučeniny Klíčová slova této kapitoly: Chemický vzorec, hmotnostní zlomek w, hmotnostní procento p m, stechiometrické

Více

1 Základní chemické výpočty. Koncentrace roztoků

1 Základní chemické výpočty. Koncentrace roztoků 1 Záklní chemické výpočty. Koncentrace roztoků Množství látky (Doplňte tabulku) Veličina Symbol Jednotka SI Jednotky v biochemii Veličina se zjišťuje Počet částic N výpočtem Látkové množství n.. Hmotnost

Více

Relativní atomová hmotnost

Relativní atomová hmotnost Relativní atomová hmotnost 1. Jak se značí relativní atomová hmotnost? 2. Jaké jsou jednotky Ar? 3. Zpaměti urči a) Ar(N) b) Ar (C) 4. Bez kalkulačky urči, kolika atomy kyslíku bychom vyvážili jeden atom

Více

Příklad Sestavte rovnice následujících dějů: reakce hydroxidu sodného s kyselinou tetrahydrogendifosforečnou 4NaOH + H 4 P 2 O 7 Na 4 P 2 O 7

Příklad Sestavte rovnice následujících dějů: reakce hydroxidu sodného s kyselinou tetrahydrogendifosforečnou 4NaOH + H 4 P 2 O 7 Na 4 P 2 O 7 Příklad 2.2.9. Sestavte rovnice následujících dějů: reakce hydroxidu sodného s kyselinou tetrahydrogendifosforečnou 4NaOH + H 4 P 2 O 7 Na 4 P 2 O 7 + 4H 2 O reakce dimerního oxidu antimonitého s kyselinou

Více

Oxidační číslo je rovno náboji, který by atom získal po p idělení všech vazebných elektronových párů atomům s větší elektronegativitou.

Oxidační číslo je rovno náboji, který by atom získal po p idělení všech vazebných elektronových párů atomům s větší elektronegativitou. NÁZVOSLOVÍ Oxidační číslo je rovno náboji, který by atom získal po p idělení všech vazebných elektronových párů atomům s větší elektronegativitou. -II +III -II +I O N O H Oxidační čísla se značí ímskými

Více

Chemické výpočty 11. Stechiometrické výpočty (včetně reakcí s ideálními plyny); reakce s přebytkem výchozí látky

Chemické výpočty 11. Stechiometrické výpočty (včetně reakcí s ideálními plyny); reakce s přebytkem výchozí látky Chemické výpočty 11 Stechiometrické výpočty (včetně reakcí s ideálními plyny); reakce s přebytkem výchozí látky Ing. Martin Pižl Skupina koordinační chemie místnost A213 E-mail: martin.pizl@vscht.cz Web:

Více

ŘEŠENÍ KONTROLNÍHO TESTU ŠKOLNÍHO KOLA

ŘEŠENÍ KONTROLNÍHO TESTU ŠKOLNÍHO KOLA Ústřední komise Chemické olympiády 48. ročník 2011/2012 ŠKOLNÍ KOLO kategorie C ŘEŠENÍ KONTROLNÍHO TESTU ŠKOLNÍHO KOLA KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (60 BODŮ) Úloha 1 Neznámý nerost 21 bodů 1. Barva plamene:

Více

2 Cu + S Cu 2 S n(cu)=2mol n(cu 2 S)=1mol M(Cu)=63,5 g mol M(Cu 2 S)=159 g mol

2 Cu + S Cu 2 S n(cu)=2mol n(cu 2 S)=1mol M(Cu)=63,5 g mol M(Cu 2 S)=159 g mol n... látkové množství látky (mol) M... molární hmotnost látky (g/mol) m... hmotnost látky (m) III. Výpočty z chemických rovnic chemické rovnice umožňují vypočítat množství jednotlivých látek, které se

Více

NEUTRALIZACE. (18,39 ml)

NEUTRALIZACE. (18,39 ml) NEUTRALIZACE 1. Vypočtěte hmotnostní koncentraci roztoku H 2 SO 4, bylo-li při titraci 25 ml spotřebováno 17,45 ml odměrného roztoku NaOH o koncentraci c(naoh) = 0,5014 mol/l. M (H 2 SO 4 ) = 98,08 g/mol

Více

ATOMOVÁ HMOTNOSTNÍ JEDNOTKA

ATOMOVÁ HMOTNOSTNÍ JEDNOTKA CHEMICKÉ VÝPOČTY Teoie Skutečné hmotnosti atomů jsou velmi malé např.: m 12 C=1,99267.10-26 kg, m 63 Cu=1,04496.10-25 kg. Počítání s těmito hodnotami je nepaktické a poto byla zavedena atomová hmotností

Více

Hydrochemie koncentrace a ředění (výpočty)

Hydrochemie koncentrace a ředění (výpočty) 1 Složení roztoků zlomek koncentrace hmotnostní objemový desetinné číslo nebo % molární hmotnostní hmotnost vztažená k objemu molární látkové množství vztažené k objemu 2 pro molární koncentraci se používá

Více

Ukázky z pracovních listů B

Ukázky z pracovních listů B Ukázky z pracovních listů B 1) Označ každou z uvedených rovnic správným názvem z nabídky. nabídka: termochemická, kinetická, termodynamická, Arrheniova, 2 HgO(s) 2Hg(g) + O 2 (g) H = 18,9kJ/mol v = k.

Více

Kappa - výpočty z chemie 12/10/12

Kappa - výpočty z chemie 12/10/12 Kappa - výpočty z chemie 12/10/12 Všechny příklady lze konzultovat. Ideální je na konzultaci pondělí, ale i další dny, pokud přinesete vlastní postupy a další (i jednodušší) příklady. HMOTNOSTNÍ VZTAHY

Více

CHEMICKÉ VÝPOČTY HMOTNOST REAKTANTŮ A PRODUKTŮ PŘI CHEMICKÉ REAKCI PROJEKT EU PENÍZE ŠKOLÁM OPERAČNÍ PROGRAM VZDĚLÁVÁNÍ PRO KONKURENCESCHOPNOST

CHEMICKÉ VÝPOČTY HMOTNOST REAKTANTŮ A PRODUKTŮ PŘI CHEMICKÉ REAKCI PROJEKT EU PENÍZE ŠKOLÁM OPERAČNÍ PROGRAM VZDĚLÁVÁNÍ PRO KONKURENCESCHOPNOST CHEMICKÉ VÝPOČTY HMOTNOST REAKTANTŮ A PRODUKTŮ PŘI CHEMICKÉ REAKCI PROJEKT EU PENÍZE ŠKOLÁM OPERAČNÍ PROGRAM VZDĚLÁVÁNÍ PRO KONKURENCESCHOPNOST VÝPOČET HMOTNOSTI REAKTANTŮ A PRODUKTŮ PŘI CHEMICKÉ REAKCI

Více

CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK

CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK Význam stechiometrických koeficientů 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) Počet reagujících částic 2 molekuly vodíku reagují s 1 molekulou kyslíku za vzniku

Více

Ředění roztoků 1. Vypracoval: RNDr. Milan Zimpl, Ph.D. TENTO PROJEKT JE SPOLUFINANCOVÁN EVROPSKÝM SOCIÁLNÍM FONDEM A STÁTNÍM ROZPOČTEM ČESKÉ REPUBLIKY

Ředění roztoků 1. Vypracoval: RNDr. Milan Zimpl, Ph.D. TENTO PROJEKT JE SPOLUFINANCOVÁN EVROPSKÝM SOCIÁLNÍM FONDEM A STÁTNÍM ROZPOČTEM ČESKÉ REPUBLIKY Ředění roztoků 1 Vypracoval: RNDr. Milan Zimpl, Ph.D. TENTO PROJEKT JE SPOLUFINANCOVÁN EVROPSKÝM SOCIÁLNÍM FONDEM A STÁTNÍM ROZPOČTEM ČESKÉ REPUBLIKY Ředění a směšování roztoků V laboratořích velmi často

Více

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Křížové pravidlo Používá se pro výpočet poměru hmotnostních dílů dvou výchozích roztoků jejichž smícháním vznikne nový roztok. K výpočtu musí

Více

Agrochemie - cvičení 05

Agrochemie - cvičení 05 Agrochemie - cvičení 05 Hmotnostní zlomky a procenta Relativní atomová hmotnost (Ar) bezrozměrná veličina veličina Relativní atomová hmotnost (též poměrná atomová hmotnost) je podíl klidové hmotnosti Relativní

Více

POKYNY FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ RYCHLOST REAKCÍ

POKYNY FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ RYCHLOST REAKCÍ POKYNY Prostuduj si teoretický úvod a následně vypracuj postupně všechny zadané úkoly zkontroluj si správné řešení úkolů podle řešení FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ RYCHLOST REAKCÍ 1) Vliv koncentrace reaktantů čím

Více

Anorganické sloučeniny opakování Smart Board

Anorganické sloučeniny opakování Smart Board Anorganické sloučeniny opakování Smart Board VY_52_INOVACE_210 Vzdělávací oblast: Člověk a příroda Vzdělávací obor: Chemie Ročník: 8.,9. Projekt EU peníze školám Operačního programu Vzdělávání pro konkurenceschopnost

Více

Chemické výpočty I. Vladimíra Kvasnicová

Chemické výpočty I. Vladimíra Kvasnicová Chemické výpočty I Vladimíra Kvasnicová 1) Vyjadřování koncentrace molarita procentuální koncentrace převod jednotek 2) Osmotický tlak, osmolarita Základní pojmy koncentrace = množství rozpuštěné látky

Více

Základní chemické výpočty I

Základní chemické výpočty I Základní chemické výpočty I Tomáš Kučera tomas.kucera@lfmotol.cuni.cz Ústav lékařské chemie a klinické biochemie 2. lékařská fakulta, Univerzita Karlova v Praze a Fakultní nemocnice v Motole 2017 Relativní

Více

Složení látek a chemická vazba Číslo variace: 1

Složení látek a chemická vazba Číslo variace: 1 Složení látek a chemická vazba Číslo variace: 1 Zkoušecí kartičku si PODEPIŠ a zapiš na ni ČÍSLO VARIACE TESTU (číslo v pravém horním rohu). Odpovědi zapiš na zkoušecí kartičku, do testu prosím nepiš.

Více

krystalizace výpočty

krystalizace výpočty krystalizace výpočty krystalizace výpočty Základní pojmy: Tabulková rozpustnost: gramy rozpuštěné látky ve 100 gramech rozpouštědla při určité teplotě vyjadřuje složení nasyceného roztoku nasycený roztok

Více

Hydrochemie koncentrace a ředění (výpočty)

Hydrochemie koncentrace a ředění (výpočty) 1 Složení roztoků zlomek koncentrace hmotnostní objemový desetinné číslo nebo % molární hmotnostní hmotnost vztažená k obejmu molární látkové množství vztažené k objemu 2 pro molární koncentraci se používá

Více

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Oxidace a redukce jsou chemické reakce spojené s výměnou elektronů. Při oxidaci látka elektrony uvolňuje a její oxidační číslo se zvyšuje.

Více

ANODA KATODA elektrolyt:

ANODA KATODA elektrolyt: Ukázky z pracovních listů 1) Naznač pomocí šipek, které částice putují k anodě a které ke katodě. Co je elektrolytem? ANODA KATODA elektrolyt: Zn 2+ Cl - Zn 2+ Zn 2+ Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Zn 2+ Cl -

Více

13. Kolik molů vodíku vznikne reakcí jednoho molu zinku s kyselinou chlorovodíkovou?

13. Kolik molů vodíku vznikne reakcí jednoho molu zinku s kyselinou chlorovodíkovou? Hmotnosti atomů a molekul, látkové množství - 1. ročník 1. Vypočítej skutečnou hmotnost jednoho atomu železa. 2. Vypočítej látkové množství a) S v 80 g síry, b) S 8 v 80 g síry, c) H 2 S v 70 g sulfanu.

Více

VÝPO C TY. Tomáš Kuc era & Karel Kotaška

VÝPO C TY. Tomáš Kuc era & Karel Kotaška ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPO C TY I Tomáš Kuc era & Karel Kotaška tomas.kucera@lfmotol.cuni.cz Ústav lékar ské chemie a klinické biochemie 2. lékar ská fakulta, Univerzita Karlova v Praze a Fakultní nemocnice

Více

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Chemický vzorec je zápis chemické látky. Izolovaný atom se zapíše značkou prvku. Fe atom železa Molekula je svazek atomů. Počet atomů v molekule

Více

Chemické výpočty I (koncentrace, ředění)

Chemické výpočty I (koncentrace, ředění) Chemické výpočty I (koncentrace, ředění) Pavla Balínová Předpony vyjadřující řád jednotek giga- G 10 9 mega- M 10 6 kilo- k 10 3 deci- d 10-1 centi- c 10-2 mili- m 10-3 mikro- μ 10-6 nano- n 10-9 piko-

Více

název soli tvoří podstatné a přídavné jméno

název soli tvoří podstatné a přídavné jméno OPAKOVÁNÍ název soli tvoří podstatné a přídavné jméno podstatné jméno charakterizuje anion soli a jeho náboj: chlorid Cl - přídavné jméno charakterizuje kation soli a jeho oxidační číslo: sodný Na + podstatné

Více

Chemická reakce. výchozí látky (reaktanty)

Chemická reakce. výchozí látky (reaktanty) Chemická reakce - chemické vazby vznikají v důsledku snahy atomů (obecně jakýchkoli soustav) snižovat svou energii v jiných podmínkách může docházet ke vzniku nových vazeb tento děj označujeme jako chemickou

Více

VY_52_INOVACE_08_II.1.7_SOLI SOLI. PROCVIČOVÁNÍ a) PRACOVNÍ LIST

VY_52_INOVACE_08_II.1.7_SOLI SOLI. PROCVIČOVÁNÍ a) PRACOVNÍ LIST VY_52_INOVACE_08_II.1.7_SOLI SOLI PROCVIČOVÁNÍ a) PRACOVNÍ LIST PRACOVNÍ LIST 1. Pojmenuj kyselinu a odděl aniontovou skupinu. H 2 SO 4 HClO 3 H 2 SO 3 H 2 CO 3 H 2 SiO 4 HCl HNO 3 H 2 Se HClO H 2 WO 4

Více

Průvodka. CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Pořadí DUMu v sadě 07

Průvodka. CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Pořadí DUMu v sadě 07 Průvodka Číslo projektu Název projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Příjemce

Více

CHEMICKÉ VÝPOČ TY S LOGIKOU II

CHEMICKÉ VÝPOČ TY S LOGIKOU II OSTRAVSKÁ UNIVERZITA [ TADY KLEPNĚ TE A NAPIŠTE NÁZEV FAKULTY] FAKULTA CHEMICKÉ VÝPOČ TY S LOGIKOU II TOMÁŠ HUDEC OSTRAVA 2003 Na této stránce mohou být základní tirážní údaje o publikaci. 1 OBSAH PŘ EDMĚ

Více

? Jakou hmotnost má 1000 atomů vodíku, je-li jeho atomová relativní hmotnost 1,00797? ? Proč se v tabulkách uvádí, že ( C) A.

? Jakou hmotnost má 1000 atomů vodíku, je-li jeho atomová relativní hmotnost 1,00797? ? Proč se v tabulkách uvádí, že ( C) A. A Chemické výpočty A Atomová relativní hmotnost, látkové množství Základní veličinou pro určení množství nějaké látky je hmotnost Ovšem hmotnost tak malých částic, jako jsou atomy a molekuly, je nesmírně

Více

Střední průmyslová škola strojnická Vsetín Číslo projektu. Druh učebního materiálu prezentace Pravidla pro tvorbu vzorců a názvů kyselin a solí

Střední průmyslová škola strojnická Vsetín Číslo projektu. Druh učebního materiálu prezentace Pravidla pro tvorbu vzorců a názvů kyselin a solí Název školy Střední průmyslová škola strojnická Vsetín Číslo projektu CZ.1.07/1.5.00/34.0483 Autor RNDr. Miroslava Pospíšilíková Název šablony III/2 Název DUMu 10.3 Názvosloví kyselin a solí Tematická

Více

Gymnázium Jana Pivečky a Střední odborná škola Slavičín. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ITC

Gymnázium Jana Pivečky a Střední odborná škola Slavičín. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ITC Název projektu Číslo projektu Název školy Autor Název šablony Inovace výuky prostřednictvím šablon pro SŠ CZ.1.07/1.5.00/34.0748 Gymnázium Jana Pivečky a Střední odborná škola Slavičín Mgr. Veronika Prchlíková

Více

PŘEVODY JEDNOTEK. jednotky " 1. základní

PŘEVODY JEDNOTEK. jednotky  1. základní PŘEVODY JEDNOTEK jednotky 1. základní Fyzikální veličina Jednotka Značka Délka l metr m Hmotnost m kilogram kg Čas t sekunda s Termodynamická teplota T kelvin K Látkové množství n mol mol Elektrický proud

Více

Ch - Složení roztoků a výpočty koncentrací

Ch - Složení roztoků a výpočty koncentrací Ch - Složení roztoků a výpočty koncentrací Autor: Mgr. Jaromír JUŘEK Kopírování a jakékoliv další využití výukového materiálu je povoleno pouze s uvedením odkazu na www.jarjurek.cz. VARIACE 1 Tento dokument

Více

Ústřední komise Chemické olympiády. 50. ročník 2013/2014. OKRESNÍ KOLO kategorie D ŘEŠENÍ SOUTĚŽNÍCH ÚLOH

Ústřední komise Chemické olympiády. 50. ročník 2013/2014. OKRESNÍ KOLO kategorie D ŘEŠENÍ SOUTĚŽNÍCH ÚLOH Ústřední komise Chemické olympiády 50. ročník 2013/2014 OKRESNÍ KOLO kategorie D ŘEŠENÍ SOUTĚŽNÍCH ÚLOH TEORETICKÁ ČÁST (70 BODŮ) Informace pro hodnotitele Ve výpočtových úlohách jsou uvedeny dílčí výpočty

Více

Ústřední komise Chemické olympiády. 42. ročník. KRAJSKÉ KOLO Kategorie D. SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut

Ústřední komise Chemické olympiády. 42. ročník. KRAJSKÉ KOLO Kategorie D. SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut Ústřední komise Chemické olympiády 42. ročník 2005 2006 KRAJSKÉ KOLO Kategorie D SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut Institut dětí a mládeže Ministerstva školství, mládeže a tělovýchovy

Více

DUM VY_52_INOVACE_12CH04

DUM VY_52_INOVACE_12CH04 Základní škola Kaplice, Školní 226 DUM VY_52_INOVACE_12CH04 autor: Kristýna Anna Rolníková období vytvoření: říjen 2011 duben 2012 ročník, pro který je vytvořen: 8. a 9. vzdělávací oblast: vzdělávací obor:

Více

Očekávané ročníkové výstupy z chemie 8. ročník

Očekávané ročníkové výstupy z chemie 8. ročník Očekávané ročníkové výstupy z chemie 8. ročník Pomůcky: kalkulačka, tabulky, periodická tabulka prvků Témata ke srovnávací písemné práci z chemie (otázky jsou pouze orientační, v testu může být zadání

Více

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Výpočty ph roztoků kyselin a zásad ph silných jednosytných kyselin a zásad. Pro výpočty se uvažuje, že silné kyseliny a zásady jsou úplně disociovány.

Více

Hmotnost atomů a molekul 6 Látkové množství 11. Rozdělení směsí 16 Separační metody 20. Hustota, hmotnostní a objemový zlomek 25.

Hmotnost atomů a molekul 6 Látkové množství 11. Rozdělení směsí 16 Separační metody 20. Hustota, hmotnostní a objemový zlomek 25. Obsah Obecná chemie II. 1. Látkové množství Hmotnost atomů a molekul 6 Látkové množství 11 2. Směsi Rozdělení směsí 16 Separační metody 20 3. Chemické výpočty Hustota, hmotnostní a objemový zlomek 25 Koncentrace

Více

Chemie - 1. ročník. očekávané výstupy ŠVP. Žák:

Chemie - 1. ročník. očekávané výstupy ŠVP. Žák: očekávané výstupy RVP témata / učivo Chemie - 1. ročník Žák: očekávané výstupy ŠVP přesahy, vazby, mezipředmětové vztahy průřezová témata 1.1., 1.2., 1.3., 7.3. 1. Chemie a její význam charakteristika

Více

Katedra chemie FP TUL ANC-C4. stechiometrie

Katedra chemie FP TUL  ANC-C4. stechiometrie ANC-C4 stechiometrie ANC-C4 Studenti vyrobili Mohrovu sůl (síran železnato-amonný-hexahydrát). Protože nechali vyrobenou látku volně krystalovat, došlo časem k pokrytí krystalů hydrolytickými produkty

Více

Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115

Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo projektu: Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo šablony: 31 Název materiálu: Ročník: Identifikace materiálu: Jméno autora: Předmět: Tématický celek: Anotace: CZ.1.07/1.5.00/3.0

Více

Ukázky z pracovních listů 1) Vyber, který ion je: a) ve vodném roztoku barevný b) nejstabilnější c) nejlépe oxidovatelný

Ukázky z pracovních listů 1) Vyber, který ion je: a) ve vodném roztoku barevný b) nejstabilnější c) nejlépe oxidovatelný Ukázky z pracovních listů 1) Vyber, který ion je: a) ve vodném roztoku barevný b) nejstabilnější c) nejlépe oxidovatelný Fe 3+ Fe 3+ Fe 3+ Fe 2+ Fe 6+ Fe 2+ Fe 6+ Fe 2+ Fe 6+ 2) Vyber správné o rtuti:

Více

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939. Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939. Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939 Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti Číslo přílohy: VY_číslo šablony_inovace_číslo přílohy Autor Datum vytvoření vzdělávacího

Více

Masarykova střední škola zemědělská a Vyšší odborná škola, Opava, příspěvková organizace

Masarykova střední škola zemědělská a Vyšší odborná škola, Opava, příspěvková organizace Číslo projektu Číslo materiálu Název školy Autor Průřezové téma Tematický celek CZ.1.07/1.5.00/34.0565 VY_32_INOVACE_347_Chemické reakce a rovnice Masarykova střední škola zemědělská a Vyšší odborná škola,

Více

4. CHEMICKÉ ROVNICE. A. Vyčíslování chemických rovnic

4. CHEMICKÉ ROVNICE. A. Vyčíslování chemických rovnic 4. CHEMICKÉ ROVNICE A. Vyčíslování chemických rovnic Klíčová slova kapitoly B: Zachování druhu atomu, zachování náboje, stechiometrický koeficient, rdoxní děj Čas potřebný k prostudování učiva kapitoly

Více

Názvosloví anorganických sloučenin

Názvosloví anorganických sloučenin Názvosloví anorganických sloučenin Oxidační číslo udává náboj, kterým by byl atom prvku nabit, kdyby všechny elektrony vazeb v molekule patřily elektronegativnějším vazebným partnerům (atomům) udává náboj,

Více

ANODA KATODA elektrolyt:

ANODA KATODA elektrolyt: Ukázky z pracovnívh listů 1) Naznač pomocí šipek, které částice putují k anodě a které ke katodě. Co je elektrolytem? ANODA KATODA elektrolyt: Zn 2+ Cl - Zn 2+ Zn 2+ Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Zn 2+ Cl -

Více

Elektrochemický potenciál Standardní vodíková elektroda Oxidačně-redukční potenciály

Elektrochemický potenciál Standardní vodíková elektroda Oxidačně-redukční potenciály Elektrochemický potenciál Standardní vodíková elektroda Oxidačně-redukční potenciály Elektrochemie rovnováhy a děje v soustavách nesoucích elektrický náboj Krystal kovu ponořený do destilované vody + +

Více

Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice

Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice Látkové množství Symbol: n veličina, která udává velikost chemické látky pomocí počtu základních elementárních částic, které látku tvoří (atomy, ionty, molekuly základní jednotkou: 1 mol 1 mol kterékoliv

Více

CHEMICKÉ REAKCE, ROVNICE

CHEMICKÉ REAKCE, ROVNICE CHEMICKÉ REAKCE, ROVNICE Autor: Mgr. Stanislava Bubíková Datum (období) tvorby: 7. 8. 01 Ročník: osmý Vzdělávací oblast: Člověk a příroda / Chemie / Chemické reakce 1 Anotace: Žáci se seznámí chemickými

Více

Obsah Chemická reakce... 2 PL:

Obsah Chemická reakce... 2 PL: Obsah Chemická reakce... 2 PL: Vyčíslení chemické rovnice - řešení... 3 Tepelný průběh chemické reakce... 4 Rychlost chemických reakcí... 4 Rozdělení chemických reakcí... 4 1 Chemická reakce děj, při němž

Více

Gymnázium a Střední odbornáškola, Rokycany, Mládežníků 1115

Gymnázium a Střední odbornáškola, Rokycany, Mládežníků 1115 Gymnázium a Střední odbornáškola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/34.0410 Číslo šablony: 2 Název materiálu: Ročník: Identifikace materiálu: Jméno autora: Předmět: Tématický celek:

Více