CHEMICKÉ REAKCE

1. CHEMICKÉ REAKCE

2. Chemická reakce = proces, při kterém dochází ke změnám ve složení a struktuře látek. Příčiny: • vzájemné působení dvou nebo více chemických látek • působení energie na nějakou látku. VÝCHOZÍ LÁTKY → PRODUKTY Proces, při kterém se výchozí látky mění na produkty (při kterém zanikají jedny chemické vazby a vznikají druhé) = Chemický děj. Všechno, co se kolem nás děje souvisí s chemickými ději ! Základním úkolem chemiků po staletí je porozumět chemickým dějům, jejich průběhu, podmínkám, rychlosti, výsledkům.

3. TYPY CHEMICKÝCH REAKCÍ 1. Podle charakteru vnějších změn: a) skladnéreakce(2 a více prvků n.sloučenin se slučují v 1 sloučeninu) H2 + O2→ H2O Zn + S → ZnS b)rozkladnéreakce(1 sloučenina se rozkládá na 2 a více jiných prvků nebo sloučenin) CaCO3 → CaO + CO2 SO3 → SO2 + O2 c)podvojná záměna (výměna atomů nebo jejich skupin mezi složitějšími molekulami) 1. neutralizace (reakce kyseliny a zásady, při kterém vzniká sůl a voda) HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO4 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 2. srážení (produktem je málo rozpustná sloučenina sraženina) AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 3. vytěsňování slabší kyseliny z její soli silnější zásadou FeS + HCl → H2S + FeCl2

4. 2. Podle skupenství reaktantů: a) homogenní reakce = všechny látky jsou ve stejném skupenství H2 (g) + Cl2 (g) → H2O (g) b) heterogenní reakce = zúčastněné chemické látky mají různá skupenství Zn (s) + HCl (aq) → ZnCl (aq) + H2 (g) 3. Podle charakteru přenášených částic: a) acidobazické reakce = reakce mezi kyselinami a zásadami – dochází k přenosu H+ (protonu) NaOH + H2SO4→ Na2SO4 + H2O b) oxidačně – redukční reakce = dochází k přenosu elektronu a změně oxidačních čísel CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

5. 4. Podle energetické změny při chemické reakci (termochemické reakce) a) exotermická reakce = při chemické reakci se uvolňuje teplo C (s) + O2 (g) → CO2 (g) Qm = -394 kJ/mol CaO + H2O → Ca(OH)2 - energie výchozích látek je větší než energie produktů b) endotermická reakce = při chemické reakci se spotřebovává teplo H2O (l) → H2 (g) + O2 (g) Qm = + 457 kJ/mol CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) - energie produktů je větší, než energie výchozích látek – aby reakce proběhla, musíme jí energii dodat. (zahřát výchozí látky….) Pozor! 1. Jaká je chemická reakce se pozná podle znaménka reakčního tepla (Qm) záporné znaménko = exotermická kladné znaménko = endotermická 2. Hodnota reakčního tepla závisí na skupenství látek - v termochemických reakcích se musí vždy uvádět skupenství

6. Acidobazické reakce = reakce kyselin a zásad. Brönsted (Dánsko, 1898-1947): „Kyseliny jsou látky, které jsou schopny odštěpit vodíkové kationty, zásady jsou látky, které jsou schopny je vázat.“ Látky, které se můžou chovat i jako kyselina i jako zásada = amfoterní látky kyselina↔ H+ + zásada H+ + H2O → H3O+ (hydroxoniový kationt) Ve vodě potom: 2 H2O→ H3O+ + OH- (hydroxidový aniont)

7. Podle koncentrace H3O+ a OH-ve vodných roztocích potom rozeznáváme roztoky: - neutrální (stejná konc.) - kyselé (více H3O+) - zásadité ( více OH-) Ke stanovení kyselosti a zásaditosti látek mezinárodně slouží stupnice pH. Je založena na fenoménu tzv. acidobazických indikátorů, které při styku s kyselým nebo zásaditým prostředím změní barvu.

8. Typy acidobazických reakcí 1. Neutralizace = reakce, při které spolu reagují kyselina a zásada za vzniku soli a vody. př. HCl + NaOH → NaCl + H2O použití: - neutralizace odpadů z chemických provozů - výroba solí - důkazní reakce - první pomoc při poleptání 2. Hydrolýza = reakce, při které se ve vodě rozpouští sůl silné kyseliny a slabé zásady (nebo sůl slabé kyseliny a silné zásady) – výsledkem je zvýšení koncentrace H3O+ (OH-) v roztoku. př. AlCl3 + H2O → Al(OH)3 + HCl Na2CO3 + H2O → NaOH + NaHCO3

9. Oxidačně – redukční reakce = reakce, při kterých dochází k přenosu elektronu a tedy změně oxidačního čísla atomů ve sloučeninách reaktantů. - látka, která uvolnila elektron se OXIDUJE (zvyšuje se její oxidační číslo) - látka, která přijala elektron se REDUKUJE (snižuje se její oxidační číslo) Př. CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4

10. Existují látky, které: • svou přítomností v chemické reakci jiné látky oxidují (přičemž se sami redukují) = oxidační činidla př. O2, KMnO4, Cl2 • Svou přítomností v chemické reakci jiné látky redukují (přičemž se sami oxidují) = redukční činidla př. C, Fe, Mg Použití oxidačně-redukčních reakcí: • Výroba kovů z rud (hornin) • Výroba kyselin, syntetického benzínu, plastů • Spalování paliv při výrobě elektřiny • Zbraně • Elektrolýza – výroba důležitých látek, pokovování, baterie (energie)

11. Elektrolýza = oxidačně – redukční reakce, při které průchodem stejnosměrného elektrického proudu roztokem nebo taveninou obsahující volně pohyblivé ionty dochází k předávání elektronů mezi těmito ionty a elektrodami. Elektroda = kov s krystalickou mřížkou, jejíž kationty mají snahu přecházet do roztoku, který se tomu brání – vzniká rovnováha na rozhraní kov-roztok a vytváří se tzv. elektrodový potenciál (ponoříme-li 2 elektrody do roztoku s volnými ionty a spojíme je vodiči do voltmetru, naměříme vždy nějaké napětí). kladná elektroda = anoda záporná elektroda = katoda Př. průchod roztokem CuCl2: - na anodě: 2 Cl- - 2e- → Cl2 (uniká z roztoku – zapáchá) - na katodě: Cu2+ + 2e- → Cu (vyloučí se na katodě)

12. Použití elektrolýzy: • Výroba mnoha důležitých látek (Cl2, H2, NaOH, Al • Pokovování korozivních kovů odolnějším kovem nebo dekorativní pokovování (pozlacení, postříbření atd.) • Baterie, články - elektrochemický článek = první a nejjednodušší tzv. Danielův galvanický článek (Zn a Cu elektrody v roztoku H2SO4 – vznik Cu a ZnSO4) - suchý článek = klasické baterie obal = Zn = záporný pól uvnitř uhlíková tyčinka = kladný pól náplň – NH4Cl + MnO2