slide1 n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Atomistická teorie (Dalton, 1803) PowerPoint Presentation
Download Presentation
Atomistická teorie (Dalton, 1803)

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 22

Atomistická teorie (Dalton, 1803) - PowerPoint PPT Presentation


  • 148 Views
  • Uploaded on

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 .

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Atomistická teorie (Dalton, 1803)' - doctor


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
slide1

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.
slide2

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

slide3

Struktura atomu

Millikan (1909) – experiment s olejovými kapkami k ověření existence elektronů a jejich náboje

Chadwick (1932) - jádro obsahuje kromě protonů ještě elektroneutrální neutrony

slide4

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)

slide6

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.
slide7

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.
slide8

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%

slide9

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.
slide10

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.
slide11

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)

slide12

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

slide13

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)

slide14

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.

slide15

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
slide16

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.
slide17

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
slide18

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.
slide19

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)

slide20

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
slide21

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)

slide22

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.