Stáhnout prezentaci
Prezentace se nahrává, počkejte prosím
ZveřejnilEduard Malý
1
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.1.01/2.2.00/15.0070)
2
3 skupenské stavy Plyny Kapaliny Tuhé látky Stavy hmoty
3
Vyplňují celý prostor, který mají k dispozici Malá hustota Značná tepelná roztažnost a stlačitelnost Rozhraní není ostré Plyny
4
Mají určitý objem Přizpůsobují se tvaru nádob Vyšší hustota Nižší závislost na teplotě a tlaku Kapaliny
5
Určitý objem i tvar Nejvyšší hustota Minimální roztažnost a stlačitelnost Tuhé látky
6
LÁTKY A JEJICH SMĚSI
7
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
8
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 < 10 -9 m Heterogenní: skládá se ze dvou nebo více homogenních oblastí ( fází), (př.: směs práškového zinku a práškové síry), částice > 10 -7 m Směsi
9
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
10
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
11
Koloidy Heterogenní směs Homogenní směs 10 -10 10 -9 10 -8 10 -7 10 -6 m
12
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
13
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
14
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
15
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
16
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
17
Významný parametr Nerozpustné – pod 0,1 mg/l Tabulkové údaje Křivky rozpustnosti - většinou se stoupající teplotou stoupá rozpustnost Rozpustnost ve vodě
18
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
19
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
20
Oxidy ostatní Hydroxidy ostatní Dusičnan Bi Sírany Ba, Sr, Ca, Ag, Ra Chloridy Ag, Pb, Hg Většina uhličitanů a fosforečnanů Nerozpustné
21
CHEMICKÉ REAKCE
22
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:
23
Reakce homogenní plyn + plyn plyn Reakce heterogenní plyn + kapalina kapalina Chemické reakce - rozdělení podle skupenství reaktantů:
24
Reakce acidobazické:kyselina + zásada sůl Reakce oxidačně-redukční: přenos elektronů mezi reagujícími látkami Komplexotvorné: tvorba koordinačně kovalentní vazby Chemické reakce - rozdělení podle přenášených částic:
25
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
26
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
27
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
28
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
29
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
30
Reakční změna Exotermní reakce Entalpie Výchozí látky Produkty ΔH < O
31
Termochemie Reakční změna Endotermní reakce Entalpie Výchozí látky Produkty ΔH > O
32
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
33
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 = ? - -------------------------------------------------------2S(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
34
Označení ( Δ H 0 298 ) 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 0 298 = Δ H 0 sluč (prod.) - Δ H 0 sluč (reaktantů) Standardní slučovací teplo
35
Označení ( Δ H 0 298 ) 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 0 298 = Δ H 0 spal (reaktantů) - Δ H 0 spal (prod.) Standardní spalné teplo
36
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
37
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
38
Prostorová orientace molekul OCO N O Efektivní srážka CO + NO 2 CO 2 + NO Neefektivní srážka OC O N O
39
Rozdíl mezi aktivační energií reakce přímé a zpětné určuje tepelné zabarvení chemické reakce - reakční teplo Δ H Chemické reakce - kinetika
40
Změna energie soustavy v průběhu chemické reakce Molekuly výchozích látek Molekuly produktů EAEA E A´ HH Reakční koordináta E kJ/mol E A Aktivační energie reakce přímé E A´ Aktivační energie reakce zpětné Průběh reakce
41
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
42
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
43
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 2 - 4 násobně Vliv katalyzátorů: snižují tzv. aktivační energii potřebnou k provedení reakce katalyzátory x inhibitory Chemické reakce - kinetika
44
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
45
Silné elektrolyty: 1, HCl, HNO 3, NaOH, KOH, řada solí Slabé elektrolyty: < 0,1 H 2 S, HCN, organické kyseliny a zásady Elektrolyty
46
Vyjadřuje rovnováhu mezi disociovanými a nedisociovanými látkami BA B + + A - K = (B + ).(A - )/(BA) pK Velikost pK rozpoznání slabých a silných elektrolytů Disociační konstanta
47
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
48
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
49
Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpuje proton Zásada je tím silnější, čím snadněji váže proton Kyseliny a zásady
50
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
51
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
52
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 1,0.10 -7 mol/l Zásadité roztoky: molární koncentrace H 3 O + je menší než 1,0.10 -7 mol/l Roztoky
53
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
54
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
Podobné prezentace
© 2024 SlidePlayer.cz Inc.
All rights reserved.