Atomistická teorie (Dalton, 1803)

1. Atomistická teorie (Dalton, 1803) • Zákon stálých poměrů slučovacích: hmotnosti prvků tvořících čistou látku jsou k sobě vždy ve stejném poměru, bez ohledu na to jakým způsobem látka vznikla. • Některé prvky spolu vytvářejí více sloučenin (např. C & O: CO a CO2; N & O: N2O, NO, NO2, atd.). Daltonův zákon předpovídá že poměry hmotností zvoleného prvku v různých těchto látkách jsou vždy malá celá čísla (zákon násobných poměrů slučovacích). • Např. baryum a dusík spolu tvoří 3 sloučeniny, ve kterých je poměr hmotnosti barya vztažený vždy na jednotkovou hmotnost dusíku 4.9021, 9.8050 a 14.7060. Ukažte že je splněn zákon o násobných poměrech slučovacích. • Daltonovy zákony vedly k teorii o složení hmoty z malých dále nedělitelných částic - atomů.Atomy– základní částice které se nemění při chemických reakcích, slučováním atomů dvou či více prvků vznikají chemické sloučeniny, ve kterých se spojují jen celistvé počty jednotlivých atomů.

2. Struktura atomu Thomson (1897) – v řadě experimentů s katodovými trubicemi dokázal existenci elektronů, atom je „kladně nabitá koule s rozptýlenými elektrony“ Rutherford (1906) – experiment s Au-fólií a částicemi α(He2+) vedl k planetární představě o atomu atom ~10-10 m = 1 Å jádro ~10-15 m, ρ ~1012 kg/m3

3. Struktura atomu Millikan (1909) – experiment s olejovými kapkami k ověření existence elektronů a jejich náboje Chadwick (1932) - jádro obsahuje kromě protonů ještě elektroneutrální neutrony

4. Struktura atomu Atomové (protonové) číslo – Z počet protonů v jádře U elektroneutrálních atomů rovno počtu elektronů v elektronovém obalu Neutronové číslo - N počet neutronů v jádře Nukleonové (hmotnostní) číslo - A = Z + N Izotopy - atomy se stejným Z, mohou se lišit v N(A) Nuklid- prvek obsahující pouze atomy s daným Z a N(A)

5. Struktura atomu

6. Mol • Hmotnost jednotlivých atomů je velmi malá, zatímco v laboratoři obvykle pracujeme s množstvím látek v gramech. Proto je výhodné zavést novou jednotku pro množství – 1 mol. • Mol: počet částic (atomů, molekul, iontů) rovný počtu atomů uhlíku ve 12.00 g C-12; 1 mol = 6.022x1023částic (Avogadrovo číslo). • Mol je tedy jistý počet částic. • 1 mol vody zaujímá objem přibližně 18 ml a je v něm obsaženo 6.022x1023 molekul. • 1 mol zlata zaujímá objem přibližně 10 ml a je v něm obsaženo 6.022x1023 atomů.

7. Molární hmotnost • Molární hmotnosti prvků v tabulkách jsou váženým průměrem molárních hmotností v přírodě se vyskytujících izotopů: kdef1 = podíl izotopu 1 a AM1 = molární hmotnost izotopu 1. • Příklady: Jaká je hmotnost 5.0 molů NaCl • Kolik molů NaCl je v 15 g této látky • Kolik molekul je v 3.222 molu NaCl • Kolik atomů je ve 4.32 g NaCl • Vypočtěte molární hmotnost bóru jestliže hmotnosti jeho dvou izotopů jsou 10.013 amu a 11.009 amu a jejich podíly 0.1978 a 0.8022. • S použitím periodické tabulky vypočtěte podíly izotopů35Cl a 37Cl, jestliže jejich relativní hmotnosti jsou 34.969 a 36.966.

8. Empirický vzorec • Empirický vzorecje nejjednodušší zápis složení látky ve kterém jsou všechny koeficienty celá čísla. Fe2O3, Fe4O6, Fe6O9, Fe8O12jsou všechno možné vzorce oxidu železitého, empirický vzorec je ovšem pouze Fe2O3. • Empirické vzorce se často získávají z procentuálního složení (např. vyjdeme ze 100 g látky, převedeme na počty molů, vydělíme nejmenším počtem molů a upravíme tak, aby všechny koeficienty byly celá čísla). • Př.: Zjistěte empirický vzorec látky s následujícím procentuálním zastoupením jednotlivých prvků: hmotnostní %O = 34.7% hmotnostní %C = 52.1% hmotnostní %H = 13.1%

9. Spalovací analýza • Procentuální zastoupení prvků (C, H, N, S) je u organických látek často zjišťováno spalovací analýzou: • C se oxiduje na CO2 • H se oxiduje na H2O • N se oxiduje na NOx a následně redukuje na N2 • S se oxiduje na SO3 • Př.: Spálením 1.621 g neznámého kapalného vzorku s následným zachycením spalných produktů bylo získáno 3.095 gCO2a 1.902 gH2O. O jakou látku by se mohlo jednat? Dusík ani síra nebyly zjištěny.

10. Molekulární vzorec • Molekulární vzorec se určí ze změřené molární hmotnosti. Ta se podělí molární hmotností vypočtenou z empirického vzorce a tímto podílem se vynásobí počty všech atomů v empirickém vzorci. • Př.: Určete molekulární vzorec sloučeniny která má empirický vzorec NO2 a experimentálně určenou molární hmotnost 92.00 g/mol.

11. Chemické reakce • Při chemických reakcích si atomy vyměňují partnery za vzniku jiných sloučenin. V reakcích tedy vystupují reaktanty(levá strana) aprodukty(pravá strana): • 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) • 4Fe(s) + 3O2(g)  2Fe2O3(s) • NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) • Celkový počet atomů jednoho druhu na obou stranách zápisu chemické reakce musí být podle zákona zachování hmoty shodný. Zápis chemické reakce s reaktanty a produkty je tedy nutné následně upravit tak, aby byla splněna bilance – vyčíslit stechiometrické koeficienty: • Vyčíslete: CH3OH(l) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) P4(s) + N2O(g)  P4O6(s) + N2(g) P2O5(s) + H2O(l) H3PO4(aq)

12. Co to je chemická reakce • makroskopické hledisko- děj při němž výchozí látky (reaktanty) zanikají a jiné (reakční produkty) vznikají. • mikroskopické hledisko- proces reorganizace dosavadního uspořádání vazeb spojený s přestavbou atomové a elektronové konfigurace. - nemění se celkový počet a druh atomů - všechny změny omezeny na elektronové obaly atomů

13. Klasifikace chemických reakcí typ reaktantů, produktů: – molekulové – iontové – radikálové – krystalizační fázové hledisko: – homogenní – heterogenní energetické hledisko: – exotermní – endotermní klasické členění: – syntéza – rozklad – substituce – podvojná záměna povaha procesu : – acidobazické (přenos protonů) – redoxní (přenos elektronů) – koordinační (komplexační) – vylučovací (precipitační) – tepelný rozklad kinetické hledisko: – řád reakce (molekularita)

14. Energetické změny při chemických reakcích • zánik chemických vazeb nebo vznik nových • prodlužování nebo zkracování vazeb • změny vazebných úhlů • vytváření nových elektronových konfigurací • změny skupenského stavu Všechny reakce směřují do energeticky výhodnějšího stavu, kde je celková energie (součet termické a netermické energie) minimální.

15. Stechiometrie • Relativní množství zreagovaných reaktantů a vzniklých produktů v chemické reakci je dáno poměrem stechiometrických koeficientů. Např. pro reakci: • 2Na(s) + Cl2(g)  2NaCl(s) • 2 moly Na = 1 mol Cl2 = 2 moly NaCl. • Př.: Vypočtěte kolik molů Cl2bude reagovat s 4.2 molu Na. Jaké množství NaCl vznikne? • Moly Cl2 • Moly NaCl: • Obecně: pro aA + bB  cC

16. Stechiometrie - příklady • Vypočtěte množství Na které bude reagovat s 34.45 gCl2 a maximální možný výtěžek NaCl. • Vypočtěte jaké množství kyslíku se spotřebuje reakcí s 10 g CH3CHO. • Vypočtěte jaké množství kyslíku se spotřebuje reakcí se 100 g Al na Al2O3.

17. Reakce v roztocích • Velká část chemických reakcí probíhá v roztocích. • Množství reaktantů a produktů je dáno objemem a molární koncentrací v roztoku. • Výchozí bilance je stejná jako pro jakoukoli jinou reakci: • aA + bB  cC • V případě roztoků dosadit za látková množství pomocí koncentrace, např. za počet molů A = CAVA . • Př. Vypočítejte objem 0.200 M roztoku KI potřebného k reakci s 50.0 ml 0.300 M roztoku Pb(NO3)2. • Postup: • Vyčíslit reakci: Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2 + 2KNO3. • Ze stechiometrie: • Dosadit za látková množství: • Dopočítat objem roztoku KI

18. Klíčový (limitující) reaktant • Klíčový reaktant je ta z reagujících látek, která limituje maximální možný výtěžek produktu. Tento reaktant bude reakcí zcela spotřebován jako první.Informace o tom který z reaktantů je klíčový je nutná pro určení maximálního (teoretického) výtěžku. • Př.: Určete která z reagujících látek je klíčovým reaktantem, pokud bude 3.00 molu Al reagovat s 2.15 molu O2za vzniku Al2O3. Postup: • Určit kolik molů Al2O3může vzniknout z Al • Určit kolik molů Al2O3může vzniknout z O2 • Reaktant ze kterého může vzniknou menší množství Al2O3je klíčový. • Př.: Vypočítejte teoretický výtěžek při reakci 20 g Al s 25 g O2.

19. Výtěžek chemické reakce • Teoretický výtěžek: maximální množství produktu které lze získat z daného množství reaktantů. • Skutečný výtěžek: množství produktu které získáme příslušnou reakcí ve skutečnosti. Nižší než teoretický, protože reakce probíhají pouze do rovnovážného stavu. • % výtěžek se spočítá: • Př.:Jaký je % výtěžek při syntéze kyseliny octové, když reagovalo 15.0 g metanolu se stechiometrickým množstvím CO za vzniku 19.1 g produktu? CH3OH(l) + CO(g)  CH3COOH(l)

20. Oxidační číslo • Oxidační číslo (stav): náboj atomu v látce nebo v jednoatomovém iontu. • Jednoduchá pravidla: • Prvky: 0 • Jednoatomové ionty: náboj iontu • Kyslík2, kromě H2O2 a dalších peroxidů • Vodík: +1, u kovových hydridů je 1. • Halogeny: 1, kromě případů kdy se váže s kyslíkem nebo s nižším halogenem • Alkalické kovy a kovy alkalických zemin mají náboj +1, resp. +2 • Sloučeniny a ionty: součet nábojů atomů ve sloučenině je 0, v iontu je součet nábojů roven celkovému náboji iontu

21. Vyčíslování chemických reakcí podle oxidačního čísla • Určit oxidační číslo každého atomu na straně reaktantů i produktů. • Určit změnu oxidačního stavu každého atomu. • Bilancovat prvky které mění oxidační číslo – na obou stranách musí být stejný náboj. • Doplnit koeficienty u atomů které nemění oxidační stav. Př.: Vyčíslete FeS(s)+CaC2(s) + CaO(s)  Fe(s)+ CO(g)+ CaS(s)

22. Shrnutí • Mol je jednotka používaná pro experimentálně měřitelná množství látek (1 mol = 6.022x1023částic). • Chemické reakce probíhají pouze v definovaných poměrech a jsou reprezentovány vyčísleným zápisem. • Poměr stechiometrických koeficientů dává informaci o množství zvolené reagující látky pokud známe množství dalších reagujících látek: aA + bB  cC • Klíčový reaktant určuje maximální množství produktu (teoretický výtěžek reakce). • Empirický vzorec je nejjednodušší zachycení složení látky. • Molekulární vzorec je skutečným vyjádřením složení látky.