CHEMIE http://homen.vsb.cz/~val15 http://rccv.vsb.cz/iTutor

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

Chemické reakce aA + bB  cC + dD 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)

Studium chemických reakcí Chemická termodynamika Reakční 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 - exotermní reakce Hr > 0 - endotermní reakce

Reakční koordináta

Reakční koordináta Exotermní r. Hr < 0 Endotermní r. Hr > 0

Studium chemických reakcí Chemická termodynamika Reakční 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 - exotermní reakce Hr > 0 - endotermní reakce zabývá se rychlostí ch. reakcí rychlost ch. reakce je přímo úměrná koncentraci reaktantů faktory ovlivňující rychlost (koncentrace, teplota, katalyzátor)

Teorie aktivovaného komplexu Teorie reakční kinetiky Srážková teorie Teorie 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 (EA) Rozklad AK na produkty za uvolnění energie Ostatní srážky neúčinné

Teorie AK

Vliv koncentrace pro obecnou rovnici: aA + bB = cC + dD platí v = k · cAa · cBb rychlostní konstanta rychlost reakce koncentrace reaktantů

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

Vliv katalyzátoru

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

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

Dynamická rovnováha v1 = k1·cA·cB v2 = k2·cAB v1 …. v2…. v1 = v2

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

Klasifikace chemických reakcí Podle počtu fází (homogenní, heterogenní)

Substituce (nahrazování) Mg + HCl = MgCl2 + H2 C + ZnO = CO + Zn Syntéza (slučování) H2 + O2 = 2 H2O 2 SO2 + O2 = 2 SO3 NH3 + HCl = NH4Cl Substituce (nahrazování) Mg + HCl = MgCl2 + H2 C + ZnO = CO + Zn Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Analýza (rozklad) CaCO3 = CaO + CO2 2 NH3 = N2 + 3 H2 NH4NO2 = N2 + 2 H2O Konverze (podvojná záměna) BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + HCl HCl + KOH = KCl + H2O

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

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

Brönstedova teorie K a Z Definice kyseliny: odštěpuje H+ (donor) HA + H2O = A- + H3O+ Definice zásady: přijímá H+ (akceptor) B + H2O = BH+ + OH- Obecně: HA + B = A- + BH+ H+ H+ H+

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

Protolytické reakce-příklady HCl + NH3 = Cl- + NH4+ H+ H2O + NH3 = OH- + NH4+ HCl + H2O = Cl- + H3O+ H3O+ + OH- = H2O + H2O

Acidobazický charakter prvků 3. periody

Acidobazický charakter hydroxosloučenin prvků 3. periody NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 silná slabá amfoterní velmi středně zásada kyselina

PSP - acidobazický charakter zásadotvornost kovový charakter Fr roste zásaditost F roste kyselost Přibližně závisí na elektronegativitě. Čím nižší je elektronegativita prvku, tím zásaditější je příslušný oxid. Přechodné prvky: Acidobazický charakter oxidů silně závisí na oxidačním čísle. S rostoucím OČ se charakter roztoku mění od zásaditého ke kyselému. Platí pro nepřechodné s,p prvky. U nepřechodných d, f prvků souvislost s ox. č. ( ox. č.zásaditost a naopak)

Acidobazický charakter prvků silně zásaditý silně kyselý

Acidobazický charakter prvků Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba C SnII PbII N P As Sb S Se Te Cl Br I B Al TlI MnVII MnIV TcVII Re CrVI CrIII kyselinotvorné zásadotvorné amfoterní Zn

Acidita kyslíkatých kyselin vzorec kyseliny Ka řádově acidita příklady HnXOn 10-7 velmi slabá HClO, H4SiO4, H3BO3 HnXOn+1 10-2 slabá H2CO3, H3PO4, HNO2 HnXOn+2 1 silná H2SO4, HNO3 HnXOn+3 >1 velmi silná HClO4, HMnO4

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

Acidobazické vlastnosti sloučenin manganu Oxidační číslo prvku Charakter sloučeniny Příklad MnII mírně zásaditý MnO MnIV amfoterní MnO2 MnVII silně kyselý Mn2O7

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

Autoprotolýza vody H2O + H2O = OH- + H3O+ H+ nositel zásaditých vlastností H2O + H2O = OH- + H3O+ H+ nositel kyselých vlastností

Iontový součin vody Kv = [H3O+]  [OH-] = 10-14

Acidobazické chování roztoků Iontový součin vody:Kv = [H3O+]  [OH-] = 10-14 [H3O+] = [OH-] [H3O+] > [OH-] [H3O+] < [OH-] [10-7] = [10-7] [10-3] > [10-11] [10-9] < [10-5] neutrální kyselý zásaditý

pH pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 [H3O+] = [OH-] neutrální kyselý zásaditý

Indikátory pH

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

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

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

Elektronové rovnice Cu2+ + 2e- = Cu0 redukce Zn0 - 2e- = Zn2+ oxidace

Elektronové rovnice Cu2+ + Zn0 = Cu0 + Zn2+ Ox1 + Red2 = Red1 + Ox2

Oxidační činidlo Je akceptorem elektronů Způsobuje oxidaci druhé látky Elektronegativní nekovy: F2, Cl2 ,Br2 ,O2 Některé kationty přechodných kovů: Au3+, Ag+, Co3+, Fe3+ Anionty kyslíkatých kyselin: MnO4-, ClO4-, NO3- Oxidy prvků s vyššími ox. č.: (MnO2, PbO2, CrO3 Peroxidy

Redukční činidlo Je donorem elektronů Způsobuje redukci druhé látky Málo elektronegativní prvky (I. – III. A): Zn, C, H2.. Ionty kovů s nízkým ox. č.: Cr2+, Ti2+.. Iontové hydridy: LiH, NaH, CaH2.. Oxidy s nízkým ox. č. prvků: CO..

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

Porovnání donor-akcept. r-cí Protolytické reakce Redoxní 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+ e-

Redoxní reakce-příklad 2 KMnVIIO4 + 10 FeIISO4 + 8 H2SO4 = 2 MnIISO4 + 5 Fe2III(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O redukce oxidace Elektronové rovnice: redukce: MnVII + 5e- = MnII oxidace: FeII - 1e- = FeIII

Elektrodový potenciál kovů Cu2+ Cu + _ _ _ _ c(Cu2+)  c(Cu2+) 

Elektrodový potenciál kovů

Elektrodový potenciál E0 Je tabelizován (25C, 1M roztok) Nabývá hodnot cca od -3V až +3V Nedá se měřit přímo (referenční potenciál vodíkové elektrody) . Je uváděn pro poloreakci (redukci): Ox + ze- = Red

Elektrodový potenciál E0 Redukční činidla Oxidační činidla silné -3 slabé střední -1 > +0,2 > +1 Oxidační činidlo: F2, O3, H2O2, ClO3-, HClO, MnO4-, PbO2, ClO4-,O2 (v kyselém prostředí) Redukční činidlo: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, H2

Standardní vodíková elektroda

Standardní el. potenciál E0 Ox + ze = Red E0 [V] Li+ + e = Li - 3,045 K+ + e = K - 2,924 Ca2+ + 2e = Ca - 2,870 Na+ + e = Na - 2,714 Mg2+ + 2e = Mg - 2,370 Al3+ + 3e = Al - 1,660 Zn2+ + 2e = Zn - 0,763 Cr3+ + 3e = Cr - 0,740 Fe2+ + 2e = Fe - 0,440 Ox + ze = Red E0 [V] Ni2+ + 2e = Ni - 0,250 Sn2+ + 2e = Sn - 0,136 Pb2+ + 2e = Pb - 0,126 2 H+ + 2e = H2 0,000 Cu2+ + 2e = Cu 0,337 Ag+ + e = Ag 0,799 Hg2+ + 2e = Hg 0, 854 Pd2+ + 2e = Pd 0,987 Au3+ + 3e = Au 1,500

Elektrochemická řada napětí Seřazení kovů na základě stoupajícího E0 (K, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au) neušlechtilé kovy (E0 < 0) ušlechtilé kovy (E0 > 0) Na, Ca, Zn, Al, Cr, Fe, Co, Sn.. Cu, Ag, Pt, Hg, Pd, Au..

Elektrochemická řada napětí

Reakce kovů kov kyselina + kov + kov H2O +

Reakce kovů + kov kyselina Fe, Zn, Mg, Al, Ca Cu, Ag, Au, Pt neušlechtilý Fe, Zn, Mg, Al, Ca ušlechtilý Cu, Ag, Au, Pt neoxidující HCl, H2SO4 (zřeď.) oxidující HNO3, H2SO4 (konc.) kov kyselina +

Reakce kovů kov kyselina + kov + kov H2O +

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

Chemická koroze ocel FeO Fe3O4 Fe2O3 vznik okují na oceli

Fe2O3·xH2O (rez)

Elektrochemická koroze ocel měď voda koroze vznik korozního makročlánku

Ochrana proti korozi Smaltování Pokovování Nátěry Katodická ochrana