P ř ednáška 5

1. Chemické reakce – symbolika, základní typy. Vyčíslování oxido-redukčních rovnic. Zápis organických reakcí – reakční schémata. Ionizace sloučenin. Elektrolytická disociace. pH. Přednáška 5

2. CHEMICKÁ REAKCE • Základ chemie • proces, při kterém zanikají, vznikají a přeměňují se chemické vazby • tím vznik a zánik některých chemických prvků a sloučenin Zápis chemické reakce – chemickou rovnicí aA + bB + cC → xX + yY + zZ reaktanty produkty a, b, c, …x, y, ….. počty molů Chemická reakce nám podává kvalitativní i kvantitativní informace Musí být správně vzorec i vyčíslení (počty molů) !!

3. Reakce sodíku s vodou Fáze 1: vhození kousku Na do vody Fáze 2: Na se začíná roztékat na hladině a reagovat Fáze 3: reakce je nastartována, vznítí se unikající plyn Fáze 4: Na „mizí“ , stále větší vývoj plynu a „voda“ se barví dočervena

4. 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(l) + H2(g) solidus liquidus gaseus • Co lze vyčíst ze správného zápisu chem. reakce (= z rovnice) : • kvalitativně : sodík v pevném skupenství reaguje s vodou za vzniku roztoku hydroxidu sodného a plynného vodíku • kvantitativně : a) 2 moly Na reagují se 2 moly vody za vzniku 2 molů NaOH a 1 molu H2, • b) tedy 46 g Na reaguje s 36 g vody za vzniku 80 g NaOH a 2 g H2 ( součet hmotností reaktantů i produktů je stejný!!) • c) za normálních podmínek (273K, 101 325Pa) reakcí 46 g sodíku s vodou vznikne 22,4 litru H2

5. Chemické rovnice a reakční schémata Příklady : CaCO3 CaO + CO2 Reakční podmínky se píší pod šipku (šipky), anorganické reakce se vyčíslují ↔ … obousměrná reakce ← …. reakce probíhající zpětně Často v organice – reakce většinou nevyčíslují

6. CHEMICKÁ REAKCE - rozdělení • Podle přítomných fází • Homogenní • Heterogenní • Podle (ne)přítomnosti katalyzátoru • Katalyzované • Nekatalyzované Hoření = oxidace !!

7. CHEMICKÁ REAKCE - rozdělení • Podle typu přeměny • Syntéza ( sklad) 2 H2 + O2→2 H2O (tedy i hoření) • Analýza (rozklad) 2 NaCl →2 Na + Cl2 • Substituce (náhrada) Fe + CuSO4→FeSO4 + Cu • Podvojná záměna obecně AB + CD →AC + BD • Acidobazická reakce NaOH + HCl →NaCl + H2O • Srážecí reakce AgNO3 + NaCl →AgCl + NaNO3 • Oxidoredukční (redoxní) rovnice • 3Cu + 8HNO3→3Cu(NO3)2 +2NO + 4H2O

8. Vyčíslování redoxních rovnic - postup Příklad : správně zapište rovnici HCl + KMnO4→Cl2 +MnCl2 + KCl + H2O • Postup : • Zapíšeme všechny redoxní páry : • 2Cl- - 2 e-→ Cl22 5 oxidace • Mn+7 + 5 e-→ Mn2+ 5 2 redukce 2. Doplníme indexy : 5 k Cl2 vpravo, 2 k MnCl2 vpravo (event. K KMO4 vlevo ) HCl + KMnO4→ 5Cl2 +2MnCl2 + KCl + H2O

9. 3. Doplníme indexy : u KCl vpravo 2, u KMnO4 vlevo 2 HCl + 2KMnO4→ 5Cl2 +2MnCl2 + 2KCl + H2O 4. Odtud celkem atomů Cl dle součtu vpravo (16)…napsat v HCl vlevo 16HCl + 2KMnO4→ 5Cl2 +2MnCl2 + 2KCl + H2O 5. Doplnit index u H2O vpravo….dle počtu H v HCl vlevo : 16HCl + 2KMnO4→ 5Cl2 +2MnCl2 + 2KCl + 8H2O 6. Kontrola : počet atomů O vlevo i vpravo…..8

10. Příklad 2 : správně zapište rovnici FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4→Fe2(SO4)3 +K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O • Postup : • Zapíšeme všechny redoxní páry : • 2Fe2+ - e-→ 2Fe 2 (6) 3 oxidace • 2Cr+6 + 3 e-→ 2Cr3+ 6 (2) 1 redukce 6FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4→ 3Fe2(SO4)3 +K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O 2. Bilance K …….2 vlevo, 2 vpravo…….OK Bilance S…….vlevo 6, vpravo 13…..zbývá 7 na H2SO4 6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4→ 3Fe2(SO4)3 +K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

11. 2. Bilance K …….2 vlevo, 2 vpravo…….OK Bilance S…….vlevo 6, vpravo 13…..zbývá 7 na H2SO4 6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4→ 3Fe2(SO4)3 +K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O 3. Bilance H ……. Vlevo 14, vpravo tedy 7H2O 6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4→ 3Fe2(SO4)3 +K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O 4. Kontrola O ……. Vlevo 59, vpravo 59

12. IONIZACE A ELEKTROLYTICKÁ DISOCIACEIonizace =přechod elektroneutrální molekuly v iont(y)…..vlivem rozpouštědla, roztavením,…, obecně dodáním energie). Vznikne bud kation, nebo anion. CaIICl2-ICa2++ 2Cl-     Kation vápenatý         anion chloridový Elektrolytická disociace = rozpad látky v ionty v prostředí vhodného rozpouštědla (velmi často vody). Solvent = rozpouštědla Solvolýza = rozpad látky (krystalové mřížky) vlivem solventu a vznik iontů. Speciálně pro vodu : hydrolýza

15. pH – stanovení kyselosti – zásaditosti v roztocích pH je hodnota, která ukazuje na množství kationtů vodíku (resp. H3O+ ) v roztoku.     Voda, jako slabý elektrolyt, disociuje v malé míře podle rovnice: H2O     H+ + OH-Jak vidíme, při disociaci se tvoří stejný počet kationtů vodíku H+ (určují kyselé vlastností roztoku) a aniontů OH- (určují zásadité vlastností roztoku), které se navzájem neutralizují. Proto říkáme, že voda není ani kyselá ani zásaditá, ale neutrální. Označíme:[H+] - koncentrace kationtů H+[OH-] - koncentrace aniontů OH-[H+] = [OH-]Pamatujte:[H+]r. [OH-]r = KV ................IONTOVÝ SOUČIN VODYK - konstantní (stálá) hodnotaK se za normálních podmínek rovná:      K = 10-14Za K dosadíme její hodnotu:[H+] . [OH-] = 10-14 10-7. 10-7 = 10-14Jak vidíme, ve vodě (destilované) koncentrace H+ se rovná 10-7M = 0,0000001M. Jinými slovy, jestliže koncentrace H+ v roztoku se rovná 10-7M, prostředí je neutrální.

17. Odvození : 2H2O      H3O+ + OH- Kr = [H3O+]r . [OH-]r/ [H2O]r2 Kv = [H3O+]r . [OH-]r ………při 25oC Kv = 1 . 10-14 [H3O+]r = [OH-]r= (10-14)1/2 = 10-7 pH = -log [H3O+]r Podle hodnot pH můžeme roztoky dělit na : Neutrální[H3O+]´= [OH-]pH = 7 Kyselé[H3O+] > [OH-]pH < 7 Alkalické [H3O+] < [OH-]pH > 7 (zásadité, bazické)

18. Zjišťování pH roztoků • Chemicky – pomocí indikátorů • Elektrochemicky – pH metr Chemické indikátory – jiná barva v „kyselé“ a jiná v „zásadité“ oblasti

20. Elektrolyty jsou chemické látky, které jsou v tavenině nebo v roztoku částečně nebo úplně přítomny ve formě iontů. Iontová vazba či alespoň polární vazba Silné elektrolyty – v roztoku či v tavenině jsou přítomny téměř výhradně ionty, jen minimálně v molekulární formě. Roztoky solí, silných minerálních kyselin (HCl, HNO3, H2SO4), hydroxidů alkalických kovů (KOH, NaOH) a kovů alkalických zemin – např. Ca(OH)2. Slabé elektrolyty – v roztoku či v tavenině jsou přítomny jak ionty, tak i – a často ve význačné míře – molekuly dané látky. Roztoky slabých anorganických kyselin (uhličité, borité), vodných roztoků organických kyselin (octové, šťavelové ) a slabých hydroxidů (amonného) .

21. Silné elektrolyty: dochází k téměř úplné disociaci molekul na ionty. Slabé elektrolyty: ustaví se rovnováha mezi nedisociovanou formou látky a ionty, které vzniknou disociací.