Chemické reakcekce

Chemická reakce je děj vedoucí ke změně chemické struktury látek. Látky, které do reakce vstupují nazýváme reaktanty, látky z reakce vystupující jsou produkty. Při tomto procesu dochází ke změnám v rozmístění elektronové hustoty v molekule, kdy zanikají vazby mezi atomy v molekulách výchozích látek a tvoří se vazby nové. Chemické reakce popisujeme pomocí chemických rovnic.

Produkty mají jiné chemické a fyzikální vlastnosti než látky výchozí.

 

Reakce jednoduchá: výchozí látky se na produkty mění přímo

Reakce složená: vznikají meziprodukty. Je soustavou jednoduchých rovnic které vystihují přeměnu výchozích látek na produkty (tj. reakční mechanismus)

 

Nejdůležitější reakce:

Redoxní reakce (oxidačně. redukční): dochází k přenosu elektronů mezi reaktanty a mění se jejich oxidační čísla.

 

Zn⁰ + S⁰  à Zn^IIS^-II

 

Zn⁰ + 2HCI à H₂ + Zn^IICl₂

 

Proteolytické reakce (acidobazické): mezi kyselinami a zásadami. Dochází k výměně vodíkového kationu

 

NH₃ + H₂O à NH₄⁺ + OH^–

 

2NaOH + H₂SO₄ à Na₂SO₄ + 2H₂O

 

Srážecí reakce: zvláštní typ heterogenní reakce. Produktem je málo rozpustná sloučenina vylučovaná z roztoku jako sraženina.

 

AgNO₃ + NaCl à NaNO₃ + AgCl

 

Komplexotvorné reakce (koordinační): přenos nebo rozdělení celých skupin atomů. Vzniká koordinačně kovalentní vazba.
NaOH + Al(OH)₃  à Na[Al(OH)₄]

 

Klasifikace reakcí podle knihy:

Podle vnějších změn:

1. Skladné (syntézy) – vedou ke vzniku složitějších molekul z jednodušších
2. Rozkladné – tj. štěpení složitějších látek na jednodušší
3. Substituční (vytěsňovací) – atom nebo skupina atomů je nahrazena jiným atomem
4. Podvojné záměny (konverze) – výměna atomů nebo celých skupin atomů mezi složitějšími molekulami. Patří sem: – r. neutralizační – reaguje kyselina se zásadou. Produktem je sůl dané kyseliny a voda. – r. srážecí – vytěsňování slabší kyseliny z její soli silnější kyselinou

 

Podle skupenského stavu reaktantů:

1. Homogenní – reaktanty jsou ve stejném skupenském stavu
2. Heterogenní – reakce probíhá na rozhranní dvou skupenství

 

Podle přenášených částic:

1. Acidobazické děje (proteolytické)
2. Oxidačně redukční
3. Komplexotvorné

 

Podle tepelného zabarvení:

1. Exotermní – uvolňuje se při nich teplo, tzn. energie reaktantů je vyšší než energie produktů (např. hoření)
2. Endotermní – spotřebovává se teplo (musí se do soustavy dodávat), tzn. energie reaktantů je nižší než energie produktů (např. tepelný rozklad uhličitanu vápenatého)

 

Podle rovnováhy reakce

1. Rovnovážné – reakce běží až do chemické rovnováhy, která je definována rovnovážnou konstantou. Rovnovážná konstanta je poměrem rychlotních konstant dvou navzájem zpětných reakcí.
2. Jednosměrné – zpětná reakce je zanedbatelná

 

Podle počtu reagujících molekul

1. Monomolekulární – reaguje jedna molekula – dekompozice (rozpad)
2. Bimolekulární – aby reakce mohla proběhnout musí se srazit dvě molekuly – nejčastější typ reakcí
3. Trimolekulární – aby reakce mohla proběhnout musí se srazit tři molekuly v jednom čase – vzácný typ reakcí. Stále lepšími přístroji se u mnoha těchto reakcí dokazuje, že jsou to vlastně dvě reakce nižších řádů následující velmi rychle za sebou.

 

atd..

 

Redoxní děje

 

Redoxní reakce jsou děje, kdy dochází k předávání elektronů nezi částicemi. Elektrony se nemění – jejich počet je pořád stejný.

Projeví se to změnou oxidačního čísla některých atomů. Jsou analogické k dějům acidobazickým kde se přenášejí protony.

Všechno je ovšem jen elektronová teorie.

 

Oxidační číslo: je náboj, který by byl přítomen na atomu prvku pokud bychom elektrony všech vazeb co z něj vycházejí, přidělili vždy elektronegativnějšímu z atomů. Může se pohybovat v rozmezí od –IV do +VIII

Ox. číslo prvku v nesloučeném stavu je tudíž vždy rovno nule.

 

Oxidace: poloreakce kdy reaktant ztrácí svůj valenční elektron a oxidační číslo prvku se zvyšuje.

Redukce: poloreakce kdy reaktant elektron přijímá a oxidační číslo prvku se snižuje.

Probíhají vždy současně. Jestliže se jeden atom oxiduje musí se jiný redukovat.

 

Dělení na oxidační a redukční činidla je relativní. Proto, pro orientační dělení byl za referenční látku zvolen vodík. – Oxidační činidla jsou silnějšími akceptory elektronů než vodík

– Redukční enidla jsou silnějšími donory elektronů než vodík

Ox. činidlo – je látka, která dokáže jiné látce odebrat valenční elektrony a tím ji oxidovat. Přijatými elektrony se sama redukuje. Je akceptorem elektronů.

1. Elektronegativní nekovy: F₂, O₂, Cl₂, Br₂
2. Kationty přechodných kovů: Au³⁺, Ag⁺, Hg₂²⁺, Co³⁺, Fe³⁺
3. Aniony kyslíkatých kyselin: MnO₄ ^–, ClO₄^–, ClO₃^–, NO₃^–
4. oxidy prvků s vyššími oxidačními čísly a peroxidy: MnO₂, PbO₂, CrO₃, H₂O₂

 

Red. Činidlo – látka dodávající do systému elektrony kterými se některá z přítomných látek redukuje. Samo se oxiduje. Je donorem elektronů.

1. Málo elektronegativní prvky: I-III.A sk. přechodné kovy Zn, C
2. Ionty kovů s malým oxidačním číslem: Cr²⁺, Ti²⁺, V²⁺
3. Ionty s nízkým ox. číslem: LiH, NaH, CaH₂, CO

 

Vyčíslování rovnic redoxních reakcí

Rovnice redoxních reakcí se vyčíslují jiným způsobem než neredoxní rovnice. Například rovnice reakce sulfidu olovnatého s peroxidem vodíku:

PbS + 4 H2O2 → PbSO4 + 4 H2O

Nejprve musíme v rovnici najít jednotlivé poloreakce:

SII- → SVI+

O2I- → OII-

Poté zapíšeme rozdíly oxidačních čísel před a po reakci:

u síry rozdíl činí 8

u kyslíku rozdíl činí 2

Nakonec obě čísla zkrátíme a výsledek přiřadíme druhému reaktantu. Takže v našem případě se dvojka vykrátí na jedničku a osmička na čtyřku. Poté se obě čísla prohodí. U kyslíku bude 4 a u síry 1. Nakonec stačí tato čísla zapsat na obě strany rovnice ke sloučeninám kyslíku a síry.

1 PbS + 4 H2O2 → 1 PbSO4 + 4 H2O

Galvanické články (elektrochemie)

 

Vědní disciplína, zabývající se rovnováhami a ději v soustavách obsahujících elektricky nabité částice.

 

Poločlánek: je soustava vzniklá ponořením kovu do roztoku vlastní soli. Vodivým propojením poločlánků získáme článek

Příklad poločlánku:

 

Zinkový plech ponořený do roztoku ZnSO₄. Z povrchu plechu se začnou uvolňovat kationty Zn²⁺. Elektrony do roztoku přecházet nemohou , takže se povrch plechu nabije záporně. A roztok kladně v důsledku zvýšené koncentrace kladných iontů. Vzniká tzv. elektrická dvojvrstva. Po určité době se mezi povrchem kovu a roztokem ustaví dynamická rovnováha.

 

Naproti tomu měděný plech v roztoku CuSO₄ má tendenci přijímat z roztoku kationty (Cu²⁺). Povrch kovu se tedy nabije kladně a roztok obsahující nadbytek SO₄^2- záporně. Elektrická dvojvrstva má opačnou polaritu než u zinku.

 

 

Daniellův článek: je složený ze zinkové a měděné elektrody, jejich roztoků a solného můstku který obě soustavy vodivě spojuje (tj. skleněná trubice naplněná interním elektrolytem, který nereaguje s elektrony poločlánků ale slouží pouze k přenosu náboje).

Slouží k měření potenciálního rozdílu mezi elektrodami – připojením voltmetru.

V článku probíhá oxidace na zinkové elektrodě a redukce na měděné. Výsledná rovnice:

 

Cu²⁺(aq) + Zn(s) à Cu(s) + Zn²⁺(ag)

 

Energie uvolněná touto spontánní reakcí je spotřebována na práci – přenos elektronů vnějším obvodem od jedné elektrody k druhé. Chemická energie se mění na elektrickou.

 

Jako srovnávací poločlánek byla určena vodíková elektroda. Potenciální rozdíl mezi poločlánkem daného kovu a srovnávacím poločlánkem je roven potenciálu kovu. Vodíkový poločlánek vznikne ponořením vodíkové elektrody do roztoku HCI. Dohodou je stanoveno, že potenciál vodíkové elektrody je 0. Hodnota potenciálu daného kovu je pak závislá na teplotě a koncentraci jeho iontů v roztoku. Za standardních podmínek (tj. 25°C a 101,325kPa) bude výsledkem měření standardní redukční potenciál E₀. Jde o snahu elektrody přijímat nebo odevzdávat elektrony

 

Seřadíme-li kovy podle stoupajících hodnot jejich standardních elektronových potenciálů, získáme elektrochemickou Becketovovu řadu napětí.

BEKETOVOVA ŘaDA:

 

Prvky stojící před vodíkem mají záporný E₀, prvky před vodíkem kladný. Nezapomeňte si pořádně prohlédnout ten obrázek jsou tam vypsané reakce které prvky s čím reagují a co vzniká což je prý na této maturitní otázce to nejdůležitější!!

Pozn. Třeba taková lučavka královská je kys. chlorovodíková a dusičná v poměru 3:1 ale to už víme.

Au + 3NO3- + 6 H+ → Au3+ + 3 NO2 + 3 H2O

Chloridové ionty vytvoří s kovovými ionty z roztoku velmi stabilní komplexní ionty [AuCl4]-.

Au3+ + 4 Cl- → [AuCl4]^– Tím se koncentrace kovových iontů v roztoku sníží a rozpouštění pokračuje dále.

 

Reakce kovů mezi sebou

Kov stojící vlevo dokáže kov (v kladném oxidačním stavu) stojící vpravo redukovat a sám se tím pádem oxidovat, a naopak – kov, který stojí napravo je schopný kov stojící vlevo zoxidovat a sám se redukuje.

(Každý kov ležící v řadě vlevo je schopen vytěsnit kov napravo z roztoku jeho soli. Tzn. Je redukčním činidlem pro daný kov a sám se zoxiduje)

 

2 Na + ZnSO₄ à Zn + Na₂SO₄

 

Zn + CuSO₄ à Cu + ZnSO₄

 

Kovy ležící před vodíkem reagují s kyselinami za jeho uvolnění:

 

Zn + 2HCl à H₂ + Zn^IICl₂

 

2 Na + H₂SO₄ → H₂ + Na₂SO₄

2 Na + 2H₂O → H₂ + 2 NaOH (kovy stojící daleko před vodíkem jsou schopny zredukovat vodík dokonce i z vody)

Kovy vpravo od vodíku reagují pouze s kyselinami s oxidačními účinky. Vodík se neuvolňuje.

 

Cu + HNO₃  à Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

(3Cu + 8HN^VO₃  à 3Cu^II(NO₃)₂ + 2N^IIO + 4H₂O)

 

CuO + H₂ → Cu + H₂O

 

 

Galvanický článek: Daniellův článek je nejjednodušší galvanický článek s napětím 1,1V. nemá praktické použití. V roce 1866 byl sestrojen suchý článek – Leclancheův. Kladným pólem je uhlíková elektroda obklopená oxidem manganičitým a chloridem amonným (tj. elektrolyt – pasta). Záporný pól a obal tvoří zinkový plech. Jeho napětí je 1,5 V.

 

Zn à Zn²⁺ + 2e^–

 

Zn²⁺ + 2NH₄Cl + 2OH^–  à [Zn(NH₃)₂Cl₂] + 2H₂O

 

2MnO₂ + 2H₂O + 2e^–  à 2MnO(OH) + 2OH^–

 

Rtuťový článek – hodinky, naslouchátka. Je zdrojem stabilního napětí 1,35 V a má větší životnost. Anodu tvoří zinkový prášek a katodu směs oxidu rtuťnatého s grafitem. Elektrolytem je KOH.

 

Zn + HgO à Hg + ZnO

 

Po zapojení článku do elektrického obvodu probíhají uvnitř článku reakce, kterými se postupně snižuje elektrická energie uložená v článku, článek se vybíjí. Tyto reakce mohou být nevratné – napětí článku se po vybití nedá obnovit (primární články) – nebo vratné – článek se dá znova nabít (sekundární články, též akumulátory).