1 / 63

CHEMIE

CHEMIE. http : //homen.vsb.cz/ ~val15. http : //rccv.vsb.cz/iTutor. Chemické reakce. Přeměna výchozích látek v produkty. Změny v elektronovém obale ( výjimka-jaderné r. ). Vyjádření pomocí chemické rovnice. Ch. reakce mohou obsahovat info o skupenství. Klasifikace ch. reakcí.

geneva
Download Presentation

CHEMIE

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. CHEMIE http://homen.vsb.cz/~val15 http://rccv.vsb.cz/iTutor

  2. Chemické reakce • Přeměna výchozích látek v produkty • Změny v elektronovém obale (výjimka-jaderné r.) • Vyjádření pomocí chemické rovnice • Ch. reakce mohou obsahovat info o skupenství • Klasifikace ch. reakcí

  3. Chemické reakce • Reakční schéma: aA + bB  cC + dD • a, b, c, d-stechiometrické koeficienty • A, B - reaktanty; C, D - produkty • Zákon zachování hmoty (počet a druh atomů se nemění) • Zákon zachování náboje (u iontových reakcí)

  4. Studium chemických reakcí

  5. Reakční koordináta

  6. Reakční koordináta Exotermní r. Hr < 0 Endotermní r. Hr > 0

  7. Studium chemických reakcí zabývá se rychlostí ch. reakcí rychlost ch. reakce je přímo úměrná koncentraci reaktantů faktory ovlivňující rychlost (koncentrace, teplota, katalyzátor)

  8. Teorie reakční kinetiky

  9. Teorie AK

  10. Vliv koncentrace pro obecnou rovnici: aA + bB = cC + dD platí v = k · cAa· cBb rychlostní konstanta rychlost reakce koncentrace reaktantů

  11. Vliv teploty Arrheniova rovnice k = A · e-Ea/RT frekvenční faktor termodynamická teplota rychlostní konstanta plynová konstanta aktivační energie

  12. Vliv katalyzátoru

  13. Heterogenní katalýza • Difúze reaktantů k povrchu katalyzátoru • Adsorpce reaktantů na povrch katalyzátoru • Vlastní chemická reakce • Desorpce produktů z povrchu katalyzátoru • Difúze produktů od povrchu katalyzátoru

  14. Rovnováha chemických reakcí • nevratné (jednosměrné) reakce:A + B  AB • vratné (obousměrné) reakce:A + B  AB

  15. Dynamická rovnováha v1= k1·cA·cB v2= k2·cAB v1 …. v2…. v1= v2

  16. Klasifikace chemických reakcí • Podle počtu fází(homogenní, heterogenní) • Podle vnějších změn(syntéza, rozklad, substituce, podvojná záměna) • Podle přenášející částice(protolytické, redoxní, komplexotvorné)

  17. Klasifikace chemických reakcí • Podle počtu fází(homogenní, heterogenní)

  18. Syntéza (slučování) H2 + O2= 2 H2O 2 SO2 + O2 = 2 SO3 NH3 + HCl = NH4Cl Substituce (nahrazování) Mg + HCl = MgCl2 + H2 C + ZnO = CO + Zn Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Analýza(rozklad) CaCO3 = CaO + CO2 2 NH3 = N2 + 3 H2 NH4NO2 = N2 + 2 H2O Konverze(podvojná záměna) BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + HCl HCl + KOH = KCl + H2O

  19. Acidobazické reakce-historie

  20. Protolytické (acidobazické) reakce • Teorie kyselin a zásad (Arrheniova, Brönstedova, Lewisova) • Amfoterní charakter (amfolyty) • Síla kyselin a zásad • Kyselost a zásaditost vodných roztoků (pH)

  21. Brönstedova teorie K a Z • Definice kyseliny: odštěpuje H+(donor) HA+ H2O = A- +H3O+ • Definice zásady: přijímá H+(akceptor) B+ H2O = BH+ +OH- • Obecně:HA+B= A- + BH+ H+ H+ H+

  22. Brönstedova teorie K a Z konjugovaný pár 2 HA + B =A-+BH+ konjugovaný pár 1

  23. H+ H+ H+ H+ Protolytické reakce-příklady HCl+NH3= Cl- + NH4+ H2O+NH3= OH- + NH4+ HCl+H2O= Cl- + H3O+ H3O++OH-= H2O + H2O

  24. Acidobazický charakter prvků 3. periody

  25. Acidobazický charakter hydroxosloučenin prvků 3. periody

  26. PSP - acidobazický charakter zásadotvornost kovový charakter F roste kyselost roste zásaditost Fr Platí pro nepřechodné s,p prvky. U nepřechodných d, f prvků souvislost s ox. č. ( ox. č.zásaditost a naopak)

  27. Acidobazický charakter prvků silně zásaditý silně kyselý

  28. kyselinotvorné zásadotvorné amfoterní Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba B Al TlI C SnII PbII N P As Sb S Se Te Cl Br I CrVI CrIII MnVII MnIV TcVII Re Acidobazický charakter prvků Zn

  29. Acidita kyslíkatých kyselin

  30. Acidobazický charakter d, f-prvků ox. č. II, III, IV, VI, VII

  31. Acidobazické vlastnosti sloučenin manganu

  32. Acidobazický charakter d, f-prvků  ox. č.  zásaditost  ox. č.  kyselost

  33. H+ Autoprotolýza vody H2O+H2O= OH- + H3O+ nositel zásaditých vlastností nositel kyselých vlastností

  34. Iontový součin vody Kv = [H3O+] [OH-] = 10-14

  35. Acidobazické chování roztoků [H3O+] =[OH-] [H3O+] >[OH-] [H3O+] <[OH-] [10-7] = [10-7] [10-3] > [10-11] [10-9] < [10-5] neutrální kyselý zásaditý Iontový součin vody:Kv = [H3O+]  [OH-] = 10-14

  36. pH [H3O+] =[OH-] [H3O+] >[OH-] [H3O+] <[OH-] pH=7 pH<7 pH > 7 neutrální kyselý zásaditý pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

  37. Indikátory pH

  38. Klasifikace chemických reakcí • Podle počtu fází(homogenní, heterogenní) • Podle vnějších změn(syntéza, rozklad, substituce, podvojná záměna) • Podle přenášející částice(protolytické, redoxní, komplexotvorné)

  39. Oxidačně-redukční (redoxní) reakce • Přenos elektronů (změna oxidačních čísel prvků) • Dílčí děje (oxidace, redukce) probíhají současně • Elektronové rovnice • Oxidační, redukční činidlo • Využití: elektrolýza, galvanické články

  40. oxidace ox.č.: . . .-III -II -I 0 +I +II +III… redukce

  41. Elektronové rovnice Cu2+ +2e-= Cu0 redukce Zn0 - 2e-= Zn2+ oxidace

  42. Elektronové rovnice Cu2++ Zn0 = Cu0 + Zn2+ Ox1+ Red2 = Red1 + Ox2

  43. Oxidační činidlo • Je akceptorem elektronů • Způsobuje oxidaci druhé látky • Elektronegativní nekovy: F2, Cl2 ,Br2 ,O2 • Některé kationty přechodných kovů: Au3+, Ag+, Co3+, Fe3+ • Anionty kyslíkatých kyselin:MnO4-, ClO4-, NO3- • Oxidy prvků s vyššími ox. č.: (MnO2, PbO2, CrO3 • Peroxidy

  44. Redukční činidlo • Je donorem elektronů • Způsobuje redukci druhé látky • Málo elektronegativní prvky (I. – III. A):Zn, C, H2.. • Ionty kovů s nízkým ox. č.:Cr2+, Ti2+.. • Iontové hydridy:LiH, NaH, CaH2.. • Oxidy s nízkým ox. č. prvků:CO..

  45. Oxidační a redukční činidlo • Mnohé látky mohou vystupovat jako oxidační nebo jako redukční činidla • vždy to závisí na příslušné dvojici oxidovaná a redukovaná látka

  46. Porovnání donor-akcept. r-cí H+ e-

  47. Redoxní reakce-příklad 2 KMnVIIO4 + 10 FeIISO4 + 8 H2SO4 = 2 MnIISO4 + 5 Fe2III(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O redukce oxidace Elektronové rovnice: redukce: MnVII+ 5e- = MnII oxidace: FeII- 1e- = FeIII

  48. Cu Cu Cu2+ Cu2+ Cu2+ + + _ + + _ _ _ _ _ _ + Cu2+ _ + _ + + + _ + _ _ + _ + _ + + _ + Cu2+ Cu2+ Elektrodový potenciál kovů c(Cu2+) c(Cu2+)

  49. Elektrodový potenciál kovů

  50. Elektrodový potenciál E0 • Je tabelizován (25C, 1M roztok) • Nabývá hodnot cca od -3V až +3V • Nedá se měřit přímo (referenční potenciál vodíkové elektrody) • Je uváděn pro poloreakci (redukci): Ox + ze- =Red

More Related