Chemické reakce, jejich popis a klasifikace

= děje, při kterých se nemění atomová jádra, ale přeměňují se původní strukturní částice látek (molekuly, ionty, atd.) a současně vznikají látky nové (s jinými vlastnostmi).

→ dochází tedy k zániku některých vazeb a vzniku vazeb nových.

• Látky, které při reakci zanikají, nazýváme reaktanty nebo výchozí látky.
• Látky, které při chemické reakci vznikají, nazýváme

         A + B → C + D

Zápis chemické reakce

1.      Chemická rovnice

• Musí odpovídat zákonu o zachování hmotnosti
• Proto rovnice vyčíslujeme – počet atomů daného prvku na jedné straně se musí rovnat počtu atomů téhož prvku na druhé straně rovnice
• Čísla, která při tom používáme a zapisujeme před sloučeniny, se nazývají stechiometrické koeficienty
  N₂ + 3H₂ → 2NH₃

2.      Chemické schema

• Ukazuje pouze reaktanty a produkty
• Není vyčíslené
• Používá se pro složité děje, např. v organické chemii

Klasifikace chemických reakcí

1.      Podle složitosti děje:

1. jednoduché – přímá přeměna reaktantů v produkty
2. složené – mají řadu meziproduktů, např. v metabolismu

2.      Podle energetické bilance:

1. exotermické – energie se uvolní (-Q_m)
   Př.: slučování vodíku s kyslíkem
2. endotermické – energie se přijme (+Q_m)
   Př.: syntéza sirouhlíku

Q_m = reakční teplo (někdy se označuje ΔH)
Obor chemie zkoumající změny teploty při chemických reakcích se nazývá TERMOCHEMIE

3.      Podle probíhajícího jevu (základní typy anorganických reakcí):

1. reakce skladné (syntetické) – z látek jednoduchých vznikají látky složitější
   Zn + S → ZnS
   N₂ + 3H₂ → 2NH₃
   2C + O₂ → 2CO
   H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
2. reakce rozkladné (analytické) – z látek složitějších vznikají jednodušší
   2 H₂O₂ → O₂ + 2H₂O
   CaCO₃ CaO + CO₂
3. reakce vytěsňovací (substituční)
   CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu
   Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
4. reakce podvojné záměny (konverze)
   KOH + HNO₃ → KNO₃ + H₂O
   NaNO₃ + KCl → KNO₃ + NaCl
   AgNO₃ + NaCl → NaNO₃ + AgCl
   2KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂O

4.      Podle přenášených částic:

1. reakce acidobazické (protolytické) – přenos protonu (H⁺), neutralizace, disociace kyselin a zásad ve vodě
   Př.: 2 NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 H₂O
2. reakce oxidačně-redukční (redoxní) – přenos e^–, dochází ke změnám oxidačních čísel
   Př.: Cu^IISO₄ + Fe⁰ → Fe^IISO4 + Cu⁰
3. reakce koordinační (komplexotvorné) – přenos atomů, atomových skupin
   Př.: [Cu(H₂O)₄]SO₄ + NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4 H₂O

5.      Podle počtu fází v reakční směsi:

1. reakce homogenní – všechny reakční složky jsou v jedné fázi, zpravidla (l) nebo (g)
   Př.: 3H₂ (g) + N₂ (g) → 2NH₃ (g)
2. reakce heterogenní – probíhají na fázovém rozhraní reaktantů různých skupenství
   Př.: 2KOH (aq) + CO₂(g) → K₂CO₃ (aq) + H₂O(l)
   Ca(OH)₂(aq) + CO₂(g) → CaCO₃(s) + H₂O(l)

6.      Podle typu štěpení kovalentní vazby:

1. homolýza – symetrické štěpení, vznik radikálů
   Př.: Cl₂ ® Cl× + Cl×
2. heterolýza – nesymetrické štěpení kovalentní vazby, vznikají ionty
   Př.: CH₃COONa ® CH₃COO^– + Na⁺

pokud ke štěpení dochází pomocí vody = hydrolýza

7.      Podle reakčního mechanismu (v organické chemii)

1. adice – navázání činidla na násobnou vazbu substrátu
2. eliminace – odštěpení jednoduché sloučeniny za vzniku násobné vazby
3. substituce – nahrazení
4. přesmyk (izomerace) – změna struktury, bez změny složení

8.      Podle typu reagujících částic

1. reakce molekulové – všechny reakční složky v průběhu celé reakce jsou elektroneutrální molekuly
   Př.: NO₂ + CO ® NO + CO₂
2. reakce radikálové – účastní se jich radikály (nestálé, velmi reaktivní částice s nepárovými elektrony) – většinou řetězový mechanismus
   Př.: H× + H× ® H₂
3. reakce iontové – účastní se jich ionty, probíhají ve vodném prostředí nebo polárních rozpouštědlech, rychlý průběh, např. srážecí reakce
   Př.: Cu²⁺ + Fe ® Cu + Fe ²⁺
   AgNO₃ + NaCl ® AgCl↓ + NaNO₃

Zápis chemických rovnic

• Stechiometrický zápis – vyhovuje zákonu zachování hmotnosti
  2FeCl₃ + 3H₂S → Fe₂S₃ + 6HCl
• Stavový zápis – obsahuje navíc skupenství jednotlivých látek
  2FeCl₃(aq) + 3H₂S(g) → Fe₂S₃(s) + 6HCl(aq)
• Úplný iontový zápis – obsahuje všechny disociované částice (na ionty se nerozepisují pouze nedisociované, tj. nerozpustné látky – sraženiny)
  2Fe³⁺ + 6Cl^– + 6H₃O⁺ + 3S^2-® Fe₂S₃↓ + 6H₃O⁺ + 6Cl^–
  POZOR! H⁺ neexistuje, slučuje se s vodou na H₃O⁺
• Dílčí iontový zápis – 2Fe³⁺ + 3S^2-→ Fe₂S₃↓

Vyčíslování chemických rovnic

1. Bez změny oxidačního čísla – počty atomů určitého prvku musí být na obou stranách rovnice stejné
2. Vyčíslování oxidačně-redukčních rovnic – počet odevzdaných elektronů rovná počtu elektronů přijatých
   (součet oxidačních čísel reaktantů = součet oxidačních čísel produktů)

Energetické změny při průběhu chemických reakcí – termochemie

• Termochemie – studuje tepelné jevy při chemických reakcích
• Reakční teplo = Q_m, udává teplo, které systém přijme (+Q_m) nebo odevzdá (-Q_m), pokud množství reaktantů odpovídá stechiometrickým koeficientům reakce

–          Izochorický děj

• nemění se při něm objem soustavy (V=konst.), mění se p a T
• Q_m = ΔU dodané teplo jde při konstantním objemu na zvýšení vnitřní energie
• U = vnitřní energie soustavy = celková energie atomů molekul (kinetická, potenciální, …) zmenšená o kinetickou a potenciální energii soustavy jako celku
• Ve skutečnosti nemůžeme změřit absolutní hodnotu U, ale pouze ΔU

–          Izobarický děj

• reakce probíhá za konstantního tlaku (p=konst.), mění se V a T
  (běžnější – všechny otevřené nádoby)
• Q_m = ΔH dodané teplo jde při p = konst. na zvýšení entalpie
• H = entalpie, H, opět umíme zjistit pouze ΔH
  ΔH = ΔU + pΔV (pΔV = W objemová práce plynu)

• Entalpie má stejný význam pro děje izobarické, jako vnitřní energie pro děje izochorické

Reakce exotermické

• Teplo se uvolňuje (ΔH < 0)
  2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔH = -457 kJ.mol^-1            (slučovací teplo)

Reakce endotermické

• Teplo se dodává (ΔH > 0)
  2H₂O(g) → 2H₂(g) + O₂(g) ΔH = 457 kJ.mol^-1          (teplo rozkladné)

(dále např. teplo neutralizační, spalné, …)

 

 

Termochemické zákony

1.      Termochemický zákon (zákon Lavoisier-Laplaceův)

Hodnota reakčního tepla přímé a zpětné reakce je stejná, liší se pouze znaménkem. (viz předcházející)

2.      Termochemický zákon (zákon Hessův)

Celkový tepelný efekt reakce nezávisí na průběhu reakce, ale pouze na počátečním a konečném stavu.

Sn + 2Cl₂ → SnCl₄              ΔH = -544,6 kJ.mol^-1

Nebo:

Sn + Cl₂ → SnCl₂                     ΔH = -349,4 kJ.mol^-1

ΔH = -544,6 kJ.mol^-1

SnCl₂ + Cl₂ → SnCl₄                ΔH = -195,2 kJ.mol^-1

Výpočty z chemických rovnic

Příklad 1: Vypočítejte, kolik g uhličitanu vápenatého je nutno navážit pro přípravu 80 g CaO. (Oxid vápenatý se připravuje termickým rozkladem CaCO₃.)
Řešení:

1. Napíšeme rovnici reakce

CaCO₃ → CaO + CO₂

1. Pod rovnici vypíšeme relativní molekulové hmotnosti reagujících i vznikajících látek, které budeme pro výpočet potřebovat

CaCO₃ → CaO + CO₂
100,1    56,1

1. Na další řádek napíšeme vstupní data, tj. v našem případě pod CaO číslo 80 a pod CaCO₃ neznámou x. Pak sestavíme úměru.

100,1 ………… x g
56,1 …………… 80,0 g

x =

x = 142,8 g

Odpověď: Pro přípravu 80 g CaO je nutné navážit 142,8 g CaCO₃.

Příklad 2: Kolik dm³ oxidu siřičitého vznikne (za normálních podmínek) spálením 50 kg síry?
Řešení:

1. Napíšeme rovnici reakce.

S + O₂ → SO₂

1. Pod rovnici vypíšeme relativní atomovou hmotnost síry a příslušný objem SO₂ (Je třeba si uvědomit, že za normálních podmínek je objem 1 molu libovolné plynné látky 22,4 dm³).

S             +             O₂           →           SO₂

32,1                     22,4

1. Vypíšeme vstupní data a sestavíme přímou úměru.

32,1 ………… 50,0
22,4 ………… x

x =

x = 34,9

Vzhledem k tomu, že navážka byla zadána v kilogramech, je objem vzniklého SO₂ v m³. Výsledek musíme převést na dm³, jak požaduje zadání.

Odpověď: Spálením 50 kg síry vzniklo 34,910³ dm³ oxidu siřičitého.

Příklad 3: Sulfid železnatý je možno připravit přímou reakcí z prvků. Jaká musí být navážka síry a železa pro přípravu 120 g FeS?
Řešení:

1. Napíšeme rovnici reakce.

Fe + S → FeS

1. Pod rovnici napíšeme příslušné relativní molekulové hmotnosti.

Fe          +             S             →           FeS
55,8                       32,1                       87,9

1. Vypíšeme vstupní data a sestavíme příslušné přímé úměry. (Všechny údaje je pohodlnější zanést do jednoho řádku.)

55,8 …………32,1……………87,9
x ………………… y ………………120,0

x =       y =

x = 76,2                               y = 43,8

Odpověď: Na přípravu 120 g sulfidu železnatého je třeba navážit 76,2 g železa a 43,8 g síry.

Příklad 4: Kolik cm³ 10% roztoku amoniaku (ρ =0,9575 g cm^-3) a kolik 20% roztoku H₂SO₄
(ρ = 1,1394 g cm^-3) je třeba pro přípravu 55 g síranu amonného?
Řešení:

1. Napíšeme rovnici reakce a pod ni uvedeme relativní molekulové hmotnosti reaktantů a produktu. Pak sestavíme přímé úměry, s jejichž pomocí vypočítáme, kolik gramů 100% amoniaku a kyseliny sírové by muselo zreagovat, aby vzniklo 55 g síranu amonného:

2NH₃       +         H₂SO₄     →       (NH₄)₂SO₄
2 17 g ……………98 g……………………132 g
x ……………………….y…………………………55 g
x =                              y =

x = 14,2 g (100% NH₃)    y = 40,8 g (100% H₂SO₄)

1. Pomocí nepřímé úměry vypočítáme hmotnost 10% roztoku amoniaku, ve kterém je obsaženo 14,2 g amoniaku. Stejným způsobem vypočítáme hmotnost 20% roztoku kyseliny sírové:

14,2 g …………100 %         40,8 g ……………100 %

x …………………10 %           y ……………………20 %

x =                          y =

x = 142 g                             y = 204 g

1. S využitím vztahu V = m/ρ přepočteme zjištěné hmotnosti obou roztoků na objem:

Amoniak: V = 142/0,9575 = 148,3 cm³

Kyselina sírová: V = 204/1,1394 = 179 cm³

Odpověď: Pro přípravu 55 g síranu amonného je třeba použít 148,3 cm³ 10% roztoku amoniaku a 179 cm³ 20% kyseliny sírové.