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.
Struktura atomu
Rutherford (1906) – experiment s Au-fólií a částicemi α(He2+) vedl k planetární představě o atomu
Thomson (1897) – v řadě experimentů s katodovými trubicemi dokázal existenci elektronů, atom je „kladně nabitá koule s rozptýlenými elektrony“
atom ~10-10 m = 1 Å jádro ~10-15 m, ρ ~1012 kg/m3
Struktura atomu
Millikan (1909) – experiment s olejovými kapkami k ověření existence elektronů a jejich náboje
Chadwick (1932) - jádro obsahuje kromě protonů ještě elektroneutrální neutrony
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)
Struktura atomu
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 = 6.022x1023 částic (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.
Molární hmotnost
• Molární hmotnosti prvků v tabulkách jsou váženým průměrem molárních
hmotností v přírodě se vyskytujících izotopů:
kde f1 = 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 izotopů 35Cl a 37Cl, jestliže
jejich relativní hmotnosti jsou 34.969 a 36.966.
...332211 AMfAMfAMfAMobs
Empirický vzorec
• Empirický vzorec je nejjednodušší zápis složení látky ve kterém jsou
všechny koeficienty celá čísla. Fe2O3, Fe4O6, Fe6O9, Fe8O12 jsou
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%
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
g CO2 a 1.902 g H2O. O jakou látku by se mohlo jednat? Dusík
ani síra nebyly zjištěny.
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.
Chemické reakce
• Při chemických reakcích si atomy vyměňují partnery za vzniku jiných sloučenin. V reakcích tedy vystupují reaktanty (levá strana) a produkty (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)
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
Klasifikace chemických reakcí
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)
typ reaktantů, produktů:
– molekulové
– iontové
– radikálové
– krystalizační
fázové hledisko:
– homogenní
– heterogenní
energetické hledisko:
– exotermní
– endotermní
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.
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 Cl2 bude reagovat s 4.2 molu Na. Jaké množství
NaCl vznikne?
• Moly Cl2
• Moly NaCl:
• Obecně: pro aA + bB cC
2Cl mol 2.1x
Na mol 22
Cl mol 1Na mol 4.2x
Na mol 22
Cl mol 1
Na mol 4.2x
NaCl mol 4.2xNa mol 2
NaCl mol 2Na mol 4.2xNa mol 2
NaCl mol 2Na mol 4.2
x
acC molA mol
baB molA mol
Stechiometrie - příklady
• Vypočtěte množství Na které bude reagovat s 34.45 g
Cl2 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.
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
caC molA mol
baB molA mol
12Pb molK mol
12
PbV
PbC
KV
KC
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 O2 za vzniku Al2O3.
Postup:
– Určit kolik molů Al2O3 může vzniknout z Al
– Určit kolik molů Al2O3 může vzniknout z O2
– Reaktant ze kterého může vzniknou menší množství Al2O3 je klíčový.
• Př.: Vypočítejte teoretický výtěžek při reakci 20 g Al s 25 g O2.
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)
x100%vytezek teoretickyvytezekskutecny =vytezek %
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
Ca v CaO +2
Ca2+(aq) +2
Cl(aq) 1
Cr v Cr2O3 +3
Fe v Fe2O3 +3
Cr v K2Cr2O7 +6
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)
Shrnutí
• Mol je jednotka používaná pro experimentálně měřitelná množství látek (1 mol = 6.022x1023 částic).
• 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.