Obecná a anorganická chemie I
Níže je uveden pouze náhled materiálu. Kliknutím na tlačítko 'Stáhnout soubor' stáhnete kompletní formátovaný materiál ve formátu DOCX.
malé přechodné prvky v oxosloučeninách v max. oxidačním stavu – HMnO4 , CrO3
sloučeniny obsahující nestabilní vazby – př. peroxosloučeniny: H2O2 , H2SO5
silná redukční činidla:
nízký (záporný) potenciál (př. Cs+ /Cs: E0 = - 3,03 V)
prvky s malou ionizační energií – Na, Ca
prvky s velkou afinitou ke kyslíku – C, H2
sloučeniny – obsahující dusík v záporném ox. stavu HN3 (azoimid), N2H4 – obsahující hydridický vodík Li[AlH4 ] atd.
Koordinační (komplexní)
Srážecí (precipitační):
Vznik málo rozpustné pevné látky
Rovnováha reakce se výrazně posouvá k produktům
Tepelný rozklad
Typy reaktantů, produktů:
Molekulové
Iontové
Radikálové
Fázové hledisko:
Homogenní
Heterogenní
Energetické hledisko:
Exotermní
Endotermní
Kinetické hledisko:
Řád reakce
Přirozené X katalyzované
Možné přeměny při chemických reakcích:
Zánik chemických vazeb anebo vznik nových
Prodlužování, nebo zkracování vazeb
Změny vazebných úhlů
Změna elektronových konfigurací
Změny skupenského stavu
Mikroskopické X makroskopické hledisko:
Mikroskopické hledisko: -
Proces reorganizace stávajícího uspořádání vazeb spojený s přestavbou atomové a elektronové konfigurace
Nemění se celkový počet a druh atomů
Změny omezeny na valenční elektrony atomů
Makroskopické hledisko:
Děj, při němž výchozí látky (reaktanty) zanikají a jiné (reakční produkty) vznikají
Pozorovatelné projevy (precipitace, změna barvy, ohřátí při reakci, únik plynu…)
Způsob studia:
Chemická termodynamika (jak moc „dobrovolně“)
Reakční kinetika (jak moc „snadno a rychle“)
Chemická kinetika
Stavová veličina:
Popisuje stav systému (p, V, T…) - její celková změna je nezávislá na cestě, po které ke změně došlo
Entalpie H:
energie obsažená v látce - absolutní hodnotu nelze změřit ani vypočítat rel. hodnota vztažená ke standardnímu stavu
H0 (T = 298,15 K a p = 101 325 Pa) standardní změna entalpie
ΔH0 teplo, které bylo uvolněno do okolí nebo bylo z okolí přijato (při konst. p a T)
H0 tabelovány pro sloučeniny (slučovací entalpie) a ΔH0 tabelovány pro jednotlivé reakce (reakční entalpie):
C12H22O11 (s) + 12 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 11 H2O(g) ΔH0 = [12 × H0 (CO2 )] + [11 × H0 (H2O)] – H0 (C12H22O11) = –5606 kJ/mol (toto teplo se uvolní bez ohledu na způsob oxidace sacharózy)
Hessův zákon (1840):
součet reakčních tepel dílčích reakcí je roven reakčnímu teplu celkové reakce 1) C + 1/2O2 (g) → CO(g) ∆H° 298(2) = - 110,1 kJ/mol
2) CO + 1/2O2 (g) → CO2 (g) ∆H° 298(3) = - 283,6 kJ/mol
3) C + O2 (g) → CO2 (g) ∆H° 298(3) = ∆H° 298(1) + ∆H° 298(2)= - 393,7 kJ/mol
Laplace-Lavoiserův zákon (1780):
Zvláštní případ Hessova zákona
Reakční teplo dané reakce je až na znaménko stejné jako reakční teplo reakce opačné
2H2 (g) + O2 (g) →2H2O (g) ∆H° 298= −292,0 kJ/mol exotermní děj