Transcript Chemická reakce - Katedra chemie

OBECNÁ CHEMIE
CHEMICKÁ REAKCE
Ing. Alena Hejtmánková, CSc.
Katedra chemie
Agronomická fakulta ČZU Praha
© Praha, 2003
DEFINICE, ZÁKLADNÍ POJMY
Chemická reakce
změna vnějších fyzikálních podmínek (tlak, teplota)
 zavedení další vhodné látky do systému
 proces, kdy zanikají staré chemické vazby a vznikají nové

H2 (g) + I 2 (g)
výchozí látky
400 o C
2 HI (g)
reakční produkt
Vazebné energie [kJ/mol]
výhody

energetické
 strukturní
Obecná chemie. Chemická reakce.
H2
I2
2 HI
435
150
299
585
598
Rozdíl
13
2
KLASIFIKACE REAKCÍ
/1
Základní typy chemických reakcí

skladné (syntéza)
Fe + S
FeS

rozkladné (analýza)
CaCO3
CaO + CO2

substituční
CuSO4 + Zn

podvojná záměna
BaCl2 + Na 2SO4

polymerace
n CH2 = CH2
polykondenzace
n H2N - CH2 - CO - OH
[ -NH- CH2 - CO -] n + (n -1)H 2 O

Obecná chemie. Chemická reakce.
ZnSO4 + Cu
BaSO4 + 2 NaCl
[ - CH2 - CH2 - ] n
3
KLASIFIKACE REAKCÍ
/2
Rozdělení chemických reakcí podle počtu fází

homogenní (reaktanty a produkty ve stejné fázi)
N2 (g) + H2 (g)

2 NH3 (g)
heterogenní (reakce na fázovém rozhraní)
2 HCl (aq) + Zn (s)
ZnCl 2 (aq) + H2 (g)
plyn
gas
g
kapalina
liquid
l
tuhá látka
solid
s
ve vodném roztoku
aqua
aq
Obecná chemie. Chemická reakce.
4
KLASIFIKACE REAKCÍ
/3
Rozdělení chemických reakcí podle charakteru štěpení vazby

homolytické (vznikají radikály)
2H
H2

heterolytické (vznikají ionty)
H2 O
+
H + OH
elektrofil
Obecná chemie. Chemická reakce.
nukleofil
5
KLASIFIKACE REAKCÍ
/4
Rozdělení chemických reakcí podle reagujících částic
NO2 + CO
NO + CO2

molekulové

radikálové (řetězový mechanismus)


iniciace

propagace

terminace
Cl 2
2 Cl 
Cl  + H2
H  + Cl 2
H + H
Cl  + Cl 
HCl + H 
HCl + Cl 
H2
H  + Cl 
Cl2
HCl
iontové (většina anorganických reakcí v polárních rozpouštědlech)
CO 32 - + H2O
Obecná chemie. Chemická reakce.
HCO -3 + OH
6
KLASIFIKACE REAKCÍ
/5
Rozdělení chemických reakcí podle průběhu

vratné (reversibilní)
T
NH4 Cl

NH3 + HCl
nevratné (irreversibilní)
NH4 NO2
Obecná chemie. Chemická reakce.
N2 + H2O
7
KLASIFIKACE REAKCÍ
/6
Rozdělení chemických reakcí podle energetické bilance
enthalpie H vyjadřuje energetické změny
ΔH = ΔU + p ΔV
U = vnitřní energie soustavy

reakce exotermické (reakční teplo se uvolňuje)
ΔH < 0

reakce endotermické (reakční teplo je nutno dodat)
ΔH > 0
Obecná chemie. Chemická reakce.
8
KLASIFIKACE REAKCÍ
/7
Rozdělení chemických reakcí podle přenášených částic

reakce protolytické (přenos protonu H+)
HCl + H 2O
+
H3O + Cl -
reakce kyseliny a zásady = acidobazická reakce

reakce oxidačně-redukční (přenos elektronu e-)
+
S0 + 6 HN VO3
+
+
H 2 S VI O4 + 6 N IVO2 + 2 H2O
změna oxidačních čísel

reakce koordinační (komplexotvorné)
CuSO4 + 4 NH3
[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4
přenos atomů nebo skupin atomů
Obecná chemie. Chemická reakce.
9
CHEMICKÁ ENERGETIKA TERMODYNAMIKA
Termodynamika studuje

energetické bilance
 uskutečnitelnost chemických reakcí - směr průběhu
 rovnovážné stavy
 stabilitu látek
Základ tvoří 2 axiomatické věty
1. věta - zákon zachování energie
 2. věta - přírodní děje nevratné

Obecná chemie. Termodynamika.
10
TERMODYNAMICKÉ POJMY
/1
Termodynamický systém
energie
energie
uzavřený
izolovaný
hmota
hmota
energie
otevřený
teplo
adiabatický
hmota
konečný stav
Stav systému popisují stavové veličiny

tlak p, objem V, teplota T, látkové množství n
Standardní veličiny
101
kPa, 298 K = 25 ºC, např.
Obecná chemie. Termodynamika.
0
ΔH 298
počáteční stav, např. objem V
11
TERMODYNAMICKÉ POJMY
/2
Vnitřní energie U + vnější energie - Ek, Ep
translační
 rotační
 vibrační
 vzájemné silové působení
 energie elektronů

molekuly
atomy
U nelze měřit absolutně - měřitelná je její změna DU
ΔU = UB - UA
Vnitřní energie U
Obecná chemie. Termodynamika.
tepelná - Q
netepelná - práce W
12
1. VĚTA TERMODYNAMICKÁ
ΔU = Q + ( - W)
Vzrůst vnitřní energie systému je při jakémkoliv ději roven
součtu tepla a práce, které systém při tomto ději přijal.
Vzrůst vnitřní energie systému znamená pokles
energie okolí a naopak.
Obecná chemie. Termodynamika.
13
PRÁCE
Práce W = p ΔV
V1

mechanická
 objemová (plyny)
 elektrická (galvanické články, elektrolýza)
V2
Izochorický děj (V = konst.)
QV = ΔU
Izobarický děj (p = konst.)
Qp = ΔU+ p ΔV = ΔH
DH = tepelné zabarvení reakce při konstantním tlaku (reakční teplo)
exotermní reakce
DH < 0
DU < 0
endotermní reakce
DH > 0
DU > 0
Obecná chemie. Termodynamika.
14
2. VĚTA TERMODYNAMICKÁ
Samovolné děje
zvýšení
neuspořádanosti
pokles pořádku
rovnoměrné
rozložení částic
Přírůstek entropie
S = k ln P
Entropie S - míra neuspořádanosti systému
velmi uspořádané systémy - živé organismy
 maximum pravděpodobnosti - entropie roste

Obecná chemie. Termodynamika.
15
SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ
/1
Entropie roste
tuhý stav  kapalný stav  plynný stav
 rozpouštění tuhé látky v kapalině
 děje, kdy se zvyšuje počet molekul
 mísení plynů

Kritéria pro spontánní průběh dějů
G = H - TS
DG = DH - TDS

snížení energie

zvýšení neuspořádanosti  růst entropie
Nová funkce G - Gibbsova energie (volná enthalpie)
člen enthalpický - rozhodující vliv
 člen entropický - vliv roste s teplotou T

Obecná chemie. Termodynamika.
16
SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ
Gibbsova energie
Stav
Typ reakce
DG < 0
spontánní průběh
exergonická
DG > 0
neprobíhá spontánně
endergonická
DG = 0
rovnováha
–
/2
Spřažení obou dějů - živé organismy
A +X
B + XE
ΔG1 < 0
ΔG 1
C + XE
Obecná chemie. Termodynamika.
D + X
> ΔG 2
ΔG2 > 0
17
SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ
/3
Gibbsova energie
+
T DS
0
DH
T
DG < 0
-
Obecná chemie. Termodynamika.
DG = DH - TDS
Exotermní rozkladná reakce
DH < 0 DS > 0
2 H2O2  2 H2O + O2
reakce probíhá samovolně
při libovolné teplotě
18
SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ
+
/4
Gibbsova energie
DG = DH - TDS
DG
T*
Exotermní skladná reakce
0
T
DH
DH < 0 DS < 0
N2 + 3 H2  2 NH3
T DS
-
Obecná chemie. Termodynamika.
reakce probíhá samovolně
jen při T < T*
19
SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ
+
/5
Gibbsova energie
T DS
DG = DH - TDS
DH
Endotermní rozkladná reakce
T*
DH > 0 DS > 0
0
T
DG
-
Obecná chemie. Termodynamika.
CaCO 3  CaO + CO2
reakce probíhá za vysokých teplot
T > T*
20
SPONTÁNNÍ PRŮBĚH DĚJŮ
+
DH > 0 DS < 0
DG
DH
0
/6
reakce neprobíhá spontánně
DG > 0 vždy
T
Gibbsova energie
-
T DS
Obecná chemie. Termodynamika.
DG = DH - TDS
21
KONEC
22