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

Prezentace na téma: "CHEMIE http://homen.vsb.cz/~val15 http://rccv.vsb.cz/iTutor."— Transkript prezentace:

1 CHEMIE

2 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

3 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)

4 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

5 Reakční koordináta

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

7 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)

8 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

9 Teorie AK

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

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

12 Vliv katalyzátoru

13 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

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

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

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

17 Klasifikace chemických reakcí
Podle počtu fází (homogenní, heterogenní)

18 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

19 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-

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

21 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+

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

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

24 Acidobazický charakter prvků 3. periody

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

26 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)

27 Acidobazický charakter prvků
silně zásaditý silně kyselý

28 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

29 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

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

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

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

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

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

35 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

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

37 Indikátory pH

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

39 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

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

41 Elektronové rovnice Cu e- = Cu0 redukce Zn e- = Zn2+ oxidace

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

43 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

44 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..

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

46 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-

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

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

49 Elektrodový potenciál kovů

50 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

51 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

52 Standardní vodíková elektroda

53 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

54 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..

55 Elektrochemická řada napětí

56 Reakce kovů kov kyselina + kov + kov H2O +

57 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 +

58 Reakce kovů kov kyselina + kov + kov H2O +

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

60 Chemická koroze ocel FeO Fe3O4 Fe2O3 vznik okují na oceli

61 Fe2O3·xH2O (rez)

62 Elektrochemická koroze
ocel měď voda koroze vznik korozního makročlánku

63 Ochrana proti korozi Smaltování Pokovování Nátěry Katodická ochrana