Chemické děje a chemické reakce

Chemický děj

• Chemický děj je proces, při němž dochází ke změnám chemických vazeb mezi stavebními částicemi látek.

Nejčastějším případem chemického děje je chemická reakce.

• Chemické vazby: – Nekovalentní: vystupují v chemických dějích rozpouštění, ředění, krystalisace, sublimace, desublimace, kondensace, vypařování, jsou důležité při purifikačních methodách, jsou velmi slabé • Vodíkové můstky • Van der Waalsovy interakce – Kovalentní: k jejich změnám dochází v rámci chemických reakcí, jsou velmi • Polární silné • Nepolární • Extrémně polární = iontové

Popis chemického děje

•

Stechiometrie

– udává, v jakých poměrech spolu činitelé chemického děje vystupují •

Thermodynamika

– popisuje energetické změny v rámci chemického děje •

Kinetika

– popisuje rychlost chemických dějů •

Mechanismus

etc.) na – popis průběh všech změn (dílčí reakce, úrovni zúčastněných částic chemického děje (atomy, molekuly, ionty)

Zákonitosti chemického děje

•

Zákon zachování hmoty:

během chemického děje se celková hmotnost systému nemění.

–

Hmotnost iontu je kovalentně vázaného atomu i hmotnost v podstatě stejná odpovídajícího volného atomu.

jako hmotnost

•

Zákon zachování energie:

děje energie nevzniká, ani nezaniká, pouze se jedna její forma mění ve formu jinou. Celkový součet energie systému ve všech jejích formách zůstává konstantní.

během chemického

Chemická reakce

•

Chemická reakce

je proces, při kterém nastávají látkové změny, tj. dochází ke změnám ve složení a struktuře látek. Chemické reakce se uskutečňují zpravidla v důsledku vzájemného působení dvou či více látek, ale některé z nich též vlivem energie na látku jedinou.

•

Chemická reakce

je přeskupením chemicky vázaných atomů, při kterém některé vazby zanikají a jiné vznikají.

Chemická reakce

• K chemické reakci dojde: – Pokud se reagující látky dostanou do bezprostředního kontaktu – Pokud má reakce dostatečné energetické podmínky • Chemická reakce se zapisuje chemickou rovnicí, tvořenou chemickými vzorci  reaktanty (látky vstupující do reakce) → produkty  aA + bB → cC + dD Stechiometrické koeficienty: udávají, v jakých poměrech vystupují jednotlivé látky v reakci. Obvykle nejmenší možná celá čísla.

Chemické rovnice

• Úplné: • Zn (s) + H 2 SO 4(aq) → H 2(g) Zn + 2 HCl → H 2 + ZnSO + ZnCl 2 4(aq) • Iontové: Zn (s) + 2 H + (aq) → Zn 2+ (aq) + H 2(g)

Součet všech atomů daného prvku na levé straně se musí rovnat součtu atomů tohoto prvku na straně pravé

•

Součet všech nábojů vystupujících částic na levé straně, se musí rovnat součtu všech vystupujících částic na straně pravé

•

Specifikace stavu látky (s; l; g; aq) není povinná, ale často vhodná

• Reakční schema: N 2 + H 2 ---> NH 3

N

2 (

g

)  3

H

2 (

g

)   

C

20  ;  2

NH

3 (

g

)

Chemická kinetika

Kinetika – rychlost chemických reakcí

• Pro mnoho procesů je důležité vědět, jak rychle probíhají • Jak měřit rychlost chemické reakce?

– Změna látkového množství za jednotku času:

r

 

n



t

– Problém: velikost a množství reakční směsi – Řešení: vztažení rychlosti na jednotkový objem

r

  

t n

1 .

V

– Pro většinu případů je objem konstantní → rychlost je pak možné vyjádřit jako změnu molární koncentrace

r

 

n



t

.

1

V

 

c



t

Rychlostní rovnice

• Pro modelovou reakci podle rovnice (ale všeobecně pro jakoukoli):

aA



bB



cC

lze rychlost spočítat pomocí rychlostní rovnice Dílčí řády reakce (jejich součet dává celkový řád reakce)

r

 

n



t

1 .

V

 

c



t

 

k

 .

c



A

.

c B

 

k

 .

c C

  

k

 .

i



c i



i



reagující



k

 .

j



c



j



vznikající j

Rychlostní konstanty (šipka označuje směr reakce) Jednotlivé koncentrace reagujících látek

Rychlostní konstanta

• Konstanta k určuje velikost rychlosti • Pro každou reakci musí být experimentálně zjištěna • Vzorec pro výpočet navrhl chemik Arrhenius:

k



A

.

e



E A R

.

T

A … Arrheniova konstanta E A … Aktivační energie R … Plynová konstanta – 8,314 J.K

-1 .mol

-1 T … Thermodynamická teplota Aktivační energie – energie, jež je třeba dodat pro zahájení reakce

Ovlivňování rychlosti reakce

1.

2.

3.

• • Zvýšení koncentrace reagujících částic Při reakci se sráží molekuly, nebo atomy reaktantů za vzniku produktů, rychlost reakce pak stoupá s pravděpodobností těchto srážek.

Pravděpodobnost srážek pak stoupá s počtem částic na daném prostoru, čili s koncentrací.

• • • Zvýšení teploty Pro zdárný průběh reakce musí mít reagující částice určitou energii, která se projevuje jako jejich rychlost.

Zvýšením teploty dodáváme teplo a tím energii reagujícím částicím a jejich rychlost vzroste, což urychlí reakci.

Můžeme také říci, že zvýšením rychlosti částic zvýšíme pravděpodobnost srážky dvou částic s potřebnou energií.

• • U reaktantů v pevném stavu zvýšení stupně rozmělnění Rozmělněním pevných částic na prášek se zvýší plocha styku s dalšími reagujícími částicemi a tedy i počet srážek s nimi a tím rychlost reakce.

Opět lze tvrdit, že se zvýší pravděpodobnost srážek vedoucích k reakci

Ovlivňování rychlosti reakce

4.

Přítomnost katalysatoru: • Katalysator = látka snižující aktivační energii a tím barieru pro zahájení reakce, mění rychlost reakce, ale nevystupuje v konečné reakci a v ideálním případě se během reakce nespotřebovává (což v praxi není téměř nikdy možné) • Katalysator vlastně funguje jako horský průvodce, který hledá pro svoji skupinu jiné - snašší cesty pro překonání horského hřebenu, než přímý pochod přes vrchol

Thermodynamika

Energetika chemických reakcí

• Při reakci zanikají staré vazby, přičemž je třeba dodat energii, která odpovídá disociační energii štěpených vazeb; a dále nové vazby vznikají, což je doprovázeno uvolněním energie, jež odpovídá vazebné energii vazeb vznikajících. Chemická reakce je tak vždy provázena změnou energie • Reakce –

Exothermní

je provázena uvolněním energie (tepla), reakční směs se zahřívá a energie má záporné znaménko –

Endothermní

je provázena spotřebou energie (tepla), reakční směs se samovolně ochlazuje a energie má kladné znaménko • Jak ale vyjádřit energetické změny?

Vnitřní energie

• Značka

U

, jednotka

kJ/mol

• Souhrn všech forem energie v daném systému (kinetická, potenciální, jaderná, elektronů, vazebná, etc.) • Nelze přesně určit její absolutní hodnotu • Je ale možné určit její změnu 

U

Enthalpie

• • Značka

H r

. , jednotka

kJ/mol



Hr =



U + p.



V

• Změna vnitřní energie změněná o práci, jež systém vykoná během reakce • Teplo, které se uvolní při reakci za konstantního tlaku • „Tepelné změny při chemických reakcích probíhajících za stálého tlaku zahrnují i objemovou práci“

CaCO 3



V

CaO + CO 2

Standardní reakční teplo a slučovací teplo

• • • Standardní podmínky: chemických hodnot dohodnuté a všeobecně uznávané podmínky pro tabelování fysikálních a – T = 298,15 K (25°C) – p = 101,325 kPa – c = 1 mol/l – n = 1 mol

Standardní reakční teplo (Q

r

):

teplo, během reakce za standardních podmínek které se uvolní

Standardní slučovací teplo (Q

látky z prvků

r

):

reakční teplo reakce, při které vzniká za standardních podmínek 1 mol dané

E A + B reaktanty

Energetický diagram

‡ Transitní stav Transitní stav

: stav, kdy část starých vazeb je již rozvolněna a začínají vznikat vazby nové, přitom je však stejně pravděpodobný vznik produktu i obrácení reakce zpět k výchozím látkám E A – Aktivační energie C + D produkty  H r – Endothermní reakce  H r – C + D produkty Exothermní reakce Reakční koordináta

Vratnost reakcí a chemická rovnováha

• Z energetického grafu je vidět, že theoreticky je možné každou reakci obrátit, pokud dodáme dostatečnou energii (která odpovídá aktivační energii obrácené reakce) –

vratnost reakce

• Díky energetickým změnám během reakce se často stává, že část molekul dostává právě tuto požadovanou energii pro obrácení reakce a reakce tak současně běží oběma směry • Pokud se rychlost reakce a obrácené reakce vyrovnají (rychlost přeměny na produkty se rovná rychlosti přeměny na reaktanty), dospěje reakce do rovnováhy – oba děje stále probíhají, ale shodnou rychlostí. Koncentrace všech látek zůstává konstantní a nepozorujeme další změny. Zdánlivě se tak reakce zastavila. –

dynamické rovnováha

Rovnovážná konstanta

• Každá chemická reakce se dostane po určité době do stavu chemické rovnováhy • Chemická rovnováha je matematicky vyjádřena rovnovážnou konstantou (Gulberg-Waagův zákon)

aA



bB cC



dD K



       

d b

   

j produkty

;

j

 

i



i reak

 tan

ty

;

i



j

[ X] … koncentrace jednotlivých látek (mol/l) x … stechiometrický koeficient dané látky P … součin [P j ] … koncentrace jednotlivých produktů [R i ]  i,j … koncentrace jednotlivých reaktantů … stechiometrické koeficienty daných látek

•

Ovlivňování rovnovážného složení

Snížení koncentrace produktu/ů:

– Odčerpáváním i byť jen jednoho produktu se numericky snižuje čitatel zlomku rovnovážné konstanty, aby poměr zůstal zachován a tudíž se konstanta nezměnila, reaguje systém vytvářením odčerpávaného produktu a rovnovážné složení je tak posunuto směrem k produktům •

Zvýšení koncentrace výchozí látky/ek:

– Přidáváním i jen jediné výchozí látky vede k numerickému zvýšení jmenovatele zlomku rovnovážné konstanty. Aby poměr a s ním i konstanta zůstal zachován, reaguje systém vytvářením produktů. Rovnovážné složení je tak posunuto směrem k produktům – Obvykle přidáváme tu nejlevnější výchozí látku, klidně i ve velkém nadbytku

Ovlivňování rovnovážného složení

•

Změna tlaku v reakční soustavě:

– Možno použít jen u reakcí se změnou objemu – Obvykle reakce, kde vystupují plyny – 1 mol jakéhokoliv plynu má stejný objem, který je vždy daleko větší než objem kapaliny, nebo pevné látky – Zvýšení tlaku posunuje rovnováhu ve směru menšího objemu reakční soustavy (tj. na stranu menšího látkového množství plynu/ů)

CaCO

3 (

s

) 

t CaO

(

s

) 

CO

2 (

g

) Při zvýšení tlaku:

←

2

NO

2 (

g

)

N

2

O

4 (

g NaOH

(

aq

) 

HBr

(

aq

) )

NaBr

(

aq

) 

H

2

O

→ Nemá vliv

Ovlivňování rovnovážného složení

• Změna teploty v reakční soustavě: – Zvyšování teploty znamená dodávání energie – energie se chová jako reaktant – Snižování teploty znamená odebírání energie – energie se chová jako produkt – Endothermní reakce:

aA



bB

 

E cC



dD

– Exothermní reakce:

aA



bB cC



dD

 

E

– Z předešlého vyplývá: • U endothermních reakcí zvýšení teploty vede k posunutí rovnovážného složení směrem k produktů, u exothermních naopak • U exothermních reakcí vede snížení teploty k posunutí rovnovážného složení směrem k produktům, u endothermních naopak

Druhy chemických dějů

Druhy chemických reakcí

• Podle skupenství: – V pevné fázi • Málo časté • Špatný kontakt reagujících látek • Problémy s promícháváním – V kapalné fázi • Nejčastější • Dobré promíchávání a dobrý kontakt reaktantů • Je možné využít vlastnosti rozpouštědla pro ovlivnění průběhu reakce – V plynné fázi • Dobré promíchání i kontakt reaktantů • Problém s objemem reaktoru a změnami tlaku při reakci

Druhy chemických reakcí

• Podle skupenství 2: – Homogenní: všechny látky jsou ve stejné fázi – Heterogenní: alespoň jedna látka je v jiné fázi • Podle reagujících částic: – Radikálové • Reagují radikály – částice s nespárovaným elektronem, vysoce nestabilní a reaktivní • Obvykle řetězové reakce • Špatně se řídí – Molekulové – Iontové

Druhy chemických reakcí • Podle přenášených částic:

– Redoxní – přenáší se elektrony – Acidobasické – přenáší se protony – Srážecí – přenáší se části molekul

Redoxní reakce

• Při reakci se přenáší elektrony • Během reakce se mění oxidační čísla zúčastněných atomů • Vyčíslování se provádí pomocí křížového pravidla • Počet odevzdaných a přijatých elektronů musí být shodný

Mn IV O

2  4

HCl



I Mn II Cl

2 

I

 2

H

2

O



Cl

2 0 • Redukce: děj, při kterém dochází k přijmutí elektronu a snížení oxidačního čísla • Redukční činidlo: látka způsobující redukci, přičemž se samo oxiduje • Oxidace: děj, při kterém dochází k odevzdání elektronu a zvýšení oxidačního čísla • Oxidační činidlo: látka způsobující oxidaci, přičemž se sama redukuje

Acidobasické reakce

• Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H + • Reakce kyselin a zásad • Tři theorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova Kyselina Base (zásada)

Arrhenius

Donor H + Donor OH -

Brönsted

Donor H + Akceptor H +

Lewis

Akceptor e páru Donor e páru

H

2

SO

4  2

NaOH Na

2

SO

4  2

H

2

O

• • • Stupnice vyjadřující kyselost roztoku 0 – 14 • 0 – 7 • 7 • 7 – 14 kyselé neutrální zásadité Hodnota pH závisí na koncentraci uvolněných vodíkových iontů

pH

Síla kyselina a zásad ve stupnici pH

• Síla kyseliny je úměrná její schopnosti odštěpovat své protony a přenášet je na molekuly rozpouštědla (obvykle vody – vznik oxoniového kationtu) • Silnější je tedy kyselina, která při stejné výchozí koncentraci odštěpí více vodíkových iontů a tím dosáhne nižšího pH

HBr



H

2

O H

3

O

 

Br

 • Síla base je úměrná schopnosti vychytávat vodíkové ionty • Silnější base je tedy ta, která při stejné výchozí koncentraci vychytá více vodíkových iontů a tím dosáhne vyššího pH

NaCO

3 

H

3

O



NaHCO

3 

H

2

O

Srážecí reakce • Přenáší se atomy, nebo celé části molekul • Jeden z produktů je mnohem méně rozpustný než jiné a vylučuje se ve formě sraženiny

BaCl

2 (

aq

) 

H

2

SO

4 (

aq

) 2

HCl

(

aq

) 

BaSO

4 (

s

)