Látkové množství

Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Látkové množství
Symbol: n
veličina, která udává velikost chemické látky pomocí počtu základních
elementárních částic, které látku tvoří (atomy, ionty, molekuly
základní jednotkou: 1 mol
1 mol kterékoliv chemické látky obsahuje stejný počet základních částic jako
12 g (0,012kg) isotopu uhlíku 612C = 6,02 * 1023 částic/1 mol
6,02 * 1023 částic/v 1 mol = AVOGADROVA KONSTATNA
Hmotnost 1 molu různých částic je různá (v PSP uvedena relativní
molekulová hmotnost)
V plynném stavu zaujímá 1 mol za normálních podmínek ( teplota 0 oC =
273,15 K; tlaku 101,325 kP) stejný molární objem Vn = 22,4 dm3 /1 mol
Praktický význam látkového množství n:
1. Při vážení potřebného množství vstupních látek do chemické reakce
2. Při vyjádření počtu reaktantů a produktů
1 kilomol = 1 kmol = 103 mol
1 milimol = 1 mmol = 10-3 mol
1 mikromol = 1 mol = 10-6 mol
1
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
chemická reakce
děj, při kterém se mění složení a struktura chemických látek vzájemně spolu
reagujících.
děj, při kterém v molekulách reagujících látek dochází k zániku některých
původních vazeb a dochází ke vzniku nových vazeb
děj, při kterém z původních látek (reaktantů) vznikají nové látky
(produkty).
Reaktanty = látky vstupující do chemické reakce
Produkty = látky vznikající
A + B → AB
vratná reakce:
A
+
B
→
←
AB
Vazebná energie - energie potřebná pro vznik vazby
Disociační energie – energie potřebná pro rozštěpení vazby (mají stejnou
velikost, znázorňují se opačným znaménkem)
Chemická rovnice
symbolický zápis chemické reakce pomocí značek prvků a vzorců látek +
nezachycuje její průběh, ale vyjadřuje její reaktanty a produkty (Levá strana
obsahuje údaje o druhu a počtu reaktantů, pravá strana o druhu a počtu
produktů.) Šipka udává směr reakce.
Význam chemické reakce:
1. Kvalitativní (jaké reaktanty, jaké produkty)
2. Kvantitativní (počty reagujících částic a počty vznikajících částic) pomocí
stechiometrických koeficientů.
Příklad:
(1)Zn +
2 HCl
→
(1) H2
+
(1) ZnCl2
Jak číst rovnici:
1. Zinek reaguje s kys. Chlorovodíkovou a vzniká vodík a chlorid zinečnatý
(kvalitativní vyjádření)
2
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
2. 1 mol zinku reaguje s 2 moly kys. Chlorovodíkové a vzniká 1 mol vodíku a 1
mol chloridu zinečnatého
2. příklad
teplota, tlak,
N2 + 3H2
2 NH3
Katalyzátor
3. příklad:
MnO2 (s) + 4 HCl (aq)
MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l)
Skupenství
Pevné
Plynné
Kapalné
Vodný roztok
symbol
S
G
L
aq
Chemická rovnice musí splňovat základní chemické
zákony:
1. zákon zachování hmotnosti (součet hmotnosti reaktantů se rovná hmotnosti
produktů)
2. zákon zachování počtu atomů (na obou stranách chemické reakce musí být
stejný počet atomů prvku)
3. zákon zachování elektronů (na obou stranách chemické rovnice musí být
stejný počet elektronů)
4. zákon zachování elektrického náboje (celkový elektrický náboj reaktantů
se rovná celkovému elektrickému náboji produktů)
druhy rovnic:
1. úplné stechiometrické
2. iontové
a) úplné
b) částečné (jen ty ionty, které se reakce účastní)
3
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Druhy chemických reakcí:
Dle vnějších změn :
1. chemické slučování = syntéza= skladné reakce : děj, při kterém z
jednodušších látek vznikají látky složitější
např.
2 H2 + O2 ----> 2 H2O
Cu + S ----> CuS
2. chemický rozklad =analýza : děj, při kterém ze složitějších látek vznikají
dvě nebo více látek jednodušších
např.
2 H2O2 ----> O2 + 2 H2O
CaCO3 ----> CaO + CO2
3. substituční reakce = vytěsňovací = nahrazovací 1 či více atomů je
nahrazeno jiným atomem
Mg + H2SO4→ Mg SO4 + H2
4. chemická záměna = konverze = reakce podvojné záměny : děj, při
kterém dochází k výměně atomů nebo celých skupin atomů mezi
složitějšími molekulami např.
Člení se na :
Neutralizace = reakce hydroxidu s kyselinou (NaOH + HCl→NaCl + H2O)
Srážecí reakce = vznik sraženin – málo rozpustných sloučenin
(AgNO3 + Na Cl→AgCl + Na NO3)
Vytěsňovací reakce slabší kyseliny z její soli kyselinou silnější.
(FeS + 2HCl→FeCl2 + H2S) zde HCl silná kyselina
Dle skupenství:
Homogenní = stejnorodé: reaktanty a produkty jsou ve stejném skupenství
Heterogenní:
Pevné skupenství s; Kapalné l; plynné l; vodný roztok aq
4
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Dle přenášených částic: ( nejpoužívanější členění)
Acidobazické reakce = protolytické reakce mezi kyselinou a zásadou.Reakce
je založena na výměně vodíkového kationu ( protonu) H+ mezi kyselinou a
zásadou.
Oxidačně redukční reakce = redoxní reakce: dochází k přenosu elektronů
mezi reaktanty a děj je spojen se změnou oxidačních čísel některých atomů.
Komplexotvorné reakce – dochází tvorbě koordinačně – kovalentní vazby a
vzniku koordinačních sloučenin.
Podle tepelného zabarvení chemických reakcí
Reakce exotermní – při reakci dochází k uvolnění tepla
Reakce endotermní – teplo se při reakci spotřebovává.
Podmínky vzniku reakce:
Mezi částicemi výchozích látek musí dojít k jejich vzájemné srážce vhodné
nastavení)
Částice výchozích látek musí mít dostatek energie tzv. aktivační energii a
Reakce musí proběhnout dostatečně rychle
Rychlost reakce závisí na :
1. Teplotě - tepelná energie poskytuje částicím větší energii, čím je energie
větší, tím snadněji reagují
2. na tlaku - důsledkem zvýšení tlaku plynu je zvýšení jeho teploty a
zmenšení objemu. Částice se srážejí častěji čímje reakční rychlost větší.)
3. na koncentraci - zvýšení koncentrace výchozích látek znamená větší
množství molekul ve stejném prostoru, to znamená více srážek a tedy i
větší reakční rychlost).
4. na povrchu - zvětšíme-li povrch výchozích látek v tuhém skupenství,
reakční rychlost vzroste. Reakce u tuhých látek probíhají pouze na
povrchu.
5. na katalyzátoru - katalyzátor je látka, která ovlivňuje reakční rychlost
(zvyšuje nebo zpomaluje), ale sám se reakce neúčastní, nemění se.
Členění katalyzátorů :
5
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
podle účinku
pozitivní katalyzátory
zvětšují rychlost chemické reakce
negativní katalyzátory
zpomalují reakce
inhibitory
úplně zamezují vznik reakce
podle skupenství
homogenní katalyzátory
stejné skupenství
katalyzátor i katalyzovaná soustava mají
heterogenní katalyzátory
Pojmy spojené s katalyzátory:
Autokatalýza
reakce, při které některý z produktů působí jako katalyzátor)
Promotory
látky, které svou přítomností v nepatrném množství zesilují
účinek katalyzátoru)
Enzymy - biokatalyzátory, nachází se v živých organismech a urychlují tam
přírodní procesy
Selektivní katalyzátory
Katalytické jedy
vedou ke vzniku určitých produktů)
látky, které zabraňují působení katalyzátorů)
Funkce katalyzátoru při chemické reakci
Aby reakce proběhla, musí mít srážející se molekuly určitou energii tzv,
aktivační energii. Jako katalyzátor se projeví látka, která je schopna reagovat
s některou z reakčních složek při menší energii. Vznikne dočasný meziprodukt,
který snadno reaguje s druhou reakční složkou, opět při menší aktivační energii.
Potom vzniká vlastní produkt původní reakce a katalyzátor se regeneruje. Místo
jedné reakce proběhnou 2 následné, ale proběhnou rychleji, než by proběhla
reakce bez katalyzátoru.
6
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Řešení chemických rovnic – výpočet
stechiometrických koeficientů
1) odhadem
2) výpočtem
příklad:
doplňte koeficienty do schématu chemické reakce:
CaSO4 + C → CaO + SO2 + CO2
Postup řešení výpočtem:
1) Místo skutečných koeficientů doplníme do schématu odpovídající počet
neznámých koeficientů a,b,c,d,e
aCaSO4 + b C → c CaO + d SO2 + e CO2
2) Protože víme, že počet atomů do reakce vstupující , se musí rovnat počtu
atomů z reakce vystupujících, napíšeme rovnice, které vystihují tuto
podmínku
Pro Ca
Pro S
Pro O
Pro C
a =c
a=d
4a = c + 2d + 2e
b=e
3) Protože se v rovnicích nachází spousta neznámých, tak jedné z nich
přiřadíme konkrétní hodnotu, např. a = 1
Nyní platí: a = 1; c =1; d =1; ze rovnice pro O vypočítáme e =05; b =0,5
4) Abychom se zbavili půlek, musíme vše vynásobit dvěma.
a =2; c= 2; d =2; e = 1; b =1
5) Doplníme získané stechiometrické koeficienty do rovnice
2CaSO4 + C → 2 CaO + 2SO2 + CO2
7
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Reakce oxidačně redukční = redoxní reakce
chemické reakce, při kterých se mění oxidační čísla atomů.
Každá redoxní reakce se skládá z oxidace a redukce, které probíhají
současně.
Redukce – část reakce, při které se oxidační číslo atomu zmenšuje.(Cl0 →Cl-1)
Oxidace – část reakce, při které se oxidační číslo atomu zvětšuje. (C0
CIV)
Redukční činidlo = látka, která způsobuje redukci jiného reaktantu, při
reakci předávají elektrony a sami se při tom oxidují.
Oxidační činidlo = látka, která způsobuje oxidaci jiného atomu reaktantu, při
reakci odebírají elektrony a sama se při tom redukuje (oxidační číslo se
zmenšuje)
Příklad 1
CuIIO-II +
H20
=
H2IO-II +
redukce
: CuII Cu0
oxidace
: H20 2HI
Cu0
redukční činidlo : H2
oxidační činidlo : CuO
8
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
příklad 2
Zn0
+
2HICl-I =
ZnIICl2-I
redukce
: HI H0
oxidace
: Zn0
+
H20
Zn2+
redukční činidlo : Zn
oxidační činidlo : HCl
Úkoly:
1. Určete oxidační čísla atomů prvků v těchto
sloučeninách:
o SO3, H2CO3, Ag2S, N2, Fe(OH)3
o chlorid hlinitý, oxid měďnatý, kyselina sírová
2. Rozhodněte, které reakce jsou redoxní:
o Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3 + H2O
o Mg + H2SO4 ---> H2 + MgSO4
o S + Zn ---> ZnS
o 2 CuO ---> 2 Cu + O2
9
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Řešení:
1. Určete oxidační čísla atomů prvků v těchto
sloučeninách:
VI -II
I
IV -II
I -II
0
III
-I
o S O 3, H 2C O 3, Ag 2S , N 2, Fe (OH) 3
chlorid hlinitý, oxid měďnatý, kyselina sírová
AlIIICl-I3 CuIIO-II HI2SVIO-II4
2. Rozhodněte, které reakce jsou redoxní:
o Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3 + H2O není
redoxní
o
o
o
o
Mg + H2SO4 ---> H2 + MgSO4 je reoxní
oxidace: MgO ---> MgII
redukce: HI ---> HO
S + Zn ---> ZnS je redoxní
oxidace: ZnO ---> ZnII
redukce: SO ---> S-II
2 CuO ---> 2 Cu + O2 je redoxní
oxidace: O-II ---> O0
redukce: CuII ---> Cu0
10
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Úprava redoxních reakcí - Postup řešení oxidačně
redukčních rovnic
1. zapíšeme reakční schéma bez stechiometrických koeficientů
2. zjistíme, u kterých prvků se v průběhu reakce změnilo oxidační číslo
a děje zapíšeme pomocí dílčích rovnic oxidace a redukce
3. počty elektronů v obou rovnicích křížem zaměníme (křížové
pravidlo), případně násobíme 2
4. provedeme vlastní úpravu schématu, nejdříve doplníme
stechiometrické koeficienty u těch látek, u kterých dochází ke změně
oxidačního čísla a pak dopočítáme zbývající.
PŘÍKLAD:
Vyčíslete uvedenou chemickou redoxní rovnici.
KMnO4 + HCl = MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
Na příkladu můžeme vidět, že úprava některých redoxních reakcí není přiliž
jednoduchá a přiřadit správné koeficienty prostým výpočtem dá víc práce nebo
se vůbec nepodaří. Existuje však postup, jak lze tuto záležitost vyřešit:
1) Musíme určit oxidační čísla všech prvku:
KIMnVIIO4-II + HICl-I = MnIICl2-I + Cl20 + KICl-I + H2IO-II
2) Změnu oxidačních čísel zapíšeme podle následujícího schématu:
MnVII + 5e = MnII
2Cl-I - 2e = Cl20
Pamatujte:
 Množství elektronů odevzdaných jedním atomem se rovná množství
elektronů přijatých druhým atomem.
 při odevzdání elektronů se oxidační číslo atomu zvětší (proces oxidace).
 při přijetí elektronů se oxidační číslo atomu zmenší (proces redukce).
11
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
3) Aby množství přijatých elektronů MnVII se rovnalo množství elektronů
odevzdaných Cl-I, musíme je vzít v poměru (použijeme křížové pravidlo):
MnVII + 5e = MnII | 2
2Cl-I - 2e = Cl20 | 5
4) V levé a v pravé části rekce k atomu Mn připíšeme zjištěný koeficient 2:
2KMnO4 + HCl
2MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
5) V pravé části reakce má být 5 molekul chloru. V levé části vedle Cl-I
zatím nemůžeme stanovit koeficient, protože Cl-I se spotřebovává nejen na
vytvoření plynného chloru, ale i na vytvoření chloridu.
2KMnO4 + HCl
2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O
Pozor! Uvedené koeficienty nelze měnit jednotlivě. Jestliže to bude nutné, lze
všechny tyto koeficienty najednou vynásobit nebo vydělit stejným číslem.
6) Obvyklým způsobem dopočítáme zbývající koeficienty:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
7) Konečný vzhled uvedené redoxní reakce měl by vypadat následovně:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
MnVII + 5e = MnII | 2
2Cl-I - 2e = Cl20 | 5
redukce
: MnVII
oxidace
: 2Cl-I
MnII
Cl20
redukční činidlo : HCl
oxidační činidlo : KMnO4
12
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Vyrovnávání oxidačně redukčních rovnic v iontovém
stavu
V rovnici zachytíme pouze její princip, který vystihuje podstatu chemického
děje pouze s prvky, u kterých se v průběhu reakce změnilo oxidační číslo.
Doplňte stechiometrické koeficienty do schématu chemické reakce.
Cr2O72 - + Br- + H+→ Cr3+ + Br2
+
H2O
Postup řešení:
1. zapíšeme reakční schéma bez stechiometrických koeficientů
2. zjistíme, u kterých prvků se v průběhu reakce změnilo oxidační číslo
chrom: VI→III; snížení, došlo k jeho redukci
brom: -I→0 ; zvýšení; došlo k jeho oxidaci
3. děje zapíšeme pomocí dílčích rovnic oxidace a redukce a křížem
zaměníme počty elektronů
2Cr+VI
+6e
2CrIII+
6 zkrátit na 3
1
→
-I
2Br
-2e
Br2
2zkrátit na 1
3
→
4. provedeme vlastní úpravu schématu,
nejprve u atomů, kterým se změnilo oxidační číslo
Cr2O72 - + Br- + H+→ Cr3+ + 3Br2 +
H2O
A dopočítáme ostatní koeficienty
Cr2O72 - + 6Br- + 14H+→ 2Cr3+ + 3Br2 +
7H2O
13
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
PROTOLYTICKÉ REAKCE = ACIDOBAZICKÉ REAKCE
Existuje celá řada teorií, které souvisí s označování těchto látek.
1. Arheniova teorie
2. teorie Bronsted- Lowryho
3. Lewisova teorie kyselin a zásad
Arrheniova teorie
kyseliny jako látky schopné ve vodných roztocích odštěpit vodíkový
kation H+.
(HB →H+ + B-)
Zásady jsou látky schopné poskytovat ve vodných roztocích aniony OH -.
(ZOH→ Z+ + OH –)
Teorie Bronsted – Lodyho
Kyselina jsou látky = částice ( molekula, ion), které jsou schopné odštěpit
proton ( jsou dárci protonů)
zásady jsou látky = částice (molekuly, ion), která je schopna proton vázat (je
příjemce akceptorem protonu).
HA
+
B
→
HB+ +
A-
HCl
+
H20 →
H30+ +
Cl-
zásada
kyselina
zásada
Kyselina
konjugované páry = dvojice látek, které se liší o proton.
Autoprotolýza
Amfoterní látka
Lewisova teorie kyselin a zásad
Kyseliny jsou látky, které jsou schopné přijmout volný elektronový pár, mají
volné orbitaly
Zásady jsou látky, které poskytují volný elektronový pár, nemají volné orbitaly.
14
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Základní chemické výpočty
Molární hmotnost M
Udává jaká je hmotnost 1 molu v příslušné chemické= látce
m
hmotnost chemické látky
n
počet molů v chemické látce
M
[kg/1mol; g/mol]
Relativní atomová hmotnost Ar
uvedena v PSP u každého
číslo, které udává kolikrát je průměrná hmotnost daného prvku větší než ½
hmotnosti atomu uhlíku 612C.
Relativní molekulová hmotnost chemické látky Mr
číslo, které udává kolikrát je hmotnost molekuly větší než ½ hmotnosti
molekuly uhlíku 612C.
Mr se vypočítá součtem atomových hmotností všech atomů v molekule.
Příklady:
GYM:řešené
str.
53/1;
54/2;
str.54
otázky
a
úkoly/4;5;6;7;8;9;10;11;12.
Výpočet obsahu prvku ve sloučenině
Hmotnostní zlomek w
Je dán podílem hmotnosti látky obsažené ve sloučenině mA a celkové
hmotnosti sloučeniny ms
Hmotnostní procento w
* 100 %
15
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Proč? Výpočty umožňují zjistit, jaké množství látek musíme navážit,
abychom připravili určitou sloučeninu. Vystihují chemický děj po stránce
kvantitativní.
Základní pravidla výpočtů:
1. Chemickou reakci vyjádříme vyřešenou chemickou rovnicí
2. U jednotlivých látek, které se reakce účastní reakce, nalezneme
molární hmotnost v PSP
3. Tyto údaje dáme do vzájemného poměru a neznámé údaje vyřešíme
numericky.
Příklad číslo 1
Kolik g NaCl potřebujeme navážit na přípravu 14,3g AgCl srážením
roztoku chloridu sodného dusičnanem stříbrným?
1. Napíšeme rovnici, podle které reakce probíhá
NaCl
+
AgNO3
→
AgCl +
NaNO3
2. Najdeme nebo vypočítáme Mr
NaCl
AgCl
58,5
143,3
3. 58,5 g NaCl…………………..143,3 g AgCl
x g NaCl……………………..14,3 g AgCl
x =(14,3/143,3) *58,5 = 5,85 g NaCl
Na přípravu 14,3 g AgCl musíme navážit 5,85 g NaCl.
16
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Hmotnost molekul
Každá molekula se skládá z několika atomů.
Relativní molekulovou hmotnost Mr vypočítáme jako součet relativních
atomových hmotností všech prvků v molekule.
Mr = ∑ Ar
Jakou molekulovou hmotnost má kyselina sírová H2SO4?
V periodické tabulce prvků najdeme relativní atomové hmotnosti vodíku, síry a
kyslíku:
Ar (H) = 1,008
Ar (S) = 32,06
Ar (0) = 16,00
Mr (H2SO4) = 2·Ar(H) + Ar(S) + 4·Ar(O) = 2·1,008 + 32,06 + 4·16,00 = 98,076
Relativní molekulová hmotnost kyseliny sírové je 98,076.
Relativní veličiny nemají rozměr (nemají žádnou jednotku).
DALŠÍ PŘÍKLADY:
17
Ing. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
18