Atomistická teorie (Dalton, 1803)

Atomistická teorie (Dalton, 1803)

• Zákon stálých poměrů slučovacích: hmotnosti prvků tvořících čistou látku jsou k sobě vždy ve stejném poměru, bez ohledu na to jakým způsobem látka vznikla.

• Některé prvky spolu vytvářejí více sloučenin (např. C & O: CO a CO2; N & O:

N2O, NO, NO2, atd.). Daltonův zákon předpovídá že poměry hmotností

zvoleného prvku v různých těchto látkách jsou vždy malá celá čísla (zákon násobných poměrů slučovacích).

• Např. baryum a dusík spolu tvoří 3 sloučeniny, ve kterých je poměr hmotnosti barya vztažený vždy na jednotkovou hmotnost dusíku 4.9021, 9.8050 a 14.7060. Ukažte že je splněn zákon o násobných poměrech slučovacích.

• Daltonovy zákony vedly k teorii o složení hmoty z malých dále nedělitelných částic - atomů. Atomy – základní částice které se nemění při chemických reakcích, slučováním atomů dvou či více prvků vznikají chemické sloučeniny, ve kterých se spojují jen celistvé počty jednotlivých atomů.

Struktura atomu

Rutherford (1906) – experiment s Au-fólií a částicemi α(He2+) vedl k planetární představě o atomu

Thomson (1897) – v řadě experimentů s katodovými trubicemi dokázal existenci elektronů, atom je „kladně nabitá koule s rozptýlenými elektrony“

atom ~10-10 m = 1 Å jádro ~10-15 m, ρ ~1012 kg/m3

Struktura atomu

Millikan (1909) – experiment s olejovými kapkami k ověření existence elektronů a jejich náboje

Chadwick (1932) - jádro obsahuje kromě protonů ještě elektroneutrální neutrony

Struktura atomu

Atomové (protonové) číslo – Z počet protonů v jádře

U elektroneutrálních atomů rovno počtu elektronů v elektronovém obalu

Neutronové číslo - N počet neutronů v jádře

Nukleonové (hmotnostní) číslo - A = Z + N

Izotopy - atomy se stejným Z, mohou se lišit v N(A)

Nuklid - prvek obsahující pouze atomy s daným Z a N(A)

Struktura atomu

Mol

• Hmotnost jednotlivých atomů je velmi malá, zatímco v laboratoři obvykle pracujeme s množstvím látek v gramech. Proto je výhodné zavést novou jednotku pro množství – 1 mol.

• Mol: počet částic (atomů, molekul, iontů) rovný počtu atomů uhlíku ve 12.00 g C-12; 1 mol = 6.022x1023 částic (Avogadrovo číslo).

• Mol je tedy jistý počet částic.

• 1 mol vody zaujímá objem přibližně 18 ml a je v něm obsaženo 6.022x1023 molekul.

• 1 mol zlata zaujímá objem přibližně 10 ml a je v něm obsaženo 6.022x1023 atomů.

Molární hmotnost

• Molární hmotnosti prvků v tabulkách jsou váženým průměrem molárních

hmotností v přírodě se vyskytujících izotopů:

kde f1 = podíl izotopu 1 a AM1 = molární hmotnost izotopu 1.

• Příklady: Jaká je hmotnost 5.0 molů NaCl

• Kolik molů NaCl je v 15 g této látky

• Kolik molekul je v 3.222 molu NaCl

• Kolik atomů je ve 4.32 g NaCl

• Vypočtěte molární hmotnost bóru jestliže hmotnosti jeho dvou izotopů jsou

10.013 amu a 11.009 amu a jejich podíly 0.1978 a 0.8022.

• S použitím periodické tabulky vypočtěte podíly izotopů 35Cl a 37Cl, jestliže

jejich relativní hmotnosti jsou 34.969 a 36.966.

...332211 AMfAMfAMfAMobs

Empirický vzorec

• Empirický vzorec je nejjednodušší zápis složení látky ve kterém jsou

všechny koeficienty celá čísla. Fe2O3, Fe4O6, Fe6O9, Fe8O12 jsou

všechno možné vzorce oxidu železitého, empirický vzorec je ovšem

pouze Fe2O3.

• Empirické vzorce se často získávají z procentuálního složení (např.

vyjdeme ze 100 g látky, převedeme na počty molů, vydělíme nejmenším

počtem molů a upravíme tak, aby všechny koeficienty byly celá čísla).

• Př.: Zjistěte empirický vzorec látky s následujícím procentuálním

zastoupením jednotlivých prvků:

hmotnostní % O = 34.7%

hmotnostní % C = 52.1%

hmotnostní % H = 13.1%

Spalovací analýza

• Procentuální zastoupení prvků (C, H, N, S) je u organických

látek často zjišťováno spalovací analýzou:

– C se oxiduje na CO2

– H se oxiduje na H2O

– N se oxiduje na NOx a následně redukuje na N2

– S se oxiduje na SO3

• Př.: Spálením 1.621 g neznámého kapalného vzorku s

následným zachycením spalných produktů bylo získáno 3.095

g CO2 a 1.902 g H2O. O jakou látku by se mohlo jednat? Dusík

ani síra nebyly zjištěny.

Molekulární vzorec

• Molekulární vzorec se určí ze změřené molární

hmotnosti. Ta se podělí molární hmotností vypočtenou z

empirického vzorce a tímto podílem se vynásobí počty

všech atomů v empirickém vzorci.

• Př.: Určete molekulární vzorec sloučeniny která má

empirický vzorec NO2 a experimentálně určenou molární

hmotnost 92.00 g/mol.

Chemické reakce

• Při chemických reakcích si atomy vyměňují partnery za vzniku jiných sloučenin. V reakcích tedy vystupují reaktanty (levá strana) a produkty (pravá strana):

– 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

– 4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

– NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)

• Celkový počet atomů jednoho druhu na obou stranách zápisu chemické reakce musí být podle zákona zachování hmoty shodný. Zápis chemické reakce s reaktanty a produkty je tedy nutné následně upravit tak, aby byla splněna bilance – vyčíslit stechiometrické koeficienty:

• Vyčíslete: CH3OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

P4(s) + N2O(g) P4O6(s) + N2(g)

P2O5(s) + H2O(l) H3PO4(aq)

Co to je chemická reakce

• makroskopické hledisko - děj při němž výchozí látky (reaktanty) zanikají a jiné (reakční produkty) vznikají.

• mikroskopické hledisko - proces reorganizace dosavadního uspořádání vazeb spojený s přestavbou atomové a elektronové konfigurace.

- nemění se celkový počet a druh atomů- všechny změny omezeny na elektronové obaly atomů

Klasifikace chemických reakcí

klasické členění:

– syntéza

– rozklad

– substituce

– podvojná záměna

povaha procesu :

– acidobazické (přenos protonů)

– redoxní (přenos elektronů)

– koordinační (komplexační)

– vylučovací (precipitační)

– tepelný rozklad

kinetické hledisko:

– řád reakce (molekularita)

typ reaktantů, produktů:

– molekulové

– iontové

– radikálové

– krystalizační

fázové hledisko:

– homogenní

– heterogenní

energetické hledisko:

– exotermní

– endotermní

Energetické změny při chemických reakcích

• zánik chemických vazeb nebo vznik nových

• prodlužování nebo zkracování vazeb

• změny vazebných úhlů

• vytváření nových elektronových konfigurací

• změny skupenského stavu

Všechny reakce směřují do energeticky výhodnějšího

stavu, kde je celková energie (součet termické a

netermické energie) minimální.

Stechiometrie

• Relativní množství zreagovaných reaktantů a vzniklých produktů v chemické

reakci je dáno poměrem stechiometrických koeficientů. Např. pro reakci:

• 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)

• 2 moly Na = 1 mol Cl2 = 2 moly NaCl.

• Př.: Vypočtěte kolik molů Cl2 bude reagovat s 4.2 molu Na. Jaké množství

NaCl vznikne?

• Moly Cl2

• Moly NaCl:

• Obecně: pro aA + bB cC

2Cl mol 2.1x

Na mol 22

Cl mol 1Na mol 4.2x

Na mol 22

Cl mol 1

Na mol 4.2x

NaCl mol 4.2xNa mol 2

NaCl mol 2Na mol 4.2xNa mol 2

NaCl mol 2Na mol 4.2

x

acC molA mol

baB molA mol

Stechiometrie - příklady

• Vypočtěte množství Na které bude reagovat s 34.45 g

Cl2 a maximální možný výtěžek NaCl.

• Vypočtěte jaké množství kyslíku se spotřebuje reakcí s

10 g CH3CHO.

• Vypočtěte jaké množství kyslíku se spotřebuje reakcí se

100 g Al na Al2O3.

Reakce v roztocích

• Velká část chemických reakcí probíhá v roztocích.

• Množství reaktantů a produktů je dáno objemem a molární koncentrací v roztoku.

• Výchozí bilance je stejná jako pro jakoukoli jinou reakci:

– aA + bB cC

• V případě roztoků dosadit za látková množství pomocí koncentrace, např. za

počet molů A = CAVA .

• Př. Vypočítejte objem 0.200 M roztoku KI potřebného k reakci s 50.0 ml 0.300 M

roztoku Pb(NO3)2.

• Postup:

• Vyčíslit reakci: Pb(NO3)2 + 2KI PbI2 + 2KNO3.

• Ze stechiometrie:

• Dosadit za látková množství:

• Dopočítat objem roztoku KI

caC molA mol

baB molA mol

12Pb molK mol

12

PbV

PbC

KV

KC

Klíčový (limitující) reaktant

• Klíčový reaktant je ta z reagujících látek, která limituje maximální

možný výtěžek produktu. Tento reaktant bude reakcí zcela

spotřebován jako první. Informace o tom který z reaktantů je

klíčový je nutná pro určení maximálního (teoretického) výtěžku.

• Př.: Určete která z reagujících látek je klíčovým reaktantem, pokud

bude 3.00 molu Al reagovat s 2.15 molu O2 za vzniku Al2O3.

Postup:

– Určit kolik molů Al2O3 může vzniknout z Al

– Určit kolik molů Al2O3 může vzniknout z O2

– Reaktant ze kterého může vzniknou menší množství Al2O3 je klíčový.

• Př.: Vypočítejte teoretický výtěžek při reakci 20 g Al s 25 g O2.

Výtěžek chemické reakce

• Teoretický výtěžek: maximální množství produktu které lze získat z

daného množství reaktantů.

• Skutečný výtěžek: množství produktu které získáme příslušnou reakcí ve

skutečnosti. Nižší než teoretický, protože reakce probíhají pouze do

rovnovážného stavu.

• % výtěžek se spočítá:

• Př.: Jaký je % výtěžek při syntéze kyseliny octové, když reagovalo 15.0 g

metanolu se stechiometrickým množstvím CO za vzniku 19.1 g produktu?

CH3OH(l) + CO(g) CH3COOH(l)

x100%vytezek teoretickyvytezekskutecny =vytezek %

Oxidační číslo

• Oxidační číslo (stav): náboj atomu v látce nebo v

jednoatomovém iontu.

• Jednoduchá pravidla:

– Prvky: 0

– Jednoatomové ionty: náboj iontu

– Kyslík 2, kromě H2O2 a dalších peroxidů

– Vodík: +1, u kovových hydridů je 1.

– Halogeny: 1, kromě případů kdy se váže s

kyslíkem nebo s nižším halogenem

– Alkalické kovy a kovy alkalických zemin mají

náboj +1, resp. +2

– Sloučeniny a ionty: součet nábojů atomů ve

sloučenině je 0, v iontu je součet nábojů roven

celkovému náboji iontu

Ca v CaO +2

Ca2+(aq) +2

Cl(aq) 1

Cr v Cr2O3 +3

Fe v Fe2O3 +3

Cr v K2Cr2O7 +6

Vyčíslování chemických reakcí podle oxidačního čísla

• Určit oxidační číslo každého atomu na straně reaktantů i produktů.

• Určit změnu oxidačního stavu každého atomu.

• Bilancovat prvky které mění oxidační číslo – na obou stranách

musí být stejný náboj.

• Doplnit koeficienty u atomů které nemění oxidační stav.

Př.: Vyčíslete

FeS(s)+CaC2(s) + CaO(s) Fe(s)+ CO(g)+ CaS(s)

Shrnutí

• Mol je jednotka používaná pro experimentálně měřitelná množství látek (1 mol = 6.022x1023 částic).

• Chemické reakce probíhají pouze v definovaných poměrech a jsou reprezentovány vyčísleným zápisem.

• Poměr stechiometrických koeficientů dává informaci o množství zvolené reagující látky pokud známe množství dalších reagujících látek:

aA + bB cC

• Klíčový reaktant určuje maximální množství produktu (teoretický výtěžek reakce).

• Empirický vzorec je nejjednodušší zachycení složení látky.

• Molekulární vzorec je skutečným vyjádřením složení látky.