Chemické reakce, termochemie, výpočty z chemických rovnic
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:
- jednoduché – přímá přeměna reaktantů v produkty
- složené – mají řadu meziproduktů, např. v metabolismu
2. Podle energetické bilance:
- exotermické – energie se uvolní (-Qm)
Př.: slučování vodíku s kyslíkem - endotermické – energie se přijme (+Qm)
Př.: syntéza sirouhlíku
Qm = 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):
- reakce skladné (syntetické) – z látek jednoduchých vznikají látky složitější
Zn + S → ZnS
N2 + 3H2 → 2NH3
2C + O2 → 2CO
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) - reakce rozkladné (analytické) – z látek složitějších vznikají jednodušší
2 H2O2 → O2 + 2H2O
CaCO3 CaO + CO2 - reakce vytěsňovací (substituční)
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 - reakce podvojné záměny (konverze)
KOH + HNO3 → KNO3 + H2O
NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl
AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
4. Podle přenášených částic:
- reakce acidobazické (protolytické) – přenos protonu (H+), neutralizace, disociace kyselin a zásad ve vodě
Př.: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O - reakce oxidačně-redukční (redoxní) – přenos e–, dochází ke změnám oxidačních čísel
Př.: CuIISO4 + Fe0 → FeIISO4 + Cu0 - 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:
- reakce homogenní – všechny reakční složky jsou v jedné fázi, zpravidla (l) nebo (g)
Př.: 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g) - 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:
- homolýza – symetrické štěpení, vznik radikálů
Př.: Cl2 ® Cl× + Cl× - 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)
- adice – navázání činidla na násobnou vazbu substrátu
- eliminace – odštěpení jednoduché sloučeniny za vzniku násobné vazby
- substituce – nahrazení
- přesmyk (izomerace) – změna struktury, bez změny složení
8. Podle typu reagujících částic
- reakce molekulové – všechny reakční složky v průběhu celé reakce jsou elektroneutrální molekuly
Př.: NO2 + CO ® NO + CO2 - reakce radikálové – účastní se jich radikály (nestálé, velmi reaktivní částice s nepárovými elektrony) – většinou řetězový mechanismus
Př.: H× + H× ® H2 - 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+ + 3S2-® Fe2S3↓ + 6H3O+ + 6Cl–
POZOR! H+ neexistuje, slučuje se s vodou na H3O+ - Dílčí iontový zápis – 2Fe3+ + 3S2-→ Fe2S3↓
Vyčíslování chemických rovnic
- Bez změny oxidačního čísla – počty atomů určitého prvku musí být na obou stranách rovnice stejné
- 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 = Qm, udává teplo, které systém přijme (+Qm) nebo odevzdá (-Qm), pokud množství reaktantů odpovídá stechiometrickým koeficientům reakce
– Izochorický děj
- nemění se při něm objem soustavy (V=konst.), mění se p a T
- Qm = 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) - Qm = 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:
- Napíšeme rovnici reakce
CaCO3 → CaO + CO2
- Pod rovnici vypíšeme relativní molekulové hmotnosti reagujících i vznikajících látek, které budeme pro výpočet potřebovat
CaCO3 → CaO + CO2
100,1 56,1
- 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:
- Napíšeme rovnici reakce.
S + O2 → SO2
- 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
- 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:
- Napíšeme rovnici reakce.
Fe + S → FeS
- Pod rovnici napíšeme příslušné relativní molekulové hmotnosti.
Fe + S → FeS
55,8 32,1 87,9
- 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:
- 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)
- 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
- 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.