Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice

Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice

Látkové množství Symbol: n veličina, která udává velikost chemické látky pomocí počtu základních elementárních částic, které látku tvoří (atomy, ionty, molekuly základní jednotkou: 1 mol 1 mol kterékoliv chemické látky obsahuje stejný počet základních částic jako 12 g (0,012kg) isotopu uhlíku 612C = 6,02 * 1023 částic/1 mol 6,02 * 1023 částic/v 1 mol = AVOGADROVA KONSTATNA Hmotnost 1 molu různých částic je různá (v PSP uvedena relativní molekulová hmotnost) V plynném stavu zaujímá 1 mol za normálních podmínek ( teplota 0 oC = 273,15 K; tlaku 101,325 kP) stejný molární objem Vn = 22,4 dm3 /1 mol

Praktický význam látkového množství n: 1. Při vážení potřebného množství vstupních látek do chemické reakce 2. Při vyjádření počtu reaktantů a produktů 1 kilomol = 1 kmol = 103 mol 1 milimol = 1 mmol = 10-3 mol 1 mikromol = 1 mol = 10-6 mol

1


chemická reakce děj, při kterém se mění složení a struktura chemických látek vzájemně spolu reagujících. děj, při kterém v molekulách reagujících látek dochází k zániku některých původních vazeb a dochází ke vzniku nových vazeb děj, při kterém z původních látek (reaktantů) vznikají nové látky (produkty). Reaktanty = látky vstupující do chemické reakce Produkty = látky vznikající A + B → AB vratná reakce:

A

+

B

→ ←

AB

Vazebná energie - energie potřebná pro vznik vazby Disociační energie – energie potřebná pro rozštěpení vazby (mají stejnou velikost, znázorňují se opačným znaménkem)

Chemická rovnice symbolický zápis chemické reakce pomocí značek prvků a vzorců látek + nezachycuje její průběh, ale vyjadřuje její reaktanty a produkty (Levá strana obsahuje údaje o druhu a počtu reaktantů, pravá strana o druhu a počtu produktů.) Šipka udává směr reakce. Význam chemické reakce: 1. Kvalitativní (jaké reaktanty, jaké produkty) 2. Kvantitativní (počty reagujících částic a počty vznikajících částic) pomocí stechiometrických koeficientů. Příklad: (1)Zn +

2 HCl

→

(1) H2

+

(1) ZnCl2

Jak číst rovnici: 1. Zinek reaguje s kys. Chlorovodíkovou a vzniká vodík a chlorid zinečnatý (kvalitativní vyjádření)

2


2. 1 mol zinku reaguje s 2 moly kys. Chlorovodíkové a vzniká 1 mol vodíku a 1 mol chloridu zinečnatého 2. příklad teplota, tlak, N2 + 3H2 2 NH3 Katalyzátor 3. příklad: MnO2 (s) + 4 HCl (aq) MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) Skupenství Pevné Plynné Kapalné Vodný roztok

symbol S G L aq

Chemická rovnice musí splňovat základní chemické zákony: 1. zákon zachování hmotnosti (součet hmotnosti reaktantů se rovná hmotnosti produktů) 2. zákon zachování počtu atomů (na obou stranách chemické reakce musí být stejný počet atomů prvku) 3. zákon zachování elektronů (na obou stranách chemické rovnice musí být stejný počet elektronů) 4. zákon zachování elektrického náboje (celkový elektrický náboj reaktantů se rovná celkovému elektrickému náboji produktů) druhy rovnic: 1. úplné stechiometrické 2. iontové a) úplné b) částečné (jen ty ionty, které se reakce účastní)

3


Druhy chemických reakcí: Dle vnějších změn : 1. chemické slučování = syntéza= skladné reakce : děj, při kterém z jednodušších látek vznikají látky složitější např. 2 H2 + O2 ----> 2 H2O Cu + S ----> CuS 2. chemický rozklad =analýza : děj, při kterém ze složitějších látek vznikají dvě nebo více látek jednodušších např. 2 H2O2 ----> O2 + 2 H2O CaCO3 ----> CaO + CO2 3. substituční reakce = vytěsňovací = nahrazovací 1 či více atomů je nahrazeno jiným atomem Mg + H2SO4→ Mg SO4 + H2 4. chemická záměna = konverze = reakce podvojné záměny : děj, při kterém dochází k výměně atomů nebo celých skupin atomů mezi složitějšími molekulami např. Člení se na : Neutralizace = reakce hydroxidu s kyselinou (NaOH + HCl→NaCl + H2O) Srážecí reakce = vznik sraženin – málo rozpustných sloučenin (AgNO3 + Na Cl→AgCl + Na NO3) Vytěsňovací reakce slabší kyseliny z její soli kyselinou silnější. (FeS + 2HCl→FeCl2 + H2S) zde HCl silná kyselina

Dle skupenství: Homogenní = stejnorodé: reaktanty a produkty jsou ve stejném skupenství Heterogenní: Pevné skupenství s; Kapalné l; plynné l; vodný roztok aq

4


Dle přenášených částic: ( nejpoužívanější členění) Acidobazické reakce = protolytické reakce mezi kyselinou a zásadou.Reakce je založena na výměně vodíkového kationu ( protonu) H+ mezi kyselinou a zásadou. Oxidačně redukční reakce = redoxní reakce: dochází k přenosu elektronů mezi reaktanty a děj je spojen se změnou oxidačních čísel některých atomů. Komplexotvorné reakce – dochází tvorbě koordinačně – kovalentní vazby a vzniku koordinačních sloučenin.

Podle tepelného zabarvení chemických reakcí Reakce exotermní – při reakci dochází k uvolnění tepla Reakce endotermní – teplo se při reakci spotřebovává.

Podmínky vzniku reakce: Mezi částicemi výchozích látek musí dojít k jejich vzájemné srážce vhodné nastavení) Částice výchozích látek musí mít dostatek energie tzv. aktivační energii a Reakce musí proběhnout dostatečně rychle

Rychlost reakce závisí na : 1. Teplotě - tepelná energie poskytuje částicím větší energii, čím je energie větší, tím snadněji reagují 2. na tlaku - důsledkem zvýšení tlaku plynu je zvýšení jeho teploty a zmenšení objemu. Částice se srážejí častěji čímje reakční rychlost větší.) 3. na koncentraci - zvýšení koncentrace výchozích látek znamená větší množství molekul ve stejném prostoru, to znamená více srážek a tedy i větší reakční rychlost). 4. na povrchu - zvětšíme-li povrch výchozích látek v tuhém skupenství, reakční rychlost vzroste. Reakce u tuhých látek probíhají pouze na povrchu. 5. na katalyzátoru - katalyzátor je látka, která ovlivňuje reakční rychlost (zvyšuje nebo zpomaluje), ale sám se reakce neúčastní, nemění se.

Členění katalyzátorů : 5


podle účinku pozitivní katalyzátory

zvětšují rychlost chemické reakce

negativní katalyzátory

zpomalují reakce

inhibitory

úplně zamezují vznik reakce

podle skupenství homogenní katalyzátory stejné skupenství

katalyzátor i katalyzovaná soustava mají

heterogenní katalyzátory Pojmy spojené s katalyzátory: Autokatalýza

reakce, při které některý z produktů působí jako katalyzátor)

Promotory látky, které svou přítomností v nepatrném množství zesilují účinek katalyzátoru) Enzymy - biokatalyzátory, nachází se v živých organismech a urychlují tam přírodní procesy Selektivní katalyzátory Katalytické jedy

vedou ke vzniku určitých produktů) látky, které zabraňují působení katalyzátorů)

Funkce katalyzátoru při chemické reakci Aby reakce proběhla, musí mít srážející se molekuly určitou energii tzv, aktivační energii. Jako katalyzátor se projeví látka, která je schopna reagovat s některou z reakčních složek při menší energii. Vznikne dočasný meziprodukt, který snadno reaguje s druhou reakční složkou, opět při menší aktivační energii. Potom vzniká vlastní produkt původní reakce a katalyzátor se regeneruje. Místo jedné reakce proběhnou 2 následné, ale proběhnou rychleji, než by proběhla reakce bez katalyzátoru.

6


Řešení chemických rovnic – výpočet stechiometrických koeficientů 1) odhadem 2) výpočtem příklad: doplňte koeficienty do schématu chemické reakce:

CaSO4 + C → CaO + SO2 + CO2 Postup řešení výpočtem: 1) Místo skutečných koeficientů doplníme do schématu odpovídající počet neznámých koeficientů a,b,c,d,e

aCaSO4 + b C → c CaO + d SO2 + e CO2 2) Protože víme, že počet atomů do reakce vstupující , se musí rovnat počtu atomů z reakce vystupujících, napíšeme rovnice, které vystihují tuto podmínku Pro Ca Pro S Pro O Pro C

a =c a=d 4a = c + 2d + 2e b=e

3) Protože se v rovnicích nachází spousta neznámých, tak jedné z nich přiřadíme konkrétní hodnotu, např. a = 1 Nyní platí: a = 1; c =1; d =1; ze rovnice pro O vypočítáme e =05; b =0,5 4) Abychom se zbavili půlek, musíme vše vynásobit dvěma. a =2; c= 2; d =2; e = 1; b =1 5) Doplníme získané stechiometrické koeficienty do rovnice

2CaSO4 + C → 2 CaO + 2SO2 + CO2

7


Reakce oxidačně redukční = redoxní reakce chemické reakce, při kterých se mění oxidační čísla atomů. Každá redoxní reakce se skládá z oxidace a redukce, které probíhají současně. Redukce – část reakce, při které se oxidační číslo atomu zmenšuje.(Cl0 →Cl-1) Oxidace – část reakce, při které se oxidační číslo atomu zvětšuje. (C0

CIV)

Redukční činidlo = látka, která způsobuje redukci jiného reaktantu, při reakci předávají elektrony a sami se při tom oxidují. Oxidační činidlo = látka, která způsobuje oxidaci jiného atomu reaktantu, při reakci odebírají elektrony a sama se při tom redukuje (oxidační číslo se zmenšuje)

Příklad 1 CuIIO-II +

H20

=

H2IO-II +

redukce

: CuII Cu0

oxidace

: H20 2HI

Cu0

redukční činidlo : H2 oxidační činidlo : CuO 8


příklad 2 Zn0 +

2HICl-I =

ZnIICl2-I

redukce

: HI H0

oxidace

: Zn0

+

H20

Zn2+

redukční činidlo : Zn oxidační činidlo : HCl

Úkoly: 1. Určete oxidační čísla atomů prvků v těchto sloučeninách: o SO3, H2CO3, Ag2S, N2, Fe(OH)3 o chlorid hlinitý, oxid měďnatý, kyselina sírová 2. Rozhodněte, které reakce jsou redoxní: o Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3 + H2O o Mg + H2SO4 ---> H2 + MgSO4 o S + Zn ---> ZnS o 2 CuO ---> 2 Cu + O2

9


Řešení: 1. Určete oxidační čísla atomů prvků v těchto sloučeninách: VI -II I IV -II I -II 0 III -I o S O 3, H 2C O 3, Ag 2S , N 2, Fe (OH) 3 chlorid hlinitý, oxid měďnatý, kyselina sírová AlIIICl-I3 CuIIO-II HI2SVIO-II4 2. Rozhodněte, které reakce jsou redoxní: o Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3 + H2O není redoxní o

o

o

o

Mg + H2SO4 ---> H2 + MgSO4 je reoxní oxidace: MgO ---> MgII redukce: HI ---> HO S + Zn ---> ZnS je redoxní oxidace: ZnO ---> ZnII redukce: SO ---> S-II 2 CuO ---> 2 Cu + O2 je redoxní oxidace: O-II ---> O0 redukce: CuII ---> Cu0

10


Úprava redoxních reakcí - Postup řešení oxidačně redukčních rovnic 1. zapíšeme reakční schéma bez stechiometrických koeficientů 2. zjistíme, u kterých prvků se v průběhu reakce změnilo oxidační číslo a děje zapíšeme pomocí dílčích rovnic oxidace a redukce 3. počty elektronů v obou rovnicích křížem zaměníme (křížové pravidlo), případně násobíme 2 4. provedeme vlastní úpravu schématu, nejdříve doplníme stechiometrické koeficienty u těch látek, u kterých dochází ke změně oxidačního čísla a pak dopočítáme zbývající. PŘÍKLAD: Vyčíslete uvedenou chemickou redoxní rovnici.

KMnO4 + HCl = MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O Na příkladu můžeme vidět, že úprava některých redoxních reakcí není přiliž jednoduchá a přiřadit správné koeficienty prostým výpočtem dá víc práce nebo se vůbec nepodaří. Existuje však postup, jak lze tuto záležitost vyřešit: 1) Musíme určit oxidační čísla všech prvku: KIMnVIIO4-II + HICl-I = MnIICl2-I + Cl20 + KICl-I + H2IO-II 2) Změnu oxidačních čísel zapíšeme podle následujícího schématu: MnVII + 5e = MnII 2Cl-I - 2e = Cl20 Pamatujte:  Množství elektronů odevzdaných jedním atomem se rovná množství elektronů přijatých druhým atomem.  při odevzdání elektronů se oxidační číslo atomu zvětší (proces oxidace).  při přijetí elektronů se oxidační číslo atomu zmenší (proces redukce). 11


3) Aby množství přijatých elektronů MnVII se rovnalo množství elektronů odevzdaných Cl-I, musíme je vzít v poměru (použijeme křížové pravidlo): MnVII + 5e = MnII | 2 2Cl-I - 2e = Cl20 | 5 4) V levé a v pravé části rekce k atomu Mn připíšeme zjištěný koeficient 2: 2KMnO4 + HCl

2MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

5) V pravé části reakce má být 5 molekul chloru. V levé části vedle Cl-I zatím nemůžeme stanovit koeficient, protože Cl-I se spotřebovává nejen na vytvoření plynného chloru, ale i na vytvoření chloridu. 2KMnO4 + HCl

2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O

Pozor! Uvedené koeficienty nelze měnit jednotlivě. Jestliže to bude nutné, lze všechny tyto koeficienty najednou vynásobit nebo vydělit stejným číslem. 6) Obvyklým způsobem dopočítáme zbývající koeficienty: 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O 7) Konečný vzhled uvedené redoxní reakce měl by vypadat následovně:

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O MnVII + 5e = MnII | 2 2Cl-I - 2e = Cl20 | 5 redukce

: MnVII

oxidace

: 2Cl-I

MnII Cl20

redukční činidlo : HCl oxidační činidlo : KMnO4 12


Vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic v iontovém stavu V rovnici zachytíme pouze její princip, který vystihuje podstatu chemického děje pouze s prvky, u kterých se v průběhu reakce změnilo oxidační číslo. Doplňte stechiometrické koeficienty do schématu chemické reakce. Cr2O72 - + Br- + H+→ Cr3+ + Br2

+

H2O

Postup řešení: 1. zapíšeme reakční schéma bez stechiometrických koeficientů 2. zjistíme, u kterých prvků se v průběhu reakce změnilo oxidační číslo chrom: VI→III; snížení, došlo k jeho redukci brom: -I→0 ; zvýšení; došlo k jeho oxidaci 3. děje zapíšeme pomocí dílčích rovnic oxidace a redukce a křížem zaměníme počty elektronů 2Cr+VI +6e 2CrIII+ 6 zkrátit na 3 1 → -I 2Br -2e Br2 2zkrátit na 1 3 → 4. provedeme vlastní úpravu schématu, nejprve u atomů, kterým se změnilo oxidační číslo

Cr2O72 - + Br- + H+→ Cr3+ + 3Br2 +

H2O

A dopočítáme ostatní koeficienty Cr2O72 - + 6Br- + 14H+→ 2Cr3+ + 3Br2 +

7H2O

13


PROTOLYTICKÉ REAKCE = ACIDOBAZICKÉ REAKCE Existuje celá řada teorií, které souvisí s označování těchto látek. 1. Arheniova teorie 2. teorie Bronsted- Lowryho 3. Lewisova teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie kyseliny jako látky schopné ve vodných roztocích odštěpit vodíkový kation H+. (HB →H+ + B-) Zásady jsou látky schopné poskytovat ve vodných roztocích aniony OH -. (ZOH→ Z+ + OH –) Teorie Bronsted – Lodyho Kyselina jsou látky = částice ( molekula, ion), které jsou schopné odštěpit proton ( jsou dárci protonů) zásady jsou látky = částice (molekuly, ion), která je schopna proton vázat (je příjemce akceptorem protonu). HA

+

B

→

HB+ +

A-

HCl

+

H20 →

H30+ +

Cl-

zásada

kyselina

zásada

Kyselina

konjugované páry = dvojice látek, které se liší o proton. Autoprotolýza Amfoterní látka Lewisova teorie kyselin a zásad Kyseliny jsou látky, které jsou schopné přijmout volný elektronový pár, mají volné orbitaly Zásady jsou látky, které poskytují volný elektronový pár, nemají volné orbitaly.

14


Základní chemické výpočty Molární hmotnost M Udává jaká je hmotnost 1 molu v příslušné chemické= látce m hmotnost chemické látky n počet molů v chemické látce

M

[kg/1mol; g/mol]

Relativní atomová hmotnost Ar

uvedena v PSP u každého číslo, které udává kolikrát je průměrná hmotnost daného prvku větší než ½ hmotnosti atomu uhlíku 612C.

Relativní molekulová hmotnost chemické látky Mr

číslo, které udává kolikrát je hmotnost molekuly větší než ½ hmotnosti molekuly uhlíku 612C. Mr se vypočítá součtem atomových hmotností všech atomů v molekule. Příklady: GYM:řešené str. 53/1; 54/2; str.54 otázky a úkoly/4;5;6;7;8;9;10;11;12.

Výpočet obsahu prvku ve sloučenině Hmotnostní zlomek w Je dán podílem hmotnosti látky obsažené ve sloučenině mA a celkové hmotnosti sloučeniny ms

Hmotnostní procento w * 100 % 15


Proč? Výpočty umožňují zjistit, jaké množství látek musíme navážit, abychom připravili určitou sloučeninu. Vystihují chemický děj po stránce kvantitativní. Základní pravidla výpočtů: 1. Chemickou reakci vyjádříme vyřešenou chemickou rovnicí 2. U jednotlivých látek, které se reakce účastní reakce, nalezneme molární hmotnost v PSP 3. Tyto údaje dáme do vzájemného poměru a neznámé údaje vyřešíme numericky. Příklad číslo 1 Kolik g NaCl potřebujeme navážit na přípravu 14,3g AgCl srážením roztoku chloridu sodného dusičnanem stříbrným? 1. Napíšeme rovnici, podle které reakce probíhá NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 2. Najdeme nebo vypočítáme Mr NaCl AgCl 58,5 143,3 3. 58,5 g NaCl…………………..143,3 g AgCl x g NaCl……………………..14,3 g AgCl x =(14,3/143,3) *58,5 = 5,85 g NaCl Na přípravu 14,3 g AgCl musíme navážit 5,85 g NaCl.

16


Hmotnost molekul Každá molekula se skládá z několika atomů. Relativní molekulovou hmotnost Mr vypočítáme jako součet relativních atomových hmotností všech prvků v molekule. Mr = ∑ Ar Jakou molekulovou hmotnost má kyselina sírová H2SO4? V periodické tabulce prvků najdeme relativní atomové hmotnosti vodíku, síry a kyslíku: Ar (H) = 1,008 Ar (S) = 32,06 Ar (0) = 16,00 Mr (H2SO4) = 2·Ar(H) + Ar(S) + 4·Ar(O) = 2·1,008 + 32,06 + 4·16,00 = 98,076 Relativní molekulová hmotnost kyseliny sírové je 98,076. Relativní veličiny nemají rozměr (nemají žádnou jednotku).

DALŠÍ PŘÍKLADY:

17


18

Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice

Recommend Documents