Chemické reakce RNDr. Marta Najbertová.

Prezentace na téma: "Chemické reakce RNDr. Marta Najbertová."— Transkript prezentace:

1 Chemické reakce RNDr. Marta Najbertová

2 Označení vzdělávacího materiálu Vzdělávací oblast Vzdělávací obor
Název školy Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Adresa školy Sokolovská 1638 IČO Operační program Operační program Vzdělávání pro konkurenceschopnost Registrační číslo CZ.1.07/1.1.28/ Označení vzdělávacího materiálu K_INOVACE_1.CH.05 Vzdělávací oblast Člověk a příroda Vzdělávací obor Chemie Tematický okruh Chemické reakce, průběh chemické reakce Zhotoveno Ročník Vyšší stupeň osmiletého gymnázia a čtyřleté gymnázium (RVP – G) Anotace Materiál je určen jako studijní materiál v předmětu chemie. Je zaměřen na rozdělení chemických reakcí, popis přechodu systému z výchozího stavu do rovnovážného a na energetické změny v průběhu reakce. Primárně je koncipován pro seminář chemie, lze jej využít i v hodinách chemie.

3 Chemická reakce Chemická látka vykazuje stabilitu atomové a elektronové konfigurace. Změnou vnějších podmínek nebo změnou složení soustavy může dojít k přestavbě atomové a elektronové struktury – v systému proběhnou chemické reakce. V průběhu chemické reakce dochází ke změně struktury a složení (pro chemický děj je charakteristická pouze změna struktury). Chemická reakce je dějem, při kterém výchozí látky (reaktanty) zanikají a produkty vznikají. Způsob této změny označujeme jako reakční mechanismus reakce. Tyto děje jsou provázeny změnami energie.

4 Formální znázornění chemických změn
Reakční schéma – určuje reakci pouze kvalitativně, v organické chemii ani to ne. Není splněn zákon zachování hmotnosti. Chemická rovnice – určuje reakci kvalitativně i kvantitativně, je splněn zákon zachování hmotnosti. Ke kvantitativnímu vyjádření využíváme stechiometrické koeficienty. Chemická rovnice může blíže specifikovat reakční mechanismus nebo změnu podmínek.

5 Dělení reakcí podle skupenství reaktantů
Homogenní systém Heterogenní systém

6 Dělení reakcí podle celkové změny
Skladné (syntézní) Fe + 2S FeS2 Rozkladné (analytické) Vytěsňovací (substituční) Podvojná záměna (konverze)

7 Podle reakčního mechanismu (skryté změny)
Molekulové – v průběhu reakce nedochází k rozpadu reaktantů na atomy nebo ionty. Homolytické = radikálové – reaktanty se rozpadají na částice s nepárovým volným elektronem (radikál). H Cl Radikály vznikají v první kroku reakce, který označujeme jako iniciace (bližší v organické chemii).

8 Podle reakčního mechanismu (skryté změny)
Heterolytické = iontové – reaktanty se rozpadají na částice s nábojem. Rozpouštění kovů v kyselinách nebo hydroxidech. Acidobazické reakce – reakce mezi kyselinou a zásadou Rozpouštění sraženin AgCl + 2NH [Ag(NH3)2]+ + Cl-

9 Podle reakčního mechanismu (skryté změny)
Řada reakcí organických sIoučenin má charakter iontových reakcí pouze v důsledku přítomnosti parciálních nábojů: Elektrofilní substituce CH3Oδ- H δ+ + Na+ OH- CH3O- Na+ + H2O Nukleofilní substituce H3C δ+ Clδ- + Na+ OH- H3C δ+ Oδ- H + Na+ Cl- Elektrofilní adice Nukleofilní adice je příklad tvorby poloacetalu. H2C = CH2 + H δ+ Clδ- H3C – CH2Cl Nukleofilní adice H2C δ+=O δ- + H O δ- C δ+H3 CH2OH-O-CH3

10 Podle reakčního mechanismu (zjevné změny)
Oxidačně redukční – látky v průběhu reakce mění oxidační čísla v důsledku přenosu elektronů. Acidobazické (protolytické) – látky v průběhu reakce vyměňují proton. Koordinační – v průběhu reakce dochází k přenosu atomů, iontů, molekul nebo skupin. Označení protolytické platí samozřejmě pro acidobazické reakce podle teorie Brӧnsteda a Lowryho. Fe3+ + 3H2O + 3SCN [Fe(H2O)3(SCN)3] Srážecí – v průběhu reakce dochází ke vzniku sraženiny. Ag+ + Cl AgCl

11 Proč chemické reakce probíhají ?
Průběh chemických reakcí můžeme sledovat z hlediska: Strukturálních změn v reagujícím systému a změn energie – reakční kinetika. Rychlosti, jakou tyto změny nastávají – reakční kinetika. Faktorů, kterými můžeme rychlost ovlivnit – reakční kinetika. Do jaké míry tyto změny nastávají – kolik výchozích látek se přemění na produkty – chemická rovnováha. Faktorů, kterými můžeme míru změny ovlivnit – chemická rovnováha.

12 Teorie aktivovaného komplexu
G(J) 2 3 1 míra uskutečnění reakce (reakční koordináta) 1. V systému jsou molekuly SCl2 a Cl2, systém má určitý obsah energie. 2. V okamžiku srážky dochází k přerozdělování vazeb, původní vazby jsou zeslabeny a vytváří se nové. Energie systému přechodně vzroste. Tento přechodný útvar se nazývá aktivovaný komplex . 3. Vznik nové vazby se projeví snížením energie systému.

13 Teorie aktivovaného komplexu
Energetické změny reagujících systémů popisujeme stavovou veličinou Gibbsova energie. V okamžiku zahájení reakce (smíchání reaktantů) má určitou hodnotu, po proběhnutí reakce má obvykle nižší (viz termochemie). V okamžiku vzniku aktivovaného komplexu je Gibbsova energie nejvyšší. – aktivační Gibbsova energie reakce ve směru od výchozích látek k produktům – aktivační Gibbsova energie reakce ve směru od produktů k výchozím látkám – změna Gibbsovy energie soustavy Na příkladu práce a potenciální energie je vhodné vysvětlit rozdíl mezi stavovou a proměnnou veličinou. Pro označení aktivační energie se používá i označení Ea (EA). V praxi se nesleduje obsah energie soustavy a její změny, posuzuje se pouze rozdíl energie výchozích látek a aktivovaného komplexu. Je to množství energie, které obvykle musíme dodat, aby reakce proběhla (u nesamovolných reakcí). Energii označujeme jako aktivační. Aktivační energie je energetická bariera, bránící vzniku nových vazeb.

14 Energetické změny samovolných reakcí
A-B-C AB+C AC+B Obvykle je nutné procvičit přeměnu kinetické energie na tepelnou v okamžiku srážky. Hodnota aktivační energie je nízká, částice jsou schopny ji překonat při srážkách, které jsou důsledkem tepelného pohybu částic systému.

15 Energetické změny nesamovolných reakcí
A-B-C AB+C AC+B Hodnota aktivační energie je vysoká, částice nejsou schopny ji překonat při srážkách, které jsou důsledkem tepelného pohybu částic systému. Aby reakce proběhla, je nutné dodat energii zvenčí – zahřátí, ozáření, mechanická energie. Částice získají větší rychlost, při jejich vzájemných srážkách se uvolní dostatečné množství energie.

16 Zvýšení teploty systému
A-B-C › AB+C AC+B Zahřátím soustavy se zvýší obsah energie soustavy a přiblíží se energii aktivovaného komplexu. Novou hodnotu aktivační energie jsou schopny částice překonat při srážkách, které jsou důsledkem tepelného pohybu částic systému.

17 Snížení teploty systému
A-B-C ‹ AB+C AC+B Ochlazením soustavy se sníží obsah energie soustavy. Novou hodnotu aktivační energie nejsou schopny částice překonat při srážkách, které jsou důsledkem tepelného pohybu částic systému. Reakce se zpomalí nebo zastaví.

18 Vliv katalyzátorů E*c A..B..K + C ABK..C E*1 E*2 AB+C+K ABK+C AC + B+K Katalyzátor samozřejmě urychlí pouze reakce možné z termodynamického hlediska. Katalyzátory jsou látky, které mění průběh reakce. Reakce probíhá ve více krocích, jejichž aktivační energie je nižší. Změna Gibbsovy energie v obou krocích zůstala stejná, Gibbsova energie je stavová veličina, její hodnota nezávisí na průběhu děje.

19 Zdroje a použitá literatura
1. Atkins, P. W. a De Paula, Julio. Fyzikální chemie. Vyd. 1. Praha: Vysoká škola chemicko-technologická v Praze, xxvi, 915 s. ISBN Klikorka, Jiří, Votinský, Jiří a Hájek, Bohumil. Obecná a anorganická chemie: celost. vysokošk. učebnice pro vys. školy chemicko-technologické. 1. vyd. Praha: SNTL, s. 3. Vzorce, rovnice a grafy jsou z vlastní databáze autora. Vytvořeny programy ACD FREE 12, Snagit.