Chemické děje

Charakteristika

  • děj, při kterém vlastní látky zanikají a vznikají látky nové
  • nemění se jádra atomů – pouze rozložení elektronů ve valenční vrstvě
  • zachován celkový počet elektronů

Zákon zachování hmotnosti a energie.

  • zákon zachování hmotnosti: hmotnost VL (výchozích látek, reaktantů) = hmotnosti P (produktů)
  • zákon zachování energie: celková energie izolované soustavy se nemění, může se jen přeměnit v energii jinou

Kritéria pro třídění chemických reakcí (porovnání reakcí v anorganické a organické chemii).

chemické reakce

  • homogenní: VL a P – stejné skupenství
  • heterogenní: VL a P – různá skupenství (např. 2roztoky -> sraženina = pevná l. )

chemické reakce dle vnějších změn při reakci

  • skladné: víc VL než P
  • rozkladné: víc P než VL
  • substituční: Fe + CuSO4 -> Fe SO+ Cu
  • podvojná záměna: 2subtituce

organická chemie

  • adice = skladné
  • eliminace = rozkladné
  • substituce
  • přesmyk

dle přenášených částic

  • oxidačně-redukční: přenos elektronů, změna oxidačních čísel
  • protolytické: přenos protonu H+
  • komplexotvorné: přenos skupin atomů, molekul, nebo funkčních skupin

dle tepelné bilance

  • exotermní: uvolňuje se teplo
  • endotermní: spotřebovává se teplo

dle reakční kinetiky

  • izolované: pouze 1 reakce
  • simultánní: několik reakcí současně
    • vratné – průběh oběma směry
    • následné – produkt 1 reakce, výchozí látkou následné reakce
    • bočné – výchozí látka se rozpadá za vzniku 2 i více významných produktů (především org. chemie)

dle vazebných změn

  • štěpení vazeb (dodám energii)
  • homolytické: rovnoměrné štěpení vazby (nepolární molekuly) vznik radikálů
  • heterolytické: nesouměrné štěpení vazby (polární molekuly) vznik nukleofilů (-) a elektrofilů (+)
  • vznik vazeb (energie se uvolní)
  • současné štěpení a vznik vazeb (adice, eliminace, přesmyk…)

dle reagujících částic

 

  • molekulové
  • radikálové
  • iontové
Reklama:


Způsoby zápisu chemické reakce.

  • chemické schéma – nevyčíslené, přerušovaná/škrtnutá šipka
  • chemická rovnice – vyčíslená, plná šipka
  • reakční podmínky – tlak, teplota, katalyzátory atd. (píšeme nad či pod šipku)

 

  • VL → P
  • zvratná reakce
  • L = P
  • stechiometrické koeficienty: poměry vyjadřují látková množství reagujících složek a poměry počtu molekul reaktantů a produktů

Fáze (skupenství)

  • s = pevná látka (solidus)
  • l = kapalina (liquidius)
  • g = plyn (gas)
  • aq = vodný roztok (aquaeus)

Chemická rovnice a její význam.

  • chemická rovnice: zápis chemického děje
  • charakterizuje VL a P
  • stechiometrické koeficienty: počet reagujících molekul
  • poměry látkového množství (stechiometrické koeficienty)

 

  • Tepelné zabarvení chemických reakcí – termochemické zákony, reakční teplo, enthalpie a tepelná bilance chemických dějů.
  • Termochemie: zabývá se tepelnými změnami při chemických reakcích
  • reakční koordináta: diagram vyjadřující energetické změny v průběhu reakce
  • termochemické rovnice: reakční teplo, skupenství
  • kalorimetr: měření energetických (tepelných) změn soustavy, (tepelné změny teploměrem)

zápis:

  • uvádíme skupenství a údaj o teplotě (ZnSO4 (aq) + H2 (g) → Zn (s) + H2SO4 (aq)) ΔH0298 = – 167,23 KJ/mol
  • termochemické reakce: udávány v jednotkovém rozsahu (nejnižší poměr stechiometrických koeficientů)
  • Q = teplo [J] (starší Cal – calorie)
  • (-): exotermická reakce: teplo se vydává (vazebná E > disociační E), (Qm < 0)
  • (+): endotermická reakce: teplo se přijímá (vazebná E > disociační E), (Qm > 0)

reakční teplo (reakční enthalpie)

  • teplo vyměněné při reakci s okolím
  • značím: Qm (H) (KJ/mol)
  • teplo za daných podmínek (je-li teplo soustavou přijaté/vydané probíhající v jednotkovém rozsahu a je-li teplota VL a P konstantní)

standardní reakční teplo: enthalpie

  • teplo za konstantní teploty (298K) a tlaku (atmosférický), ΔH0298, stálá modifikace (nejstálejší formy látek)
  •        za konstantního tlaku
  • ∆H0298  =  entalpie,  ∆ – delta/změna
  •            teplota v Kalvinech, teplo měřené za konstantního tlaku, atmosférický tlak

termochemická rovnice

  1. rozštěpení vazeb – dodávám energii
  2. vznik vazeb – energie se uvolní
  3. 1) – 2) = hodnota entalpie

Termochemické zákony

1.TCHZ

  • – Laplace, Lavoisier
  •       – přímá reakce: ZnSO4 (aq) + H2 (g) → Zn (s) + H2SO4 (aq)              ∆H0298  =  -167,23KJ
  •         – zpětná reakce: Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)           ∆H0298  =  167,23KJ
  •         – Hodnota entalpie přímé a zpětné je stejná, liší se pouze znaménkem.

2.TCHZ

  •         – Hessův zákon
  •         – ∆H0298(I) =  ∆H0298 (II) + ∆H0298  (III)
  •         – Reakční hodnota reakčního tepla je závislá pouze na počátečním a konečném stavu, jinak se počítá,      jako součet.

Slučovací a spalné teplo.

  • počítání standardního reakčního tepla

Standardní spalné teplo

  • teplo které se uvolní při spálení 1molu látky
  • ∆H0298,sp
  • u organických sloučenin
  • v tabulkách
  • exotermická reakce
  • oxidace
  • konečné produkty vždy CO2 a H2O
  • 1C2H4 + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O
  • standardní reakční teplo: součet spalných tepel P/VL násobený jejich stechiometrickými koeficienty
  • ΔH0 = Σprod.(ΔH0)sl. – Σreakt.(ΔH0)sl.

Standardní slučovací teplo

  • teplo které se uvolní při vzniku 1 molu látky přímo z prvků
  • ∆H0298, sluč.
  • u anorganických sloučenin
  • v tabulkách
  • 1Cl2 + 1Zn -> 1ZnCl2
  • 1/2H2 + 1/2Cl2 -> 1HCl
  • standardní reakční teplo: součet slučovacích tepel P/VL násobený jejich stechiometrickými koeficienty
  • ΔH0 = Σreakt. (ΔH0)spal. – Σprod.( ΔH0)spal.

Termochemické výpočty.

 

  • spalování methanu: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O          ∆H0298  = – 804 KJ/Mol, exotermická reakce
  • kolik tepla se uvolní, jestliže je spáleno 2,5 molu?

1mol ………….  – 804KJ

2,5mol ………. x KJ

—————————–

2,5 * – 804 = 1x   x = – 2010KJ

 

  • vypočtěte reakční teplo, z hodnot vazebných energií
  • CH4 + 4F2 → CF4 + 4HF
  • EC-H = 415,47KJ/Mol
  • EF-F = 158,99KJ/Mol
  • EC-F = 485,34KJ/Mol
  • EH-F = 569,02KJ/Mol

 

∆H0298  =  4*415,47 + 4*158,99 – (4*485,34) – (4*569,02)

 

2. Termochemický zákon v praxi

 

C2H4(g) + H2 (g) -> C2H6 (g)        ∆H0298  = x

 

1) C2H4(g) + 3O2 (g) -> 2CO2 (g) + 2H2O (g)     ∆H0298  = -1410,9KJ/mol

2) 2C2H6 (g) + 7O2(g) -> 4CO2(g) + 6H2O(g)  ∆H0298  = -3119 KJ/mol

3) H2(g) + 1/2O2 (g) -> H2O(g)                           ∆H0298  = -285,9KJ/mol

 

C2Hi H2 jsou v původní rovnici výchozí látky a protože jsou výchozí látky i v mezi reakcích nic s nimi neděláme.

Ale C2H6 je v původní reakci produkt a nyní je VL a tak reakci otočíme, tudíž teplo bude kladné, ale stále je 2xvětší než v původní reakci a tak rovnici vydělíme 2 a tudíž i teplo.

Dále už jen sečteme tepla. Můžeme pro kontrolu sečíst i všechny VL a P a měla by nám vyjít původní rovnice vše se totiž zkrátí.

 

=> ∆H0298  = -1410,9 + 3119/2 + (- 285,9) = -137,3 KJ/mol