VYSOKÉ UČENÍ TECHNICKÉ V BRNĚ FAKULTA STAVEBNÍ PAVLA ROVNANÍKOVÁ PAVEL ROVNANÍK RICHARD KŘÍSTEK STAVEBNÍ CHEMIE

VYSOKÉ UČENÍ TECHNICKÉ V BRNĚ FAKULTA STAVEBNÍ

PAVLA ROVNANÍKOVÁ PAVEL ROVNANÍK RICHARD KŘÍSTEK

STAVEBNÍ CHEMIE MODUL 1 VYBRANÉ KAPITOLY Z OBECNÉ A FYZIKÁLNÍ CHEMIE

STUDIJNÍ OPORY PRO STUDIJNÍ PROGRAMY S KOMBINOVANOU FORMOU STUDIA

Stavební chemie ⋅ Modul M01

© Pavla Rovnaníková, Pavel Rovnaník, Richard Křístek, 2004

- 2 (48) -

Obsah

OBSAH 1 Úvod ...............................................................................................................5 1.1 Cíle ........................................................................................................5 1.2 Požadované znalosti..............................................................................5 1.3 Doba potřebná ke studiu .......................................................................5 1.4 Klíčová slova.........................................................................................5 1.5 Metodický návod na práci s textem ......................................................5 2 Základní pojmy.............................................................................................7 2.1 Prvky a sloučeniny ................................................................................7 2.1.1 Atomové a molekulové hmotnosti ..........................................8 2.1.2 Látkové množství....................................................................8 2.2 Chemické rovnice .................................................................................9 2.3 Stavba atomů.........................................................................................9 2.3.1 Základní stavební částice atomů .............................................9 2.3.2 Atomové jádro a jeho stabilita ................................................9 2.3.3 Radioaktivita .........................................................................11 2.3.3.1 Posunové zákony Fajans-Soddyho .......................................11 2.3.3.2 Kinetika radioaktivní přeměny .............................................12 2.3.3.3 Jednotky ................................................................................12 2.3.3.4 Pronikavost radioaktivního záření ........................................13 2.3.3.5 Radon ....................................................................................13 2.3.3.6 Využití radioaktivního záření ve stavebnictví ......................14 2.3.4 Elektronový obal...................................................................14 2.3.5 Periodická tabulka prvků ......................................................16 2.4 Autotest ...............................................................................................17 3 Vlastnosti vodných roztoků kyselin a zásad.............................................18 3.1 Disociace molekul, kyseliny, zásady ..................................................18 3.2 Disociace vody, pH .............................................................................21 3.3 Neutralizace a hydrolýza.....................................................................21 3.4 Autotest ...............................................................................................23 4 Reakční kinetika .........................................................................................24 4.1 Kinetika chemických reakcí................................................................24 4.1.1 Reakční rychlost ...................................................................24 4.1.2 Srážková teorie a aktivovaný komplex .................................25 4.1.3 Faktory ovlivňující reakční rychlost .....................................25 4.2 Autotest ...............................................................................................26 5 Termochemie...............................................................................................27 5.1 Termochemické zákony. .....................................................................27 6 Skupenské stavy látek a fázové rovnováhy ..............................................29 6.1 Skupenské stavy látek .........................................................................29 6.1.1 Plynné skupenství .................................................................29 6.1.2 Kapalné skupenství ...............................................................29

- 3 (48) -


6.1.3 Tuhé skupenství.................................................................... 31 6.2 Fázové rovnováhy. ............................................................................. 32 6.2.1 Gibbsův zákon fází............................................................... 32 6.2.1.1 Fázový diagram jednosložkové soustavy............................. 32 6.2.1.2 Vícesložkové kondenzované soustavy. ................................ 33 6.3 Autotest............................................................................................... 34 7 Disperzní soustavy ..................................................................................... 35 7.1 Aerosoly ............................................................................................. 35 7.2 Pěny .................................................................................................... 36 7.3 Emulze................................................................................................ 36 7.4 Suspenze ............................................................................................. 36 7.5 Koloidní soustavy............................................................................... 37 7.6 Gely .................................................................................................... 38 7.7 Pravé roztoky...................................................................................... 39 7.8 Autotest............................................................................................... 41 8 Elektrochemie............................................................................................. 42 8.1 Redoxní rovnováhy na elektrodách .................................................... 42 8.2 Elektrolýza.......................................................................................... 44 8.3 Akumulátory....................................................................................... 45 8.3 Autotest............................................................................................... 46 9 Studijní prameny ....................................................................................... 47 9.1 Seznam použité literatury ................................................................... 47 9.2 Seznam doplňkové studijní literatury................................................. 47 10 Klíč .............................................................................................................. 48

- 4 (48) -

Úvod

1

Úvod

Chemie jako základní přírodovědná disciplina se věnuje zkoumání a následnému popisu jevů, které probíhají v přírodě samovolně a v technologiích cíleně. Chemie vysvětluje jevy, které souvisejí s přeskupováním atomů do nových, kvalitativně jiných seskupení, která vedou při cíleném procesu ke vzniku nových materiálů. S rozvíjející se úrovní technologií ve stavební výrobě a výrobě stavebních hmot jsou znalosti z oblasti chemie pro stavebního inženýra nezbytností. Tento učební text by měl studenta uvést do problematiky, vysvětlit mu probíhající děje a ukázat mu zákonitosti chemie, které mu umožní lépe se orientovat v technologiích uplatňovaných v oboru stavebnictví.

1.1

Cíle

Náplní a cílem studia předmětu Stavební chemie je seznámit Vás s obecnými zákonitostmi chemie, na které navazují děje, popisující a vysvětlující zákonitosti ve složení nekovových i kovových stavebních materiálů, ve vytváření pevné struktury nekovových stavebních materiálů a dále degradační procesy, probíhající u všech stavebních materiálů použitých ve stavebnictví.

1.2

Požadované znalosti

Pro studium předmětu Stavební chemie je nutná znalost názvosloví anorganických sloučenin a základní principy organického názvosloví, základních chemických zákonů, psaní chemických rovnic s vyčíslením koeficientů a základní znalosti o stavbě atomu a periodicitě vlastností prvků.

1.3

Doba potřebná ke studiu

Za předpokladu, že znáte základní požadované znalosti, pak doba studia tohoto každého modulu si vyžádá minimálně 20 hodin.

1.4

Klíčová slova

Atom, molekula elektronový obal, jádro, radioaktivita, radon, disociace, elektrolyty, pH, neutralizace, hydrolýza, kinetika, termochemie, fázové rovnováhy, disperzní soustavy, elektrodové potenciály, Nernstova rovnice, uhlík, křemík, suroviny, sádra, vápno, cement, sklo, degradace, kovy, voda, ovzduší, dřevo, živice, polymery.

1.5

Metodický návod na práci s textem

Studijní opora je rozdělena do čtyř modulů. Náplň modulů je volena tak, aby jednotlivé znalosti na sebe navazovaly. Studujte postupně po sobě jdoucí kapitoly v každém modulu. Při studování modulu si za každou kapitolou prověřte - 5 (48) -


pochopení studované látky kontrolními otázkami, na něž najdete odpovědi v textu. Za jednotlivými kapitolami jsou rovněž uvedeny autotesty, obsahující otázky se 4 odpověďmi, z nichž 1 až 3 jsou správné. Výsledky autotestů a také úkolů zadaných v textu naleznete v Klíči na konci každého modulu. Početní příklady jsou uvedeny na konci 4. modulu M04. Jsou rozděleny do šesti částí. V každé části naleznete vedle řešených příkladů také příklady k řešení, u nichž je vždy uveden výsledek. Při studiu používejte periodickou tabulku prvků v úpravě, kde jsou vyčleněny prvky hlavních a vedlejších podskupin zvlášť. Tabulka Vám pomůže pochopit zákony a zákonitosti a budete ji potřebovat také při řešení zadaných úkolů, neboť v ní najdete relativní atomové hmotnosti. Interaktivní periodickou tabulku, která obsahuje i vlastnosti jednotlivých prvků lze nalézt např. na www.tabulka.cz. V případě, že nemáte znalosti z tvorby názvosloví anorganických sloučenin, pak obraťte svoji pozornost na interaktivní stránky, které podrobně vysvětlují zákonitosti ve vytváření chemických vzorců www.jergym.hiedu.cz/~canovm/nazvyano/nazvyano.html. Základní znalosti, které jsou nezbytné pro studium předmětu Stavební chemie můžete nastudovat např. v učebnici Vacík, J. a kol. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN, 1995.

- 6 (48) -

Základní pojmy

2

Základní pojmy

Cíl kapitoly: Cílem kapitoly je uvedení základních pojmů týkajících se složení atomů a zákonitostí v periodicitě vlastností prvků. Klíčová slova: atom, elektron, proton, radioaktivita, radon Formy existence hmoty lze rozdělit do dvou skupin - na pole a látky. U polí (jaderné, elektrické, magnetické, gravitační aj.) převládá charakter vlnový, u látek částicový. Látky se liší druhem základních stavebních částic a jejich vzájemným uspořádáním - strukturou, které určují jejich vlastnosti. Látky rozdělujeme na směsi a látky chemicky čisté (tzv. chemická individua), které lze popsat chemickou značkou nebo vzorcem. Látky se vyskytují ve třech skupenstvích – plynném, kapalném a pevném. Příklad: Směsi: cement, hornina, písek Látky chemicky čisté: NaCl, uhlík, kalcit (CaCO3), křemen (SiO2) apod. Úkol 2.1 Zařaďte následující látky do skupin směsí (S) a látek chemicky čistých (LCHČ): beton, polyetylén, hydroxid vápenatý, vápenná malta, hlína, pyrit, sádrová omítka, chlorid sodný

2.1

Prvky a sloučeniny

Z chemického hlediska je základní stavební jednotkou látky atom. Seskupení atomů, vázaných chemickými vazbami se nazývá molekula. Molekuly mohou být stejnojaderné, tvořené stejným druhem atomů, např. síra, která se vyskytuje v osmiatomových molekulách S8, nebo různojaderné, tvořené různými atomy, např. NaCl, Na2SO4. Prvek (chemický) je soubor atomů se stejným protonovým číslem (Kap. 2.4.2). Sloučenina je chemicky čistá látka složená ze stejných molekul vzniklých sloučením dvou nebo více různých prvků. Prvky popisujeme chemickými značkami, sloučeniny chemickými vzorci. Vzorce jsou: Stechiometrické – vyjadřují poměr zastoupení prvků ve sloučenině Molekulové – sloučeniny tvořené samostatnými molekulami Funkční – uvádějí funkční skupiny Racionální – zjednodušené vzorce konstituční Strukturní – určují pořadí a způsob vázání atomů Příklad: stechiometrické – Na2CO3, NO2 molekulové – C4H10, N2O4 funkční – CH3COOH, FeO(OH)

- 7 (48) -


racionální – CH3 – CH2 – CH2 – CH3 strukturní

H

2.1.1

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H

H

H

H

Atomové a molekulové hmotnosti

Skutečné hmotnosti atomů jsou velmi nízké, např. m( 11 H ) = 1,67355 ⋅ 10 −27 kg nebo m( 126C )= 1,99267⋅10–26 kg. Proto byl zaveden pojem relativní atomové hmotnosti, kde skutečná hmotnost atomu je vztažena k 1/12 hmotnosti atomu uhlíku nuklidu 126 C , tzv. atomové hmotnostní jednotce u=

m126C 1,99267.10 −26 = = 1,6605 ⋅10 − 27 kg 12 12

Relativní atomová hmotnost prvku Ar je bezrozměrné číslo a udává, kolikrát je střední hmotnost atomů přírodní izotopické směsi (kap. 2.3.2) daného prvku větší než atomová hmotnostní jednotka. Relativní atomové hmotnosti jsou uvedeny v periodické tabulce prvků u každého prvku nad jeho značkou. U molekul je výsledná relativní molekulová hmotnost Mr součtem atomových hmotností. Hmotnost jednoho atomu pak lze vypočítat z relativní atomové hmotnosti. Např. Ar (Fe) = 55,85, pak hmotnost 1 atomu bude m(Fe)= 55,85⋅1,6605⋅10–27 = 9,27389⋅10–26 kg. Úkol 2.2 1. Vypočítejte skutečnou hmotnost 1 atomu vápníku – Mr (Ca) = 40,08. 2. Vypočítejte relativní molekulovou hmotnost a skutečnou hmotnost molekul KCl a CaCO3 – Ar (K)=39,1, Ar (Cl)=35,46, Ar (C)=12,01, Ar (O)=16,0.

2.1.2

Látkové množství

Látkové množství udává počet částic (atomů, molekul, elektronů apod.), přítomných v daném množství látky.Jednotkou látkového množství je mol. 1 mol je tolik částic, kolik atomů obsahuje 12 g uhlíku 126 C . Z definice víme, že 1 mol atomů uhlíku váží 12 g a hmotnost 1 atomu uhlíku činí 12 atomových hmotnostních jednotek u, pak počet atomů vypočítáme podle rovnice: N=

M (126 C ) 12 g = = 6,022 ⋅ 10 23 − 24 u 1,99267 ⋅ 10 g

Toto číslo se nazývá Avogadrova konstanta NA [mol–1] a je jednotkou počtu částic v jednotkovém látkovém množství. Stejný počet atomů je např. v 55,85 g železa a v 44,01 g CO2 je stejný počet molekul. - 8 (48) -

Základní pojmy

Úkol 2.3 Kolik molekul obsahuje 223,65 g KCl? Ar (K) = 39,10, Ar (Cl) = 35,45

2.2

Chemické rovnice

Ke změně kvality látek dochází chemickými ději, které jsou kvalitativně i kvantitativně popsány chemickými rovnicemi. Platnost zákona o zachování hmotnosti se v chemické rovnici respektuje tím, že počet atomů každého druhu (a tím i jejich hmotnosti) je na obou stranách rovnice stejný. Např. chemická rovnice: Na2SO4 + 2 H2O 2 NaOH + H2SO4

Úkol 2.4 Napište vzorce následujících sloučenin: oxid vápenatý, oxid uhličitý, hydroxid hlinitý, kyselina uhličitá, uhličitan vápenatý, síran vápenatý dihydrát, oxid křemičitý, oxid železitý, hydrogenuhličitan hořečnatý

2.3 2.3.1

Stavba atomů Základní stavební částice atomů

Atom je nejmenší chemicky nedělitelná částice. Je tvořen jádrem a elektronovým obalem. Obě části atomu jsou složeny ze základních druhů elementárních částic. V jádře jsou protony a neutrony, obal kolem jádra je tvořen elektrony. Poloměr atomu je řádově 10–10 m. Atomové jádro zaujímá v atomu pouze nepatrný objem, protože jeho poloměr je o pět řádů menší, ale zároveň je v něm soustředěna téměř veškerá hmota, a proto je hustota jádra 1,6.1017 kg⋅m–3. Základní vlastnosti elementárních částic jsou uvedeny v tabulce 1.1. Tabulka 1.1 Základní elementární částice Částice

Klidová hmotnost

Náboj

Označení

Elektron

9,108⋅10–28 g

– 1,602⋅10–19 C

e–

Proton

1,672⋅10–24 g

+1,602⋅10–19 C

p+

Neutron

1,675⋅10–24 g

bez náboje

n°

2.3.2

Atomové jádro a jeho stabilita

Atomové jádro se skládá z protonů a neutronů. Protonové číslo Z udává počet protonů v jádře, neutronové číslo N udává počet neutronů a nukleonové číslo A udává Σ Z+N. Protonové a nukleonové číslo píšeme vlevo od značky prvku A Z X . Protonové číslo jednoznačně určuje prvek a přisuzuje mu jedno místo - 9 (48) -


v periodické soustavě prvků. Na základě těchto poznatků byl definován periodický zákon: Vlastnosti prvků jsou periodicky závislé na protonovém čísle. Soubor atomů se stejným protonovým a neutronovým číslem se označuje jako nuklid. Jádra, která mají stejný počet protonů (přísluší jednomu prvku) a liší se počtem neutronů se nazývají izotopy. Příklad: Nuklidy: Izotopy kyslíku:

12 6

C

16 8

O

16 8 17 8

23 11

O

O

18 8

Na

O

Izotopy tvoří přírodní směsi, které mají konstantní složení. U kyslíku představuje přírodní izotopická směs 99,76 % 168O + 0,24 % 178 O + 188O . Izotopy se liší fyzikálními vlastnostmi, zejména rozdílnou hmotností, mají však stejné chemické vlastnosti dané počtem protonů v jádře, který určuje prvek. Stabilita atomových jader je dána poměrem počtu protonů a neutronů. Jak je vidět na obr. 2.1, všechna lehká jádra, která mají Z = N jsou stabilní. Stabilita těžších jader roste s rostoucí hodnotou poměru N : Z, avšak všechny nuklidy s atomovým číslem Z ≥ 84 jsou nestabilní. Poslední stabilní prvek v periodické soustavě je 209 83 Bi . Specifické hodnoty (2, 8, 20, 28, 50, 82, 126) Z a N, tzv. magická čísla, vedou ke stabilním nuklidům. Zvláště stabilní jádra jsou ta, která mají Z i N rovny magickému číslu. Příklad významně stabilních jader

Obr. 2.1 Stabilita jader

- 10 (48) -

4 2

He

16 8

O

40 20

Ca

208 82

Pb

Základní pojmy

2.3.3 Radioaktivita Nestabilní jádra podléhají radioaktivní přeměně, která vede ke vzniku nových jader a je provázena emitováním radioaktivního záření. Radioaktivní záření: • • • •

je samovolné vyvolává luminiscenci (H. Becquerel) má ionizační účinky způsobuje zčernání fotografického materiálu

Radioaktivní přeměna je doprovázena emitováním záření: • α-záření je tvořeno částicemi 24 He 2+ , které se pohybují rychlostí 5–10 % rychlosti světla; ve vzduchu má dolet několik cm, má malou pronikavost a silné ionizační účinky, je extrémně nebezpečné při vniknutí do organizmu; • β-záření je tvořeno proudem elektronů e– nebo pozitronů e+, které dosahují 99 % rychlosti světla; má větší dolet, větší pronikavost a silné ionizační účinky; při srážce e+ a e– dojde k přeměně na elektromagnetické záření o vysoké energii ⇒ γ-záření e– + e+

2γ

• γ-paprsky představují elektromagnetické záření, jehož vlnová délka je λ = 10–1∼10–4 nm; má obrovskou pronikavost. 2.3.3.1 Posunové zákony Fajans-Soddyho Vyzáří-li prvek α-částici, pak se změní v prvek, který má protonové číslo o 2 jednotky nižší a nukleonové číslo o 4 jednotky nižší: A Z

Příklad:

A− 4 Z −2

M

235 92

U

M * + 24He

Th + 24He

231 90

Při emitování β–-záření se nejprve rozpadne neutron na proton a elektron 1 0

n

1 +1

p+

0 −1

e

a v atomu se zvýší počet protonů, ale počet nukleonů bude stejný. Vznikne tak prvek, který stojí v periodické tabulce o jedno místo vpravo, má o jednotku vyšší protonové číslo A Z

Příklad:

A z +1

M

90 39

Y

90 40

M ** +

Zr +

0 −1

0 −1

e

e

Při emitování β+-záření se nejprve rozpadne proton na neutron a pozitron, 1 +1

p

1 0

n+

0 +1

e

v atomu se tak sníží počet protonů, ale počet nukleonů zůstane stejný. Vznikne nový prvek, který je v periodické tabulce o jedno místo vlevo, má o jednotku nižší protonové číslo. Příklad:

22 11

Na

22 10

Ne +

0 +1

e

- 11 (48) -


Úkol 2.5 Napište rovnici β–-přeměny nuklidu Napište rovnici α-přeměny nuklidu

234 90

Th .

230 90

Th .

2.3.3.2 Kinetika radioaktivní přeměny Rychlost přeměny charakterizuje poločas rozpadu t1/2 ⇒ doba, za kterou se přemění právě polovina přítomných jader. Poločas rozpadu může nabývat hodnot od několika mikrosekund po 4,5 miliardy let. Příklad: Poločas rozpadu 0,5 g.

226 88

Ra = 1600 let, tedy z 1 g radia se za tuto dobu přemění

Po proběhnutí deseti poločasů přeměny se považuje prvek za neaktivní. Průběh radioaktivní přeměny je na obr. 2. 2. 2.3.3.3 Jednotky Aktivita A ⇒ počet rozpadů za sekundu, jednotkou je becquerel – Bq [s–1]. Udává pravděpodobný počet atomů radionuklidu v zářiči, u nichž během jedné sekundy nastane samovolná radioaktivní přeměna. Plošná aktivita ⇒ podíl aktivity A rovnoměrně plošně rozložené homogenní radioaktivní látky a plochy S, na které je rozložena [Bq⋅m–2]. Měrná aktivita ⇒ podíl aktivity A látky a její hmotnosti m [Bq⋅kg–1]. Objemová aktivita ⇒ podíl aktivity A určitého množství radioaktivní látky a jejího objemu V [Bq⋅m–3].

podíl nepřeměněného izotopu

1 0,9 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0 0

1

2

3

4

5

6

poločas přeměny

Obr. 2.2 Průběh radioaktivní přeměny

- 12 (48) -

7

8

9

10

Základní pojmy

2.3.3.4 Pronikavost radioaktivního záření Radioaktivní záření má různou pronikavost v závislosti na druhu, jak je demonstrováno na průniku záření hliníkem (Obr. 2.3). Desetinásobné zeslabení γ-paprsků při průchodu různými materiály: Olovo – 50 mm Beton – 200 – 300 mm Zemina – 500 – 600 mm Vzduch – několik set metrů Jako ochrana před zářením v objektech, kde se pracuje se zářiči se používají olověné pláty nebo těžký beton, který obsahuje olověné broky jako plnivo a jako přísadu baryt (BaSO4).

Tloušťka Al plechu 0,02 mm 3 mm 1200 mm

α

γ

β

Obr. 2.3 Pronikavost radioaktivního záření 2.3.3.5 Radon Radon je radioaktivní prvek, který je řazen mezi vzácné plyny v 8. hlavní podskupině periodického systému. Má osm valenčních elektronů (oktet) a je chemicky netečný. Je členem uran – radiové přeměnové řady: 238 92

U

α,γ 9

4,5·10 r

226 88

Ra

α 1600 r

222 86

Rn

α,γ 3,825 d

218 84

Po

208 82

Pb (stabilní)

Radon jako α-zářič poškozuje živou tkáň. Je nebezpečný, zvláště dojde-li k jeho přeměně v plicích. Nebezpečné jsou i dceřinné produkty, které jsou v pevném stavu, adsorbují se na prachové částice, a tak se stávají součástí aerosolů ve vzduchu. Zdrojem radonu v objektech je: • stavební materiál, který obsahoval v surovině radionuklidy – elektrárenské popílky, škvára, písky apod. • půdní vzduch – ve zvětralém žulovém podloží • podzemní voda s obsahem radionuklidů Ochrana před výskytem radonu v objektech je velmi důležitá. V současné době je již zákonnou povinností stanovovat aktivitu materiálů, které jsou používány ve stavebnictví (nové zdroje přírodních i druhotných surovin). Při stavbě nových objektů se zjišťuje výskyt radonu v půdním vzduchu, a pokud je jeho přítomnost potvrzena, pak je nutno provést některá ze známých protiradonových opatření. Ve stávajících objektech je nejúčinnější intenzívní větrání, které sni-

- 13 (48) -


žuje případnou koncentraci radonu zředěním vzduchu v objektu vzduchem z venkovní atmosféry. 2.3.3.6 Využití radioaktivního záření ve stavebnictví Radioizotopy jsou využívány ve stavebnictví, zejména: • v nedestruktivní defektoskopii, kterou se sleduje např. uložení výztuže v betonu nebo vady konstrukcí; používá se zářič 2760 Co • ke sledování toku podzemních vod použitím vody s obsahem T2O, kde T je tritium ( 13 H ). Kontrolní otázky Jaké jsou základní druhy radioaktivního záření a čím jsou charakteristické? Co vyjadřují Fajans-Soddyho zákony? Co je radon a kde se nachází?

2.3.4

Elektronový obal

Elektronový obal představuje část atomu, soustředěnou kolem atomového jádra. Bohr (1913) zavedl předpoklad, že se elektrony pohybují po stacionárních drahách a jejich pohyb není spojen s vyzařováním energie. Energie elektronu v atomu se může měnit pouze v tzv. kvantech, při přechodu z jedné stacionární dráhy na druhou. De Broglie (1923) přisoudil elektronu vlnovou délku:

λ=

h m⋅v

kde h je Planckova konstanta (6,6256⋅10–34 J⋅s), m je hmotnost elektronu, v je jeho rychlost. Elektron je • hmotná vlnová částice • existuje pouze ve stavech s určitou energií • energii může měnit pouze v určitých dávkách – kvantech (∆E = hν) • chování elektronu popisuje kvantová fyzika. Schrödinger (1927) vytvořil matematicky model, kterým popsal chování elektronu v atomu vlnovými funkcemi ψ(x,y,z). Zjišťuje pravděpodobnost P, s jakou se elektron vyskytuje v daném prostorovém elementu V. 2

dP = ψ dV

Hodnota energie elektronu se vypočítá řešením diferenciální rovnice, kterou lze napsat ve zkráceném tvaru: Hˆ Ψ = EΨ

kde Hˆ je Hamiltonův operátor a E je energie. Rovnice má omezený počet řešení a jejich výsledkem jsou tzv. orbitaly.

- 14 (48) -

Základní pojmy

Orbital je jednoznačně určen: • energií • prostorovým tvarem • orientací v prostoru Tyto charakteristiky udávají jednoznačně hodnoty tzv. kvantových čísel. Hlavní kvantové číslo n – udává energii elektronu ve vrstvách 1 až 7 (obecně pro nekonečný počet prvků 1 až ∞). Energetické hladiny se označují také písmeny K až Q. Maximální počet elektronů v jedné vrstvě je 2n2. Vedlejší kvantové číslo l – udává tvar orbitalu. Nabývá hodnot 0 až n–1. Energie elektronu roste se stoupajícím n a v rámci jedné vrstvy se stoupajícím l. Elektrony, obsazované do jednotlivých orbitalů v rámci jedné vrstvy o stejném hlavním kvantovém čísle n jsou označovány s, p, d, f. Magnetické kvantové číslo m – popisuje umístění orbitalu v prostoru. Nabývá hodnot – l .... 0 .... + l a rozlišuje elektrony o stejné energii (degenerované), které obsazují orbital o stejném vedlejším kvantovém čísle. Spinové kvantové číslo s – udává směr rotace elektronu a nabývá hodnot ± ½. Příklad: n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ s-elektrony, max. počet 2 (zápis 1s2) n = 2 ⇒ l = 0 ⇒ s-elektrony, max. počet 2 (zápis 2s2) l = 1 ⇒ p-elektrony, max. počet 6 (zápis 2 p6) n = 3 ⇒ l = 0 ⇒ s-elektrony, max. počet 2 (zápis 3s2) l = 1 ⇒ p-elektrony, max. počet 6 (zápis 3 p6) l = 2 ⇒ d-elektrony, max. počet 10 (zápis 3 d10) n = 4 ⇒ l = 0 ⇒ s-elektrony, max. počet 2 (zápis 4s2) l = 1 ⇒ p-elektrony, max. počet 6 (zápis 4 p6) l = 2 ⇒ d-elektrony, max. počet 10 (zápis 4 d10) l = 3 ⇒ d-elektrony, max. počet 14 (zápis 4 f14) Uspořádání elektronů v atomu se řídí třemi základními principy: Pauliho princip výlučnosti – v daném atomu nemohou existovat elektrony, které by měly všechna čtyři kvantová čísla stejná. Liší se alespoň spinem [↓↑]. Výstavbový princip – tzv. „Aufbau princip“ – elektrony obsazují orbitaly podle energie v řadě: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d ......... Příklad: Draslík K: protonové číslo Z = 19 ⇒ atom je útvar navenek elektroneutrální ⇒ 19 elektronů v obalu - 15 (48) -


obsazení orbitalů: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 lze také zapsat: konfigurace nejbližšího vzácného plynu argonu + elektrony ve valenční (vazebné) hladině: [Ar] 4s1 Z = 20 ⇒ [Ar] 4s2

Vápník Ca:

Scandium Sc: Z = 20 ⇒ [Ar] 4s23d1 Z = 20 ⇒ [Ar] 4s23d2 .........

Titan Ti:

Hundovo pravidlo – atom má nejmenší energii, jsou-li orbitaly se stejnou energií (degenerované) obsazeny maximálním počtem nepárových elektronů. Příklad: Dusík N: Z = 7 1s2

2s2

↓↑

↓↑

2p3 ↑

↑

↑

Kontrolní otázky Jak souvisí počet elektronů v elektronovém obalu s počtem protonů v jádře v elektroneutrálním atomu? Jak byste charakterizovali elektron? Jaké jsou základní principy výstavby elektronového obalu v atomu?

2.3.5

Periodická tabulka prvků

V roce 1872 D.I. Mendělejev a J.L. Mayer sestavili prvky do tabulky. Mendělejev vyslovil periodický zákon, který byl po objevení elementárních částic upraven do tvaru: Vlastnosti prvků jsou periodicky závislé na protonovém čísle. Jednotlivé řádky v tabulce nazýváme periody a jejich číslo souhlasí s počtem obsazených energetických hladin v atomu (hlavní kvantové číslo n). Každá perioda končí vzácným plynem, který má ve valenční hladině 8 elektronů, s- a p-orbitaly jsou plně obsazeny a z toho vyplývá jejich chemická netečnost. Jednotlivé sloupce v periodické tabulce nazýváme skupinami, které se dále dělí na hlavní a vedlejší. V hlavních podskupinách souhlasí číslo skupiny s počtem valenčních elektronů (počtem elektronů v poslední energetické hladině), ve vedlejších podskupinách jsou tzv. přechodné prvky, u kterých se podle výstavbového principu postupně obsazují vnitřní energetické hladiny – 3d, 4d, 4f ... První přechodný prvek je Sc, jak je vidět v předcházejícím příkladě. Kontrolní otázky Jaké je uspořádání periodické tabulky a co z ní vyplývá? Čím jsou charakteristické vzácné plyny?

- 16 (48) -

Základní pojmy

2.4

Autotest

1. Prvek je a) látka chemicky čistá b) obsahuje různé druhy atomů c) je jednoznačně určen protonovým číslem d) obsahuje v atomech různý počet protonů 2. Radon a) je extrémně reaktivní b) je α-zářič c) obsahuje elektronový oktet, a proto je nereaktivní d) je radioaktivní 3. Prvek s protonovým číslem 11 bude mít v základním stavu v elektronovém obalu a) 5 elektronů b) 10 elektronů c) stejný počet elektronů jako protonů d) 11 elektronů 4. V periodické tabulce jsou prvky do hlavních podskupin zařazeny a) podle počtu elementárních částic v jádře b) podle počtu valenčních elektronů c) podle elektrického náboje d) magnetického kvantového čísla

- 17 (48) -


3

Vlastnosti vodných roztoků kyselin a zásad

Cíl kapitoly: V této kapitole je podán výklad, který studentovi umožní orientovat se v elementárních principech chování látek v roztocích, především polárních látek v roztocích vodných. Klíčová slova: disociace, elektrolyt, autoprotolýza, kyselina, zásada, pH, hydrolýza, kation, anion, voda

3.1 Disociace molekul, kyseliny, zásady Disociace je děj, při kterém se látky štěpí na ionty. Tento děj může probíhat v roztocích, kdy dochází k rozpouštění látek. Roztok obsahuje rozpouštědlo a rozpuštěnou látku. Nejrozšířenějším rozpouštědlem, se kterým je možno se běžně setkat je voda. Rozpouštědlo je látka, která je v roztoku v přebytku. V rozpouštědle jsou rozptýleny částice rozpuštěné látky, a to buď ve formě iontů nebo ve formě neutrálních molekul. Voda v důsledku polární vazby mezi kyslíkem a vodíkem tvoří dipól, a proto je nazývána polárním rozpouštědlem.

–

δ−

O

δ +H

H

δ+

+

Obr. 3.1 Zobrazení dipólu molekuly vody V polárních rozpouštědlech se rozpouštějí látky polárního charakteru (NaCl ve vodě) a v nepolárních rozpouštědlech se rozpouštějí látky nepolární (uhlovodíky v benzenu). V dalším textu bude věnována pozornost pouze vodným roztokům. + + –

+

Na+ Cl–

Na+ Cl–

+

–

– +

+ +

Cl

+

Na Cl

–

+

Na

–

+

Cl

+

–

– –

+

–

+ +

+

+

Cl

–

–

+

+

Na Cl +

Na Cl

–

–

+

Na Cl –

Na +

Na Cl +

–

Na Cl

– – –

+ + –

– +

– – – +

+

– – –

Na+

+ –

+ +

– + +

+

– –

+ –

+

+ –

–

Na Cl

+

–

–

–

–

+

+

+ – – –

–

+

–

+

Na

Obr. 3.2 Rozpouštění chloridu sodného ve vodě. Látky, které mají schopnost se v polárních rozpouštědlech štěpit na ionty, jsou nazývány elektrolyty, vlastní děj se pak nazývá elektrolytická disociace. Proces probíhá tak, že se dipóly vody orientují k iontům v krystalové mřížce, a to kladnou částí k zápornému iontu a naopak, a postupně ion obalují, až je vytržen - 18 (48) -


z krystalové mřížky. V roztoku jsou ionty obklopeny orientovanými molekulami vody (Obr. 3.2). K disociaci elektrolytů nedochází pouze v roztocích, ale také např. v tavenině. Kladně nabité ionty jsou kationty (např. Na+, Ca2+, Al3+), záporně nabité jsou anionty (Cl–, SO42–). Sloučenina se v rozpouštědle může disociovat úplně (tzn. všechny molekuly jsou rozštěpeny na ionty), potom je nazvána silným elektrolytem, nebo částečně, pak se jedná o elektrolyt slabý. Nejobvyklejšími elektrolyty jsou roztoky kyselin, zásad a solí, anebo taveniny solí. Příklad. Silný elektrolyt – roztok hydroxidu sodného Disociace proběhne úplně NaOH + (aq)

Na+(aq) + OH¯ (aq)

(aq) – vodný roztok

Slabý elektrolyt – roztok kyseliny octové CH3COOH + (aq)

H+ (aq) + CH3COO¯ (aq)

Kyselina (podle Arhenia) je látka, která disociací uvolňuje vodíkový kation (proton) H+. Protože protony nejsou schopny v roztoku samostatné existence, vytvářejí s molekulami vody oxoniový ion H3O+. Kyseliny se dělí na jednosytné (HC1, HNO3), dvojsytné (H2SO4, H2CO3) a vícesytné (H3PO4) podle toho, kolik kationtů H+ během disociace odštěpují ze své molekuly. Silné kyseliny jsou prakticky zcela disociovány, HCl + H2O

H3O+ + Cl–

a proto koncentrace H+ odpovídá koncentraci samotné kyseliny,

( )

c H + = a ⋅ c ( A) kde c(A) je molární koncentrace kyseliny [mol⋅l–1] a a její sytnost (počet vodíků, které může odštěpit). Hydroxid je látka, která při disociaci uvolňuje ion OH–. Hydroxidy jsou zařazeny do skupiny látek nazývaných zásady. Podle počtu OH– skupin, které jsou odštěpovány z molekuly, se rozlišují hydroxidy jednosytné (NaOH), dvojsytné (Ca(OH)2) atd. Silné hydroxidy jsou zcela disociovány na ionty Na+ + OH–

NaOH

a koncentrace OH– iontů tedy odpovídá koncentraci samotného hydroxidu,

(

)

c OH − = a ⋅ c(B ) kde c(B) je molární koncentrace hydroxidu [mol·l–1] a a jeho sytnost (počet hydroxidových skupin, které může odštěpit). Podle novější, Brønstedovy teorie je zásadou látka, která proton přijímá, kyselina látka, která proton odštěpuje. Z kyseliny se odštěpením protonu stane zásada a naopak ze zásady se přijetím protonu stane kyselina. Odštěpení protonu je nutně provázeno jeho přijetím, a proto, mají-li se acidobazické vlastnosti látek projevit, musí vedle sebe existovat dárce i příjemce protonu (kyselina i zásada). - 19 (48) -


kyselina1 + zásada2

kyselina2 + zásada 1

Příklad. CH3COOH + H2O

H3O+ + CH3COO–

U slabých kyselin a zásad se vytváří rovnováha mezi nedisociovanými a disociovanými molekulami. Tuto rovnováhu ovlivňuje koncentrace iontů H+ resp. OH–. Přídavkem těchto iontů (silné kyseliny nebo zásady) k roztoku slabé kyseliny nebo zásady, lze poměr mezi disociovanými a nedisociovanými molekulami slabého elektrolytu změnit. Příkladem slabé kyseliny je kyanovodík (kyselina kyanovodíková) HCN, příkladem slabé zásady je amoniak (hydroxid amonný). Tyto elektrolyty disociují podle rovnic: H+ + CN–

HCN NH4OH

NH4+ + OH–

a pro jejich rovnovážnou disociační konstantu platí: c( H + ) ⋅ c(CN − ) = K HCN = 10 −9, 22 c( HCN ) +

c( NH 4 ) ⋅ c(OH − ) = K NH 4OH = 10 − 4, 75 c( NH 4 OH ) kde K HCN a K NH 4OH jsou tzv. disociační konstanty. Přidáním silnější kyseliny do roztoku kyseliny kyanovodíkové se zvýší koncentrace H+ iontů (sníží se pH), povede to k tvorbě nedisociovaných molekul HCN, a to do té míry, která odpovídá uvedené disociační konstantě KHCN. Poměr koncentrací CN–/HCN bude posunut ve prospěch HCN a naopak při snížení koncentrace H+ (zvýšení pH) budou v roztoku převládat disociované ionty CN–. Podobně bude v roztoku amoniaku posunuta rovnováha NH 4 + /NH 4 OH ve prospěch NH4+ při snížení koncentrace OH– (snížení pH), naopak při zvýšení koncentrace OH– (zvýšení pH) se bude amoniak vyskytovat převážně ve formě nedisociovaných molekul. Kontrolní otázky

Jaký je rozdíl mezi hydroxidem v Arheniově pojetí a zásadou podle Brønstedovy teorie? Jaký je vztah mezi disociací a sílou kyselin?

- 20 (48) -


3.2

Disociace vody, pH

Disociaci vody se také jinak říká autoprotolýza. Voda disociuje podle rovnice: H+ + OH–

H2O nebo přesněji:

H3O+ + OH–

2 H2O

Voda disociuje pouze z malé části a její disociační rovnováha je vyjádřena vztahem:

(

) (

c H 3O + ⋅ c OH − Kc = c 2 (H 2 O )

)

Při disociaci vody připadá na 1 disociovanou molekulu 555 milionů nedisociovaných molekul. Proto lze koncentraci nedisociovaných molekul pokládat za konstantní a zahrnout ji do disociační konstanty: Kc·c(H2O) = Kv, neboli

c( H 3O + ) ⋅ c(OH − ) = K v kde Kv je tzv. iontový součin vody. Při teplotě 25 ºC má Kv hodnotu 1⋅10–14. Z definice kyselin vyplývá, že koncentrace H+ (resp. H3O+) určuje kyselost roztoku. Protože je počítání s velmi malými čísly (0 až 10–14) nepraktické a protože z předchozí rovnice vyplývá, že koncentrace H+ a OH– jsou ve vodě a vodných roztocích vzájemně závislé, byla zavedena jednotná veličina pH. pH je definováno jako záporný dekadický logaritmus koncentrace vodíkových iontů. pH = – log⋅c(H+)

nebo

pH = –log⋅c(H3O+)

Pro neutrální roztok vyplývá ze vztahu c( H 3 O + ) ⋅ c(OH − ) = K v = 10–14, že

(

)

c( H 3O + ) = c OH − = 10 −7 mol⋅l–1 a pH + pOH = 14. Uvedené vztahy platí přesně jen pro velmi zředěné roztoky silných elektrolytů. U roztoků koncentrovanějších se koncentrace nahrazuje aktivitou ai = γ i ⋅ ci , kde γi je aktivitní koeficient. Úkol 3.1

Najděte souvislost mezi iontovým součinem vody a pH .

3.3

Neutralizace a hydrolýza

V roztoku mohou vedle sebe existovat volné H+ a OH– pouze do koncentrace odpovídající Kv. „Nadbytečné“ ionty se sloučí za vzniku nedisociovaných moH2O. Tomuto ději se říká neutralizace. lekul vody H+ + OH– Neutralizace je děj, při které reaguje kyselina a hydroxid za vzniku vody a soli.

- 21 (48) -


Například podle rovnice:

H2O + NaCl

HCl + NaOH

se ionty H+ a OH– rekombinují za vzniku vody a anion kyseliny vytváří s kationtem zásady sůl. U vícesytných kyselin může neutralizace probíhat postupně. Např. při neutralizaci H2SO4 hydroxidem sodným vzniká nejprve NaHSO4 a následně Na2SO4.

H2O + NaHSO4

H2SO4 + NaOH

H2O + Na2SO4

NaHSO4 + NaOH

Soli disociují ve vodném roztoku na ionty, které jsou zároveň s ionty H+ a OH–, uvolňovanými disociací vody, v rovnováhách, charakterizovaných disociačními konstantami. Jedná-li se o sůl odvozenou od silné kyseliny i zásady, nebudou mít ionty této soli tendenci vytvářet s ionty H+ resp. OH– nedisociované molekuly kyseliny, resp. zásady, protože tyto kyseliny a zásady jsou ve vodném roztoku zcela disociovány na ionty. Nedojde tedy ke změně rovnovážných koncentrací iontů H+ a OH– a roztok zůstane neutrální. Všimněme si nyní stavu, který se vytvoří v roztoku soli odvozené od silné zásady (např. NaOH) a slabé kyseliny (např. H2CO3), tedy např. v roztoku uhličitanu sodného Na2CO3, který disociuje podle rovnice: 2 Na+ + CO32–

Na2CO3 voda disociuje: H2O

H+ + OH–

Ionty Na+ a OH– nebudou mít tendenci spojovat se do nedisociovaných molekul, neboť se jedná o silnou zásadu. Naproti tomu H2CO3 je slabá kyselina, a proto rovnováha bude posunuta ve prospěch její tvorby. Nezanedbatelná část iontů H+ a CO32– vytvoří tedy nedisociované molekuly H2CO3. V roztoku budou pak převažovat ionty OH– a jeho reakce bude proto alkalická. Celkovou reakci lze vyjádřit rovnicí: Na2CO3 + 2 H2O

2 Na+ + 2 OH– + H2CO3

Tato rovnice vyjadřuje stav, vzniklý rozpuštěním uhličitanu sodného ve vodě. V roztoku bude sodík převážně v iontovém stavu, kdežto z uhličitanových iontů bude značná část převedena do nedisociovaných molekul kyseliny uhličité. Tato reakce neproběhne kvantitativně, neboť mezi disociovanými a nedisociovanými molekulami kyseliny uhličité se vytvoří rovnováha. Proto výše uvedená rovnice vyjadřuje jen kvalitativní stav. Analogicky, sůl odvozená od silné kyseliny (např.HCl) a slabé zásady (např. NH4OH) tedy v našem případě chlorid amonný disociuje takto: NH4Cl

NH4+ + Cl–

Ionty Cl– nebudou mít tendenci spojovat se do nedisociovaných molekul HC1, neboť se jedná o silnou kyselinu. Naproti tomu ionty NH4+ jsou odvozeny od slabé zásady (hydroxidu amonného), a proto jejich značná část se spojí s ionty OH– do nedisociovaných molekul NH4OH. V roztoku budou převažovat ionty H+, a proto bude roztok reagovat kysele. Kvalitativně lze uvedený děj popsat rovnicí:

- 22 (48) -


NH4Cl + H2O

NH4OH + H+ + Cl–

Bude-li roztok tvořit sůl (např. (NH4)2CO3) slabé kyseliny (H2CO3) a slabé zásady (NH4OH), pak výsledná reakce bude záviset na disociačních konstantách obou látek. Obecně platí: Vodný roztok soli odvozené od silné zásady a slabé kyseliny reaguje zásaditě, vodný roztok soli odvozené od silné kyseliny a slabé zásady reaguje kysele.

Děje, které jsou příčinou tohoto jevu nazýváme hydrolýza solí.

3.4

Autotest

1. Kyselina je látka, která

a) odštěpuje H+ b) odštěpuje OH– c) přijímá H+ d) přijímá OH– 2. Zásada a je látka, která

a) odštěpuje H+ b) odštěpuje OH– c) přijímá H+ d) přijímá OH– 3. Voda disociuje

a) zcela b) částečně c) nedisociuje d) podle rovnice 2 H2O

H3O+ + OH–

4. Děj nazveme neutralizací, jestliže spolu reagují:

a) kyselina a hydroxid b) sůl a voda c) vodík se solí d) hydroxid se solí

- 23 (48) -


4

Reakční kinetika

Cíl kapitoly: Předmětem kapitoly je podat informaci o základních principech průběhu chemických reakcí a faktorech je ovlivňujících. Klíčová slova: reakční rychlost, aktivovaný komplex ,srážková teorie, katalyzátor

4.1

Kinetika chemických reakcí

Reakční kinetika se zabývá měřením rychlostí chemických reakcí a faktory, které ji ovlivňují. Objasňuje rovněž reakční mechanizmy reakcí, tj. detailní průběh reakcí a jednotlivé kroky, které vedou ke vzniku produktů.

Pro účely reakční kinetiky se reakce dělí podle počtu fází, ve kterých probíhají, a podle typů reakcí. Probíhají-li reakce v jediné fázi, tj. jsou-li reaktanty kapalné nebo plynné, jedná se o reakce homogenní. Reakce probíhající na styčné ploše dvou fází se nazývají reakce heterogenní, tzn., že reagují spolu látky v různých skupenstvích. Podle typů reakcí se rozlišují případy, kdy probíhá pouze jedna chemická reakce, pak jde o reakce izolované, nebo probíhá současně dvě nebo více reakcí, pak se jedná o reakce simultánní. Simultánní reakce se dělí na: • zvratné – po určité době dospějí do rovnovážného stavu • bočné – reaktanty spolu reagují několika způsoby za vzniku různých reakčních produktů C A+B D • následné - reakční produkty první reakce reagují dále A+B

C

D

Do této skupiny patří reakce řetězové. Chemické reakce lze také dělit podle vnějších projevů při reakci (syntéza, analýza, nahrazování a podvojná záměna), podle druhu vyměňovaných částic (protolytické, oxidačně redukční a komplexotvorné) a dále podle reagujících částic (molekulové, iontové, radikálové).

4.1.1

Reakční rychlost

Rychlost chemické reakce je definována jako změna koncentrace reaktantů nebo produktů za časovou jednotku.

Pro reakci: A + B

C+D - 24 (48) -

Reakční kinetika

lze rychlost vyjádřit vztahem: v=−

dc dc A dc dc =− B = c = D dt dt dt dt

kde cA a cB jsou molární koncentrace látky A a B v čase a cC a cD je molární koncentrace produktů v daném čase.

4.1.2

Srážková teorie a aktivovaný komplex

Podle tzv. srážkové teorie chemických reakcí může k reakci reaktantů dojít pouze: •

jestliže dojde ke srážce reagujících částic

•

jestliže je srážka efektivní, tzn. jsou-li částice při srážce vhodně prostorově orientovány

•

jestliže mají částice dostatečnou kinetickou energii, zreagovat totiž mohou jen ty částice, jejichž kinetická energie je dostatečná k překonání tzv. aktivační energie – Ea (energii lze částicím dodat např. jiskrou, zahřátím, změnou tlaku apod.).

Předpokládá se, že v průběhu reakce dochází k postupnému zeslabování původních vazeb v reaktantech a tvorbě vazeb v produktech (v podstatě dochází k přeskupování elektronů z původních do nově vytvořených orbitalů). Nejprve se vytváří nestabilní útvar, tzv. aktivovaný komplex, ve kterém se buď původní vazby přeruší a vzniknou produkty, nebo se rozpadne zpět na reaktanty. Průběh vzniku aktivovaného komplexu je znázorněn na schématu: A ––– A

A

A

A

A

B ––– B

B

B

B

B

aktivovaný komplex

4.1.3

Faktory ovlivňující reakční rychlost

Přirozená povaha látek je prvořadým faktorem, který rozhoduje o rychlosti průběhu reakce. Spočívá v uspořádání elektronového obalu. Vzácné plyny jsou za běžných podmínek nereaktivní, halogeny a alkalické kovy jsou velmi reaktivní. Koncentrace reagujících látek. S rostoucí koncentrací reagujících látek se zvyšuje pravděpodobnost srážky částic, které spolu reagují. Teplota ovlivňuje termický pohyb částic. Četné reakce, které za laboratorní teploty probíhají pozorovatelnou rychlostí se při nízkých teplotách zastavují (např. hydratace cementu). Zvýšenou teplotou lze naopak průběh chemických reakcí urychlit (např. urychlování tvrdnutí betonu).

Závislost reakční rychlosti na teplotě vyjadřuje Arheniova rovnice:

k = A⋅e

−

Ea RT

- 25 (48) -


kde A je předexponenciální faktor, Ea je aktivační energie, R molární plynová konstanta a T absolutní teplota. Se vzrůstem teploty klesá hodnota exponentu a rychlost reakce tedy roste. Tlak významně ovlivňuje reakce v plynné fázi. Zvýšením tlaku se přiblíží částice plynu blíže k sobě a je větší pravděpodobnost srážky. Jemnost rozptýlení je významná u heterogenních reakcí. Reaguje-li tuhá látka s kapalinou nebo plynem, dochází k reakci na fázovém rozhraní. Čím je pevná látka jemněji rozptýlena, tím je větší povrch a k reakci dochází na větší ploše. Ve stavebnictví má zásadní význam jemnost mletí maltovin (zejména cementu - rychlejší nárůst pevností).

Látky, které zásadním způsobem ovlivňují reakční rychlost nebo průběh reakce, aniž jsou spotřebovávány (chemicky měněny), jsou katalyzátory. Principem katalýzy je snížení energie, potřebné k průběhu reakce. Pokud se energie potřebná k průběhu reakce přítomností katalyzátoru zvýší, dochází ke zpomalení či úplnému zamezení průběhu reakce. V tom případě se jedná o tzv. inhibitory. Kontrolní otázky

Podle jakých kritérií se dělí chemické reakce? Jak je definována reakční rychlost? Které faktory ovlivňují rychlost chemických reakcí?

4.2

Autotest

1. Reakční rychlost je přímo úměrná

a) úbytku reaktantů b) přibývání reaktantů c) úbytku produktů d) přibývání produktů 2. Aktivovaný komplex

a) je stabilním produktem reakce b) je přechodový stav mezi reaktanty a produkty c) tvoří se při vytváření nových molekulových orbitalů d) rozpadem vždy vznikají produkty 3. Které z následujících faktorů neovlivňuje reakční rychlost

a) teplota b) koncentrace c) tlak d) objem

- 26 (48) -

Termochemie

5

Termochemie

Termochemie je část termodynamiky, zabývající se tepelnými změnami při chemických reakcích. Uvolňuje-li se teplo při chemických reakcích, dochází ke snížení vnitřní energie nebo entalpie (viz níže). Tyto reakce jsou nazývány exotermické. Pokud je teplo v průběhu reakce spotřebováváno, energie soustavy se zvyšuje, jedná se o reakce endotermické. Teplo uvolněné nebo pohlcené při reakci závisí na množství reagujících látek, na jejich skupenství a na průběhu reakce. Reakční teplo Q (kJ⋅mol–1) je teplo uvolněné nebo pohlcené soustavou v důsledku toho, že v ní proběhla chemická reakce v jednotkovém rozsahu (tj. zreaguje-li takový počet molů reaktantů, který je dán stechiometrickými koeficienty příslušné chemické rovnice). Pro izobarický děj (za konstantního tlaku) se udává jako tzv. reakční entalpie ∆H. Dále budeme pracovat s reakční entalpií. Údaj o reakčním teple musí být vždy vztažen k příslušné chemické rovnici reakce, v níž jsou vyznačena skupenství všech reakčních složek (s – látka pevná, l – kapalná, g – plynná). Rovnice s vyznačeným reakčním teplem se nazývají termochemické, např. H2 (g) + 1/2 O2 (g)

H2O (g) + 258,5 kJ

Ze zápisu termochemické rovnice vyplývá, že slučování plynného vodíku s plynným kyslíkem na vodní páru je exotermický děj, při němž se za standardních podmínek uvolňuje tepelná energie v uvedeném množství. Reakční entalpie exotermických reakcí má zápornou hodnotu, tj. odpovídá poklesu enthalpie systému (v našem případě ∆H = –258,5 kJ), reakční entalpie endotermických reakcí má kladnou hodnotu, odpovídá růstu enthalpie systému. To je ve shodě s dohodou o znaménkách výměny energie mezi soustavou a okolím.

5.1

Termochemické zákony

První termochemický zákon byl vysloven Lavoisierem a Laplacem již v roce 1780. Porovnává reakční entalpie reakcí, které probíhají oběma směry: Reakční teplo určité reakce a reakční teplo téže reakce probíhající za stejných podmínek opačným směrem jsou až na znaménko stejné. ∆H1 = – ∆H2 Příklad:

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)

CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g)

∆H°298 = – 41,2 kJ⋅mol–1 ∆H°298 = 41,2 kJ⋅mol–1

∆H°298 je standardní entalpie při teplotě 298 K.

Další princip je znám jako druhý termochemický zákon, podle autora je nazýván Hessův zákon: - 27 (48) -


Změna entalpie, která je rovna rozdílu mezi počátečním a konečným stavem soustavy při reakci, není závislá na cestě. Může probíhat po krocích nebo najednou. ∆H1→3 = ∆H1→2 + ∆H2→3 B3

A1

C2

Příklad:

Oxidace dusíku produkuje oxid dusičitý. N2 (g) + 2 O2 (g)

2 NO2 (g)

∆H1 = 68 kJ

Tato reakce se může uskutečnit ve dvou krocích se změnou entalpie ∆H2 a ∆H3. N2 (g) + O2 (g)

2 NO (g) + O2 (g)

2 NO (g)

∆H2 = 180 kJ

2 NO2(g)

∆H3 = –112 kJ

Výsledné teplo reakce je: ∆H2 + ∆H3 = 68 kJ Reakční teplo se vyjadřuje buď v kJ⋅mol–1, pak hovoříme o molárním reakčním teple, nebo na jednotku hmotnosti, pak se jedná o měrné reakční teplo. Přímé měření reakčních tepel je náročné, lze je však získat výpočtem z tabelovaných hodnot slučovacích nebo spalných tepel. Slučovací teplo sloučeniny je reakční teplo reakce, při níž z prvků ve standardním stavu vznikne 1 mol této sloučeniny ve standardním stavu. Slučovací tepla jsou tabelována především pro anorganické sloučeniny. Spalné teplo sloučeniny je reakční teplo reakce, při níž se jeden mol této sloučeniny ve standardním stavu spálí na konečné oxidační produkty ve standardním stavu. Spalná tepla jsou tabelována především pro organické sloučeniny.

Z tabelovaných hodnot standardních slučovacích nebo spalných tepel je možno vypočítat reakční teplo jakékoli reakce, a to součtem slučovacích nebo spalných tepel reakčních produktů zmenšený o součet slučovacích nebo spalných tepel reaktantů. Kontrolní otázky

Jak je definováno reakční teplo? Jaké druhy reakcí z hlediska termochemie rozeznáváme? Jak zní Hessův zákon? Jaký je rozdíl mezi měrným a molárním reakčním teplem? Úkol 5.1

Napište chemickými rovnicemi přímý a postupný vznik oxidu sírového.

- 28 (48) -

Skupenské stavy látek a fázové rovnováhy

6


Cíl kapitoly: V této kapitole si prohloubíme znalosti o skupenstvích hmoty a seznámíme se vztahy mezi různými fázemi hmoty. Klíčová slova: povrchové napětí, povrchová energie, viskozita, Gibbsův zákon fází

6.1

Skupenské stavy látek

Hmota existuje ve třech základních skupenstvích •

plynném

•

kapalném

•

pevném.

Látky mohou podle podmínek měnit svoje skupenství, především v závislosti na teplotě (tání tuhých látek, vypařování kapalin apod.) a tlaku.

6.1.1

Plynné skupenství

Vztah mezi teplotou, tlakem a objemem reálných plynů popisuje Van der Waalsova stavová rovnice plynů: ⎛ an 2 ⎞ ⎜⎜ p + 2 ⎟⎟(V − nb ) = nRT V ⎠ ⎝

Byla odvozena ze stavové rovnice ideálního plynu (p·V = n·R·T – kde p je tlak, V objem, n látkové množství R molární plynová konstanta a T absolutní teploan 2 ta) zavedením korekcí na interakce (tlak) molekul 2 kde V je objem, a je V konstanta charakteristická pro daný plyn a n je látkové množství a korekce na objem molekul nb, kde n je opět látkové množství a b je konstanta charakteristická pro daný plyn. Přiblížením molekul plynu na vzdálenost, kdy začnou převládat mezimolekulové přitažlivé síly, tj. zvýšením tlaku nebo snížením teploty, ztratí částice pohyblivost a plyn přechází do kapalného stavu. Zkapalňování plynů je však omezeno teplotou. Nad tzv. kritickou teplotou nelze plyn zkapalnit ani za použití vysokých tlaků. Kritické teplotě odpovídá kritický tlak, který je třeba vyvinout při zkapalňování plynu při této teplotě.

6.1.2 Kapalné skupenství Kapaliny jsou charakterizovány malou stlačitelností, a tím malou změnou objemu v závislosti na tlaku. Mají tvar nádoby, ve které se nacházejí. Uvnitř kapaliny na sebe působí molekuly přitažlivými silami. Jejich velikost je závislá na druhu vazeb v molekulách. Z velikosti těchto sil vyplývají některé vlastnosti kapalin (povrchové napětí, viskozita, teplota varu apod.). - 29 (48) -


Mezimolekulární přitažlivé síly působí rovnoměrně na molekuly uvnitř kapaliny. Výslednice těchto sil je v průměru nulová. Molekuly v povrchové vrstvě jsou z jedné strany v kontaktu s molekulami kapaliny, z druhé strany s molekulami jiného prostředí, nejčastěji vzduchu. Síly působící v povrchové vrstvě kapaliny se vzájemně nekompenzují, molekuly jsou vtahovány dovnitř kapaliny, což se projevuje jako snaha kapaliny zmenšit svůj povrch na minimum (Obr. 6.1).

Obr. 6.1 Přitažlivé síly v kapalině Pokud na kapalinu nepůsobí žádné vnější síly, snaží se kapaliny zaujmout co nejmenší povrch, tedy teoreticky tvar koule. Gravitační síly však způsobují, že např. kapky vody nejsou zcela přesně kulovitého tvaru, ale jsou deformované. Síly v povrchové vrstvě jsou charakterizovány povrchovou energií γ, která se nazývá povrchové napětí σ (základní jednotka N⋅m–1). Povrchové napětí je práce, která se musí vynaložit na zvětšení povrchu kapaliny. Jeho hodnota závisí na prostředí, se kterým je kapalina ve styku. Povrchové interakce se projevují také při vzájemném styku dvou různých kapalin a při styku kapaliny s pevnou látkou. Tato interakce je charakterizována mezipovrchovou energií, resp. napětím. Na základě velikosti této energie se kapaliny mísí či nemísí, smáčí či nesmáčí povrch pevné látky. Je-li tato energie malá, kapaliny jsou dokonale mísitelné, u soustavy pevná látka – kapalina je povrch pevné látky smáčen. Je-li mezipovrchová energie velká, je výsledek opačný. Viskozita neboli vnitřní tření je určena silou, která je potřebná k tomu, aby se vrstva kapaliny pohybovala mezi ostatními vrstvami určitou rychlostí. Viskozita vyplývá z mezimolekulárních přitažlivých sil. Mírou viskozity je viskozitní koeficient η, hlavní jednotkou je Pa⋅s, v praxi se častěji používá jednotka 1000× menší [mPa⋅s]. Při zvyšování teploty začne převládat tepelný pohyb nad přitažlivými silami, tím klesá vnitřní tření kapalin, hodnota viskozitního koeficientu klesá.

Viskozita se měří viskozimetry, které jsou založeny na měření doby průtoku kapaliny kapilárou nebo padající kuličky v měřeném kapalném prostředí. Ve stavební praxi hraje důležitou roli viskozita betonových směsí, která se měří rotačními viskozimetry. Tlak nasycených par. Neustálým tepelným pohybem získávají molekuly povrchové vrstvy kapaliny energii, s pomocí které překonají mezimolekulové síly a uvolní se do okolí. Tento děj se nazývá vypařování kapaliny. Opačný děj je kondenzace par, který nastává při nárazu molekul na hladinu kapaliny, tedy přechod do kapalného stavu.

- 30 (48) -


Je-li do uzavřené evakuované nádoby vpravena kapalina v takovém množství, aby vyplňovala pouze část prostoru, bude se vypařovat až do ustavení dynamické rovnováhy, kdy počet molekul, které se uvolní z povrchu kapaliny za jednotku času je roven počtu molekul, které se v povrchu zachytí. Dynamickou rovnováhu kapalina – pára charakterizuje tlak (tenze) nasycených par. Je-li kapalina ve styku s nějakým plynem (např. vzduchem), páry kapaliny jsou pak pouze jednou ze složek směsi plynů nad kapalinou. Rovnováha kapalina – – pára je charakterizována parciálním tlakem nasyceným par (parciální tlak je tlak plynu ve směsi, který by tento plyn vykazoval, pokud by se v daném prostoru vyskytoval samostatně). V soustavě, která je složena z n1 molů složky 1, n2 molů složky 2 ... až nk molů složky k se celkový tlak vypočítá ze stavové rovnice

P = (n1 + n2 + .... + nk )

k n RT n j RT RT j =∑ , kde výraz Pj = udává hodnotu V V V j =1

parciálního tlaku plynu složky j. Při dostatečně vysoké teplotě se parciální tlak nasycených par kapaliny vyrovná tlaku okolního vzduchu a kapalina začne vřít. Zvýšenou teplotou se rozkmitají molekuly i uvnitř kapaliny natolik, že začnou přecházet do plynného stavu. Teplota, při níž tento děj nastane, se nazývá teplotou varu kapaliny. Teplota varu je charakteristická hodnota pro danou kapalinu a obvykle je tabelována pro normální tlak 1,01325⋅105 Pa. Z uvedeného je zřejmé, že teplota varu kapaliny závisí na okolním tlaku. Kapalina bude vřít při nižší teplotě, sníží-li se tlak plynu nad jejím povrchem. Toho se využívá při destilaci látek, které se při své teplotě varu rozkládají. Naopak zvýšení tlaku plynu nad hladinou kapaliny vede ke zvýšení její teploty varu. Toho se využívá v případech, kdy je třeba udržet vodu v kapalném stavu při teplotě vyšší než 100 ºC. Používají se tlakové nádoby, tzv. autoklávy. Ve stavebnictví se autoklávováním vyrábějí např. vápeno-křemičité materiály nebo pórobetony.

6.1.3

Tuhé skupenství

Tuhé skupenství se vyznačuje těsným uspořádáním částic. Mají svůj tvar, jsou prakticky nestlačitelné. Jejich fázové změny jsou málo závislé na okolním tlaku. Dělíme je na: •

látky krystalické, ve kterých jsou částice uspořádány do pravidelných útvarů tak, aby jejich vnitřní energie byla za daných podmínek co nejmenší. Vytvářejí krystalovou mřížku, což je nekonečný soubor periodicky se opakujících motivů v prostoru. V každé mřížce lze určit nejmenší geometrickou jednotku, tzv. elementární buňku, která charakterizuje typ mřížky.

•

látky amorfní, jejichž vnitřní uspořádání je sice stálé, ale na delší vzdálenost nepravidelné. Nahlíží se na ně jako na podchlazené kapaliny s extrémně vysokou viskozitou.

Kontrolní otázky Jak lze vysvětlit, proč kapaliny mají snahu zaujmout povrch koule?

V čem spočívá rozdíl mezi krystalickými a amorfními látkami? - 31 (48) -


6.2 6.2.1

Fázové rovnováhy Gibbsův zákon fází

Fáze je homogenní část heterogenní soustavy, oddělená od ostatních fází ostrým fázovým rozhraním, na němž dochází k náhlé změně vlastností soustavy. Jednofázová soustava je homogenní, vícefázová soustava je heterogenní.

Počet fází je důležitá charakteristika systému. Plyny tvoří v soustavě jedinou fázi, jsou dokonale mísitelné. Soustavy, které neobsahují plynnou fázi se nazývají soustavy kondenzované. Mezi nejjednodušší soustavy patří např. roztok soli ve vodě, který je tvořen dvěma složkami (sůl + voda), ale jedinou fází (kapalnou) nebo soustava led – voda – pára je soustava jednosložková (H2O) třífázová. V chemii cementu a keramiky se pracuje se složitými tří- a vícesložkovými soustavami. Fáze se popisuje jejím složením, skupenstvím a modifikací. Složení fáze je určeno množstvím všech přítomných chemických látek – složek. Pro rovnovážné stavy ve fázových soustavách odvodil Gibbs (1875) zákon fází, který udává vztah mezi počtem fází (f), počtem nezávislých složek (s) a počtem stupňů volnosti soustavy (v). Zákon fází je popsán matematickým vztahem v+f=s+2

Tento vztah umožňuje vypočítat, kolik stavových veličin (p, V, T) lze měnit, aniž by se změnil počet fází, tj. kolik existuje stupňů volnosti (v). V kondenzovaných soustavách se zpravidla zanedbává účinek plynné fáze, protože tenze páry u většiny pevných látek za běžných podmínek jsou zanedbatelné. Potom počet proměnných se zmenšuje o tlak a zůstává jako jediná proměnná teplota. Rovnice pak nabývá tvaru v+f=s+1

Gibbsův vztah umožňuje lepší orientaci ve složitých fázových diagramech silikátových soustav. 6.2.1.1 Fázový diagram jednosložkové soustavy. Fázový diagram jednosložkové soustavy nejlépe presentuje fázový diagram vody (Obr. 6.2). Vystihuje existenci jednotlivých fází v závislosti na tlaku a teplotě. Plochy v diagramu označené (g), (l), (s) jsou existenčními oblastmi plynné, kapalné a pevné fáze. Křivky 1, 2, 3 označují fázová rozhraní – 1 mezi s a l, 2 mezi l a g a 3 mezi s a g. Bod T je označován jako trojný bod. Je to bod, ve kterém jsou v rovnováze všechna tři skupenství. Křivka představuje teploty tání ledu, křivka 2 teploty varu, křivka 3 teploty sublimace v závislosti na tlaku. Aplikací Gibbsova zákona fází lze zjistit počet stupňů volnosti v existenční oblasti kapalné vody, tedy: - 32 (48) -


1+v=1+2 v=2

Počet stupňů volnosti je roven 2, to znamená, že v oblasti existence kapalné vody lze nezávisle na sobě měnit teplotu i tlak, aniž by došlo ke změně počtu fází. Na fázovém rozhraní kapalná voda – pára jsou přítomny dvě fáze jedné složky, počet stupňů volnosti v je roven: 2+v=1+2 v=1

Při teplotě a tlaku odpovídajícím fázovému rozhraní lze měnit pouze jednu stavovou veličinu a v závislosti na ní se mění druhá, pokud nechceme změnu počtu fází. V trojném bodě vody jsou v rovnováze všechna tři skupenství a stupeň volnosti je roven nule.

Obr. 6.2 Fázový diagram vody 6.2.1.2 Vícesložkové kondenzované soustavy U vícesložkových kondenzovaných soustav se sleduje závislost změny složení na teplotě při konstantním tlaku. Jako příklad z řady existujících kombinací mísitelnosti a nemísitelnosti složek v tuhé fázi a tvorby sloučenin je uveden dvousložkový fázový diagram běžně používané směsi chlorid sodný – voda k zimní údržbě vozovek (Obr. 6.3). Teploty tání vody a NaCl se značně liší, proto je na diagramu pouze levá část. Oblast I je oblast nenasyceného roztoku, oblast II odpovídá nasycenému roztoku a NaCl (s), v oblasti III koexistují H2O (s) a nasycený roztok a v oblasti IV je NaCl (s) a H2O (s). Křivka EB je křivkou rozpustnosti chloridu sodného ve vodě. Při ochlazování roztoku o složení odpovídajícímu bodu M začne při teplotě bodu N vymrzávat čistý led. Koncentrace soli v roztoku bude stoupat, složení roztoku se bude měnit podle křivky NE. V eutektickém bodě E (nejnižší teplota, při níž soustava obsahuje kapalnou fázi) je roztok nasycen (při teplotě tE = – 21,2 oC obsahuje 22,4 % hmot. NaCl). Z diagramu je zřejmé, jak lze využít NaCl jako rozmrazovací sůl při zimní údržbě vozovek v závislosti na teplotě.

- 33 (48) -


Obr. 6.3 Fázový diagram NaCl – voda

6.3

Autotest

1. Viskozita s teplotou

a) klesá b) roste c) nemění se 2. S rostoucí nadmořskou výškou

a) klesá teplota varu kapalin b) roste teplota varu kapalin c) klesá tlak d) roste tlak 3. Gibbsův zákon fází pro kondenzované soustavy má tvar

a) v + f = s + 2 b) v + f = s + 1 c) v + s = s + 2 d) s + f = v + 1

- 34 (48) -

Disperzní soustavy

7

Disperzní soustavy

Cíl kapitoly: V této kapitole jsou charakterizovány základní druhy disperzních soustav hrubě disperzních, koloidně disperzních i vysoce disperzních. Jsou uvedeny také základní vlastnosti aerosolů, pěn, emulzí, suspenzí, koloidních lyofobních a lyofilních disperzí, gelů a pravých roztoků. Klíčová slova: disperze, aerosol, pěna, emulze, suspenze, gel, roztok

Disperzní soustavy jsou tvořeny disperzním prostředím, které je spojité v celém objemu a rozptýlenou (dispergovanou) látkou, která tvoří samostatné částice, umístěné v tomto prostředí, výjimkou jsou gely, které tvoří spojitý celek. Disperzní soustavy se dělí podle velikosti částic na tři skupiny: • hrubě disperzní – částice > 10–7 m • koloidně disperzní – částice 10–7 až 10–9 m • vysoce disperzní – částice < 10–9 m Disperzní soustavy lze dělit podle skupenství disperzního prostředí a dispergovaných částic, tabulka 7.1. Tabulka 7.1 Druhy disperzních soustav disperzní prostředí

plyn

kapalina

pevná látka

7.1

dispergované částice

disperzní soustava

kapalné

aerosol – mlha

pevné

aerosol – prach

kapalné + pevné

aerosol – kouř

plynné

pěny

kapalné

emulze

kapalné

roztoky

pevné

suspenze

pevné

koloidní soustavy

pevné

roztoky

plynné

inkluze

Aerosoly

Aerosoly jsou tuhé nebo kapalné částice rozptýlené v plynném disperzním prostředí (nejčastěji vzduchu). Disperze tuhých látek jsou dýmy a prachy, disperze kapalin jsou mlhy, jsou-li v plynu rozptýleny kapalné i tuhé látky jedná se o kouře.

Aerosoly se připravují dispergačními nebo kondenzačními metodami. První metodou se kapalina nebo tuhá látka rozptyluje v plynu, nejčastěji ve vzduchu. - 35 (48) -


Prachy vznikají v mnoha průmyslových oborech při mletí pevných látek (např. cementu, uhlí, mouky apod.), dýmy vznikají při chemických reakcích (např. NH4Cl). Mlhy vznikají při rozstřikování kapaliny proudem HCl + NH3 plynu (rozprašovače). Kondenzací vzniká mlha v přírodě, kdy dochází ke kondenzaci přesycených vodních par. Kouře vznikají při spalování, např. dřeva nebo uhlí. Obsahují tuhé částečky nespálených zbytků uhlíku a vodní páru.

Aerosoly jsou nestálé disperzní systémy. Disperzní částice při srážce ztrácejí energii, což vede k agregaci částic, která se nazývá koagulace. Koagulace vede k zániku aerosolu.

7.2

Pěny

Pěny jsou disperze plynů v kapalině. Podle obsahu plynu (nejčastěji vzduchu) se rozlišují: • pěny vlhké s obsahem plynu max. 85 % objemu pěny, • pěny suché s objemovým podílem plynu větším než 85 %. Pěny se připravují probubláváním kapalin plynem, šleháním, třepáním. Nejsou příliš stálé, protože přepážky mezi bublinami jsou velmi tenké. Kvalita pěny závisí na kvalitě přepážek. Čím je vyšší viskozita kapaliny, tím se vytvoří pevnější přepážka. Nejstabilnější pěny lze připravit pomocí pěnotvorných činidel. Jsou to mýdla, detergenty, bílkoviny, polymerní látky apod., jejichž roztoky nebo suspenze vytvářejí stabilní přepážky. Fyzikálními nebo chemickými metodami lze provést odpěnění. Fyzikálně obvykle změnou tlaku a teploty. Chemicky použitím sloučenin, které vytěsní z přepážek pěnotvorné činidlo a samy vytvoří nekvalitní přepážku, v jejímž důsledku pěna snadno zanikne.

7.3

Emulze

Emulze je disperzní soustava dvou vzájemně nemísitelných kapalin, z nichž jedna je ve formě malých kapiček rozptýlena ve druhé. Příkladem je emulze vody v oleji nebo naopak oleje ve vodě, podle toho, zda je disperzní prostředí tvořeno olejem nebo vodou. Emulze se připravují intenzivním mícháním nebo mixováním obou kapalin, nejlépe s emulgátorem, tj. látkou zvyšující stabilitu emulze tím, že vytváří na povrchu částic ochrannou vrstvu, aby nedošlo ke spojení rozptýlených částeček ve větší celky. Zánik emulze, odmísení kapalin tvořících emulzi, se nazývá koalescence. Příkladem emulgátorů jsou mýdla, detergenty, bílkoviny, polysacharidy, ale také anorganické látky jako saze, oxid hlinitý nebo oxid železitý.

7.4

Suspenze

Suspenze představují disperzní soustavy tvořené rozptýlením tuhých částic v kapalině. Podle obsahu dispergovaných částic v kapalině se dělí na: • zředěné – do 2 % obj. dispergovaných částic

- 36 (48) -

Disperzní soustavy

• koncentrované – okolo 10 % obj. dispergovaných částic • vysoce koncentrované – pasty. Suspenze, zvláště zředěné a koncentrované, je nutno stabilizovat, aby nedošlo k odmísení dispergovaného podílu od disperzního prostředí.

7.5

Koloidní soustavy

Koloidní soustavy (disperze) obsahují dispergované podíly tuhých látek o velikosti částic 10–7 až 10–9 m v kapalném disperzním prostředí. Vysoce disperzní soustavy tohoto typu při nižších koncentracích disperzní fáze (jsou-li částice izolované) se nazývají soly. Při vysokých koncentracích disperzní fáze, kdy se částice spojují, vznikají gely (Kap. 7.6). Koloidní disperze, které stojí svojí povahou mezi pravými roztoky a hrubými disperzemi, vykazují určité specifické vlastnosti. Koloidní částice lze pozorovat jen v ultramikroskopu nebo elektronovém mikroskopu, procházejí papírovým filtrem, ale jsou zadržovány membránami. Vykonávají intenzivní Brownův pohyb (nekoordinovaný trhavý pohyb všemi směry) a rozptylují na ně dopadající světlo (Tyndalův efekt). Obecně jsou koloidní disperze stálejší než disperze hrubé. Rychlost sedimentace se vyjádří vztahem:

2 (ρ − ρ 0 ).g 2 v= . r 9 η kde v je rychlost sedimentace, ρ je hustota materiálu rozptýlených částic, ρ0 je hustota disperzního prostředí, η je viskozita disperzního prostředí, r je poloměr částic. V koloidních soustavách dochází také k difúzi, kterou se vyrovnává rozdíl koncentrací v soustavě. Difúzní tok q se vypočítá podle vztahu:

q = −D

dc dx

dc je koncentrační spád, tj. úbytek koncentrace na jednotku délky a D je dx difúzní koeficient.

kde

Koloidní disperze se připravují dispergačními metodami, které využívají mechanické míchání, ultrazvuk, elektrický výboj. Stabilitu disperzí lze zvýšit přídavkem peptizátorů a stabilizátorů (ochranný koloid, adsorbované ionty). Kondenzační metody vycházejí z pravých roztoků, z nichž změnou teploty, přídavkem srážedla nebo chemickou reakcí vznikají soly. Příprava koloidních disperzí a jejich druhy jsou vyznačeny ve schématu. hrubá disperze

koloidní disperze

lyofobní koloidní disperze

analytická disperze

lyofilní koloidní disperze

- 37 (48) -


Lyofobní koloidní disperze (soly). Částice, které jsou tvořeny velkým počtem spojených molekul, jsou hydrofobní (pokud je disperzním prostředím voda), nemají afinitu (přitažlivost) k molekulám vody. Stabilitu koloidních lyofobních solů určuje velikost elektrického náboje, kterým jsou částice nabity. Destabilizace koloidních lyofobních solů se dosáhne odstraněním tohoto náboje přídavkem elektrolytů. Výsledkem destabilizace je shlukování (aglomerace) koloidních částic do větších celků, tvořících hrubou disperzi s částicemi, které se v průběhu času zvětšují až do velikosti umožňující jejich sedimentaci. Lyofilní koloidní disperze (soly) jsou tvořeny makromolekulami dosahujícími velikosti koloidních částic. Přechod mezi dispergovanou částicí a disperzním prostředím je neostrý. Rozlišují se: a) molekulární koloidy – vysokomolekulární sloučeniny (bílkoviny, polysacharidy, polyakrylamid apod.) b) micelární koloidy – tvořené sloučeninami, které jsou v malých koncentracích rozpustné, ve vyšších koncentracích se spojují do agregátů koloidních rozměrů, tzv. micel (Obr. 7.1). Děj je vratný. ochranný kolo id jádro micely

Obr. 7.1 Schéma micely Destabilizaci těchto disperzí lze docílit odstraněním solvátového obalu, např. zahřátím na určitou teplotu.

7.6

Gely

Gely mají na rozdíl od ostatních disperzních soustav, spojité nejen disperzní prostředí, ale i dispergovanou fázi. Částice nejsou schopny translačního pohybu, vytvářejí souvislou síťovou strukturu, která prostupuje celým disperzním prostředím. Vysušením ireverzibilního gelu vzniká xerogel. Xerogel má objem původního gelu a je velmi porézní. Podle vlastností xerogelu se dělí gely na nevratné (ireverzibilní) a vratné (reverzibilní). Nevratné gely vznikají spojením micel lyosolů, pokud je částečně narušen stabilizační účinek peptizátoru nebo stabilizátoru. Při dostatečně velké koncentraci micel v původním lyosolu vznikne v celém objemu prostorová síťová struktura. Při úplném zrušení účinku peptizátoru dojde ke koagulaci lyosolu, nikoli k vytvoření gelu. Po vysušení může xerogel na svůj povrch adsorbovat velké množství původní nebo jiné kapaliny, ale již nikdy se nevrací do původního rosolovitého stavu. V xerogelech mají vazby mezi micelami již charakter chemických vazeb. Příkladem xerogelu je vysoušedlo – silikagel (SiO2). Vratné gely obsahují jako dispergovanou fázi makromolekulární látku (např. želatina). Po vysušení lze vzniklý xerogel stykem s původní nebo jinou kapalinou převést zpět do rosolovitého stavu. Tento proces se nazývá bobtnání. Vy-

- 38 (48) -

Disperzní soustavy

sušení gelu a bobtnání xerogelu lze mnohokrát opakovat, aniž by se měnily vlastnosti gelu a xerogelu. Některé látky mají tixotropní vlastnosti. Micely jsou v gelu k sobě vázány přitažlivými silami, které nejsou zpravidla příliš velké. Lze je mechanickými účinky, jako třepáním, mícháním, ultrazvukem, do jisté míry narušit. Tím se poruší struktura gelu a ten se začne chovat jako tekutý lyosol. Nechá-li se takový lyosol v klidu, dojde opět k vytvoření vazeb mezi micelami, tj. ke vzniku gelu. Proces lze mnohokrát opakovat. Tento jev se nazývá tixotropie. Tixotropie se využívá např. při přípravě těst pro výrobu keramiky.

7.7

Pravé roztoky

Pravé roztoky obsahují dispergované solvatované molekuly a ionty v kapalině, jejich velikost je < 10–9 m. Dispergované částice jsou tak malé, že nelze běžnými optickými metodami zjistit jejich heterogenitu. Disperzní prostředí u pravých roztoků se nazývá rozpouštědlo a dispergovaná fáze rozpuštěná látka. O roztocích se hovoří v souvislosti s kapalnými rozpouštědly, i když je nutno počítat mezi roztoky i směsi plynů nebo tuhé homogenní dvou- nebo vícesložkové soustavy (tuhé roztoky). Pravé roztoky se připravují rozpouštěním látek ve vhodných rozpouštědlech. Rozpouštění vede k ustavení rovnováhy mezi rozpuštěnou a nerozpuštěnou formou dané látky. Tato rovnováha charakterizuje rozpustnost dané látky v daném rozpouštědle nebo mísitelnost dané látky s rozpouštědlem. Látky mohou být s rozpouštědlem: • neomezeně mísitelné – tvoří v celém koncentračním rozsahu nenasycené roztoky a nikdy se u nich neustaví rovnováha mezi rozpuštěnou a nerozpuštěnou formou dané látky; • omezeně mísitelné – rozpuštěná látka má v daném rozpouštědle určitou maximální rozpustnost, závislou na teplotě, která se označuje jako koncentrace nasyceného roztoku cnas. Je-li koncentrace rozpuštěné látky ccnas, vznikne nasycený roztok a část látky zůstane nerozpuštěna; • prakticky nemísitelné – lze považovat za extrémní případ omezeně mísitelných systémů, v nichž je extrémně nízká koncentrace nasyceného roztoku. Mísitelnost látek závisí na podstatě chemických vazeb v mísených látkách a na fyzikálních podmínkách mísení (tlaku, teplotě). Změna tlaku ovlivňuje především rozpouštění plynů a velmi těkavých kapalin. Teplota ovlivňuje mezimolekulární interakce, a proto je rozpustnost látek na teplotě rovněž závislá. U většiny látek se rozpustnost s rostoucí teplotou zvyšuje, existují však látky, kde je tomu naopak, např. rozpustnost Ca(OH)2 při 20 °C je 160 mg a při 80 °C 80 mg ve 100 g vody. Pro velmi málo rozpustné látky se uvádí součin rozpustnosti, který je závislý na teplotě. Sloučenina ve vodě částečně disociuje podle rovnice: MmBn

m Mn+ + n Bm+

- 39 (48) -


Součin rozpustnosti Ks, vyjádřený rovnovážnými koncentracemi iontů při dané teplotě, se vypočítá ze vztahu:

(K s )T

[

= M n+

] ⋅ [B ] m

m+ n

Hodnoty součinů rozpustnosti jsou tabelovány, např. Ks(CaCO3 – kalcit) = 4,78⋅10–9, Ks(Fe(OH)3) = 3,2⋅10–38. Při srovnání tenze nasycené páry nad roztokem a čistým rozpouštědlem bylo zjištěno, že nad roztokem dochází k relativnímu snížení tenze páry. Vztah mezi snížením tenze páry nad roztokem a jeho koncentrací vyjadřuje Raoultův zákon: Relativní snížení tenze páry rozpouštědla nad roztokem je rovno molárnímu zlomku rozpuštěné látky v roztoku p0 − p n = p0 n0 + n

kde po je tenze páry nad čistým rozpouštědlem, p je tenze páry nad roztokem, no je počet molů rozpouštědla a n je počet molů rozpuštěné látky. Přímým důsledkem snížení tlaku nasycené páry nad roztokem je zvýšení teploty varu, které je u zředěných roztoků úměrné molární koncentraci rozpuštěné látky,

∆T = K E ⋅ c kde ∆T je zvýšení bodu varu, KE je ebulioskopická konstanta, určená vlastnostmi rozpouštědla (pro vodu = 0,513), c je koncentrace látky v roztoku [mol⋅kg–1]. Jsou-li dva roztoky téže látky s rozdílnou koncentrací odděleny membránou, schopnou propouštět pouze molekuly rozpouštědla, pak molekuly rozpouštědla budou difundovat do roztoku o vyšší koncentraci, dokud nedojde k vyrovnání koncentrací v obou roztocích. Pokud bychom chtěli pohybu molekul rozpouštědla do koncentrovanějšího roztoku zabránit, pak by se na roztok muselo působit vnějším tlakem, který by tomuto přechodu bránil. Tlak, který je vyvolaný zvýšením obsahu rozpouštědla v koncentrovanějším roztoku se nazývá osmotický tlak π [Pa] (Obr. 7.2), který je přímo úměrný molární koncentraci rozpuštěné látky. Osmotický tlak lze vyjádřit vztahem:

π = RT ⋅ c2 kde R je molární plynová konstanta, c2 je molární koncentrace rozpuštěné látky [mol⋅dm–3], T je absolutní teplota [K]. Vztah je nazýván van´t Hoffovou rovnicí. Dosadí-li se za c2 poměr n2/V (Kap.10.1), vynikne analogie van´t Hoffovy rovnice se stavovou rovnicí ideálního plynu.

- 40 (48) -

Disperzní soustavy

polopropustná membrána

π

c1

c1 < c2

c2

Obr. 7.2 Osmotický tlak Kontrolní otázky

Čím jsou tvořeny disperzní soustavy? Jaké základní typy soustav znáte a jak je lze charakterizovat? Co je micela? Jaký je rozdíl mezi vratným a nevratným gelem? Co je elektrolytická disociace? Jak lze vypočítat součin rozpustnosti?

7.8

Autotest

1. Podle jakého kriteria se rozdělují disperzní soustavy?

a) podle tlaku v okolí b) podle velikosti dispergovaných částic c) podle chování za vysokých teplot d) podle vzhledu 2. Mísitelnost kapalin závisí

a) na velikosti molekul b) na vzhledu c) na povaze chemických vazeb mísených kapalin d) na přítomnosti ledu 3. Gely

a) odstraněním disperzního prostředí tvoří xerogely b) jsou vratné i nevratné c) nemají charakter disperzních soustav d) mají spojitý disperzní podíl i disperzní prostředí

- 41 (48) -


8

Elektrochemie

Cíl kapitoly: V této kapitole budou vysvětleny oxidačně-redukční děje probíhající na kovech v roztocích jejich solí a budou uvedeny některé fyzikálněchemické postupy, které z těchto principů vycházejí. Klíčová slova: Nernstova rovnice, elektroda, potenciál, elektrolýza, oxidace, redukce

8.1

Redoxní rovnováhy na elektrodách

Oxidace je definována jako děj, při kterém dochází k odevzdání elektronů a redukce jako děj, kdy dochází k jejich příjmu. Každá látka oxidačního nebo redukčního charakteru existuje ve dvou formách – oxidované, schopné za vhodných podmínek přijímat elektrony a redukované, schopné elektrony uvolňovat. Mírou tendence činidla přijímat elektrony (nebo je odevzdávat) je tzv. elektrodový potenciál, který se vytvoří na inertní platinové elektrodě ponořené do roztoku tohoto činidla. Velikost elektrodového potenciálu E [V] je úměrná poměru koncentrací mezi redukovanou a oxidovanou formou dané látky. Uvedený vztah je vyjádřen Nernstovou rovnicí:

E = E° −

c RT cred 0,059 ln = E° − log red nF cox n cox

kde cred a cox jsou molární koncentrace redukované a oxidované formy redoxní látky, n je počet elektronů přijímaných jednou částicí oxidované formy při jejím přechodu na formu redukovanou, R je molární plynová konstanta, F je Faradayova konstanta (viz níže) a T je absolutní teplota [K]. Význam konstanty E° vyplývá z Nernstovy rovnice, pro cred = cox je druhý člen rovnice roven nule. E° je tedy potenciál, který se ustaví při rovnosti koncentrace oxidované a redukované formy. Je závislý na charakteru redoxního systému a nazývá se standardní redoxní potenciál. K uvedenému je třeba poznamenat, že vztahy platí pro reversibilní redoxní systémy, u nichž je možný přechod z oxidované formy na redukovanou a naopak. Směr je určen přítomností a charakterem další redoxní látky. Zvláštním případem redoxního systému je soustava kov a jeho ion. Je realizován ponořením kovu do roztoku jeho soli – o tomto systému hovoříme jako o elektrodě. Oxidovanou formou v tomto redoxním systému je ion kovu, redukovanou formou je pak elementární kov, jehož koncentrace je konstantní, a proto lze obecnou Nernstovu rovnici napsat ve tvaru:

E = E° +

0,059 log cox n

Na fázovém rozhraní kov – roztok dochází k výměně náboje až do ustavení rovnováhy.

- 42 (48) -

Elektrochemie

Příklad:

Ponoříme-li měděný plíšek do roztoku měďnatých solí, vznikne měděná elektroda. Měď obsažená v měďnatém roztoku má tendenci vylučovat se ve formě kovu na kovové mědi, k tomu jeden kation potřebuje dva elektrony

Cu0

Cu2+ + 2 e–

Získá je v kovové mědi, která je obsahuje volně vázané, čímž dochází ke kladnému nabíjení elektrody (Obr. 8.1). Protože je nemožné změřit potenciál jedné elektrody, měří se rozdíl potenciálů dvou elektrod. Dohodou bylo stanoveno, že potenciál 0V bude mít tak zvaná standardní vodíková elektroda. Vodíková elektroda je realizována platinovou elektrodou povlečenou platinovou černí, na níž se ustavuje rovnováha mezi plynným vodíkem a jeho ionty v roztoku (roztok kyseliny) za definovaných podmínek 2 H+ + 2e–

H2

Elektrické napětí ustavené mezi vodíkovou a zkoumanou elektrodou je tak rovno potenciálu zkoumané elektrody. Standardní elektrické potenciály různých redoxních systémů lze sestavit do tzv. řady napětí kovů. Několik členů této řady, především systémy kov/ion, jsou uvedeny v tabulce 8.1. Tabulka 8.1 Standardní elektrodové potenciály vybraných kovů Kov/ion Napětí [V]

Li+/Li

K+/K

–3,05

–2,93

Ca2+/Ca Na+/Na Mg2+/Mg Al3+/AI Zn2+/Zn –2,87

–2,71

Kov/ion Fe2+/Fe Sn2+/Sn Pb2+/Pb Napětí –0,44 –0,14 –0,13 [V]

H+/H2

–2,36

–1,66

–0,76

Cu2+/Cu Ag+/Ag Hg2+/Hg

0,00

0,34

0,80

0,85

Elektrochemické vlastnosti kovů jsou popsány v kap. 2.2, modul M03.

+ –

2e 2+

Cu

Cu

Obr. 8.1 Vznik kladné elektrody Účinek elektrických potenciálů lze demonstrovat na roztoku zinečnaté soli (např. ZnSO4) do něhož ponoříme zinkovou elektrodu a roztoku měďnaté soli (např. CuSO4), do něhož ponoříme měděnou elektrodu. Oba roztoky jsou od- 43 (48) -


děleny polopropustnou membránou (propouští rozpouštědlo, brání však míšení rozpuštěných látek). Schematicky lze tuto situaci znázornit takto: (–)

(+) 2+

2+

Zn | Zn || Cu | Cu Obě elektrody se nabíjejí na potenciál, který lze vypočítat z upravené Nernstovy rovnice a z údajů o standardních elektrických potenciálech obou kovů. Rozdíl potenciálů lze změřit. Na Zn-elektrodě se vytvoří záporný elektrický náboj, na Cu-elektrodě náboj kladný. Spojíme-li vodivě obě elektrody (kovovým vodičem), budou elektrony ze záporné elektrody přecházet na kladnou, což bude provázeno rozpouštěním Zn-elektrody (přechodem na Zn2+) a současně vylučováním mědi na Cu-elektrodě z iontů Cu2+, které na této elektrodě předaly svůj náboj. Ionty SO42– budou přecházet z prostoru Cu-elektrody do prostoru Znelektrody. Koncentrace ZnSO4 bude tedy vzrůstat a současně koncentrace CuSO4 se bude stejnou měrou snižovat. Potenciál Zn-elektrody se bude posouvat k pozitivnějším hodnotám a potenciál Cu-elektrody k hodnotám negativnějším oproti původnímu stavu. Děj bude pokračovat tak dlouho až dojde k vyrovnání obou potenciálů. Uvedené uspořádání je příkladem galvanického článku (Danielův), který je zdrojem stejnosměrného napětí. Práce, kterou článek vykoná, je rovna energii uvolněné redoxní reakcí Cu 2+ + Zn

Cu + Zn 2+

Tato reakce proběhne i v jednoduchém uspořádání – při ponoření zinku do roztoku měďnaté soli. V tomto případě však uvolněnou chemickou energií nelze převést na energii elektrickou, ale mění se na energii tepelnou. Kontrolní otázky

Co vyjadřuje Nernstova rovnice? Jak se získají hodnoty standardních elektrodových potenciálů? Co jsou galvanické články?

8.2

Elektrolýza

Ponoříme-li do roztoku elektrolytu (soli, kyseliny, zásady) dvě elektrody a vložíme-li na ně dostatečně velké stejnosměrné elektrické napětí, budou kladně nabité ionty putovat k záporné elektrodě (katodě) a záporně nabité ionty ke kladné elektrodě (anodě). Na elektrodě odevzdají ionty elektrický náboj a stanou se elektroneutrálními částicemi, které případně mohou reagovat se svým okolím (elektrodou, vodou nebo látkami v roztoku). Uvedený děj se nazývá rozklad elektrickým proudem neboli elektrolýza. Děje probíhající na katodě jsou svojí podstatou redukční (příjem elektronů), děje na anodě oxidační (odevzdání elektronů). Příklad.

Elektrolyt: MemXn

Men+ + Xm–

Děje na elektrodách jsou redoxní reakce, které lze popsat obecným schématem:

- 44 (48) -

Elektrochemie

Katoda: Men+ + n e–

Me0

Anoda: Xm– – m e–

X0

Kvantitativní stránku elektrolýzy popsal Faraday ve dvou zákonech: I. Hmotnost vyloučené látky na elektrodě při průchodu elektrického proudu roztokem je přímo úměrná prošlému náboji. II. Prochází-li stejný proud po stejnou dobu různými elektrolyty, pak počet molů látek vyloučených na elektrodách je nepřímo úměrný velikosti nábojů jejich iontů. Oba zákony lze vyjádřit jediným vztahem,

m=

M ⋅ I ⋅t z⋅F

kde m je hmotnost vyloučené látky na elektrodě, M je molární hmotnost dané látky (iontu), I je velikost stejnosměrného proudu, t je čas, z je náboj daného iontu a F je Faradayova konstanta, která je dána součinem F = e⋅NA , kde e je náboj elektronu a NA je Avogadrova konstanta, a představuje náboj 1 molu elektronů. Jeden mol elektronů vyloučí při elektrolýze z roztoku jeden mol atomů s jednotkovým nábojem. Příklad:

Náboj 1 molu elektronů vyloučí 1 mol Na – Na+ + 1 e–

1/2 molu Cu – Cu2+ + 2 e–

1/3 molu Al – Al3+ + 3 e–

Na0

Cu0 Al0

Elektrolýzy se využívá při výrobě některých plynů (H2, Cl2, F2), kovů (Na, K, Al) a při pokovování kovů. Kontrolní otázky

Jako která elektroda musí být zapojen kov, má-li být pokovován?

8.3

Akumulátory

Zdrojem stejnosměrného proudu mohou být galvanické články. Jeden z nich byl popsán výše. Všechny galvanické články se po určitém čase (odběru proudu) vyčerpávají a mají-li být znovu použity, je třeba je uvést do původního stavu, což lze uskutečnit působením elektrického proudu opačného směru, než který probíhal při vybíjení článku. Taková obnova funkce je možná jen u článků s reversibilními elektrodami, na nichž probíhají děje v obou směrech. Tyto články nazýváme sekundárními články nebo akumulátory. Jeden z běžných druhů akumulátorů je olověný, který je sestaven z elektrod, tvořených olověným skeletem, do něhož se vtlačuje pasta z PbO2, olověného prášku a H2SO4, která rychle tvrdne. Elektrody jsou ponořeny v 20% H2SO4. Při nabíjení se na katodě (záporná elektroda) vylučuje vodík, který redukuje PbO2 na jemně rozptýlené olovo a na anodě (kladná elektroda) se vylučuje po- 45 (48) -


vlak PbO2 za současného vývinu kyslíku. Při vybíjení akumulátoru probíhají na elektrodách tyto děje: na katodě Pb Pb2+ + SO4 2–

Pb 2+ + 2e – PbSO4

na anodě PbO 2 + 2 H 2 O Pb(OH) 4 + 2 e – Pb(OH) 2 + H 2 SO 4

Pb(OH) 4 Pb(OH) 2 + 2 OH – PbSO 4 + 2 H 2 O

Výsledný chemický děj při vybíjení akumulátoru lze popsat rovnicí Pb + PbO2 + 2 H2SO4

2PbSO4 + 2H2O

Při vybíjení olověného akumulátoru dochází ke spotřebě kyseliny sírové, jejíž koncentraci je třeba po určitém čase obnovit jejím přídavkem do akumulátoru. Potenciály jsou určeny na jednotlivých elektrodách poměrem koncentrací redoxních látek – na anodě c(Pb2+)/c(Pb4+) a na katodě c(Pb0)/c(Pb2+). Potenciální rozdíl obou elektrod činí 2,1 V.

8.3

Autotest

1. Standardní vodíková elektroda má potenciál

a) 0 V b) 1 V c) 2 V d) taková elektroda neexistuje 2. Platí, že

a) kov s vyšším elektrodovým potenciálem vytěsňuje kov s nižším elektrodovým potenciálem z roztoku jeho solí b) kov s nižším elektrodovým potenciálem vytěsňuje kov s vyšším elektrodovým potenciálem z roztoku jeho solí c) kov s nižším elektrodovým potenciálem se snáze oxiduje než kov s vyšším elektrodovým potenciálem d) kov s vyšším elektrodovým potenciálem se snáze oxiduje než kov s nižším elektrodovým potenciálem 3. Při elektrolýze roztoku síranu měďnatého a dusičnanu stříbrného se za použití stejného náboje vyloučí

a) dvakrát více mědi než stříbra b) dvakrát více stříbra než mědi c) obou kovů stejně

- 46 (48) -

Studijní prameny

9 9.1

Studijní prameny Seznam použité literatury

[1]

Malý, J., Rovnaníková, P. Základy chemie. Brno: Akademické nakladatelství CERM, 1995.

[2]

Hála, E., Reiser, A. Fyzikální chemie. Praha: Academia, 1966.

[3]

Atkins, P.W. Fyzikálna chémia. Bratislava: Slovenská technická univerzita, 1999.

[4]

Ščukin, E.D. a kol. Koloidní chemie. Praha: Academia, 1990.

[5]

Zumdahl, S., S. Chemistry. Toronto: D.C.Heath and Company, 1986.

[6]

Holzbecher, Z. a kol. Analytická chemie. Praha: SNTL, 1968.

9.2

Seznam doplňkové studijní literatury

[7]

Zumdahl, S., S. Chemistry. Toronto: D.C.Heath and Company, 1986.

[8]

Vacík, J. a kol. Přehled středoškolské chemie. Praha: SPN, 1990.

[9]

Wertheim, J., Ilustrovaný přehled chemie. Ostrava: BLESK, 1994.

- 47 (48) -


10 Klíč Správné odpovědi k autotestům: Autotest 2.4, str. 16 – 1. a), c), 2. b), c), d), 3. c), d), 4. b) Autotest 3.4, str. 21 – 1. a), 2. b), c), 3. b), d), 4. a) Autotest 4.2, str. 26 – 1. a), d), 2. b), d), 3. b) Autotest 5.3, str. 33 – 1. a), 2. a), c), 3. b) Autotest 6.3, str. 38 – 1.a), 2. b), c), 3. b) Autotest 7.8, str. 41 – 1. b), 2.c), 3 a), b), c) Výsledky úkolů: 2.1 – S: beton, vápenná malta, hlína, sádrová omítka, LCHČ: polyetylén, hydroxid vápenatý, pyrit, chlorid sodný 2.2 – 1. 6,65⋅10–26 kg, 2.1,66⋅10–25 kg, 1,24⋅10–25 kg 2.3 – 18,069⋅10–23 molekul 2.4 – CaO, CO2, Al(OH)3, H2CO3, CaCO3, CaSO4⋅2H2O, SiO2, Fe2O3, Mg(HCO3)2 2.5 –

234 90

Th

234 91

Pa + e − ,

4 2

230 90

Th

He+ 226 88 Ra

3.1 – Kγ =c(H+)⋅c(OH–)= 10–14 ⇒ c(H+) = c(OH–) = 10–7 ⇒ pH = –logcH+⇒ pOH = –logcOH– ⇒ pH + pOH = 14

5.1 – přímá reakce: 2 S + 3 O2

postupné reakce: S + O2

2 SO2 + O2

- 48 (48) -

2 SO3

SO2

2 SO3

VYSOKÉ UČENÍ TECHNICKÉ V BRNĚ FAKULTA STAVEBNÍ PAVLA ROVNANÍKOVÁ PAVEL ROVNANÍK RICHARD KŘÍSTEK STAVEBNÍ CHEMIE

Recommend Documents