Chemické reakce

Chemické reakce

Chemická reakce – je proces, při kterém nastávají změny ve složení a struktuře látek. Látky, které do reakce vstupují, se nazývají reaktanty. Látky,které reakcí vznikají, se nazývají produkty. Reakce reaktantů na produkty se dá vyjádřit pomocí chemické rovnice, což je stručný symbolický zápis chem. reakce. Při každé reakci dochází k rozrušení starých vazeb a vytvoření vazeb nových.
· Rozdělení chem. reakci :
  podle celkové změny – reakce syntetické, např. S + O2 ® SO2
reakce rozkladné, např. CaCO3 ® CaO + CO2
reakce substituční, např. CuSO4 + Fe ® FeSO4 + Cu
  v anorganické chemii se však přednostně používá dělení podle mechanismu reakcí :
reakce protolytické
reakce redoxní
reakce srážecí
reakce komplexotvorné
 
Protolytické reakce – jsou to reakce mezi kyselinami a zásadami. Mechanismus protol.reakce je založen na výměně protonu mezi kyselinou a zásadou, přičemž vznikne nová kyselina a nová zásada:  HA + B ® A- + HB+ . Kyselina HA a z ní odvozená zásada A- tvoří tzv. konjugovaný pár, nebo-li protol. systém HA/A- . Zásada B a z ní odvozená kyselina HB+ tvoří tzv. konjugovaný pár, nebo-li protol. systém B/HB+ - jeden protol. systém si vyměňuje protony s druhým protol. systémem. Dělení látek na kyseliny a zásady není absolutní, ale relativní.
  látky amfoterního charakteru – látky, které mohou reagovat jako kyselina i jako zásada.
např. NH3, H2O.
  kyselina – látka schopná předávat proton jiné látce, je donorem protonu.
  zásada – látka schopná vázat proton, je akceptorem protonu.
a) Disociace kyselin ve vodě – je to protol. reakce kyseliny a vody za vzniku iontů. Je to rychlá a zvratná reakce, vede k ustavení rovnováhy: HA + H2O ® A- + H3O+.  Pro rovnovážnou konst. platí vztah: K = . Není-li roztok příliš koncentrovaný, můžeme koncentraci vody považovat za konstantní a převést ji do disociační konstanty KA = . Hodnota disociační konstanty je kritérium pro rozdělení kyselin na:
silné kys. - KA > 10-2 , ve vodě jsou téměř disociovány na oxoniové kationty,
  HCl, H2SO4, HNO3
stř. silné kys. -  KA = 10-4 – 10-2, koncentrace nedisociovaných molekul a disociací vzniklých iontů je srovnatelná, např. H3PO4 , HF, HNO2
slabé kys. - KA <10-4 , ve vodě disociují málo, v roztoku převažují nedisociované molekuly. Např. HOCl, HCN, H3BO3
b)  Disociace zásad ve vodě - je to protol. reakce zásady a vody za vzniku iontů. Je to rychlá a zvratná reakce, vede k ustavení rovnováhy: B + H2O ® HB+ + OH-.  Pro rovnovážnou konst. platí vztah: K = . Není-li roztok příliš koncentrovaný, můžeme koncentraci vody považovat za konstantní a převést ji do disociační konstanty KB = . Částicí HB+ může být podle typu zásady kation, neutrální molekula nebo anion. Hodnota disociační konstanty je kritérium pro rozdělení zásad na :
silné zás. – KB > 10-2 , např. hydroxidy, oxidy, sulfidy, hydridy alkal.kovů
stř. silné zás. – KB = 10-4 – 10-2, např. fosforečnany a uhličitany alkal. kovů
slabé zás. – KB <10-4 , např. NH3, siřičitany, hydrogenuhličitany

Základní protolytické reakce

· Autoprotolýza – vzájemná reakce dvou molekul téže látky amfoterního charakteru za vzniku opačně nabitých iontů. Jedna molekula reaguje jako kyselina, druhá jako zásada, za vzniku nové kyseliny a nové zásady. např. H2O + H2O ® H3O+  + OH- . Je to velmi rychlá reakce, která vede k ustálení protolytické rovnováhy, charakterizované rovnovážnou konstantou K. K =. Protože jsou nedisociované molekuly vody ve značném přebytku, můžeme jejich koncentraci považovat za konstantní. Kv = [H3O+] r .* [OH-] r , kde Kv je iontový součin vody. Hodnota Kv je závislá na teplotě. Z rovnice dále vyplývá, že v čisté vodě musí být koncentrace obou iontů stejná :  [H3O+] r  =  [OH-] r . Takový roztok se nazývá neutrální. Rovnováha mezi oxoniovými kationty a hydroxidovými anionty se ustavuje ve všech vodných roztocích.
  zásaditý roztok – roztok, ve kterém je koncentrace  [OH-]  větší než koncentrace [H3O+]. Platí : [OH-] r  >[H3O+] r . Zvýšení koncentrace [OH-] se dosáhne rozpuštěním zásady ve vodě.
    kyselý roztok – roztok, ve kterém je koncentrace [H3O+] větší než koncentrace [OH-]. Platí : [H3O+] r  > [OH-] r . Zvýšení koncentrace [H3O+] se dosáhne rozpuštěním kyseliny ve vodě.
Pro lepší počítání byla zavedena logaritmická stupnice kyselosti, tzv. stupnice pH.

Vztah : pH = - log [H3O+] r .
Kyselost a zásaditost roztoků se zjišťuje pomocí acidobazických indikátorů, což jsou organická
barviva, která mění své zabarvení v závislosti na hodnotě pH. např. fenolftalein, methylčerveň.
K přesnému zjištění pH se v laboratořích používají pH-metry.
 
· Neutralizace – reakce vodného roztoku kyseliny a zásady, přičemž vznikne sůl a voda. např. HCl + NaOH ® NaCl + H2O. Mechanismus neutralizace spočívá ve slučování oxoniových a hydroxidových iontů na molekuly vody.Iontový zápis:
 
   Má velký význam v průmyslu – likvidace kyselin a zásad v odpadních vodách.
· Hydrolýza solí – protolytická reakce iontů solí s vodou. Mohou nastat případy :
a)  sůl  odvozená od silné kyseliny a silné zásady – tvoří se roztoky prakticky neutrální, hydrolýza neprobíhá. Reakcí uvedených solí s vodou vznikají stabilní ionty, které s vodou nereagují a nenarušují tak rovnováhu mezi H3O+ a  OH-.  např. NaCl, KBr
b)  sůl odvozená od silné kyseliny a slabé zásady – tvoří se kyselé roztoky. Kationty slabé zásady jsou nestabilní, proto reagují s vodou, a při reakci  uvolní ionty [H3O+].  NH4+ + H2O ® NH3 + H3O+.  Např. NH4NO3, FeCl3
c)  sůl odvozená od slabé kyseliny a silné zásady – tvoří se zásadité roztoky. Anionty slabé kyseliny jsou nestabilní, proto reagují s vodou, a při reakci  uvolní ionty [OH-]. CO32- + H2O ® HCO3- + OH-.  Např. Na2CO3, K3PO4
d)  sůl odvozená od slabé kyseliny a slabé zásady – tvoří se roztoky neutrální, hydrolýza neprobíhá. Hydrolýze podléhají současně oba ionty, takže se uvolňují současně ionty H3O+ a OH- , a proto není rovnováha těchto iontů prakticky narušena. Např. (NH4)2CO3 , (NH4)2S
Srážecí reakce – reakce, při níž se alespoň jeden z produktů vyloučí ve formě málo rozpustné nebo zcela nerozpustné sraženiny. Malá rozpustnost je dána velmi silnými přitažlivými silami mezi ionty. Za málo rozpustné se považují soli, jejichž nasycené roztoky ve vodě mají koncentraci menší než 0,1 mol.dm-3. Srážecí r. se používají jako důkazové reakce v analytické chemii a pro přípravu různých látek. Např.: AgNO3 + NaCl ® AgCl + NaNO3 .
AgCl ® Ag+ + Cl-
Disociační konstanta této reakce je: K = . Poněvadž je koncentrace nedisociovaného podílu u málo rozpustných sloučenin konstantní, zahrne se [AgCl] do konstanty KS , což je součin rozpustnosti. KS = [Ag+] r .* [Cl-] r.

REDOXNÍ (OXIDAČNĚ – REDUKČNÍ) REAKCE

-  mezi redoxní reakce zahrnujeme všechny chemické reakce, při nichž si reaktanty vyměňují elektrony
-  dochází ke změně oxidačního čísla reaktantu
-  rozdělují se na dvě dílčí reakce :
1. Oxidace - je poloreakce, při níž reagující částice odevzdává elektrony a následkem toho zvyšuje své oxidační číslo
 
2. Redukce - je poloreakce, při níž reagující částice přijímá elektron a následkem toho snižuje své oxidační číslo

-  oxidace probíhá vždy současně s redukcí

  - při redoxních reakcích se jedna částice oxiduje, zatímco jiná se současně redukuje,  jsou to vlastně dva redoxní systémy
-  redoxní reakci pak chápeme jako reakci, při nichž probíhá výměna elektronů mezi dvěma redoxními systémy
 
Oxidační činidla (oxydanty)
- látky, které jsou schopné oxidovat jiné látky, přičemž se sami redukují
- dělí se do čtyř skupin:
  1. Elektronegativní nekovy – O2, F2, Cl2, Br2
  2. Některé kationty přechodných kovů – Au3+, Ag+, Co3+, Fe3+
  3. Anionty kyslíkatých kyselin – MnO4-, ClO3-, ClO4-, NO3-
- hlavní roli hraje centrální atom Mn, Cl, N

  4. Oxidy prvků  s vyššími oxidačními čísly a peroxidy – MnO2, PbO2, CrO3, OsO4, H2O2
- nejučínější jsou v kyselém prostředí
 
Redukční činidla (reduktanty)
-  látky schopné redukovat jiné látky, přičemž se sami oxidují
-  dělí se do 3 skupin:
  1. Prvky málo  elektronegativní – 1. A – 3. A skupiny, uhlík, zinek, lanthanoidy
  2. Ionty kovů s nízkým oxidačním číslem
  - Cr3+, Ti2+……, které snadno odevzdávají valenční elektrony a zvyšují tak své oxidační číslo
 
  3. Iontové hydridy a oxidy s nízkým oxidačním číslem prvku – LiH, NaH, CO, CaH2
Oxidační číslo – veličina, která udává formální elektrický náboj prvku ve sloučenině
Vyčíslování redoxních rovnic – křížové pravidlo
 
- Zjistíme změny oxidačních čísel prvku:

2.  Obě strany rovnice vynásobíme zjištěným oxidačním číslem tak, aby celková změna oxidačního čísla byla rovna nule:
 
3.  Vyčíslíme atomy,u kterých nedošlo ke změně oxidačního čísla a naposled vyčíslíme počet molekul vody:
 
 
Významné redoxní reakce:
1. Probíhající v přírodě – hoření, tlení a kvašení
2. Probíhajících při výrobě kovů - Pb, Cu, Al, Sn se vyrábí ze svých rud redoxními reakcemi
3.Elektrolýza
- redoxní reakce vyvolaná průchodem stejnosměrného elektrického proudu – elektrolytem
  - elektrolyt - chemická sloučenina, která se po roztavení nebo rozpuštění štěpí na ionty, a tím se stává vodičem elektrického proudu
  - uskutečňuje se v elektrolyzéru - nádoba s elektrolytem, do které se přivádí elektrický proud prostřednictvím elektrod ponořených do elektrolytu
  Elektrody:
  - katoda - záporně nabitá elektroda, uskutečňuje se na ní redukce
  - anoda - kladně nabitá elektroda, uskutečňuje se na ní oxidace
-  nejsnadněji se na  anodě oxidují I-, nejobtížněji SO42-
-  nejsnadněji se na katodě redukují Au, Cu, H; nejobtížněji K, Na
 
KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE
-  reakce, při nichž vznikají komplexní neboli koordinační sloučeniny
Komplexní sloučeniny
  -  složitý molekulový nebo iontový útvar
-  obsahují komplexní kationty, komplexní anionty nebo elektricky neutrální komplexní molekuly
-  na jejich vzniku se podílí donor – akceptorová (koordinačně – kovalentní) vazba

Každá komplexní částice se skládá z centrálního atomu, na kterém jsou vázány ligandy (atomy, ionty, neutrální molekuly).
-  např.: komplexní kation [Cu(H2O4]2+
 - centrální  atom - Cu , ligand - molekuly H2O
-  centrální atom – akceptor (příjemce), ligand – donor (dárce)
Centrální atom koordinační částice charakterizuje jeho koordinační číslo, tj. počet atomů nebo skupin vázaných k centrálnímu atomu - [Cu(H2O)4]2+ - Cu má koordinační číslo 4.
V komplexních sloučeninách jsou koordinační čísla 2 až 9.
 
Názvosloví:
- koordinační čísla se vyjadřují řeckými předponami di - , tri - , tetra - , penta - , hexa -
  př.:  K4[Fe(CN)6] hexakyanoželeznatan draselný
[Al(H2O)6]Cl3  chlorid hexaaquahlinitý
[Cu(NH3)4]SO4  síran tetraamminměďnatý
 
Ligandy a jejich názvy v koordinačních sloučeninách
 

Anion nebo molekula	Název anionu nebo molekuly	Název ligandu
H-	hydridový anion	hydrido -
F-	fluoridový anion	fluoro -
Cl-	chloridový anion	chloro -
I-	jodidový anion	jodo -
O2-	oxidový anion	oxo -
OH-	hydroxidový anion	hydroxo -
S2-	sulfidový anion	thio -
CN-	kyanidový anion	kyano -
SCN-	thiokyanidový anion	thiokyano -
NO2-	dusitanový anion	nitro -
NO3-	dusičnanový anion	nitrato -
O22-	peroxidový anion	peroxo -
S22-	disulfidový anion	disulfido -
SO42-	síranový anion	sulfato -
SO32-	siřičitanový anion	sulfito -
CO32-	uhličitanový anion	karbonato -
PO42-	fosforečnanový anion	fosfato -
N3-	nitridový anion	nitrido -
N3-	azidový  anion	azido -
H2O	voda	aqua -
NH3	amoniak	ammin -
NO	oxid dusnatý	nitrosyl -
CO	oxid uhelnatý	karbonyl -