Chemické reakce, výpočty, rovnice

-podstata chemických reakcí
– reakce jednoduché a složené
– kritéria třídění chemických reakcí
– základní typy chemických reakcí organických látek a reakčí mechanismy
– úprava chemických rovnit, stechiometrické koreficienty
– doplnění stechiometrických koreficientů u dané rovnice
– záklarní chemické veličiny Ar, Mr, n, Vm, W
– výpočet jednoho z přiložených příkladů

Podstata chemických reakcí

Chemická reakce je děj, který je výsledkem vzájemného působení dvou nebo více látek, přiněmž se původní látky (reaktanty) mění na jiné, odlišné charakteristickými vlastnostmi (produkty). Zánik je nutné chápat jako přeměnu strukturních částic reaktantů na strukturní částice produktů.
Srážková teorie: aby k chemické reakci mohlo dojít, musí se částice potkat, být vhodně orientovány a mít dostatečnou energii.
Chemické reakce ovlivňují tyto faktory: teplota (čím vyšší teplota, tím rychleji bude reakce probíhat, ale nemůžeme rychlost zvyšovat donekonečna!), katalyzátory (urychlující i zpomalující), koncentrace, tlak (u plynů – čím větší tlak, tím větší koncentrace).

Druhy a dělení chemických reakcí

• jednoduché reakce – reagují spolu výchozí látky za vzniku produktů bez toho, aby probíhaly nějaké další (mezi)reakce
• složené reakce – je potřeba sousledný rětězec po sobě jdoucích reakcí, abychom se dostali k produktu

Reakční mechanismus
Částice po srážce vytvoří na krátkou chvíli nestabilní komplex, který drží zapomocí slabých interaktivních sil (Van der Waalsových). Rozdíl energie aktivovaného komplexu a výchozích reaktantů se nazývá aktivační energie (AE), ta se dá snížit zapomocí katalyzátorů. Aktivovaný komplex se následně přemění na produkt reakce, popř. rozštěpí pokud je produktem více než jedna sloučenina.

DĚLENÍ:

• dle skupenského stavu reaktantů
  Při chemické reakci spolu mohou reagovat látky různého skupenství. Označují se jako: s (solidus, pevné sk.), l (liquidus, kapalné sk.), g (gaseus, plynné sk.), aq (vodný roztok).

1. v homogenním prostředí – všechny složky reakce jsou ve stejné fázi

H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)

HCl (l) + NaOH (l) → NaCl (s) + H2O (l)

2. v heterogenním prostředí – reakce probíhá mezi fází tuhou a plynnou nebo kapalnou a plynnou

2Na (s) + 2H2O (l) → 2NaOH (l) + H2 (g)

• dle vnější změny

1. syntetické = skladné, slučovací

Zn + S → ZnS
H2 + O2 → H2O

2. analytické = rozkladné

2 HgO → 2 Hg + O2

2H2O2 → O2 + 2H2O

3. substituční = vytěsňovací, nahrazující

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

2 NaBr + Cl2 → 2 NaCl + Br2

4. podvojná záměna = konverze (např. neutralizace)

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

• dle typu, charakteru a účinku reaktantu který do substrátu zavádíme

1. halogenace    –F, –Cl, –Br, –I
2. sulfonace         –SO3H
3. nitrace         –NO2
4. acylace         –acyl (methyl, ethyl,…)
5. hydrogenace        → zavádění H2 (x dehydrogenace – odštěpuje se H2)
6. hydratace        → zavádění H2O (x dehydratace – odštěpuje se H2O)
7. a další.

• dle skrytého mechanismu

1. molekulové – všechny reakční složky v průběhu reakce jsou elektroneutrální molekuly

2 SO2 + O2 → 2 SO3

2. iontové
   Činidla jsou buď lektrofilní (vyhledává místo s velkou hustotou elektronů)  x nukleofilní (vyhledává místo s přebytkem protonů). Činidla se většinou získají z iontových sloučenin (Na+ Cl–), ale je to možné i z nepolárních molekul (Cl2 → Cl+ + Cl–)
3. radikálové
   Reagující částice jsou radikály (oba mají jeden nepárový elektron), jsou velice reaktivní a rostěpíme je zapomocí UV záření (většinou se jedná o dvouatomové molekuly, např. Cl2 → Cl.  .Cl)

Radikálové i iontové reakce mají tři fáze průběhu. Iontové reakce nemají řetězovitý průběh.
Radikálová reakce:
První je fáze iniciace (zahájení), při které se substrát rozštěpí na radikální či elektrofilní/nukleofilní činidlo.
   Cl2 → 2 Cl*
Ve fázi propagace (šíření) nám činidlo napadne molekulu, a tím vznikají další reaktivní částice.
   Cl* + CH4 → HCl + H3C*
H3C* + Cl2 → CH3Cl + Cl*
Podlení je fáze terminace (ukončení),  při které reaktivní částice/řetězce zanikají, a to tím, že se spojí dva půsovdní radikály spolu, druhá možnost je, že se spojí radikál s nestabilním řetězcem a nebo se spojí dva reaktivní řetězce.
   2 Cl* → Cl2

   Cl* + H3C* → CH3Cl

   H3C* + H3C* → CH3CH3

• dle mechanismu jejich průběhu = dle přenášených částic

1. acidobazické (protolytické)
   Jsou to reakce, při kterých dochází k výměně H+ protonu mezi kyselinou a zásadou. Existují tři teorie definující kyseliny a zásady. Nejstarší je Arheniova teorie, která tvrdí, že kyselina je látka. která ztrácí H+ proton, a zásada látka, které odštěpuje OH-. Brönstedova teorie tvrdí, že kyselina odštěpuje H+ proton a zásada proton příjmá. Nejnovější a nejpřesnější je teorie Lewisova (elektronová), která kyseliny označuje za akceptory elektronu a zásady za donory elektronu.
   Acidobazickým reakcím se říká taktéž neutralizace. Dochází k podvojné záměně, výslednámi produkty je sůl a voda. Sůl může být kyselá/zásaditá podle toho, jak silné byly v poměru řeagující kyselina a zásada.
   NaOH + HCl → NaCl + H2O (silná kyselina + silná zásada → neutrální sůl)
   NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O (silná zásada + slabá kyselina → zásaditá sůl)
2. srážecí
   Mezi tuhou a kapalnou fází se po určitě době vytvoří rovnovážný vztah. Dochází k vytvoření nerozpustných látek ve formě sraženiny.

AgNO3 + NaCl → AgCl ↓  + NaNO3  (šipka dolů nebo podtržení značí sraženinu)

3. komplexotvorné
   Slučováním jednodušších sloučenin vznikají sloučeniny komplexní (koordinační – obsahují koordinačně-kovalentní vazbu). Každá sloučenina se skládá z centrálního atomu, na který jsou vázány ligandy, jejichž počet je dán koordinačním číslem. Nejčastější koordinační číslo = 6.

AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl–

4. oxidačně-redukční (redoxní)
    Současně s oxidací jedné částice probíhá i redukce jiné částice. Látka, která se oxiduje, ztrácí elektrony a tím zvyšuje své oxidační číslo. Látka, která se redukuje, příjmá elektrony a své oxidační číslo snižuje. Může se i stát, že se látka jak oxiduje tak i redukuje (častý Mn)

– oxidační činidlo: látka, která vyvolává oxidaci jiné částice a sama se redukuje

– redukční činidlo: látka, která vyvolává redukci jiné částice a sama se oxiduje

CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4

– zápis průběhu pomocí poloreakcí:

CuII+ + 2 e– → Cu0        redukce

Fe0 – 2 e– → FeII+                oxidace

• dle hlediska reakční kinetiky

1. izolované – probíhají v soustavě samy
2. simultánní – v soustavě probíhá současně několik různých reakcí

• reakce zvratné – kromě reakce, podle které vznikají z reaktantů produkty, probíhá současně i zpětná reakce, podle

které z produktů vznikají opět reaktanty

 – mezi oběma reakcemi se ustavuje rovnováha

H2O → H+ + OH–  (a nazpět to samé H+ + OH–  → H2O)

• reakce následné a předřazené – jsou takové reakce, kdy po první reakci následuje druhá, tedy produkty první reakce jsou zároveň výchozími látkami reakce druhé

2 NO + Cl2 → 2 NOCl                – obecný zápis sumární reakcí

2 NO ↔ N2O2

N2O2 + Cl2 → 2 NOCl

• reakce paralelní (bočné) – ze soustavy reaktantů mohou vznikat různé produkty zároveň

– rychlost paralelních reakcí je úměrná koncentraci reaktantů, liší se tedy podle velikosti rychlostních konstant paralelních reakcí

• řetězové reakce
  Zvláštní případ reakcí následných, při nichž vzniká konečný produkt a současně i meziprodukt, který opětovně vyvolává další reakci.V praxi se vyskytují velmi často. Polymerační reakce jsou velmi často nerozvětvené řetězové reakce, řada oxidačních reakcí probíhajících formou rozvětvených řetězových reakcí (jsou příčinou explozí)

• rozvětvené – např. rozpad/ štěpná reakce uranu 235, kdy při bombardování neutrony se uran rozpadá např. na 56140Ba a 3693Kr, přičemž vznikají tři další neutrony. Z těchto tří neutronů vzniklých při rozpadu prvního atomu uranu může následující reakcí při srážce s atomy uranu vzniknout již devět neutronů, v další reakci potom 27 neutronů (jejich počet narůstat). Podmínkou ovšem je, že při uvolnění každého neutronu dojde následně ke srážce s dalším atomem uranu.
• nerozvětvené – např. radikálová reakce

Cl2  – UV→  2 Cl ·

Cl ·  +  H2 → HCl + H ·

H · + Cl2 → HCl + Cl ·

• dle tepelné bilance

– H – enthalipie, udávaná v joulech, která vyjadřuje energii uloženou v termodynamickém systému

 – její absolutní hodnotu nelze změřit, stanovuje se jen její změna vůči standardnímu stavu (25 °C a tlak 101,325 kPa)

– G – Gibbsova energie, určuje pravděpodobnost chemického děje za podmínek konstantního tlaku, teploty a objemu

1. při ději izobarickém (nemění se tlak)

1. exotermní  – ΔH < 0, během reakce se teplo uvolňuje, tzn. energie reaktantů je vyšší než energie produktů

– hoření, neutralizace, buněčné dýchání

2. endotermní – ΔH > 0, během reakce se teplo spotřebovává, tzn. energie reaktantů je nižší než energie produktů

 – tepelný rozklad uhličitanu vápenatého, fotosyntéza

2. při ději izotermicko-izobarickém (nemění se tlak ani teplota)

1. exergonické – ΔG < 0

– doprovázeny uvolněním Gibbsovy energie a mohou tedy probíhat samovolně

2. endergonické – ΔG > 0

 – může probíhat pouze v případě, že je bezprostředně spřažena s reakcí, který jí energii dodává

 – reakce katalyzované ligasami, kdy by syntetická reakce nemohla probíhat, kdyby nebyla spřažena se štěpením makroergické sloučeniny (obvykle ATP)

• dle vazebných změn v organické chemii

1. štěpení vazeb

1. homolýza – vznik činidel (radikálů) homolytickým (symetrickým) štěpením
2. heterolýza – vznik asymetrických činidel (elektrofilů a nukleofilů)

2. vznik nových vazeb

1. koligace = slučování radikálů
2. koordinace = slučování iontů

3. současné štěpení a vznik nových vazeb – adice, eliminace, substituce, přesmyk

• dle vazebných změn v organické chemii

1. substituce – dochází k nahrazení atomu nebo funkční skupiny substrátu za jiný atom nebo funkční skupinu

1.  radikálová – má tři fáze: iniciaci, propagaci a terminaci
2.  elektrofilní – substrát je napaden elektrofilem za vzniku π-komplexu, ten se následně přesmykne na σ

komplex, nakonec se odštěpí H+

– např.: nitrace, sulfonace

3.  nukleofilní – substrát je napaden nukleofilem

2. adice – dochází k navázání činidla na násobné vazby substrátu a tím se násobnost snižuje

– řídí se Markovnikovovým pravidlem (H jde vždy do místa s největším počtem H)

– hydratace, halogenace, hydrogenace

4.  radikálová
5.  elektrofilní
6.  nukleofilní

3. eliminace – dochází k odštěpení zpravidla jednoduché anorganické sloučeniny za vzniku násobné vazby

– dehydratace, dehydrogenace

4. přesmyk – dochází ke změně struktury látky za pomocí přesunu elektronů za účelem větší stability, nemění se počet ani druh atomů tvořících molekulu, nejčastěji se přesmykává dvojná vazba

1.  intramolekulární
2.  extramolekulární

Výpočty

Stechiometrické koeficienty

Stechiometrické koeficienty udávají poměr látek, které spolu reagují. Podle zákona o zachování hmotnosti musí být na obou stranách rovnice stejné počty atomů jednotlivých prvků, u iontových rovnic stejné výsledné počty elementárních nábojů. Při vyjadřování koeficientů se obvykle využívá nejmenší možné hodnoty těchto koeficientů (tzn. jejich poměr).

Zápis chemické rovnice

V organice většinou nevyčíslujeme a píseme chemické rovnice pouze schématicky.

stechiometrický

Pb(NO3) + 2 K2CrO4 → 2 K NO3 + PbCrO4

stavový

Pb(NO3) (aq) + 2 K2CrO4 (aq) → 2 K+NO3 (aq) + PbCrO4 (s)

iontový

Pb2+ + 2 NO3– + 2 K+ + CrO42- → 2 K+ + 2 NO3– + PbCrO4                sraženiny se nerozepisují

Pb2+ + CrO42- →  PbCrO4                                                zkrácený iontový

Základní chemické veličiny

Atomová hmotnostní konstanta – u

Lze ji definovat jako 1/12 hmotnosti atomu 126C.

u =	m (12C)	= 1,66057 · 10-27 kg
	12

Atomová relativní hmotnost – Ar

Vyjadřuje poměr atomové hmotnosti příslušného prvku k atomové hmotnostní jednotce. Je bezrozměrná.

Ar =	m (X)
	mu

Molekulová relativní hmotnost – Mr

Vypočítá se jako součet relativních hmotností všech atomů tvořících molekulu látky (najdeme je v tabulkách). Je bezrozměrná.

Molární hmotnost – M

Vyjadřuje hmotnost počtu 6,023 · 1023(=Avogadrova konstanta) částic této látky. Jednotkou je [M] g/mol.

M =	m
	n

Látkové množství – n

Vyjadřuje množství dvou nebo více látek, které lze porovnávat na základě veličiny látkového množství. Jednoutkou je [n] = 1 mol. Jeden mol jakékoliv látky obsahuje 6,023 · 1023 částic = NA.

n =	N
	NA

Molární objem – Vm

Udává objem látkového množství látky. Pro ideální plyn je při teplotě 273,15K a tlaku 101325 Pa roven 22,4 m3/mol.

Vm=	V
	n

Hmotnostní zlomek – w

Je dán podílem látky obsažené ve sloučenině mA a celkové hmotnosti sloučeniny mS. Je to bezrozměrná veličina (nemá jednotku) a nabývá hodnot od 0 do 1 (0%-100%). 

w =	mA
	mS

Další vzorce

Molární zlomek	xA = nA / (nA + nB + … + n∞)	–
Objemový zlomek	φA = VA / V	–
Látková (molární) koncentrace	cA = nA / V	mol/dm3 nebo M (molalita roztoku)
Hmotnostní koncentrace	cA = mA / V	kg/dm3
Molální koncentrace (molalita)	μA = nA / mR	mol/kg
Hustota	ρA = m(a) V(a) = M(a)/Vm a)	kg/m3