Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

CHEMIE

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "CHEMIE"— Transkript prezentace:

1 CHEMIE

2 Chemické reakce  Přeměna výchozích látek v produkty  Změny v elektronovém obale (výjimka-jaderné r.)  Vyjádření pomocí chemické rovnice  Ch. reakce mohou obsahovat info o skupenství  Klasifikace ch. reakcí

3 Chemické reakce  Reakční schéma:  a, b, c, d-stechiometrické koeficienty  A, B - reaktanty; C, D - produkty  Zákon zachování hmoty (počet a druh atomů se nemění)  Zákon zachování náboje (u iontových reakcí) aA + bB  cC + dD

4 Studium chemických reakcí Chemická termodynamikaReakční kinetika zabývá se energetickou stránkou ch. reakcí ch. reakce je spojena s energetickými změnami uvolňování či spotřeba energie ve formě reakčního tepla  Hr  Hr 0 - endotermní reakce

5 Reakční koordináta

6 Exotermní r.  Hr < 0 Endotermní r.  Hr > 0

7 Studium chemických reakcí Chemická termodynamikaReakční kinetika zabývá se energetickou stránkou ch. reakcí ch. reakce je spojena s energetickými změnami uvolňování či spotřeba energie ve formě reakčního tepla  Hr  Hr 0 - endotermní reakce zabývá se rychlostí ch. reakcí rychlost ch. reakce je přímo úměrná koncentraci reaktantů faktory ovlivňující rychlost (koncentrace, teplota, katalyzátor)

8 Teorie reakční kinetiky Srážková teorieTeorie aktivovaného komplexu chaotický pohyb molekul a vzájemné srážky Energie reaktantů se spotřebuje na vytvoření AK Účinná srážka (dostatečná E, vhodná orientace) Jedná se o meziprodukt (nestálý) Překonání energetické bariéry (E A ) Rozklad AK na produkty za uvolnění energie Ostatní srážky neúčinné

9 Teorie AK

10 Vliv koncentrace pro obecnou rovnici: aA + bB = cC + dD platí v = k · c A a · c B b rychlost reakce rychlostní konstanta koncentrace reaktantů

11 Vliv teploty Arrheniova rovnice k = A · e -Ea/RT frekvenční faktor rychlostní konstanta aktivační energie plynová konstanta termodynamická teplota

12 Vliv katalyzátoru

13 Heterogenní katalýza  Difúze reaktantů k povrchu katalyzátoru  Adsorpce reaktantů na povrch katalyzátoru  Vlastní chemická reakce  Desorpce produktů z povrchu katalyzátoru  Difúze produktů od povrchu katalyzátoru

14 Rovnováha chemických reakcí  nevratné (jednosměrné) reakce: A + B  AB  vratné (obousměrné) reakce: A + B  AB

15 Dynamická rovnováha v 1 = v 2 v 2 ….  v 1 ….  v 1 = k 1 ·c A · c B v 2 = k 2 ·c AB

16 Klasifikace chemických reakcí  Podle počtu fází (homogenní, heterogenní)  Podle vnějších změn (syntéza, rozklad, substituce, podvojná záměna)  Podle přenášející částice (protolytické, redoxní, komplexotvorné)

17 Klasifikace chemických reakcí  Podle počtu fází (homogenní, heterogenní)

18 Syntéza (slučování) H 2 + O 2 = 2 H 2 O 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 NH 3 + HCl = NH 4 Cl Substituce (nahrazování) Mg + HCl = MgCl 2 + H 2 C + ZnO = CO + Zn Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu Analýza (rozklad) CaCO 3 = CaO + CO 2 2 NH 3 = N H 2 NH 4 NO 2 = N H 2 O Konverze (podvojná záměna) BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + HCl HCl + KOH = KCl + H 2 O

19 kyselinyzásady 17.st Chutnají kysele, zbarvují červeně-rostl. barviva zbarvují modře-rostl. barviva, ruší účinky kyselin 18.st Reagují s kyselinami za vzniku solí 18.st Obsahují kyslík (původ názvu) 19.st Obsahují vodík nahraditelný kovy 19.st Při disociaci uvolňují H + Při disociaci uvolňují OH - Acidobazické reakce-historie

20 Protolytické (acidobazické) reakce  Teorie kyselin a zásad (Arrheniova, Brönstedova, Lewisova)  Amfoterní charakter (amfolyty)  Síla kyselin a zásad  Kyselost a zásaditost vodných roztoků (pH)

21 Brönstedova teorie K a Z  Definice kyseliny: odštěpuje H + (donor) HA + H 2 O = A - + H 3 O +  Definice zásady: přijímá H + (akceptor) B + H 2 O = BH + + OH -  Obecně: HA + B = A - + BH + H+H+ H+H+ H+H+

22 Brönstedova teorie K a Z HA + B = A - + BH + konjugovaný pár 2 konjugovaný pár 1

23 Protolytické reakce-příklady HCl + NH 3 = Cl - + NH 4 + H+H+ H 2 O + NH 3 = OH - + NH 4 + HCl + H 2 O = Cl - + H 3 O + H 3 O + + OH - = H 2 O + H 2 O H+H+ H+H+ H+H+

24 Acidobazický charakter prvků 3. periody

25 NaOHMg(OH) 2 Al(OH) 3 H 4 SiO 4 H3PO4H3PO4 H2SO4H2SO4 HClO 4 silnáslabáamfoterní velmi slabá středně silná velmi silná zásada kyselina Acidobazický charakter hydroxosloučenin prvků 3. periody

26 PSP - acidobazický charakter F roste kyselost zásadotvornost kovový charakter Fr roste zásaditost Platí pro nepřechodné s,p prvky. U nepřechodných d, f prvků souvislost s ox. č. (  ox. č.  zásaditost a naopak)

27 silně zásaditý silně kyselý Acidobazický charakter prvků

28 Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba C Sn II Pb II N P As Sb S Se Te Cl Br I B Al Tl I Mn VII Mn IV Tc VII Re Cr VI Cr III kyselinotvorné zásadotvorné amfoterní Acidobazický charakter prvků Zn

29 Acidita kyslíkatých kyselin vzorec kyseliny K a řádověaciditapříklady H n XO n velmi slabá HClO, H 4 SiO 4, H 3 BO 3 H n XO n slabá H 2 CO 3, H 3 PO 4, HNO 2 H n XO n+2 1silnáH 2 SO 4, HNO 3 H n XO n+3 >1>1velmi silnáHClO 4, HMnO 4

30 Acidobazický charakter d, f-prvků ox. č. II, III, IV, VI, VII

31 Oxidační číslo prvkuCharakter sloučeninyPříklad Mn II mírně zásaditýMnO Mn IV amfoterníMnO 2 Mn VII silně kyselýMn 2 O 7 Acidobazické vlastnosti sloučenin manganu

32 Acidobazický charakter d, f-prvků  ox. č.   zásaditost  ox. č.   kyselost

33 Autoprotolýza vody H 2 O + H 2 O = OH - + H 3 O + H+H+ nositel kyselých vlastností nositel zásaditých vlastností

34 Iontový součin vody K v = [H 3 O + ]  [OH - ] =

35 Acidobazické chování roztoků [H 3 O + ] = [OH - ] [H 3 O + ] > [OH - ] [H 3 O + ] < [OH - ] [10 -7 ] = [10 -7 ] [10 -3 ] > [ ] [10 -9 ] < [10 -5 ] neutrální kyselý zásaditý Iontový součin vody:K v = [H 3 O + ]  [OH - ] =

36 pH [H 3 O + ] = [OH - ] [H 3 O + ] > [OH - ] [H 3 O + ] < [OH - ] pH = 7 pH < 7 pH > 7 neutrální kyselý zásaditý pH = -log[H 3 O + ]pOH = -log[OH - ] pH + pOH = 14

37 Indikátory pH

38 Klasifikace chemických reakcí  Podle počtu fází (homogenní, heterogenní)  Podle vnějších změn (syntéza, rozklad, substituce, podvojná záměna)  Podle přenášející částice (protolytické, redoxní, komplexotvorné)

39 Oxidačně-redukční (redoxní) reakce  Dílčí děje (oxidace, redukce) probíhají současně  Přenos elektronů (změna oxidačních čísel prvků)  Elektronové rovnice  Oxidační, redukční činidlo  Využití: elektrolýza, galvanické články

40 ox.č.:...-III -II -I 0 +I +II +III… redukce oxidace

41 Elektronové rovnice Cu e - = Cu 0 redukce Zn 0 - 2e - = Zn 2+ oxidace

42 Elektronové rovnice Cu 2+ + Zn 0 = Cu 0 + Zn 2+ Ox1 + Red2 = Red1 + Ox2

43  Je akceptorem elektronů  Způsobuje oxidaci druhé látky  Elektronegativní nekovy: F 2, Cl 2, Br 2, O 2  Některé kationty přechodných kovů: Au 3+, Ag +, Co 3+, Fe 3+  Anionty kyslíkatých kyselin: MnO 4 -, ClO 4 -, NO 3 -  Oxidy prvků s vyššími ox. č.: (MnO 2, PbO 2, CrO 3  Peroxidy Oxidační činidlo

44  Je donorem elektronů  Způsobuje redukci druhé látky  Málo elektronegativní prvky (I. – III. A): Zn, C, H 2..  Ionty kovů s nízkým ox. č.: Cr 2+, Ti 2+..  Iontové hydridy: LiH, NaH, CaH 2..  Oxidy s nízkým ox. č. prvků: CO.. Redukční činidlo

45  Mnohé látky mohou vystupovat jako oxidační nebo jako redukční činidla  vždy to závisí na příslušné dvojici oxidovaná a redukovaná látka Oxidační a redukční činidlo

46 Porovnání donor-akcept. r-cí Protolytické reakceRedoxní reakce přenos protonů H + přenos elektronů e - kyselina: donor H + redukční činidlo: donor e - zásada: akceptor H + oxidační činidlo: akceptor e - HA + B = A - + HB + Red1 + Ox2 = Ox1 + Red2 H+H+ e-e-

47 Redoxní reakce-příklad 2 KMn VII O Fe II SO H 2 SO 4 = 2 Mn II SO Fe 2 III (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O redukce oxidace Elektronové rovnice: Mn VII + 5e - = Mn II Fe II - 1e - = Fe III redukce: oxidace:

48 Elektrodový potenciál kovů Cu 2+ Cu Cu _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ c(Cu 2+ )  c(Cu 2+ ) 

49 Elektrodový potenciál kovů

50 Elektrodový potenciál E 0  Nabývá hodnot cca od -3V až +3V  Je tabelizován (25  C, 1M roztok)  Nedá se měřit přímo (referenční potenciál vodíkové elektrody)  Je uváděn pro poloreakci (redukci): Ox + ze - = Red

51 Redukční činidlaOxidační činidla silné-3-3slabé-3 střední-1 0 slabé> +0,2silné> +1> +1 Elektrodový potenciál E 0 Oxidační činidlo: F 2, O 3, H 2 O 2, ClO 3 -, HClO, MnO 4 -, PbO 2, ClO 4 -,O 2 (v kyselém prostředí) Redukční činidlo: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, H 2

52 Standardní vodíková elektroda

53 Standardní el. potenciál E 0 Ox + ze = Red E 0 [V] Ni e = Ni - 0,250 Sn e = Sn - 0,136 Pb e = Pb- 0,126 2 H + + 2e = H 2 0,000 Cu e = Cu0,337 Ag + + e = Ag0,799 Hg e = Hg0, 854 Pd e = Pd0,987 Au e = Au1,500 Ox + ze = Red E 0 [V] Li + + e = Li - 3,045 K + + e = K - 2,924 Ca e = Ca - 2,870 Na + + e = Na - 2,714 Mg e = Mg - 2,370 Al e = Al - 1,660 Zn e = Zn - 0,763 Cr e = Cr - 0,740 Fe e = Fe - 0,440

54 Elektrochemická řada napětí neušlechtilé kovy (E 0 < 0) ušlechtilé kovy (E 0 > 0) Na, Ca, Zn, Al, Cr, Fe, Co, Sn.. Cu, Ag, Pt, Hg, Pd, Au..  Seřazení kovů na základě stoupajícího E 0 (K, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au)

55 Elektrochemická řada napětí

56 Reakce kovů kovkyselina + kovH2OH2O + +

57 Reakce kovů neušlechtilý Fe, Zn, Mg, Al, Ca ušlechtilý Cu, Ag, Au, Pt neoxidující HCl, H 2 SO 4 (zřeď.) oxidující HNO 3, H 2 SO 4 (konc.) kovkyselina +

58 Reakce kovů kovkyselina + kovH2OH2O + +

59 Koroze kovů  Chemická (kov + nevodivé prostředí)  Elektrochemická (kov + vodivé prostředí)

60 Chemická koroze ocel FeO Fe 3 O 4 Fe 2 O 3 vznik okují na oceli

61 Fe 2 O 3 ·xH 2 O (rez)

62 Elektrochemická koroze ocel měď voda koroze vznik korozního makročlánku

63 Ochrana proti korozi Pokovování Nátěry Smaltování Katodická ochrana


Stáhnout ppt "CHEMIE"

Podobné prezentace


Reklamy Google