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

DEFINICE, ZÁKLADNÍ POJMY Chemická reakce změna vnějších fyzikálních podmínek (tlak, teplota) zavedení další vhodné látky do systému proces, kdy zanikají staré chemické vazby a vznikají nové výchozí látky reakční produkt HI (g) 2 (g) I H C 400 + o Vazebné energie [kJ/mol] H2 I2 2 HI 435 150 299 585 598 Rozdíl 13 výhody energetické strukturní Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /1 [ ] CO CaO CaCO Cu ZnSO Zn CuSO NaCl BaSO SO Na Základní typy chemických reakcí skladné (syntéza) rozkladné (analýza) polymerace substituční podvojná záměna polykondenzace FeS S Fe + 2 3 CO CaO CaCO Cu ZnSO Zn CuSO 4 NaCl BaSO SO Na BaCl - [ ] n CH = OH N H O 1) (n NH Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /2 (g) NH 2 H N + (g) H (aq) ZnCl Zn (s) HCl (aq) 2 Rozdělení chemických reakcí podle počtu fází homogenní (reaktanty a produkty ve stejné fázi) (g) NH 2 H N 3 + heterogenní (reakce na fázovém rozhraní) (g) H (aq) ZnCl Zn (s) HCl (aq) 2 + plyn gas g kapalina liquid l tuhá látka solid s ve vodném roztoku aqua aq Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /3 · H 2 OH H O Rozdělení chemických reakcí podle charakteru štěpení vazby homolytické (vznikají radikály) · H 2 heterolytické (vznikají ionty) elektrofil nukleofil - + OH H O 2 Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /4 CO NO + · Cl 2 · + H HCl Cl HCl Cl H · + + OH Rozdělení chemických reakcí podle reagujících částic molekulové 2 CO NO + radikálové (řetězový mechanismus) iniciace · Cl 2 · + H HCl Cl 2 propagace HCl Cl H · + 2 terminace iontové (většina anorganických reakcí v polárních rozpouštědlech) - + OH HCO O H CO 3 2 Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /5 HCl NH Cl + O H N NO NH + Rozdělení chemických reakcí podle průběhu vratné (reversibilní) T HCl NH Cl 3 4 + nevratné (irreversibilní) O H N NO NH 2 4 + Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /6 ΔV p ΔU ΔH + = ΔH < ΔH > Rozdělení chemických reakcí podle energetické bilance enthalpie H vyjadřuje energetické změny ΔV p ΔU ΔH + = U = vnitřní energie soustavy reakce exotermické (reakční teplo se uvolňuje) ΔH < reakce endotermické (reakční teplo je nutno dodat) ΔH > Obecná chemie. Chemická reakce.

KLASIFIKACE REAKCÍ /7 Cl O H HCl + O H 2 N 6 S HN ]SO ) [Cu(NH NH CuSO Rozdělení chemických reakcí podle přenášených částic reakce protolytické (přenos protonu H+) - 3 2 Cl O H HCl + reakce kyseliny a zásady = acidobazická reakce reakce oxidačně-redukční (přenos elektronu e) O H 2 N 6 S HN IV 4 VI 3 V + změna oxidačních čísel reakce koordinační (komplexotvorné) 4 3 ]SO ) [Cu(NH NH CuSO + přenos atomů nebo skupin atomů Obecná chemie. Chemická reakce.

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

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

TERMODYNAMICKÉ POJMY /2 Vnitřní energie U + vnější energie  Ek, Ep translační rotační vibrační vzájemné silové působení energie elektronů molekuly atomy U nelze měřit absolutně  měřitelná je její změna DU A B U - ΔU = tepelná  Q Vnitřní energie U netepelná  práce W Obecná chemie. Termodynamika.

Vzrůst vnitřní energie systému znamená pokles energie okolí a naopak. 1. VĚTA TERMODYNAMICKÁ W) ( Q ΔU - + = Vzrůst vnitřní energie systému je při jakémkoliv ději roven součtu tepla a práce, které systém při tomto ději přijal. Vzrůst vnitřní energie systému znamená pokles energie okolí a naopak. Obecná chemie. Termodynamika.

PRÁCE Práce ΔV p W = V1 mechanická objemová (plyny) elektrická (galvanické články, elektrolýza) Izochorický děj (V = konst.) Izobarický děj (p = konst.) DH = tepelné zabarvení reakce při konstantním tlaku (reakční teplo) exotermní reakce DH < 0 DU < 0 endotermní reakce DH > 0 DU > 0 Obecná chemie. Termodynamika.

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

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

SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ /2 Spřažení obou dějů  živé organismy XE B X A + ΔG1 < 2 1 ΔG > X D XE + C ΔG2 > Obecná chemie. Termodynamika.

SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ /3 Gibbsova energie +  T T DS DH DG < 0 Exotermní rozkladná reakce DH < 0 DS > 0 reakce probíhá samovolně při libovolné teplotě Obecná chemie. Termodynamika.

SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ /4 T DS DH DG T* +  Gibbsova energie Exotermní skladná reakce DH < 0 DS < 0 reakce probíhá samovolně jen při T < T* Obecná chemie. Termodynamika.

SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ /5 T DS DH DG T* +  Gibbsova energie Endotermní rozkladná reakce DH > 0 DS > 0 reakce probíhá za vysokých teplot T > T* Obecná chemie. Termodynamika.

SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ /6 T DS DH DG +  DH > 0 DS < 0 reakce neprobíhá spontánně DG > 0 vždy Gibbsova energie Obecná chemie. Termodynamika.

KONEC