Chemická reakce

Chemická reakce je děj, při kterém z určitých látek vznikají látky jiné

Je chemická reakce? hoření (ano, z např. dřeva vzniká popel), koroze (ano, z kovu vzniká rez), dýchání (ano, z kyslíku se stává oxid uhličitý), tání ledu (ne, pořád je to H₂O)

reaktanty jsou látky, které vstupují do chemické reakce
produkty jsou naopak látky, které při reakci vznikají

Při chemické reakci zanikají některé vazby v reaktantech a tvoří se nové v produktech – identita atomu se nemění (není takto možné např. změnit železo na zlato!)

chemická rovnice – zápis chemické reakce pomocí vzorců
podmínky reaktanty ———————> produkty
skupenství látek – pevné (s – solid), kapalné (l – liquid), plynné (g – gas), vodný roztok (aq – aqua)
t CaCO₃(s) ——> CaO(s) + CO₂(g)
zákon zachování hmotnosti (Lomonosov, Lavoisier) – hmotnost všech reaktantů je rovna hmotnosti všech produktů

Význam chemických rovnic:
2H₂ + O₂ ——> 2H₂O
kvalitativní význam – sloučením vodíku s kyslíkem vzniká voda
kvantitativní význam – buďto 2 molekuly + 1 molekula → 2 molekuly (částice), nebo 2 moly + 1 mol → 2 moly (látkové množství)

chemické schéma – napíší se pouze reaktanty a produkty (nepropočítává se), šipka se značí čárkovaně:
Reaktanty -----> produkty

Propočítávání: (koeficienty)
2Mg + O₂ ——> 2MgO
N₂ + 3H₂ ——> 2NH₃
P₄ + 6Cl₂ ——> 4PCl₃
2H₂O₂ ——> 2H₂O + O₂
SO₂ + 2H₂S ——> 3S + 2H₂O
PbS + 2PbO ——> 3Pb + SO₂
2Cr + 3H₂O ——> Cr₂O₃ + 3H₂
2K + 2H₂O ——> 2KOH + H₂

Druhy chemických reakcí

podle změny v počtu částic
podle skupenství reaktantů
podle přenášené částice

Podle změny v počtu částic

Reakce skladné
(slučovací, syntetické)
z více reaktantů vzniká jeden produkt
Př.: 2H₂ + O₂ ——> 2H₂O
Reakce rozkladné
(analytické)
z jednoho reaktantu vzniká více produktů
t CaCO₃ ——> CaO + CO₂
Reakce substituční
(nahrazovací)
Př.: Zn + HCl ——> H₂ + ZnCO₂
nahrazení atomu nebo skupiny atomů
Podvojná záměna
(konverze)
Př.: AgNO₃ + NaCl ——> NaNO₃ + AgCl
Důležité konverze
- Neutralizace
  Kyselina + zásada ——> sůl kyseliny + voda
  
  2H^I(NO₃)^-I + Ca^II(OH)^-I₂ ——> Ca^II(NO₃)^-I₂ + H₂O
  1H^I₂(SO₄)^-II + 2Na^IOH ——> Na^I(SO₄)^-II + 2H₂O
  1H(NO₃)^-I + 1K^IOH ——> K^I(NO₃)^-I + H₂O
  2H₃(PO₄)^-III + 3Mg^II(OH)₂ ——> Mg^II₃(PO₄)^-III₂ + 6H₂O
  H₃(PO₄)^-III + 3Na^IOH ——> Na^I₃(PO₄)^-III + 3H₂O
  H₂(SO₄)^-II + Mg^II(OH)₂ ——> Mg^II(SO₄)^-II + 2H₂O
- Srážecí reakce
  AgNO₃ + NaCl ——> AgCl ↓ + NaNO₃
  (šipka dolů značí sraženinu)
- Vytěsnění slabší kyseliny z její soli kyselinou silnější
  Fe^IIS^-II + H^ICl^-I ——> H₂^IS^-II + Fe^IICl₂^-I (H₂S) slabá silná
  Na₂SO₃ + H₂SO₄ ——> H₂SO₃ + NaSO₄ (H₂SO₃) slabá silná Na₂CO₃ + HCl ——> H₂CO₃ + NaCl slabá silná

Podle skupenství reaktantů

homogenní – reaktanty jsou ve stejném skupenství
heterogenní – reaktanty jsou v různém skupenství

Podle přenášené částice

redoxní reakce – přenáší se elektrony mezi reaktanty, čímž dochází ke změně oxidačních čísel
acidobazické reakce (protolytické reakce) – dochází k přenosu kationtu vodíku (H⁺) mezi kyselinou a zásadou
koordinační (komplexotvorné) reakce – dochází k přenosu atomů nebo skupin atomů mezi reaktanty za vzniku koordinačně kovalentní vazby

Oxidačně-redukční reakce
(redoxní reakce)
chemické reakce můžeme rozdělit na dvě podskupiny – na ty, kde se oxidační čísla nemění, a ty, kde se oxidační čísla mění
dochází k přenosu elektronů mezi reaktanty, v důsledku toho i ke změně oxidačních čísel
pravidla pro určování oxidačních čísel – viz začátek této stránky
Př.: 2H₂⁰ + O₂⁰ → 2H₂^IO^-II – toto je redoxní reakce (protože se mění oxidační čísla)

Oxidace a redukce

Oxidace Redukce

uvolňování (odevzdávání) elektronů přijmutí elektronů

zvyšování oxidačního čísla snižování oxidačního čísla

Oxidace
děj, při kterém látka odevzdává elektrony, v důsledku toho se zvyšuje oxidační číslo
Redukce
děj, při kterém látka přijímá elektrony, v důsledku toho se snižuje oxidační číslo

Oxidace i redukce probíhají současně.

dílčí redoxní reakce – vypsujeme pouze látku, přijaté či odevzdané elektrony a jak se změnilo oxidační číslo látky

Fe^II - e^- → Fe^II (oxidace)
Sn^IV + 2e^- → Sn^II (redukce)
S^-II - 8e^- → S^VI (oxidace)
Br₂⁰ +2e^- → 2Br^-I (redukce)

Redoxní reakce: 2Cu^IIO^-II + C⁰ → C^IVO^-II₂ + 2Cu⁰ – měď se redukuje, uhlík se oxiduje
2Cu^II + 4e^- → 2Cu⁰ redukce
C⁰ - 4e^- → C^IV oxidace
poslední dva řádky jsou právě ony dílčí redoxní reakce
vždy musí být dvě dílčí redoxní reakce – jedna oxidující, jedna redukující
počet odevzdaných a přijatých elektronů musí být stejný

Oxidační a redukční činidlo
oxidační činidlo je látka, která umožňuje oxidaci a tím se sama redukuje
důležitá oxidační činidla: halogeny, kyslík, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, KMnO₄
redukční činidlo – látka, která umožňuje redukci a tím se sama oxiduje
důležitá redukční činidla: C, H₂, alkalické kovy
H^I₂S^-II + CO⁰₂ → 2H^ICl^-I + S₀
CO⁰₂ + 2e^- → 2Cl^-I – redukuje se
S^-II - 2e^- → S⁰ – oxiduje se

S - oxiduje se → H₂S je redukční činidlo
Cl - redukuje se → Cl₂ je oxidační činidlo

Vyčíslování redoxních reakcí

K^IMn^VIIO^-II₄ + Sn^IICl^-I₂ + H^ICl^-I → Mn^IICl^-I₂ + Sn^IVCl^-I₄ + K^ICl^-I + H^I₂O^-II
Mg^VII + 5e^- → Mn^II   red
Sn^I - 2e^- → Sn^IV   ox
Musíme obě rovnice vynásobit, aby byly počty elektronů stejné:
2Mg^VII + 10e^- → 2Mn^II   red
5Sn^I - 10e^- → 5Sn^IV   ox

Doplníme do rovnice a propočítáme:

2K^IMn^VIIO^-II₄ + 5Sn^IICl^-I₂ + 16H^ICl^-I → 2Mn^IICl^-I₂ + 5Sn^IVCl^-I₄ + 2K^ICl^-I + 8H^I₂O^-II

K^IMn^VIIO^-II₄ + Fe^IIS^VIO^-II₄ + H^I₂S^VIO^-II₄ → Mn^IIS^VIO^-II₄ + Fe^III₂(S^VIO^-II₄)^-II₃ + K^I₂S^VIO^-II₄ + H^I₂O^-II
Mn^VII + 5e^- → Mn^II   red.
2Fe^II + 2e^- → Fe^III₂   ox.
↓
2Mn^VII + 10e^- → 2Mn^II   red.
10Fe^II + 10e^- → 5Fe^III₂   ox.

2K^IMn^VIIO^-II₄ + 10Fe^IIS^VIO^-II₄ + 8H^I₂S^VIO^-II₄ → 2Mn^IIS^VIO^-II₄ + 5Fe^III₂(S^VIO^-II₄)^-II₃ + K^I₂S^VIO^-II₄ + 8H^I₂O^-II

N^-IIIH^I₃ + O⁰₂ → N^IIO_-II + H^I₂O^-II
4N^-III - 520e^- → 4N^II   ox.
5O₂⁰ + 420e^- → 210O^-II   red.
Vyčíslíme: 4N^-IIIH^I₃ + 5O⁰₂ → 4N^IIO_-II + 6H^I₂O^-II

Oxidace	Redukce
uvolňování (odevzdávání) elektronů	přijmutí elektronů
zvyšování oxidačního čísla	snižování oxidačního čísla

Ag⁰ + H^IN^VO^-II₃ → Ag^IN^VO^-II₃ + N^IIO^-II + H₂^IO^-II
Pozor: dusík na pravé straně se vyskytuje dvakrát, pokaždé s jiným ox. číslem!
3Ag⁰ - 3e^- → 3Ag^I ox.
1N^V + 3e^- → N^II red.
dusík nalevo nesmíme vyčíslit rovnou, protože některé atomy mění oxidační číslo a některé ne
3Ag⁰ + 4H^IN^VO^-II₃ → 3Ag^IN^VO^-II₃ + 1N^IIO^-II + 2H₂^IO^-II

1K₂^ICr₂^VIO₇^-II + 4H₂^IS^VIO₄^-II + 3Na₂^IS^IVO₃^-II → 1Cr₂^III(S^VIO₄^-II)^-II₃ + 1K₂^IS^VIO₄^-II + 3Na₂^IS^IIO₄^-II + 4H₂^IO^-II
1Cr₂^VI + 6e^- → 1Cr₂^III red.
3S_IV - 6e^- → 3S^VI ox.

H^IN^VO^-II₃ + H^I₂S^-II → N^IIO^-II + S⁰ + H^I₂O^-II
3S^-II - 62e^- → 3S⁰ ox. / ×3
2N^V + 63e^- → 2N^II red. / ×2
2H^IN^VO^-II₃ + 3H^I₂S^-II → 2N^IIO^-II + 3S⁰ + 4H^I₂O^-II

disproporcionace

I⁰₂ + K^IO^-IIH^I → K^II^VO^-II₃ + K^II^-I + H^I₂O^-II
I⁰₂ - 10e^- → 2I^V
5I⁰₂ + 102e^- → 102I^-I / ×5
6I⁰₂ + 12K^IO^-IIH^I → 2K^II^VO^-II₃ + 10K^II^-I + 6H^I₂O^-II / :2
3I⁰₂ + 6K^IO^-IIH^I → K^II^VO^-II₃ + 5K^II^-I + 3H^I₂O^-II / :2

Propočítávání iontových rovnic

Cr^VI₂O^-II₇^2- + Br^-I^- + H^I⁺ → Cr^III³⁺ + Br⁰₂ + H^I₂O^-II
Cr^VI₂ + 6e^- → 2Cr^III red.
6Br^-I - 6e^- → 3Br⁰₂ ox. / ×3
1Cr^VI₂O^-II₇^2- + 6Br^-I^- + 14H^I⁺ → 2Cr^III³⁺ + 3Br⁰₂ + 7H^I₂O^-II

Zkontrolovat náboje na levé a pravé straně rovnice

Mn^VIIO^-II₄^- + H^I⁺ + N^IIIO^-II₂^- → Mn^II²⁺ + N^VO^-II₃^- + H^I₂O^-II
2Mn^VII + 10e^- → 2Mn^II red. / ×2
5N^III - 102e^- → 5N^V ox. / ×5
2Mn^VIIO^-II₄^- + 6H^I⁺ + 5N^IIIO^-II₂^- → 2Mn^II²⁺ + 5N^VO^-II₃^- + 3H^I₂O^-II

DÚ:
Na^II^-I + H^I₂S^VIO^-II₄ → I⁰₂ + Na^I₂S^VIO^-II₄ + H^I₂S^-II + H^I₂O^-II
2I^-I → I⁰₂
S^VI → Cr₂O₃ + NaNO₃ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂O

MnO₄^2- + I^- + H⁺ → Mn²⁺ + I₂ + H₂O

Fe^IIS^VIO^-II₄ + H^IN^VO^-II₃ + H^I₂S^VIO^-II₄ → Fe^III₂(S^VIO^-II₄)^-II₃ + N^IIO^-II + H^I₂O^-II
6Fe^II - 6e^- → 3Fe^III₂ oxidace
2N^V + 6e^- → 2N^II redukce

6Fe^IIS^VIO^-II₄ + 2H^IN^VO^-II₃ + 3H^I₂S^VIO^-II₄ → 3Fe^III₂(S^VIO^-II₄)^-II₃ + 2N^IIO^-II + 4H^I₂O^-II

K^IN^VO^-II₃ + Cr^III₂(S^VIO^-II₄)^-II₃ + Na^I₂C^IVO^-II₃ → K^IN^IIIO^-II₂ + Na^I₂Cr^VIO^-II₄ + Na^I₂S^VIO^-II₄ + C^IVO^-II₂
3N^V + 6e^- → 3N^III redukce
Cr^III₂ - 6e^- → 2Cr^VI oxidace
3K^IN^VO^-II₃ + 1Cr^III₂(S^VIO^-II₄)^-II₃ + 5Na^I₂C^IVO^-II₃ → 3K^IN^IIIO^-II₂ + 2Na^I₂Cr^VIO^-II₄ + 3Na^I₂S^VIO^-II₄ + 5C^IVO^-II₂

Co^II²⁺ + Cl^IO^-II^- + O^-IIH^I^- + H^I₂O^-II → Co^III(O^-IIH^I)^-I₃ + Cl^-I^-
2Co^II - 2e^- → 2Co^III oxidace
Cl^I + 2e^- → Cl^-I redukce
součet nábojů musí být stejný
2Co^II²⁺ + 1Cl^IO^-II^- + 4O^-IIH^I^- + 1H^I₂O^-II → 2Co^III(O^-IIH^I)^-I₃ + 1Cl^-I^-

Br^VO^-II₃^- + I^-I^- + H^I⁺ → Br⁰₂ + I⁰₂ + H^I₂O^-II
2Br^V - 10e^- → Br⁰₂
10I^-I - 10e^- → 5I₂₂

2Br^VO^-II₃^- + 10I^-I^- + 12H^I⁺ → 1Br⁰₂ + 5I⁰₂ + 6H^I₂O^-II

Fe^IIS^VIO^-II₄ + K^I₂Cr^VI₂O^-II₇ + H^I₂S^VIO^-II₄ → Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

ClO₃^- + C₂O₄^2- + H⁺ → ClO₂ + CO₂ + H₂O

Elektrolýza
elektrolyt – látka, která se vlivem rozpouštědla (nejčastěji voda) štěpí na volně pohyblivé ionty
mezi elektrolyty patří kyseliny, hydroxidy a soli
neelektrolyt – látka, která se v roztoku neštěpí na ionty
mezi neelektrolyty patří sacharóza, ethanol (Pozor: tyto látky se sice rozpouštějí, ale ne na ionty, nýbrž na celé molekuly)
elektrolytická disociace – děj, při kterém se látka vlivem rozpouštědla štěpí na volně pohyblivé ionty

Na^IOH^-I + H₂O → Na⁺ + OH^- + H₂O
H^I₂S^-II → 2H⁺ + S^2-
H^I₂SO^-II₄ → 2H⁺ + SO₄^2-
Na^I₂SO₄^-II → 2Na⁺ + SO₄^2-
Cu^IICl^-I₂ → Cu²⁺ + 2Cl^-
HCl → H⁺ + Cl^-
NaCl → Na⁺ + Cl^-
Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-

Schéma elektrolýzy

katoda – záporná, kationty – kladné (protiklady se přitahují)
stejně tak anoda – kladná, anionty – záporné

CuCl₂ → Cu²⁺ + 2Cl^- (elektrolytická disociace)

K(-): Cu²⁺ + 2e^- → Cu redukce
A(+): 2cl^- - 2e^- → Cl₂ oxidace

elektrolýza jsou děje probíhající na elektrodách, prochází-li soustavou stejnosměrný elektrický proud
na katodě vždy probíhá redukce – katodická redukce
na anodě vždy probíhá oxidace – anodická oxidace

Využití elektrolýzy
- galvanické pokovování – vytvoření ochranné vrstvy na povrchu méně odolných kovů
- výroba některých prvků – alkalické kovy, vodík, kyslík, hliník
Příklady

Elýza roztoku ZnI₂
Zn^III^-I₂ → Zn²⁺ + 2I^-

K(-): Zn²⁺ + 2e^- → Zn redukce
A(+): 2I^- - 2e^- → I₂ oxidace

Elýza taveniny NaCl
u taveniny je rozdíl, že ionty se uvolní tavením, nikoli za pomoci vody
NaCl → Na⁺ + Cl^-
K(-): 2Na⁺ + 2e^- → 2Na redukce
A(+): 2Cl^- - 2e^- → Cl₂ oxidace (chlór se v přírodě ve volném stavu vyskytuje jako Cl₂, proto musíme doplnit dvojky)

Elýza roztoku NaCl
NaCl → Na⁺ + Cl^- (H₂O)
H₂O → H⁺ + OH^-
Problémem je, že na katodu i anodu se snaží na každou dostat dva ionty – vyhraje vždy "silnější"
K(-): 2H⁺ + 2e^- → H₂ redukce (vodík "vyhrál" nad sodíkem)
A(+): 2Cl^- - 2e^- → Cl₂ oxidace (Cl vyhrálo nad OH)
Rovnice: 2NaCl + 2H₂O → H₂ + Cl₂ + 2NaOH

Určete oxidační čísla:
Cr^III₂(S^VIO₄^-II)^{-II₃

Na₂CO₃

KMnO₄

BrO₃^-}
Becketovova řada
Pokus: Fe⁰ + Cu^IIS^VIO^-II₄ → Fe^IIS^VIO^-II₄ + Cu⁰
Fe⁰ - 2e^- → Fe^II oxidace
Cu^II + 2e^- → Cu⁰ redukce

Cu⁰ + Fe^IIS^VIO^-II₄ → Cu^IIS^VIO^-II₄ + Fe⁰
Cu⁰ - 2e^- → Cu^II oxidace
Fe^II + 2e^- → Fe⁰ redukce

Druhá reakce neproběhne, neboť železo má větší schopnost odevzdávat elektrony než měď!

Becketovova řada je vlastně řada prvků seřazených podle jejich schopnosti odevzdávat elektrony.
Li K Ca Na Se Zn Fe Sn Pb H Cu Ag Hg Au
V této řadě zleva doprava klesá schopnost odštěpovat elektrony (oxidovat se)
ušlechtilé kovy – kovy od vodíku vpravo
neušlechtilé kovy – kovy od vodíku vlevo
Pravidla
1. Prvek je schopen vytěsnit z roztoku všechny kovy, které jsou v Becketovově řadě napravo od něj.
  Př.: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
2. Prvky ležící vlevo od vodíku reagují se zředěnými kyselinami za uvolnění vodíku. Př.: Fe + AlCl₃ → nelze
  Ag + H₂SO₄ → nelze
  Mg + 2AgNO₃ → Mg^II(NO₃)₂^-II + 2Ag

Chemická termodynamika

studuje chemické reakce z hlediska energie
změna energie – rozdíl mezi energií produktů a reaktantů
formy energie – teplo, světlo, elektrická energie
exergonická reakce je taková, při které se energie uvolňuje – opakem je endergonická reakce, při které se energie spotřebovává
soustava – část prostoru ohraničená od okolí skutečnými nebo myšlenými stěnami

otevřená soustava – ven se může dostat jak hmota, tak energie (např. otevřené akvárium)
uzavřená soustava – ven se může dostat energie, ale už ne hmota (např. uzavřené akvárium – stále se z něj může dostat např. světlo)
izolovaná soustava – ven se nemůže dostat ani energie, ani hmota (např. akvárium zatavené v olově)

Stavové veličiny veličiny charakterizující stav soustavy
např. hmotnost, látkové množství, teplota
jsou dvojího druhu – intenzivní (např. m, n – závisí na velikosti soustavy) a extenzivní (např. teplota, hustota – nezávisí na velikosti soustavy)

děj izotermický – děj, při kterém se nemění teplota
děj izobarický – děj, při kterém se nemění tlak
děj izochorický – děj, při kterém se nemění objem

Termochemie

část termodynamiky zabývající se tepelnými změnami
reakční teplo – ΔH
2H₂(g) + 1O₂(g) → 2H₂O(g), ΔH = -485 kJ/mol
reakční teplo je teplo, které soustava vymění s okolím za těchto podmínek:

soustava probíhá podle stechymetrických koeficientů (v našem případě 2, 1 a 2)
teplota je konstantní
tlak je konstantní

exotermická reakce – reakce, při které se teplo uvolňuje; energie látky se snižuje, tj. ΔH < 0
endotermická reakce – reakce, při které se teplo spotřebovává; energie látky se zvyšuje, tj. ΔH >k; 0
NaHCO₃(s) → Na₂CO₃(s) + CO₂(g) + H₂O, ΔH = 85kJ/mol

Termochemické zákony

první termochemický zákon – reakční teplo přímé a zpětné reakce je až na znaménko stejné
A → B, ΔH_A→B
B → A, ΔH_B→A
ΔH_A→B = ΔH_B→A

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g); ΔH = -485 kJ/mol
2H₂O(g) → 2H₂(g) + O₂(g); ΔH = 485 kJ/mol
druhý termochemický zákon (Hessův zákon) – reakční teplo určité reakce je součtem reakčních tepel postupně prováděných reakcí, které vycházejí ze stejných reaktantů a končí stejnými produkty
A → B, ΔH_A→B
A → C, ΔH_A→C; C → B, ΔH_C→B
ΔH_A→B = ΔH_A→C + ΔH_C→B
Pozn.: reakční teplo nezávisí na průběhu reakce, pouze na počátečním a koncovém stavu

Reakční teplo

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g); ΔH = -485 kJ/mol
reakční teplo závisí na látkovém množství, skupenství, teplotě a tlaku
standardní reakční teplo – reakční teplo za standardních podmínek, neboli za teploty 25ºC a tlaku 101,3kPa; značí se ΔH⁰

Slučovací teplo

1/2N₂(g) + 3/2H₂(g) → 1NH₃(g); ΔH⁰ = -46kJ/mol
slučovací teplo je reakční teplo reakce, při které vzniká jeden mol sloučeniny přímým sloučením z prvků
standardní slučovací teplo – slučovací teplo za standardních podmínek, je v tabulkách; značí se ΔH⁰_sluč
Př.: ΔH⁰_sluč (NH₃(g)) = -46kJ/mol

slučovací teplo prvků je logicky prvků je nulové (prvek není sloučenina)

Význam slučovacího tepla

ΔH⁰ = ΣΔH⁰_sluč (produktů) - ΣΔH⁰_sluč (reaktantů) – součet standardních slučovacích tepel produktů mínus součet standardních slučovacích tepel reaktantů nám dává výsledné standardní reakční teplo reakce
výsledné slučovací teplo tedy můžeme spočítat tak, že si v tabulkách najdeme slučovací tepla produktů a reaktantů

CH₄(g) + 4S(s) → CS₂(l) + 2H₂S(g); ΔH=?
Slučovací tepla [kJ/mol]: CH₄(g): -74,8; S(s): 0; CS₂(l): 89,7; H₂S(g): -20,6
ΔH_sluč = [89,7 + (-20,6)×2] - [-74,8 + 4×0] = 123,3 kJ/mol – reakce je endotermická, teplo musíme dodat

Spalné teplo

reakční teplo reakce, při které se spálí jeden mol sloučeniny za vzniku nejstabilnějších produktů
Značí se ΔH_spal
standardní spalné teplo – spalné teplo za standardních podmínek, značí se ΔH⁰_spal

ΔH⁰_spal(CH₄) = -890 kJ/mol
ΔH⁰_spal(CO) = -282kJ/mol
1CO + 1/2O₂ → CO₂; ΔH = -282kJ/mol

Spalné teplo prvků

není nulové

Užití spalného t.

ΔH = ΣΔH⁰_spal(reaktanty) - ΣΔH⁰_spal(produkty)

C₆H₆(l) + 3H₂(g) → C₆H₁₂(l); ΔH = ?
spalná tepla [kJ/mol]: C₆H₆: -3268; H₂: -286; C₆H₁₂: -3920
ΔH = [-3268 + 3(-386)] - [-3920] = -206kJ/mol

Pozn.: slučovací teplo se používá většinou u anorganických látek, spalné teplo se používá většinou u organických látek

Reakční kinetika

zabývá se rychlostí chemické reakce, faktory ovlivňujícími rychlost chemické reakce, reakční mechanismy

Reakce izolované a simultánní

izolovaná reakce – v soustavě probíhá pouze jediná reakce
simultánní reakce – v soustavě probíhá více reakcí najednou

simultánní reakce:

reakce vratná:
A + B ⇄ C + D – přímá + zpětná, neboli vratná
reakce bočná:
A + B → C → D
reakce následné:
A + B → C + D → E + F

Rychlost chemické reakce

rychlost reakce se určuje jako změna látkové koncentrace (c(látka) nebo [látka]) za jednotku času

v = |Δc|/Δt

A + B → C + D
v = -Δ[A]/Δt = -Δ[B]/Δt = + Δ[C]/Δt = Δ[D]/Δt
aA + bB → cC + dD, kde a, b, c, d jsou stechiometrické koeficienty v = -Δ[A]/aΔt = -Δ[B]/bΔt = + Δ[C]/cΔt = Δ[D]/dΔt

2SO₂ + O₂ → 2SO₃
v = -Δ[SO₂]/2Δt = -Δ[O₂]/Δt = Δ[SO₃]/2Δt

Teorie aktivovaného komplexu

popisuje chemickou reakci

H₂ + I₂ → 2HI

srážka částic – je potřeba vhodná prostorová orientace a dostatečná energie
aktivační energie(E_A) – minimální energie nutná k tomu, aby srážka byla účinná
vznik aktivovaného komplexu – H–H H……H + → ⫶ ⫶ I–I I……I aktivovaný komplex je nestálý meziprodukt, ve kterém se původní vazby zeslabují a nové vznikají
rozpad aktivovaného komplexu
H……H H H ⫶ ⫶ → | + | I……I I I

Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce

koncentrace reaktantů
katalyzátory
teplota
tlak
velikost styčných ploch reagujících látek (např. když látku rozmělníme)

Koncentrace reaktantů

(viz laborky)
s rostoucí koncentrací reaktantů roste rychlost chemické reakce – je větší pravděpodobnost srážky
kinetická rovnice:
máme-li rovnici: aA + bB → cC + dD, rychlost rovnice je:

v = k×[A]^a×[B]^b

v … rychlost reakce
k … rychlostní konstanta (specifická pro reakci, dá se najít v tabulkách)
[A], [B] … látkové koncentrace
a, b … stechimetrické koeficienty
rychlost reakce je přímo úměrná součinu látkových koncentrací reaktantů umocněných na stechimetrické koeficienty

3H₂ + N₂ → 2NH₃
v = k×[H₂]³×[N₂]¹
a) zvýšení koncentrace H₂ dvojnásobně → zvýšení rychlosti reakce 2³=8×
b) zvýšení koncentrace N₂ dvojnásobně → zvýšení rychlosti reakce 2¹=2×

Katalyzátory

látky, které ovlivňují rychlost chemické reakce, po reakci zůstávají nezměněny

pozitivní katalyzátory – urychlují reakci
snižují aktivační energii
negativní katalyzátory (inhibitory) – zpomalují reakci
zvyšují aktivační energii

H₂O₂

MnO₂
—————>
krev

H₂ + O₂

Mechanismus katalyzované reakce

A + B

K
—————>

C A + K → [AK]
[AK] + B → C + K
spodní dvě reakce probíhají zároveň, obě mají menší aktivační energii, než původní reakce bez katalyzátoru

Známé katalyzátory

kovy (Pt, Ni, …)
soli
oxidy
60% výrob je katalyzováno – např. H₂SO₄, HNO₃, plasty

Katalytické jedy

látky, které znemožňují činnost katalyzátorů

Teplota

s rostoucí teplotou roste rychlost chemické reakce – při zahřátí se částice pohybují rychleji a mají větší energii → větší pravděpodobnost srážky
Orientačně – při zahřátí o 10ºC se rychlost zvyšuje 2–4×

Tlak

o tlaku má smysl mluvit pouze u reakcí v plynném skupenstvíí

Velikost styčných ploch reagujících látek

pevnou látku rozmělnit – zvětší se plocha

Výpočty z chemických rovnic

výpočty se budou týkat hmotnosti a objemu

Vypočítejte hmotnost sulfidu mědného, který vznikne reakcí mědi o hmotnosti 1,6g se sírou.
2Cu + S → Cu₂S
najdeme si v tabulkách molární hmotnosti: M(Cu)=63,5; M(S) = 32,1g
2*M(Cu) + M(S) → 1*(2*M(Cu)+M(S))
127 + M(S) → 159,1g
z 127g mědi a nějakého množství síry vznikne 159,1g sulfidu mědného, kolik vznikne z 1,6g mědi?
x = 1,6×159,1÷127 = ca 2g
Při reakci vznikne ca 2g sulfidu měďného.

Pokud ale počítáme, kolik vznikne plynu, vyplatí se nám spíše počítat jeho objem (za standardních podmínek)

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂, 15g, ?l H₂
M(Zn) + .. → V(H₂)
65,4 + .. → 22,4l (objem jednoho molu jakéhokoliv plynu je za standardních podmínek vždy 22,4l)
65,4g Zn …………… 22,4l H₂
15g Zn …………… x l
x = (15×22,4)÷65,4 = 5,1l

2KI + 2Cl₂ → 2KCl + I₂, 2g KI, ?g I₂
x = (2×2×M(I))÷(2×(M(K)+M(I))) = 1,5g

Chemická rovnováha

H₂(g) + I₂(g) → 2HI(g), přímá reakce probíhající rychlostí v₁
2HI(g) → H₂(g) + I₂(g) – reakce zpětná probíhající rychlostí v₂

H₂(g) + I₂ (g) ⇆ 2HI(g) – reakce vratná
zatímco rychlost první reakce se bude snižovat (protože se snižuje koncentrace reaktantů), rychlost druhé reakce se bude zvyšovat (koncentrace reaktantů se zvyšuje), tyto rychlosti se k sobě přibližují, až nastane rovnovážný stav – stav, kdy se nemění koncentrace reaktantů, ani produktů
rovnovážná koncentrace – koncentrace za rovnováhy, budeme jí značit [látka]_r

dynamická rovnováha – reakce ve skutečnosti probíhá, ale stejně rychle tam i zpátky

Rovnovážná konstanta

dosadíme do kinetických rovnic:
v₁ = k₁×[H₂]_r×[I₂]_r
v₂ = k₂×[HI]_r²
víme, že rychlosti jsou stejné:
v₁ = v₂ / ÷ k₂ ÷ [H₂]_r[I₂]_r
k₁÷k₂ = [HI]_r² ÷ [H₂]_r[I₂]_r

K_c = [HI]_r² ÷ [H₂]_r[I₂]_r

K_c je právě ona rovnovážná konstanta, závisí na teplotě
obecně:
aA + bB ⇆ cC + dD

K_c = [C]_r^c[D]_r^d ÷ [A]_r^a[B]_r^b

Guldberg-Waageův zákon
to samé se dá napsat i slovně: součin rovnovážných koncentrací produktů (umocněných na stechiometrické koeficienty) dělený součinem rovnovážných koncentrací reaktantů (umocněných na stechiometrické koeficienty) je konstantní
Význam: K_C informuje o složení rovnovážné směsi (K_C > 1 říká, že je více produktů, než reaktantů – rovnováha je posunutá ve prospěch produktů, K_C < 1 říká, že je více reaktantů, než reaktantů – rovnováha je posunutá ve prospěch reaktantů

3H₂(g) + N₂(g) ⇆ 2NH₃(g)
K_C = [NH₃]_r² ÷ [H₂]_r³[N₂]_r = 2,37 × 10^-3 … rovnováha posunuta ve prospěch reaktantů

Pozn.: pokud K_C > 1 000 000, reakce je tolik posunutá ve prospěch reaktantů, že zpětnou reakci zanedbáme a píšeme, že probíhá pouze přímá reakce
pokud K_C < 1/1000000, reakce je tolik posunutá ve prospěch produktů, že přímou reakci zanedbáme a tvrdíme, že reakce neprobíhá

Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu

Le Chatelierův princip akce a reakce – každá akce, která porušuje rovnováhu, vyvolá reakci, která působí proti akci a opět se ustanoví rovnováha

Koncentrace reaktantů a produktů

zvýšení koncentrace reaktantů – začne probíhat reakce přímá
snížení koncentrace reaktantů – začne probíhat reakce zpětná
zvýšení koncentrace produktů – začne probíhat reakce zpětná
snížení koncentrace produktů – začne probíhat reakce přímá

Teplota

zvýšení teploty – reakce probíhá ve směru endotermickém (teplo se spotřebovává)
snížení teploty – reakce probíhá ve směru exotermickém (teplo se vyzařuje)

Př.: N₂ + 3H₂ ⇆ 2NH₃, ΔH = -92kJ/mol – přímá reakce je exotermická, zpětná je endotermická
při zvýšení tlaku se z amoniaku začne vyrábět dusík a vodík, při snížení tlaku se začne vyrábět amoniak

Tlak

tlak hraje roli pouze u reakcí v plynném skupenství, při kterých se mění látkové množství
pokud zvětšíme tlak, reakce začne probíhat směrem, při kterém se zmenšuje objem (a tím pádem i látkové množství)
pokud zvětšíme tlak, reakce začne probíhat směrem, při kterém se zvětšuje látkové množství

Acidobazické reakce

elektrolyt – látka, jejíž roztok/tavenina vede el. proud – obsahuje totiž volně pohyblivé ionty
elektrolytická disociace - proces, při kterém se elektrolyt vlivem rozpouštědla štěpí na volně pohyblivé ionty

Teorie kyselin a zásad

Arrheniova teorie
Brönsteinova teorie
Lewisova teorie

Arrheniova teorie
nejstarší
definice kyseliny: kyselina je látka, která je při rozpuštění ve vodě schopna odštěpit H⁺

HCl → H⁺ + Cl^-
obecně: HA → H⁺ + A^-
definice zásady: zásada je látka, která je schopna ve vodě odštěpit OH^- (hydroxidový aniont)
obecně: BOH → B⁺ + OH^-

Neutralizace – reakce kyseliny se zásadou, vzniká sůl dané kyseliny a voda
Nedostatky Arrheniovy teorie: kyselost i zásaditost je vázána na vodu, existují i zásadité látky bez OH skupiny
Brönstedova teorie
nepopírá Arrheniovu teorii, je pouze obecnější
definice kyseliny: kyselina je částice, která je schopná jiné látce předat H⁺ (kyselina je donor H⁺)
definice zásady: zásada je částice, která je schopná H⁺ přijmout (je akceptor H⁺)

HCl + H₂ → Cl^- + H₃O⁺

Dělení kyselin

anorganické a organické kyseliny (H₂SO₄, HNO₃)
některé kationty (H₃O⁺, NH₄⁺)
některé anionty (HSO₄^-, HCO₃^-)

Dělení zásad

anionty (OH^-)
některé neutrální molekuly obsahující volný elektronový pár (koordinačně kovalentní vazba) (H₂O)

amfoterní charakter mají látky, které mohou být jak kyselinami, tak zásadami (v závislosti na prostředí)

HSO₄^- → H⁺ + SO₄^2- – HSO₄^- je kyselinou
HSO₄^- + H⁺ → H₂SO₄ – HSO₄^- je zásadou

HI + H₂ → H₃O⁺ + I^-, voda je zásada
NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-, voda ej kyselinou

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-
zatímco NH₃ mohla přijmout vodík (a je tedy zásada), NH₄⁺ je kyselina, neboť může vodík odštěpit

konjugovaný pár – dvojice částic lišících se o jeden kationt H⁺
NH

kyselina	zásada
HCl	Cl^-
NH₄⁺

Síla kyselin a zásad

kyselina je tím silnější, čím snáze uvolňuje kationt H⁺
zásada je tím silnější, čím snáze přijímá kationt H⁺

Kvantitativní popis síly kyselin

HA ⇆ H⁺ + A^-
K_HA = [H⁺]_R[A^-]_R ÷ [HA]_r
K_HA …… disociační konstanta kyselina (konstanta acidity)
Význam: čím je konstanta acidity větší, tím je kyselina silnější
Rozdělení kyselin: silné (K_HA > 10^-2); např. H₂SO₄, středně silné (10^-4 < K_HA < 10^-2) a slabé (K_HA < 10^-4)
vícesytné kyseliny – disociace probíhá do více stupňů; kyseliny mají více vodíků; síla kyseliny se snižuje se stupněm

H₃PO₄ ⇆ H⁺ + H₂PO₄^-
K_H₃PO₄ = [H⁺]_r×[H₂PO₄^-]_r ÷ [H₃PO₄]_r = 7,5 × 10^-3
může ale být odštěpen další vodík
postupná disociace – nejdříve se odštěpí jeden vodík, pak druhý

Orientační zjištění síly kyselin

Oxokyseliny

H₂SO₄ …… silná (4-2=2)
HNO₃ …… silná (3-1=2)
H₂CO₃ … slabá (3-2=1)
HClO₄ …… velmi silná (4-1=3)
HClO …… velmi slabá (1-1=0)
H₃BO₃ (3-3=0)

kyselina je tím silněší, čím je větší rozdíl mezi počtem kyslíku a vodíku

Bezkyslíkaté kyseliny

halogenvodíkové kyseliny jsou nejsilnější narůstá u nich síla v tomto pořadí (od nejslabší): (HF, HCl, HBr, HI)

Kvantitativní vyjádření síly zásad

BOH ⇆ B⁺ + OH^-
K_BOH = [B⁺]_r×[OH^-]÷[BOH]_r
K_BOH … disociační konstanta zásady (k bazicity)

Rozdělení zásad

K_BOH > 10^-2: silná
10^-2 > K_BOH > 10^-4
K_BOH < 10^-4 slabé

Orientační vyjádření síly zásad

hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin (s-blok) jsou silné

Chemická reakce

Druhy chemických reakcí

Podle změny v počtu částic

Reakce skladné

Reakce rozkladné

Reakce substituční

Podvojná záměna

Důležité konverze

Neutralizace

Srážecí reakce

Vytěsnění slabší kyseliny z její soli kyselinou silnější

Podle skupenství reaktantů

Podle přenášené částice

Oxidačně-redukční reakce

Oxidace a redukce

Oxidace

Redukce

Oxidační a redukční činidlo

Vyčíslování redoxních reakcí

Propočítávání iontových rovnic

Elektrolýza

Schéma elektrolýzy

Využití elektrolýzy

Příklady

Becketovova řada

Pravidla

Chemická termodynamika

Termochemie

Termochemické zákony

Reakční teplo

Slučovací teplo

Význam slučovacího tepla

Spalné teplo

Spalné teplo prvků

Užití spalného t.

Reakční kinetika

Reakce izolované a simultánní

Rychlost chemické reakce

Teorie aktivovaného komplexu

Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce

Koncentrace reaktantů

Katalyzátory

Mechanismus katalyzované reakce

Známé katalyzátory

Katalytické jedy

Teplota

Tlak

Velikost styčných ploch reagujících látek

Výpočty z chemických rovnic

Chemická rovnováha

Rovnovážná konstanta

Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu

Koncentrace reaktantů a produktů

Teplota

Tlak

Acidobazické reakce

Teorie kyselin a zásad

Arrheniova teorie

Brönstedova teorie

Dělení kyselin

Dělení zásad

Síla kyselin a zásad

Kvantitativní popis síly kyselin

Orientační zjištění síly kyselin

Oxokyseliny

Bezkyslíkaté kyseliny

Kvantitativní vyjádření síly zásad

Rozdělení zásad

Orientační vyjádření síly zásad