Nebezpečné Látky Název opory – Fyzikální a chemické vlastnosti Látek Josef NAVRÁTIL Operační program Vzdělávání pro konkurenceschopnost Projekt: Vzdělávání pro bezpečnostní systém státu (reg. č.: CZ.1.01/2.2.00/ )

 3 skupenské stavy  Plyny  Kapaliny  Tuhé látky Stavy hmoty

 Vyplňují celý prostor, který mají k dispozici  Malá hustota  Značná tepelná roztažnost a stlačitelnost  Rozhraní není ostré Plyny

 Mají určitý objem  Přizpůsobují se tvaru nádob  Vyšší hustota  Nižší závislost na teplotě a tlaku Kapaliny

 Určitý objem i tvar  Nejvyšší hustota  Minimální roztažnost a stlačitelnost Tuhé látky

LÁTKY A JEJICH SMĚSI

 Heterogenní x homogenní  Chemicky čisté látky – stálé vlastnosti (hustota, bod tání a varu…)  Prvky – atomy se stejným protonovým číslem (112)  Sloučeniny (8 milionů) Klasifikace látek

 Směs: látka, obsahující min. 2 složky, je možné je oddělit fyzikálně-chem. metodami  Homogenní: má ve všech svých částech stejné vlastnosti (př.: vzduch, roztoky solí), částice < m  Heterogenní: skládá se ze dvou nebo více homogenních oblastí ( fází), (př.: směs práškového zinku a práškové síry),  částice > m Směsi

 Fáze:  Homogenní část soustavy, oddělená od ostatních částí rozhraním,na němž se vlastnosti mění skokem  Při přechodu z jedné fáze do druhé se prudce mění fyzikální a chemické vlastnosti Směsi

Disperzní soustavy: někdy se řadí k heterogenním směsím ◦ Hrubě disperzní soustavy  aerosoly (mlha, kouř, dým)  emulze (mléko)  suspenze (směs Ca(OH) 2 a vody)  pěny (šlehačka) ◦ Jemně disperzní soustavy  nepravé neboli koloidní roztoky  rozptýlené část. se neusazují (vaječný bílek) Směsi

Koloidy Heterogenní směs Homogenní směs m

 Roztoky: homogenní, nejméně dvousložkové soustavy látek  Rozpouštění: heterogenní proces za vzniku homogenní směsi (opak: srážení)  Rozpouštědlo: látka, která je v roztoku v nadbytku, v soustavě plyn- kapalina, pevná látka-kapalina je to kapalina Roztoky

 Rozpouštědla:  Polární – např. voda, methanol: dobře rozpouští látky s iontovou vazbou, dochází k hydrataci volných iontů  Nepolární – např.chloroform, uhlovodíky: nemísí se s vodou Rozpouštědla - druhy

 Kapalné  Tuhé látky v kapalině ( cukr ve vodě)  Kapaliny v kapalině (ocet ve vodě)  Plyny v kapalině ( kyslík ve vodě)  Plynné  Plyny v plynu (vzduch)  Tuhé  Tuhé látky v tuhé látce (slitiny kovů) Druhy roztoků

 Dělení podle vlastností rozpouštěné látky:  roztoky neelektrolytů - nevedou el. proud: rozpouštěná látka obsahuje nepolární nebo slabě pol. vazby  roztoky elektrolytů - vedou el. proud: rozpouštění iontových sloučenin v polárních rozpouštědlech Druhy roztoků

 Neomezeně mísitelné látky: vytvoří homogenní směs bez ohledu na poměr - methanol+ethanol  Omezeně mísitelné látky: tvoří homogenní směs jen při určitém rozsahu poměrů  nenasycené roztoky  nasycené roztoky  Rozpustnost: hmotnost látky, která se za daných podmínek rozpustí v určitém množství rozpouštědla za vzniku nasyceného roztoku Složení roztoků

 Významný parametr  Nerozpustné – pod 0,1 mg/l  Tabulkové údaje  Křivky rozpustnosti - většinou se stoupající teplotou stoupá rozpustnost Rozpustnost ve vodě

 Koncentrace: množství látky v roztoku  Vyjádření:  hmotnostní zlomek : w w a = hm. látky / hm. roztoku(látka+rozp.)  hmotnostní procento: w.100  objemové procento: objem % = objem látky / objem roztoku. 100  molární koncentrace: c A = počet molů látky / objem roztoku Rozpustnost - koncentrace

 Oxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin  Oxidy nekovů mimo SiO 2  Hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin  Všechny dusičnany, většina síranů a chloridů  Uhličitany draslíku a sodíku Látky rozpustné ve vodě

 Oxidy ostatní  Hydroxidy ostatní  Dusičnan Bi  Sírany Ba, Sr, Ca, Ag, Ra  Chloridy Ag, Pb, Hg  Většina uhličitanů a fosforečnanů Nerozpustné

CHEMICKÉ REAKCE

 skladné - syntézy (jednodušší molekuly  složitější molekuly)  rozkladné (složitější molekuly  jednodušší molekuly)  substituční - vytěsňovací (jedna skupina nahradí jinou)  konverze - podvojná záměna ( výměna skupin)  neutralizace  srážecí reakce AgNO 3 + NaCl  AgCl + NaNO 3 Chemické reakce - dělení podle vnějších změn:

 Reakce homogenní plyn + plyn  plyn  Reakce heterogenní plyn + kapalina  kapalina Chemické reakce - rozdělení podle skupenství reaktantů:

Reakce acidobazické:kyselina + zásada  sůl Reakce oxidačně-redukční: přenos elektronů mezi reagujícími látkami Komplexotvorné: tvorba koordinačně kovalentní vazby Chemické reakce - rozdělení podle přenášených částic:

 Fyzikální a chemické děje spojené s energetickými změnami  Děj izobarický: za konstantního tlaku - probíhá tak většina laboratorních i průmyslových reakcí  Děj izotermický: za konstantní teploty Chemické reakce - termodynamika

 Pojmy:  Soustava: část prostoru s jeho hmotnou náplní (kádinka a roztok)  otevřená - vyměňuje s okolím energii i hmotu  uzavřená - vyměňuje s okolím energii  izolovaná - neprostupné stěny Chemické reakce - termodynamika

 Pojmy:  Stavové veličiny: veličiny popisující aktuální stav soustavy  extenzivní: závisí na velikosti systému (hmotnost, objem,látkové množství)  intenzivní: nezávisí na velikosti systému (hustota, tlak, teplota) Chemické reakce - termodynamika

 Studuje tepelné zabarvení chemické reakce  Pojmy:  Reakce: exotermní - teplo se uvolňuje endotermní - teplo se spotřebovává  Standardní stav: 298,15 K, 101,325 kPa  Entalpie H: extenzivní stavová veličina, popisuje výměnu tepla s okolím, absolutní hodnotu nelze změřit, lze stanovit změnu entalpie vztaženou na std. stav Termochemie

 Množství tepla, které soustava během reakce (konst. p) s okolím vymění  reakční teplo Δ H  Exotermní děje: Δ H záporná  Endotermní děje: Δ H kladná Termochemie

Reakční změna  Exotermní reakce Entalpie  Výchozí látky Produkty ΔH < O

Termochemie Reakční změna  Endotermní reakce Entalpie  Výchozí látky Produkty ΔH > O

 I.termochemický zákon (Laplaceův- Lavoisierův): Reakční teplo přímé i zpětné reakce je až na znaménko stejné hoření vodíku v kyslíku : 2H 2 (g) + O 2 (g)  2H 2 O(g) Δ H = -483,6 kJrozklad vody: 2H 2 O(g)  2H 2 (g) + O 2 (g) Δ H = 483,6 kJ  Termochemické zákony

 II.termochemický zákon (Hessův): Výsledné reakční teplo chemické reakce nezávisí na způsobu jejího průběhu, ale pouze na počátečním a konečném stavu ( výsledné reakční teplo = součet jednotlivých) 1) 2S(s) + 2O 2 (g)  2SO 2 (g) 2*ΔH = 2*-296,8 kJ 2) 2SO 2 (g) + O 2 (g)  2SO 3 (g) ΔH = ? S(s) + 3O 2 (g)  2SO 3 (g) Δ H = -791,4 kJ 2*(-296,8 kJ)+ x = -791,4 kJ x = -197,8 kJ Termochemické zákony

 Označení ( Δ H ) sluč  Reakční teplo = změna entalpie reakce, při které vzniká 1 mol sloučeniny přímo z prvků  Prvky i sloučeniny musí být ve std. stavu  Rozměr: kJ/mol  Std. slučovací tepla prvků = 0  Výpočet: Δ H =  Δ H 0 sluč (prod.) -  Δ H 0 sluč (reaktantů) Standardní slučovací teplo

 Označení ( Δ H ) spal  Reakční teplo = změna entalpie reakce, při které je 1 mol látky spálen v nadbytku kyslíku  Reaktanty i produkty musí být ve std. stavu  Rozměr: kJ/mol  Spalná tepla prvků  0  Výpočet: Δ H =  Δ H 0 spal (reaktantů) -  Δ H 0 spal (prod.) Standardní spalné teplo

 Reakční kinetika: popisuje chemické reakce matematickými vztahy  Chemická reakce: děj, jehož podstatou jsou srážky molekul reaktantů, zánik některých vazeb a vznik vazeb nových Chemické reakce - kinetika

 Teorie aktivních srážek:  1) nutná srážka mezi reag. molekulami  2) částice musí mít dostatečnou energii  3) částice musí mít vhodnou prostorovou orientaci  4) minimální účinná energie  aktivační  5) aktivační energie = součtu energií všech zanikajících vazeb Chemické reakce - kinetika

Prostorová orientace molekul OCO N O Efektivní srážka CO + NO 2  CO 2 + NO Neefektivní srážka OC O N O

 Rozdíl mezi aktivační energií reakce přímé a zpětné určuje tepelné zabarvení chemické reakce - reakční teplo Δ H Chemické reakce - kinetika

Změna energie soustavy v průběhu chemické reakce Molekuly výchozích látek Molekuly produktů EAEA E A´ HH Reakční koordináta E kJ/mol E A Aktivační energie reakce přímé E A´ Aktivační energie reakce zpětné Průběh reakce

 Teorie aktivovaného komplexu:Reagující molekuly  aktivovaný komplex  produkty  Aktivační energie nutná k vytvoření akt. komplexu je nižší než energie potřebná k úplné disociaci výchozích látek Chemické reakce - kinetika AA BB BB AA BB AA

 Rychlost reakce: Časový úbytek molární koncentrace reaktantu, nebo přírůstek koncentrace produktu  aA + bB  cC + dD v 1  aA + bB  cC + dD v 2 A,B reaktanty C,D produkty  ustavení dynamické rovnováhy: v 1 = v 2 Chemické reakce - kinetika

 Vliv koncentrace:  Gultberg-Waagův zákon: rychlost reakce je funkcí okamžitých koncentrací reaktantů.  Vliv teploty:  van´t Hoffovo pravidlo: Zvýšení teploty výchozích látek o 10 °C zvýší rychlost reakce násobně  Vliv katalyzátorů: snižují tzv. aktivační energii potřebnou k provedení reakce  katalyzátory x inhibitory Chemické reakce - kinetika

 Arrhenius – teorie elektrolytické disociace  Iontové sloučeniny a sloučeniny s polárními kovalentními vazbami ve vodných roztocích disociují na ionty  Míra štěpení – disociační stupeň a disociační konstanta (  )  = počet disociovaných molekul/počet všech rozpuštěných molekul   (0,1) Elektrolytická disociace látek

 Silné elektrolyty:   1, HCl, HNO 3, NaOH, KOH, řada solí  Slabé elektrolyty:  < 0,1 H 2 S, HCN, organické kyseliny a zásady Elektrolyty

 Vyjadřuje rovnováhu mezi disociovanými a nedisociovanými látkami  BA  B + + A -  K = (B + ).(A - )/(BA)  pK  Velikost pK  rozpoznání slabých a silných elektrolytů Disociační konstanta

 Arrhenius: teorie kyselin a zásad (1877)  Kyselina: látka, schopná ve vodných roztocích odštěpovat vodíkový kation H +  Zásada: látka, schopná ve vodných roztocích poskytovat anion OH -  Neutralizace: vzájemná reakce kyseliny a zásady, kdy vzniká sůl a voda Na + OH - + H + Cl -  Na + Cl - + H 2 O  Neřeší nevodné prostředí Teorie kyselin a zásad

 Bronsted-Lowry (1923):  Kyselina : látka odštěpující proton (donor protonů)  Zásada: látka, schopná přijmou proton (akceptor protonů)  Protolytická reakce: dochází k výměně protonů nebo H+  Protolyt: kyseliny a zásady  Amfolyt: chová se jako kyselina i zásada Teorie kyselin a zásad

 Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpuje proton  Zásada je tím silnější, čím snadněji váže proton Kyseliny a zásady

 HB + H 2 O  H 3 O + + B - [H 3 O + ]. [B - ] K= —————— rovnovážná konst.[HB]. [H 2 O ]  pro zředěné roztoky: konstanta acidity [H 3 O + ]. [B - ] K A = K [H 2 O ] = ———— —— [HB] čím je K A menší, tím je kyselina slabší Kyseliny a zásady

 pro zředěné roztoky: konstanta bazicity [Z + ]. [OH - ] K B = ————— — [ZOH]  čím je K B menší, tím je zásada slabší  Síla kyselin ————stoupá————  H n XO n  H n XO n+1  ……H n XO n+3 Kyseliny a zásady

 Kyselé, zásadité, neutrální  Koncentrace OH - nebo H 3 O +  Neutrální roztok: molární konc. OH - nebo H 3 O + je stejná  Kyselé roztoky: molární koncentrace H 3 O + je větší než 1, mol/l  Zásadité roztoky: molární koncentrace H 3 O + je menší než 1, mol/l Roztoky

 Vyjádření kyselosti (zásaditosti): pH -kladná hodnota exponentu koncentrace H 3 O +  Vyjádření kyselosti (zásaditosti): pOH -kladná hodnota exponentu koncentrace OH -  pH + pOH = 14  Kyselé roztoky: pH < 7  Zásadité roztoky: pH > 7  Stanovení pH: indikátory(barevné), papírky, pH-metry Roztoky

 Protolytická reakce solí s vodou  Dochází k posunu pH  Silná kyselina + slabá zásada  kyselý roztok  Slabá kyselina + silná zásada  zásaditý roztok  Silná kyselina + silná zásada  neutrální roztok  Ovlivnění teplotou a ředěním Hydrolýza