Atomistická teorie (Dalton, 1803) •
Zákon stálých poměrů slučovacích: hmotnosti prvků tvořících čistou látku jsou k sobě vždy ve stejném poměru, bez ohledu na to jakým způsobem látka vznikla.
•
Některé prvky spolu vytvářejí více sloučenin (např. C & O: CO a CO2; N & O: N2O, NO, NO2, atd.). Daltonův zákon předpovídá že poměry hmotností zvoleného prvku v různých těchto látkách jsou vždy malá celá čísla (zákon násobných poměrů slučovacích).
•
Např. baryum a dusík spolu tvoří 3 sloučeniny, ve kterých je poměr hmotnosti barya vztažený vždy na jednotkovou hmotnost dusíku 4.9021, 9.8050 a 14.7060. Ukažte že je splněn zákon o násobných poměrech slučovacích.
•
Daltonovy zákony vedly k teorii o složení hmoty z malých dále nedělitelných částic - atomů. Atomy – základní částice které se nemění při chemických reakcích, slučováním atomů dvou či více prvků vznikají chemické sloučeniny, ve kterých se spojují jen celistvé počty jednotlivých atomů.
Struktura atomu Thomson (1897) – v řadě experimentů s katodovými trubicemi dokázal existenci elektronů, atom je „kladně nabitá koule s rozptýlenými elektrony“
Rutherford (1906) – experiment s Au-fólií a částicemi α(He2+) vedl k planetární představě o atomu
atom ~10-10 m = 1 Å
jádro ~10-15 m, ρ ~1012 kg/m3
1
Struktura atomu Millikan (1909) – experiment s olejovými kapkami k ověření existence elektronů a jejich náboje
Chadwick (1932) - jádro obsahuje kromě protonů ještě elektroneutrální neutrony
Struktura atomu Atomové (protonové) číslo – Z počet protonů v jádře U elektroneutrálních atomů rovno počtu elektronů v elektronovém obalu Neutronové číslo - N počet neutronů v jádře Nukleonové (hmotnostní) číslo - A = Z + N
Izotopy - atomy se stejným Z, mohou se lišit v N(A) Nuklid - prvek obsahující pouze atomy s daným Z a N(A)
2
Struktura atomu
Mol • Hmotnost jednotlivých atomů je velmi malá, zatímco v laboratoři obvykle pracujeme s množstvím látek v gramech. Proto je výhodné zavést novou jednotku pro množství – 1 mol. • Mol: počet částic (atomů, molekul, iontů) rovný počtu atomů uhlíku ve 12.00 g C-12; 1 mol = 6.022x1023 částic (Avogadrovo číslo). • Mol je tedy jistý počet částic. • 1 mol vody zaujímá objem přibližně 18 ml a je v něm obsaženo 6.022x1023 molekul. • 1 mol zlata zaujímá objem přibližně 10 ml a je v něm obsaženo 6.022x1023 atomů.
3
Molární hmotnost •
Molární hmotnosti prvků v tabulkách jsou váženým průměrem molárních hmotností v přírodě se vyskytujících izotopů:
AM obs = f1 ⋅ AM1 + f 2 ⋅ AM 2 + f3 ⋅ AM 3 + ... kde f1 = podíl izotopu 1 a AM1 = molární hmotnost izotopu 1. •
Příklady: Jaká je hmotnost 5.0 molů NaCl
•
Kolik molů NaCl je v 15 g této látky
•
Kolik molekul je v 3.222 molu NaCl
•
Kolik atomů je ve 4.32 g NaCl
•
Vypočtěte molární hmotnost bóru jestliže hmotnosti jeho dvou izotopů jsou 10.013 amu a 11.009 amu a jejich podíly 0.1978 a 0.8022.
•
S použitím periodické tabulky vypočtěte podíly izotopů 35Cl a 37Cl, jestliže jejich relativní hmotnosti jsou 34.969 a 36.966.
Empirický vzorec •
Empirický vzorec je nejjednodušší zápis složení látky ve kterém jsou všechny koeficienty celá čísla. Fe2O3, Fe4O6, Fe6O9, Fe8O12 jsou všechno možné vzorce oxidu železitého, empirický vzorec je ovšem pouze Fe2O3.
•
Empirické vzorce se často získávají z procentuálního složení (např. vyjdeme ze 100 g látky, převedeme na počty molů, vydělíme nejmenším počtem molů a upravíme tak, aby všechny koeficienty byly celá čísla).
•
Př.: Zjistěte empirický vzorec látky s následujícím procentuálním zastoupením jednotlivých prvků: hmotnostní % O = 34.7% hmotnostní % C = 52.1% hmotnostní % H = 13.1%
4
Spalovací analýza • Procentuální zastoupení prvků (C, H, N, S) je u organických látek často zjišťováno spalovací analýzou: – C se oxiduje na CO2 – H se oxiduje na H2O – N se oxiduje na NOx a následně redukuje na N2 – S se oxiduje na SO3 • Př.: Spálením 1.621 g neznámého kapalného vzorku s následným zachycením spalných produktů bylo získáno 3.095 g CO2 a 1.902 g H2O. O jakou látku by se mohlo jednat? Dusík ani síra nebyly zjištěny.
Molekulární vzorec
• Molekulární vzorec se určí ze změřené molární hmotnosti. Ta se podělí molární hmotností vypočtenou z empirického vzorce a tímto podílem se vynásobí počty všech atomů v empirickém vzorci. • Př.: Určete molekulární vzorec sloučeniny která má empirický vzorec NO2 a experimentálně určenou molární hmotnost 92.00 g/mol.
5
Chemické reakce •
Při chemických reakcích si atomy vyměňují partnery za vzniku jiných sloučenin. V reakcích tedy vystupují reaktanty (levá strana) a produkty (pravá strana): – 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) – 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
•
•
– NaCl(aq) + AgNO3(aq)→ AgCl(s) + NaNO3(aq) Celkový počet atomů jednoho druhu na obou stranách zápisu chemické reakce musí být podle zákona zachování hmoty shodný. Zápis chemické reakce s reaktanty a produkty je tedy nutné následně upravit tak, aby byla splněna bilance – vyčíslit stechiometrické koeficienty: Vyčíslete:
CH3OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) P4(s) + N2O(g) → P4O6(s) + N2(g) P2O5(s) + H2O(l) → H3PO4(aq)
Co to je chemická reakce • makroskopické hledisko - děj při němž výchozí látky (reaktanty) zanikají a jiné (reakční produkty) vznikají.
• mikroskopické hledisko - proces reorganizace dosavadního uspořádání vazeb spojený s přestavbou atomové a elektronové konfigurace. - nemění se celkový počet a druh atomů - všechny změny omezeny na elektronové obaly atomů
6
Klasifikace chemických reakcí klasické členění:
typ reaktantů, produktů:
– syntéza
– molekulové
– rozklad
– iontové
– substituce
– radikálové
– podvojná záměna
– krystalizační
povaha procesu :
fázové hledisko:
– acidobazické (přenos protonů)
– homogenní
– redoxní (přenos elektronů)
– heterogenní
– koordinační (komplexační) – vylučovací (precipitační)
energetické hledisko:
– tepelný rozklad
– exotermní – endotermní
kinetické hledisko: – řád reakce (molekularita)
Energetické změny při chemických reakcích
• zánik chemických vazeb nebo vznik nových • prodlužování nebo zkracování vazeb • změny vazebných úhlů • vytváření nových elektronových konfigurací • změny skupenského stavu Všechny reakce směřují do energeticky výhodnějšího stavu, kde je celková energie (součet termické a netermické energie) minimální.
7
Stechiometrie •
Relativní množství zreagovaných reaktantů a vzniklých produktů v chemické reakci je dáno poměrem stechiometrických koeficientů. Např. pro reakci:
•
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
•
2 moly Na = 1 mol Cl2 = 2 moly NaCl.
•
Př.: Vypočtěte kolik molů Cl2 bude reagovat s 4.2 molu Na. Jaké množství NaCl vznikne? 1 mol Cl 1 mol Cl x 2 ⇒ x = 4.2 mol Na ⋅ 2 = Moly Cl2 4.2 mol Na 2 mol Na 2 mol Na x = 2.1 mol Cl 2
•
x = 2 mol NaCl ⇒ x = 4.2 mol Na ⋅ 2 mol NaCl 4.2 mol Na 2 mol Na 2 mol Na x = 4.2 mol NaCl
•
Moly NaCl:
•
Obecně: pro aA + bB → cC
mol A = mol B⋅ a ∧ mol A = mol C ⋅ c a b
Stechiometrie - příklady
• Vypočtěte množství Na které bude reagovat s 34.45 g Cl2 a maximální možný výtěžek NaCl. • Vypočtěte jaké množství kyslíku se spotřebuje reakcí s 10 g CH3CHO. • Vypočtěte jaké množství kyslíku se spotřebuje reakcí se 100 g Al na Al2O3.
8
Reakce v roztocích •
Velká část chemických reakcí probíhá v roztocích.
•
Množství reaktantů a produktů je dáno objemem a molární koncentrací v roztoku.
•
Výchozí bilance je stejná jako pro jakoukoli jinou reakci: mol A = mol B⋅ a ∧ mol A = mol C⋅ ac – aA + bB → cC b V případě roztoků dosadit za látková množství pomocí koncentrace, např. za počet molů A = CAVA .
• •
Př. Vypočítejte objem 0.200 M roztoku KI potřebného k reakci s 50.0 ml 0.300 M roztoku Pb(NO3)2.
•
Postup:
•
Vyčíslit reakci:
•
Ze stechiometrie:
Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2 + 2KNO3.
mol K = mol Pb⋅ 2 1 Dosadit za látková množství: C ⋅V = C ⋅V ⋅ 2 K K Pb Pb 1
• •
Dopočítat objem roztoku KI
Klíčový (limitující) reaktant •
Klíčový reaktant je ta z reagujících látek, která limituje maximální možný výtěžek produktu. Tento reaktant bude reakcí zcela spotřebován jako první. Informace o tom který z reaktantů je klíčový je nutná pro určení maximálního (teoretického) výtěžku.
•
Př.: Určete která z reagujících látek je klíčovým reaktantem, pokud bude 3.00 molu Al reagovat s 2.15 molu O2 za vzniku Al2O3. Postup:
•
–
Určit kolik molů Al2O3 může vzniknout z Al
–
Určit kolik molů Al2O3 může vzniknout z O2
–
Reaktant ze kterého může vzniknou menší množství Al2O3 je klíčový.
Př.: Vypočítejte teoretický výtěžek při reakci 20 g Al s 25 g O2.
9
Výtěžek chemické reakce •
Teoretický výtěžek: maximální množství produktu které lze získat z daného množství reaktantů.
•
Skutečný výtěžek: množství produktu které získáme příslušnou reakcí ve skutečnosti. Nižší než teoretický, protože reakce probíhají pouze do rovnovážného stavu.
•
% výtěžek se spočítá: % vytezek = skutecny vytezek x100% teoreticky vytezek
•
Př.: Jaký je % výtěžek při syntéze kyseliny octové, když reagovalo 15.0 g metanolu se stechiometrickým množstvím CO za vzniku 19.1 g produktu? CH3OH(l) + CO(g) → CH3COOH(l)
Oxidační číslo •
Oxidační číslo (stav): náboj atomu v látce nebo v jednoatomovém iontu.
•
Jednoduchá pravidla: – Prvky: 0 – Jednoatomové ionty: náboj iontu
Ca v CaO
+2
Ca2+(aq)
+2
Cl−(aq)
−1
– Kyslík −2, kromě H2O2 a dalších peroxidů – Vodík: +1, u kovových hydridů je −1. – Halogeny: −1, kromě případů kdy se váže s kyslíkem nebo s nižším halogenem – Alkalické kovy a kovy alkalických zemin mají náboj +1, resp. +2
Cr v Cr2O3
+3
Fe v Fe2O3
+3
Cr v K2Cr2O7
+6
– Sloučeniny a ionty: součet nábojů atomů ve sloučenině je 0, v iontu je součet nábojů roven celkovému náboji iontu
10
Vyčíslování chemických reakcí podle oxidačního čísla •
Určit oxidační číslo každého atomu na straně reaktantů i produktů.
•
Určit změnu oxidačního stavu každého atomu.
•
Bilancovat prvky které mění oxidační číslo – na obou stranách musí být stejný náboj.
•
Doplnit koeficienty u atomů které nemění oxidační stav.
Př.: Vyčíslete FeS(s)+CaC2(s) + CaO(s) → Fe(s)+ CO(g)+ CaS(s)
Shrnutí • Mol je jednotka používaná pro experimentálně měřitelná množství látek (1 mol = 6.022x1023 částic). • Chemické reakce probíhají pouze v definovaných poměrech a jsou reprezentovány vyčísleným zápisem. • Poměr stechiometrických koeficientů dává informaci o množství zvolené reagující látky pokud známe množství dalších reagujících látek: aA + bB → cC • Klíčový reaktant určuje maximální množství produktu (teoretický výtěžek reakce). • Empirický vzorec je nejjednodušší zachycení složení látky. • Molekulární vzorec je skutečným vyjádřením složení látky.
11
