P edn ka 5
This presentation is the property of its rightful owner.
Sponsored Links
1 / 21

P ř ednáška 5 PowerPoint PPT Presentation


  • 123 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

Chemické reakce – symbolika, základní typy. Vyčíslování oxido-redukčních rovnic. Zápis organických reakcí – reakční schémata. Ionizace sloučenin. Elektrolytická disociace. pH. P ř ednáška 5. CHEMICKÁ REAKCE. Základ chemie proces, při kterém zanikají, vznikají a přeměňují se chemické vazby

Download Presentation

P ř ednáška 5

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.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


P edn ka 5

Chemické reakce – symbolika, základní typy.

Vyčíslování oxido-redukčních rovnic.

Zápis organických reakcí – reakční schémata.

Ionizace sloučenin. Elektrolytická disociace. pH.

Přednáška 5


P edn ka 5

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) !!


P edn ka 5

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


P edn ka 5

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


P edn ka 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


P edn ka 5

CHEMICKÁ REAKCE - rozdělení

  • Podle přítomných fází

  • Homogenní

  • Heterogenní

  • Podle (ne)přítomnosti katalyzátoru

  • Katalyzované

  • Nekatalyzované

Hoření = oxidace !!


P edn ka 5

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 reakceAgNO3 + NaCl →AgCl + NaNO3

  • Oxidoredukční (redoxní) rovnice

  • 3Cu + 8HNO3→3Cu(NO3)2 +2NO + 4H2O


P edn ka 5

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


P edn ka 5

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


P edn ka 5

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


P edn ka 5

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


P edn ka 5

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


P edn ka 5

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.


P edn ka 5

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)


P edn ka 5

  • Zjišťování pH roztoků

  • Chemicky – pomocí indikátorů

  • Elektrochemicky – pH metr

Chemické indikátory – jiná barva v „kyselé“ a jiná v „zásadité“ oblasti


P edn ka 5

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) .


P edn ka 5

Silné elektrolyty: dochází k téměř úplné disociaci molekul na ionty.

Slabé elektrolyty: ustaví se rovnováha mezi nedisociovanou formou látky a ionty, které vzniknou disociací.


  • Login