Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

OBECNÁ CHEMIE CHEMICKÁ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "OBECNÁ CHEMIE CHEMICKÁ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."— Transkript prezentace:

1 OBECNÁ CHEMIE CHEMICKÁ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

2 Obecná chemie. Chemická reakce.2 DEFINICE, ZÁKLADNÍ POJMY Chemická reakce u změna vnějších fyzikálních podmínek (tlak, teplota) u zavedení další vhodné látky do systému u proces, kdy zanikají staré chemické vazby a vznikají nové výhody u energetické u strukturní Vazebné energie [kJ/mol] H2H2 I2I2 2 HI Rozdíl13 výchozí látkyreakční produkt HI (g)2(g)I H C  

3 Obecná chemie. Chemická reakce.3 Základní typy chemických reakcí KLASIFIKACE REAKCÍ/1 u skladné (syntéza) u rozkladné (analýza) u polymerace u substituční u podvojná záměna u polykondenzace FeSSFe + 23 COCaOCaCO  CuZnSOZnCuSO 44  NaCl2BaSOSONaBaCl 4422   [] n 2222 CH n  OHCOCHNHn 22  []  OH1)(nCOCHNH 2 n 2 

4 Obecná chemie. Chemická reakce.4 KLASIFIKACE REAKCÍ/2 plyngasg kapalinaliquidl tuhá látkasolids ve vodném roztokuaquaaq Rozdělení chemických reakcí podle počtu fází u homogenní (reaktanty a produkty ve stejné fázi) u heterogenní (reakce na fázovém rozhraní) (g)H(aq)ZnClZn (s)HCl (aq)2 2 2  (g)NH2(g)H N 322 

5 Obecná chemie. Chemická reakce.5 KLASIFIKACE REAKCÍ/3 Rozdělení chemických reakcí podle charakteru štěpení vazby u homolytické (vznikají radikály) u heterolytické (vznikají ionty)  H2H 2 elektrofilnukleofil   OHHOH 2

6 Obecná chemie. Chemická reakce.6 KLASIFIKACE REAKCÍ/4 Rozdělení chemických reakcí podle reagujících částic u molekulové u radikálové (řetězový mechanismus) u iontové (většina anorganických reakcí v polárních rozpouštědlech) 22 CONOCONO   Cl2 2 u terminace u propagace u iniciace  HHClHCl 2  HClClH 2 HClClH  2 HHH  2     OHHCO OHCO  3 2  2 3

7 Obecná chemie. Chemická reakce.7 KLASIFIKACE REAKCÍ/5 Rozdělení chemických reakcí podle průběhu u vratné (reversibilní) u nevratné (irreversibilní) T HClNHClNH 34  OHNNONH 2224 

8 Obecná chemie. Chemická reakce.8 KLASIFIKACE REAKCÍ/6 Rozdělení chemických reakcí podle energetické bilance u reakce exotermické (reakční teplo se uvolňuje) u reakce endotermické (reakční teplo je nutno dodat) enthalpie H vyjadřuje energetické změny U = vnitřní energie soustavy ΔVΔV pΔUΔH  0  0 

9 Obecná chemie. Chemická reakce.9 KLASIFIKACE REAKCÍ/7 Rozdělení chemických reakcí podle přenášených částic u reakce oxidačně-redukční (přenos elektronu e  ) u reakce koordinační (komplexotvorné) u reakce protolytické (přenos protonu H + ) reakce kyseliny a zásady = acidobazická reakce změna oxidačních čísel přenos atomů nebo skupin atomů  32 ClOHOHHCl   OH2ON6OSHOHN6S 22 IV 4 VI 23 V0   ]SO)[Cu(NHNH4CuSO 

10 Obecná chemie. Termodynamika.10 CHEMICKÁ ENERGETIKA  TERMODYNAMIKA Základ tvoří 2 axiomatické věty u 1. věta  zákon zachování energie u 2. věta  přírodní děje nevratné Termodynamika studuje u energetické bilance u uskutečnitelnost chemických reakcí  směr průběhu u rovnovážné stavy u stabilitu látek

11 Obecná chemie. Termodynamika.11 TERMODYNAMICKÉ POJMY/1 energie hmota otevřený energie hmota izolovaný energie hmota uzavřený teplo adiabatický u tlak p, objem V, teplota T, látkové množství n Termodynamický systém Stav systému popisují stavové veličiny Standardní veličiny u 101 kPa, 298 K = 25 ºC, např ΔH počáteční stav, např. objem V konečný stav

12 Obecná chemie. Termodynamika.12 TERMODYNAMICKÉ POJMY/2 u translační u rotační u vibrační u vzájemné silové působení u energie elektronů molekuly atomy Vnitřní energie U + vnější energie  E k, E p U nelze měřit absolutně  měřitelná je její změna  U AB U  UΔU = tepelná  Q Vnitřní energie U netepelná  práce W

13 Obecná chemie. Termodynamika VĚTA TERMODYNAMICKÁ W)(QΔU  Vzrůst vnitřní energie systému znamená pokles energie okolí a naopak. Vzrůst vnitřní energie systému je při jakémkoliv ději roven součtu tepla a práce, které systém při tomto ději přijal.

14 Obecná chemie. Termodynamika.14 Práce u mechanická u objemová (plyny) u elektrická (galvanické články, elektrolýza) PRÁCE ΔVpW  V1V1 V2V2 Izochorický děj (V = konst.) Izobarický děj (p = konst.)  H = tepelné zabarvení reakce při konstantním tlaku (reakční teplo) exotermní reakce  H < 0  U < 0 endotermní reakce  H > 0  U > 0

15 Obecná chemie. Termodynamika.15 Samovolné děje 2. VĚTA TERMODYNAMICKÁ Přírůstek entropie zvýšení neuspořádanosti pokles pořádku rovnoměrné rozložení částic Entropie S  míra neuspořádanosti systému u velmi uspořádané systémy  živé organismy u maximum pravděpodobnosti  entropie roste

16 Obecná chemie. Termodynamika.16 SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ/1 Nová funkce G  Gibbsova energie (volná enthalpie) u člen enthalpický  rozhodující vliv u člen entropický  vliv roste s teplotou T Kritéria pro spontánní průběh dějů u snížení energie u zvýšení neuspořádanosti  růst entropie Entropie roste u tuhý stav  kapalný stav  plynný stav u rozpouštění tuhé látky v kapalině u děje, kdy se zvyšuje počet molekul u mísení plynů

17 Obecná chemie. Termodynamika.17 SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ/2 Spřažení obou dějů  živé organismy XEXE BXA  XDXEXE  C  0ΔG 1  2 1 ΔG  0ΔG 2 

18 Obecná chemie. Termodynamika.18 SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ/3   T 0 T  S HH  G < 0 Exotermní rozkladná reakce  H 0 Gibbsova energie reakce probíhá samovolně při libovolné teplotě

19 Obecná chemie. Termodynamika.19 SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ/4 Exotermní skladná reakce  H < 0  S < 0 Gibbsova energie T 0 T  S HH GG T*   reakce probíhá samovolně jen při T < T*

20 Obecná chemie. Termodynamika.20 SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ/5 Endotermní rozkladná reakce  H > 0  S > 0 Gibbsova energie reakce probíhá za vysokých teplot T > T* T 0 T  S HH GG T*  

21 Obecná chemie. Termodynamika.21 SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ/6  H > 0  S < 0 Gibbsova energie reakce neprobíhá spontánně  G > 0 vždy T 0 T  S HH GG  

22 22 KONEC


Stáhnout ppt "OBECNÁ CHEMIE CHEMICKÁ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."

Podobné prezentace


Reklamy Google