Chemické děje

dle přenášených částic

• oxidačně-redukční: přenos elektronů, změna oxidačních čísel
• protolytické: přenos protonu H⁺
• komplexotvorné: přenos skupin atomů, molekul, nebo funkčních skupin

dle tepelné bilance

• exotermní: uvolňuje se teplo
• endotermní: spotřebovává se teplo

dle reakční kinetiky

• izolované: pouze 1 reakce
• simultánní: několik reakcí současně
  • vratné – průběh oběma směry
  • následné – produkt 1 reakce, výchozí látkou následné reakce
  • bočné – výchozí látka se rozpadá za vzniku 2 i více významných produktů (především org. chemie)

dle vazebných změn

• štěpení vazeb (dodám energii)
• homolytické: rovnoměrné štěpení vazby (nepolární molekuly) vznik radikálů
• heterolytické: nesouměrné štěpení vazby (polární molekuly) vznik nukleofilů (-) a elektrofilů (+)
• vznik vazeb (energie se uvolní)
• současné štěpení a vznik vazeb (adice, eliminace, přesmyk…)

dle reagujících částic

• molekulové
• radikálové
• iontové

Způsoby zápisu chemické reakce.

• chemické schéma – nevyčíslené, přerušovaná/škrtnutá šipka
• chemická rovnice – vyčíslená, plná šipka
• reakční podmínky – tlak, teplota, katalyzátory atd. (píšeme nad či pod šipku)
• VL → P
• zvratná reakce
• L = P
• stechiometrické koeficienty: poměry vyjadřují látková množství reagujících složek a poměry počtu molekul reaktantů a produktů

Fáze (skupenství)

• s = pevná látka (solidus)
• l = kapalina (liquidius)
• g = plyn (gas)
• aq = vodný roztok (aquaeus)

Chemická rovnice a její význam.

• chemická rovnice: zápis chemického děje
• charakterizuje VL a P
• stechiometrické koeficienty: počet reagujících molekul
• poměry látkového množství (stechiometrické koeficienty)
• Tepelné zabarvení chemických reakcí – termochemické zákony, reakční teplo, enthalpie a tepelná bilance chemických dějů.
• Termochemie: zabývá se tepelnými změnami při chemických reakcích
• reakční koordináta: diagram vyjadřující energetické změny v průběhu reakce
• termochemické rovnice: reakční teplo, skupenství
• kalorimetr: měření energetických (tepelných) změn soustavy, (tepelné změny teploměrem)

zápis:

• uvádíme skupenství a údaj o teplotě (ZnSO₄ (aq) + H₂ (g) → Zn (s) + H₂SO₄ (aq)) ΔH⁰₂₉₈ = – 167,23 KJ/mol
• termochemické reakce: udávány v jednotkovém rozsahu (nejnižší poměr stechiometrických koeficientů)
• Q = teplo [J] (starší Cal – calorie)
• (-): exotermická reakce: teplo se vydává (vazebná E > disociační E), (Q_m < 0)
• (+): endotermická reakce: teplo se přijímá (vazebná E > disociační E), (Q_m > 0)

reakční teplo (reakční enthalpie)

• teplo vyměněné při reakci s okolím
• značím: Q_m (H) (KJ/mol)
• teplo za daných podmínek (je-li teplo soustavou přijaté/vydané probíhající v jednotkovém rozsahu a je-li teplota VL a P konstantní)

standardní reakční teplo: enthalpie

• teplo za konstantní teploty (298K) a tlaku (atmosférický), ΔH⁰₂₉₈, stálá modifikace (nejstálejší formy látek)
•        _{za konstantního tlaku}
• ∆H⁰₂₉₈  =  entalpie,  ∆ – delta/změna
•            ^{teplota v Kalvinech, teplo měřené za konstantního tlaku, atmosférický tlak}

termochemická rovnice

1. rozštěpení vazeb – dodávám energii
2. vznik vazeb – energie se uvolní
3. 1) – 2) = hodnota entalpie

Termochemické zákony

1.TCHZ

• – Laplace, Lavoisier
•   – přímá reakce: ZnSO₄ (aq) + H₂ (g) → Zn (s) + H₂SO₄ (aq)  ∆H⁰₂₉₈  =  -167,23KJ
•   – zpětná reakce: Zn (s) + H₂SO₄ (aq) → ZnSO₄ (aq) + H₂ (g)   ∆H⁰₂₉₈  =  167,23KJ
•   – Hodnota entalpie přímé a zpětné je stejná, liší se pouze znaménkem.

2.TCHZ

•         – Hessův zákon
•         – ∆H⁰₂₉₈(I) =  ∆H⁰₂₉₈ (II) + ∆H⁰₂₉₈  (III)
•         – Reakční hodnota reakčního tepla je závislá pouze na počátečním a konečném stavu, jinak se počítá,      jako součet.

Slučovací a spalné teplo.

• počítání standardního reakčního tepla

Standardní spalné teplo

• teplo které se uvolní při spálení 1molu látky
• ∆H⁰_298,sp
• u organických sloučenin
• v tabulkách
• exotermická reakce
• oxidace
• konečné produkty vždy CO₂ a H₂O
• 1C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 3H₂O
• standardní reakční teplo: součet spalných tepel P/VL násobený jejich stechiometrickými koeficienty
• ΔH⁰ = Σ_prod.(ΔH⁰)_sl. – Σ_reakt.(ΔH⁰)_sl.

Standardní slučovací teplo

• teplo které se uvolní při vzniku 1 molu látky přímo z prvků
• ∆H⁰_{298, sluč.}
• u anorganických sloučenin
• v tabulkách
• 1Cl₂ + 1Zn -> 1ZnCl₂
• 1/2H₂ + 1/2Cl₂ -> 1HCl
• standardní reakční teplo: součet slučovacích tepel P/VL násobený jejich stechiometrickými koeficienty
• ΔH⁰ = Σ_reakt. (ΔH⁰)_spal. – Σ_prod.( ΔH⁰)_spal.

Termochemické výpočty.

• spalování methanu: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O          ∆H⁰₂₉₈  = – 804 KJ/Mol, exotermická reakce
• kolik tepla se uvolní, jestliže je spáleno 2,5 molu?

1mol ………….  – 804KJ

2,5mol ………. x KJ

—————————–

2,5 * – 804 = 1x   x = – 2010KJ

• vypočtěte reakční teplo, z hodnot vazebných energií
• CH₄ + 4F₂ → CF₄ + 4HF
• E_C-H = 415,47KJ/Mol
• E_F-F = 158,99KJ/Mol
• E_C-F = 485,34KJ/Mol
• E_H-F = 569,02KJ/Mol

∆H⁰₂₉₈  =  4*415,47 + 4*158,99 – (4*485,34) – (4*569,02)

2. Termochemický zákon v praxi

C₂H₄(g) + H₂ (g) -> C₂H₆ (g)   ∆H⁰₂₉₈  = x

1) C₂H₄(g) + 3O₂ (g) -> 2CO₂ (g) + 2H₂O (g)     ∆H⁰₂₉₈  = -1410,9KJ/mol

2) 2C₂H₆ (g) + 7O2(g) -> 4CO₂(g) + 6H₂O(g)  ∆H⁰₂₉₈  = -3119 KJ/mol

3) H₂(g) + 1/2O₂ (g) -> H₂O(g)    ∆H⁰₂₉₈  = -285,9KJ/mol

C₂H₄ i H₂ jsou v původní rovnici výchozí látky a protože jsou výchozí látky i v mezi reakcích nic s nimi neděláme.

Ale C₂H₆ je v původní reakci produkt a nyní je VL a tak reakci otočíme, tudíž teplo bude kladné, ale stále je 2xvětší než v původní reakci a tak rovnici vydělíme 2 a tudíž i teplo.

Dále už jen sečteme tepla. Můžeme pro kontrolu sečíst i všechny VL a P a měla by nám vyjít původní rovnice vše se totiž zkrátí.

=> ∆H⁰₂₉₈  = -1410,9 + 3119/2 + (- 285,9) = -137,3 KJ/mol