SlideShare une entreprise Scribd logo
1  sur  195
Télécharger pour lire hors ligne
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

1. Stavba atomu, nuklidy, izotopy a izobary.
Stavba atomu
* jádro = soubor nukleonů
* elementární částice atomu:
    • elektron = e- (Thompson, 1897) – katodové záření
        0
            e ▫ elementární náboj e- = 1,602 . 10-19 C (kulomb)
       -1
                  ▫ hmotnost e- me = 9,1091 . 10-31 kg
    • proton = p+ (Rutherford, 1920)
       1
           p      ▫ elementární náboj p+ = 1,602 . 10-19 C
       1
                   ▫ hmotnost p+ mp = 1,67252 . 10-27 kg (1840krát těžší než e-)
    • neutron = n0 (Chadwick, 1932)
            1
                n ▫ bez náboje
            0
                   ▫ hmotnost n0 mn = 1,67482 . 10-27 kg
* ostatní částice podle hmotnosti:
    a) lehké – leptony (e-, pozitron, neutrino, …)
    b) středně těžké – mezony π, mezony K, …
    c) těžké – baryony (p+, n0, hyperonym, …)
* fotony – základní částice elektromagnetického záření, nulová klidová hmotnost


Mikročástice – dualistický charakter
* chování mikročástic se zásadně liší od chování těles makrosvěta a nedá se vystihnout
zákony klasické mechaniky
* pro popis jevů v atomovém měřítku byla vypracována obecnější teorie => kvantová
mechanika
* základní principy kvantové mechaniky (postuláty)
    • energie je kvantována


                  ΔE = h · v                               h = Plancova konstanta = 6,626 . 10-34 J · s


    • korpuskulárně vlnový charakter                         E = energie
                       h                           m = hmotnost částice
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                λ =                           v = frekvence
                    m·vp                           λ = vlnová délka
    • Heisenbergův princip neurčitosti (1926)              p = hybnost
                        h                  x = délka
          Δx Δp = 
                       4π


Modely atomu
Rutherford (1911) – jádrový model atomu (planetární) – atom je částice, která je v jádru
kladně nabitá, na obvodu obíhají po oběžných drahách e-
   • slabiny: neschopen vysvětlit, jakto že existuje atom – model odporuje zákonům
mechaniky
    • rozptyl α-částic na kovových fóliích (Au)
    • odklon asi jen u 1/2000 všech částic = > pozitivní náboj je soustředěn na velice malý
objem
   • v prostoru jádra je zřejmě také soustředěna téměř veškerá hmota atomu (hustota cca 1017
kg/m3)
                4              - vnitřek atomu He – velikost asi 10-10m
          α = 2He                    · jádro: 2p+ a 2n0 => 10-15m
                             · obal: 2e-, které ve skutečnosti ani neuvidíme jako kuličky, ani
nemůžeme přesně říci, kde jsou


Charakteristika atomu
                       A = nukleonové (hmotnostní) číslo              nukleony = p+ + n0
          A Q               - udává počet nukleonů v jádře
      Z   X            Z = atomové (protonové) číslo
                             - udává počet p+ v jádře (také počet e- v obalu)
                       Q = oxidační číslo; elektronegativita
                    X = chemická značka prvku
                    N = neutronové číslo
                    N=A–Z
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

Důležité pojmy
* prvek – tvořen souborem atomů, jejichž atomové číslo Z je shodné
     a) polynuklidický prvek                         16         17       18


                                                          8O +       8O +     8O
     b) mononuklidický prvek (F, P, Bi, I, …)                                 19


                                                                                   9F
* nuklid – atomy mají shodné atomové číslo Z a neutronové číslo N
               16            18


                      8O x             8O


* izotop – atomy mají shodné atomové číslo Z a různé neutronové číslo N
               16         17                18


              8O           8   O                 8O


* izobar – atomy mají shodné nukleonové číslo A a různé atomové číslo Z
              40                  40                          - mají stejnou hmotnost, ale jde o atomy různých prvků
             19   K                    20  Ca


* poměrné zastoupení izotopů téhož prvku není přesně konstantní (vodík, lehké prvky)
    • využití – přírodovědné obory (koloběh vody)
Atomová hmotnost
* atomová hmotnostní konstanta je definována jako 1/12 skutečné hmotnosti atomu uhlíku 12C

                                                m(12C)
                             m(μ) = ——— = 1, 66057 . 10-27 kg
                                                 12
* absolutní atomová hmotnost – pro praxi nevhodné vyjádření                                  M (1H) = 1,67 . 10-27 kg
* relativní atomová hmotnost MR kteréhokoliv prvku je definována jako poměr skutečné
hmotnosti atomu k atomové hmotnostní konstantě m (μ)
                                                                A


                                                      A   M(ZX)
                               MR(ZX) = ————
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                                           12
      • MR – bezrozměrné číslo (bez jednotky), které vyjadřuje, kolikrát je atom daného prvku
těžší než 1/12 atomu uhlíku 12C




2.   Stabilita atomových jader; radioaktivita přirozená a umělá.
Stabilita atomových jader
                         1
* atomové jádro           p + 1n
                         1      0


* vazebná energie (charakterizuje stabilitu jader), úbytek hmotnosti


       ∆M = Z . M(1p) + (A – Z) . M(1n) + Z . M(0e) – M(AX)
                     1               0           -1       Z


* vazebná energie ↔ štěpení
                                    E = ∆M . c2       ~ 0,7 – 0,9%
* jaderné síly:
     a) přitažlivé
     b) odpudivé
* energie chemického procesu je 105 až 106krát menší, nemůžeme ovlivnit jádro atomu
* nejstabilnější jádra = triáda železa – Fe, Co, Ni
       A = 28 – 120 → velmi stabilní
       A < 28 → tendence syntetické jaderné přeměny
       A > 208, Z > 83 → těžká jádra – štěpné procesy
* v přírodě 56 radioaktivních nuklidů
       Z > 83 → radioaktivní
       Z < 92 → transurany (uměle připravené)


          p+      n0      počet nuklidů
          sudý sudý 168
          sudý lichý 57
          lichý sudý 50
          lichý lichý 4
        lichý + lichý = 2D (deuterium – vodík), 6Li, 10B, N
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                             1                              3     5


* magická čísla pro celkový počet p+ nebo no – 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126
                                 208
                                   Pb – velmi stabilní
                                   82


Radioaktivní nuklidy (nestabilní)
* radioaktivita = proces rozpadu atomového jádra v důsledku porušení vzájemného poměru
jeho stavebních složek
* k porušení dochází 2 způsoby:
     a) přirozená radioaktivita – samovolná, dochází k ní v přírodě
     b) umělá – vyvolaná uměle
* H. Becquerel (1886) – expozice fotografické desky sloučeninou uranu
      • spontánní emise subatomových částic
         238
              U → 234Th + 4He                           α = 4He, 0e, 0e (pozitron)
         92             90             2                2       -1 +1


* důvody malé stability jádra:
     • nadbytek p+ nebo n0
     • nízká vazebná energie
* radioaktivitou se zabývali: Pierre Curie (1859 – 1906) a Marie Curie-Sklodowska (1867 –
1934)


Typy přeměn
* přeměny α – těžká jádra Z > 83
                    A
                    X → A – 4 Y + 4He                                      232
                                                                                Th → 228Ra + 4He
                    Z            Z-2       2                               90       88           2


     • účinky α záření – pronikavost malá, dolet malý (cm), chemicky je to jádro He; velká
ionizační schopnost, nízká penetrace (schopnost radioaktivního záření pronikat do jader
* přeměny β- (přebytek n0)
          A              A
               X→            Y + 0e                15
                                                     C → 15N + 0e                        1
                                                                                          n → 1p + 0e
          Z         Z+1            -1          6            7         -1            0        1       -1


     • účinky β- záření – pronikavost větší (zastaví ji hadr), dolet větší (metry), chemicky je to
elektron; nižší ionizační schopnost, vyšší penetrace
* přeměny β+ (relativní přebytek p+) – uměle připravené prvky
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

              A            A
                  X→           Y + 0e                    12
                                                                 N → 1C + 0e                           1
                                                                                                        p → 1n + 0e
                  Z       Z-1        +1                 7          6         +1               1             0   +1


    • účinky β- záření – pronikavost záření větší (zastaví ji hadr), dolet větší (metry),
chemicky je to pozitron; nižší ionizační schopnost, penetrace vyšší
* záchyt e- do jádra (relativní přebytek p+)
                  A
                      X + 0e →        A
                                          Y             7
                                                            Be + 0e → 7Li                         0
                                                                                                   e + 1p → 1n
                      Z   -1         Z-1                    4          -1         3      -1             1       0


     • vnitřní radioaktivita; reakce elektronů atomu s atomovým jádrem, nulový dolet, nulová
pronikavost a ionizační schopnost; chemicky jsou to elektrony
* záření γ
     • většinou doprovází záření α a β (samostatně výjimečně)
     • nemění strukturu jádra
     • proniká vším, dolet nekonečný (tisíce km), složení – elektromagnetické vlnění (foton);
ionizační schopnost nulová, vysoká penetrace
* roentgenovo záření není radioaktivní – nevzniká v jádře, ale v obalu atomu


Radioaktivní řady – posunové zákony
* řady nestabilních, rozpadajících se prvků, které se rozpadají na stabilní isotopy
* sled radioaktivních prvků – 4 řady


             řada                             výchozí prvek                 T ½ roky)             koncový prvek
                                              232
             thoriová                             Th                        1,4 . 1010            208
                                                                                                     Pb
                                              90                                                  82

                                              238
             uranová                               U                        4,5 . 109             206
                                                                                                       Pb
                                              92                                                  82

                                              235
             aktiniová                             U                        7 . 108               207
                                                                                                       Pb
                                              92                                                  82
             (aktinouranová)
                                              237
             neptuniová                            Np                       2,2 . 106             209
                                                                                                       Bi
                                              93                                                  83




   1. thoriová řada (přirozená)
         232
                  Th → … 208Pb + 6 4He + 4 0β
             90                 82             2            -1


   2. uranová řada (přirozená)
       238
         U → … 206Pb + 8 4He + 6 0β
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

       92                  82              2             -1


   3. aktiniová řada (přirozená)
       235
             U → … 207Pb + 7 4He + 4 0β
            92                  82             2              -1


   4. neptuniová řada (umělá)
       237
             Np → … 209Bi + 7 4He + 4 0β
            93                   83             2              -1


* současně emise α a β- částic
* jednotky radioaktivity:
   • 1 curie = 1Ci – počet rozpadů za sekundu v 1 g Ra
   • 1 becquerel = 1 Bq – 1 rozpad za sekundu
   • 1Ci = 3,7 . 1010 Bq


Rychlost radioaktivního rozpadu
   d.N                                                              N – počet jader v čase t
 - —— = k . N => N = N0 . e-k . t                                   N0 – počet jader na počátku
   d.t                                                              k – rozpadová konstanta (pravděpodobnost rozpadu
jádra za jednotku času)
* T ½ = poločas rozpadu
* 10 poločasů ~ 1/1000N0 => prvek vymře – vznikne radioaktivní odpad


Výskyt radioaktivních prvků v přírodě
* 56 radioaktivních prvků
* radioaktivní prvky – T ½ ~ stáří Země
                   238               235       232
   • zářiče α :            U,             U,        Th
                   92                92        90


   • zářiče β- :      40
                        K (v zemském jádře),                        87
                                                                     Rb , 175Lu , 103Rh , 115In
                 19                                       37             71   45     49


* radioaktivní prvky z rozpadových řad – T ½ relativně krátký


Umělé radioaktivní prvky
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* vznik: jadernými reakcemi tj. zasažením jádra částicí
   • z radioaktivního zářiče (α záření)
   • z urychlovače (n0)
* jaderné přeměny:
                                 14
   • prosté (transmutace)                N + 4He →               17
                                                                  O + 1p
                                     7         2             8            1


         ▫ Rutherford (1919)
         ▫ nové jádro se málo liší od původního
         ▫ vzniklé jádro se rozpadá => umělá radioaktivita
   • štěpné – Fermi, Hahn, Joliot (1934 – 1939)
                  235
                       U + 1n →          140
                                              Ba +      93
                                                          Kr + 3 1n + E
                  92        0            56        36                 0


   • lavinovité štěpení => exploze
         ▫ princip atomové bomby ( v epicentru 106 – 107°C)
   • řízený průběh – atomové reaktory
         ▫ moderátory – těžká voda D2O, grafit, B, …


Termonukleární reakce
* syntéza stálejších produktů z lehkých jader
   • princip vodíkové bomby, Teller (1952 atol Eniwetok)
   • Slunce a jiné hvězdy
            4 1p → 4He + 2 0e + E
              1         2       +1


   • teplota v epicentru T > 106°C


Využití radioisotopů
1. analytická chemie – NAA = Neutronová Aktivační Analýza (stopová množství)
2. chemie a biologie
   • studium mechanismu reakcí (stopování)
   • určování distribuce prvků v biologickém materiálu – enzymová analýza (REA)
3. medicína
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

     • ozařování nádorů paprsky γ, sterilizace krve
4. zemědělství
     • ošetření potravin (ničení choroboplodných zárodků)
     • prodloužení dormance (pozastavení klíčení) brambor
5. určení stáří
                238                             14
     • hornin        U           • organismů      C
                92                       6


Negativní důsledky záření
* ionizace – vytváří se ionty, mohou mít i jiné vlastnosti
* narušení chemických vazeb
* poškození tkání
* mutagenní, karcinogenní a teratogenní účinky
                                                                            90
* radioaktivní isotopy s T ½ srovnatelným se stářím živých organismů         Sr
                                                                                 38


                                                T ½ = 28 roků      β- = 0,53MeV




3.    Výstavba elektronového obalu atomu. Hybridizace atomových orbitalů.
                          Molekulové orbitaly.
Elektronový obal atomu
* historický vývoj názorů:
Thompson (pudinkový model) – atom je homogenní kladně nabitá koule, ve které jsou
zanořeny e-
     • slabiny: není schopen vysvětlit existenci časových spekter a vazbu
Rutherford (1911) – jádrový model atomu (planetární) – atom je částice, která je v jádru
kladně nabitá, na obvodu obíhají po oběžných drahách e-
   • slabiny: neschopen vysvětlit, jakto že existuje atom – model odporuje zákonům
mechaniky vyzařování energie => zánik
Bohrův = 1. kvantově mechanický model (vodíku)
     • dva postuláty vysvětlující Rutherforda:
          1. elektrony se pohybují po kruhových stacionárních drahách, na kterých nevyzařují
energii
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

        n.h           m – hmotnost e-         n – hlavní kvantové číslo
           m . v . r = ——           v – rychlost e-          h – Plancova konstanta 6,626 . 10-34
J.s
                          2π           r – poloměr e-
        2. při přechodu z 1 stacionární dráhy na druhou, dojde ke změně energie, která je
rovna právějednomu kvantu
                               ΔE = h · v           v – frekvence vlnění
                                                             c
                               E2 – E1 = ∆E = h . v = h . λ
    • tento model vysvětluje čárová spektra a atomové obaly jednoduchých atomů
    • slabiny: není schopen vysvětlit víceelektronové atomy a vazbu
Bohr a Sommerfeld – eliptické dráhy e- – nedochází k vyzařování energie
Broglie, Heisenberg, Schrödinger – kvantově-mechanický model
    • principy:
       1. elektrony se nepohybují po diskrétních stacionárních drahách, ale vyplňují nějaké
definované prostory s předem zvolenou pravděpodobností (95 – 99%)
           ▫ prostor = orbita – určitá oblast kolem jádra, v níž se e- nachází
   ▫ vlastnosti orbitalu – energie, tvar, velikost, prostorová orientace
   ▫ fce orbitalu ψ
         2. chování e- lze matematicky popsat pomocí vlnové rovnice (Schrödinger)
              Hψ = Eψ                ψ – vlnová fce         E – celková energie
                                        H – Hamiltonián – soubor předpisů, jak řešit ψ
        3. změny částic (e-) nejsou spojité, nýbrž se mění po jakýchsi skocích => změny jsou
tzv. kvantovány
           ▫ ze Schrödingerovy rovnice vyplývají kvantová čísla (udávají velikost orbitalu)
    • Schrödingerova rovnice (1926, axiom)
         ▫ slučuje v sobě vlnové a korpuskulární vlastnosti hmoty
            ∙ charakter vlnění λ
            ∙ charakter hmotné částice Ek, Ep
         ▫ řešení rovnice
            ∙ vlnová fce ψ (stav e-)
            ∙ vlnová fce ψ2 (pravděpodobnost výskytu e-)
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

           ▫ závěr
             ∙ výskyt e- v orbitalech (AO = atomový orbita, prostor 95 – 99%)
             ∙ orbital má určitou energii
             ∙ orbital je určen 4 kvantovými čísly (vyplývají ze Schrödingerovy rovnice)


Kvantová čísla
* udávají velikost orbitalu
* jsou to parametry Schrödingerovy kvantové rovnice
* typy:
    • hlavní kvantové číslo = n
           ▫ hodnoty: n = 1, 2, 3, … 7 (K, L, M, …)
           ▫ význam: určuje velikost a energii AO
    • vedlejší kvantové číslo = l
           ▫ hodnoty: l = 0, … (n – 1) (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f, …)
           ▫ význam: určuje energii a tvar AO
    • magnetické kvantové číslo = m
           ▫ hodnoty: m = – l , … 0 … + l
           ▫ význam: určuje prostorovou orientaci AO, počet orbitalů v podslupce (2l + 1)
    • spinové kvantové číslo = s
           ▫ hodnoty: s = ± ½
           ▫ význam: určuje vlastní rotaci elektronů
           ▫ e- se stejným spinem se odpuzují, s opačným spinem se přitahují
* degenerované orbitaly – orbitaly se shodnými n a l kvantovými čísly
    • p-orbitaly – 3x degenerované
    • d-orbitaly – 5x degenerované
    • f-orbitaly – 7x degenerované


Výstavbové principy – pravidla pro zaplňování orbitalů
Základní stav (výstavbový princip) – orbitaly se zaplňují na principu vzrůstající energie
          1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p …
    • pravidlo (n + l)
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

    • AO s nižším součtem (n + l) má menší energii
    • při rovnosti součtu (n + l) má AO s menším n, nižší energii        4s       <   3d
                                                                         n+l=4         n+l=5
Pauliho vylučovací princip – na 1 orbitalu mohou být maximálně 2 e-, které mají 3 kvantová
čísla totožná (n, l, m) a liší se spinovým číslem (s)
Hundovo pravidlo – na degenerovaných orbitalech se e- rozmístí tak, aby co největší počet
AO byl
                          obsazen jedním e-
    • nepárové e- mají souhlasný spin


Obsazení hladin
    kvantová č.      symbol       obsazený       celkem     degenerace   symbol        vrstva   obsazení
    n l m            AO           e-                                     plných                 vrstvy e-
                                                                         AO
    1    0    0      1s           2              2          není         1s2           K        2
    2    0    0      2s           2              2          není         2s2
              -1                  2                                                        L    8
    2    1    0      2p           2              6          3krát        2p6
              +1                  2
    3    0    0      3s           2              2          není         3s2
              -1                  2                                                    M        18
                                                                              6
    3    1    0      3p           2              6          3krát        3p
              +1                  2
    4    0    0      4s           2              2          není         4s2
              -1                  2
    4    1    0      4p           2              6          3krát        4p6
              +1                  2
              -2                  2
              -1                  2
    4    2    0      4d           2              10         5krát        4d10
              +1                  2                                                    N            32
              +2                  2
              -3                  2
              -2                  2
              -1                  2
    4    3    0      4f           2              14         7krát        4f14
              +1                  2
              +2                  2
              +3                  2


Elektronová konfigurace
* např.: síra S
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

    • Z = 16 => 16 e-
    • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
    • využití konfigurace předcházejícího netečného (vzácného) plynu: [Ne] 3s2 3p4
    • platí: mimořádně stabilní jsou zpola nebo zcela zaplněné orbitaly


Chemické chování atomů
* chemické chování je dáno uspořádáním valenčních e-
* valenční elektrony = elektrony, jimiž se atom liší od konfigurace předchozího netečného
plynu
* stabilní – plně obsazené s a p AO
* nejreaktivnější atomy – blíží se svou strukturou (elektronovou konfigurací) netečnému
plynu →
                            alkalické kovy, halogeny
      základní stav + E => excitovaný stav (vzbuzený)


Hybridizace atomových orbitalů
* hybridizace = energetické sjednocení obsahově nestejnocenných orbitalů
* princip hybridizace:
    ▫ hybridizují pouze valenční e-
    ▫ hybridizovat nemohou e- podílející se na π vazbě
    ▫ hybridizovat nemohou prázdné orbitaly
* základní stav atomu; např. C je 2-vazný




    ▫ excitovaný stav; C je 4-vazný; orbitaly nejsou energeticky ekvivalentní
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy




     ▫ hybridizace AO = energetické sjednocení AO => 4 hybridní orbitaly       sp3


         Atomové Hybridní Počet         Tvar                             Hybridizace
         orbitaly   orbitaly hybridních
                             orbitalů
         s, p       s,p      2          přímka                           lineární
                       2
         s, p, p    sp       3          rovnostranný                     trigonální, planární
                                        trojúhelník
                       3
         s, p, p, p sp       4          tetraedr                         tetraedry, trigonální
                                                                         pyramidy
         s, p, p, p, sp3d         5              trigonální bipyramida   trigonální
         d                                                               bipyramida
         s, p, p, p, sp3d2        6              oktaedr                 tetragonální
         d, d                                                            bipyramida


* vazba typu σ – maximální hustota na spojnici atomových jader
* vazba typu π – maximální hustota mimo spojnici atomových jader (násobné vazby)




Teorie molekulových orbitalů




* vzácné plyny – jednoatomové – mají plné valenční oktety
* H má 1 valenční elektron – může se zaplnit 1 orbital => vznikne H2




4.   Elektronegativita prvků. Typy chemických vazeb a jejich vlastnosti; slabé vazebné
                                   interakce.
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

Elektronegativita – schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony do neobsazených
valenčních
         orbitalů
Chemická vazba
* snaha atomu v molekule dosáhnout stabilní elektronové konfigurace (vzácný plyn)
    ▫ předáním e- => iontová vazba
    ▫ sdílením elektronového páru => kovalentní vazba
* chemická vazba – přitažlivá síla, kterou jsou k sobě poutány atomy v molekule
* molekuly – soubory atomů poutaných chemickou vazbou
    ▫ homonukleární – H2, N2, …
    ▫ heteronukleární – H2SO4, …
    ▫ makronukleární
* podmínky vzniku vazby:
    ▫ celkový pokles energie soustavy
    ▫ atomy se musí k sobě přiblížit – dojde k přeskupení valenčních e- => stabilnější útvar
(ztráta energie)
    ▫ prolnutí valenčních vrstev
* vazebná energie – energie, která se uvolní při vzniku vazby
* molární vazebná energie – energie, která se uvolní při vzniku 1molu
* disociační energie (kJ/mol) – rovna číselně vazebné energii, pouze s opačným znaménkem
* klasifikace charakteru vazeb (dochází-li k překryvu nebo ne):
  A) vazby kovalentní – dochází k překryvu valenčních e-
       ▫ charakterizována 3 veličinami:
a) vazebná energie
b) vazebná délka (pm) = vzdálenost středů vázajících se atomů
c) směrovost – zda existuje mezi vazbami úhel
       ▫ klasifikace kovalentní vazby:
        1. podle překryvu:
             a) nasycené – dochází ke sdílení pouze 1 elektronového páru; molekula chloru Cl2
→ Cl – Cl
             b) nenasycené – sdíleny 2 a více elektronových párů; 3 typy:
                1. dvojné – 1 vazba σ a 1 vazba π (mezi 2 O)
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                2. trojné – 1 vazba σ a 2 vazby π (mezi 2 N; mezi 1 N + 1 C)
                3. čtverné – 1 vazba σ a 3 vazby π (mezi 2 W)
        2. podle umístění elektronů:
             a) lokalizované – nachází se právě mezi atomy (vázajícími se partnery)
             b) delokalizované – elektrony rozptýleny po molekule; např. třístředné vazby
        3. podle polarity (rozdílu elektronegativit):
                   nepolární X = 0 – 0,4
                   polární   X = 0,4 – 1,7
                   iontová   X = 1,7 a více




       ● dativní kovalentní vazba = koordinačně-kovalentní (donor-akceptorová)
                       H+                          H
                       ↑                           ↑
                       _
                       N        H     →            N+       H
                   ∕                           ∕
               H            H              H            H


  B) vazba iontová – elektrostatická přitažlivá síla mezi ionty, vznikla tak, že 1 z vazebných
partnerů své e- odevzdá druhému partnerovi, činí jej tak aniontem a sám se stává kationtem
       ▫ charakteristika:
             a) délka
             b) energie
       ▫ nedochází ke sdílení elektronových párů, ovlivňují se pouze nábojem
       ▫ není směrovaná – nelze určit vazebný úhel
       ▫ krystalové struktury


    • srovnání kovalentních a iontových vazeb
       ▫ sloučeniny iontové jsou polární, kovalentní jsou elektroneutrální
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

       ▫ iontové sloučeniny rozpustné v H2O, kovalentní nerozpustné
       ▫ iontové elektricky vodivé, kovalentní izolanty
       ▫ sloučeniny kovalentní tvrdé, iontové křehké
       ▫ kovalentní vazby – vyšší teplota tání než u iontové
       ▫ kovalentní vazby – nižší teplota varu než u iontové


   C) slabé mezimolekulové síly – přitažlivé síly, které vznikají jako důsledek
elektrostatického přitahování částečných nábojů elektroneutrální molekuly
       ▫ patří sem:
      1. vodíkové vazby – elektrostatické přitahování mezi elektronegativní složkou
molekuly a vodíkem, který je v molekule přítomen
                                       δ-
                                       O             H – O – H …. O – H
                                   ∕                              |
                            δ+ H            H δ+                   H
               ▫ podmínky:
                a) musí tam být vodík
                b) elektronegativní prvek musí mít volné elektronové páry
                c) elektronegativní prvek má elektronegativitu 3 a více
               ▫ klasifikace vodíkové vazby:
                1. intramolekulová
                2. intermolekulová
                3. intraiontová
       2. van der Waalsovy síly – elektrostatické přitahování okamžitých dipólů
elektroneutrální
molekuly
               ▫ vazba v krystalech CO2 a Br, vzácných plynů
               ◦ slabé vazby (~ 10kJ/mol)
               ◦ elektrostatická povaha
               ◦ vzájemné přitahování dipólů
                  q-                        r             q+
                           ←———————
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                                  dipólový moment
                      - kvantitativní vyjádření míry polarity vazby
      3. hydrofobní interakce – elektrostatické síly vznikající mezi nepolárními složkami
molekul za současného vyloučení molekul polárního rozpouštědla
* teorie valenční vazby – Pauling
      ▫ překryv v AO – valenčních e-
      ▫ e- se liší spinem
      ▫ vznik na spojnici jader
     • nevazebné e- (volné elektronové páry)
      ▫ neúčastní se kovalentní vazby
   ▫ volné elektronové páry umožňují vznik koordinačně-kovalentní vazby (donor-
akceptorová vazba)




5.     Skupenské stavy látek. Kapalné a plynné skupenství. Plynové zákony.
Skupenské stavy látek
* dělení:
      a) tuhé látky – největší soudržné síly
      b) kapalné skupenství
      c) plynné skupenství – nejmenší soudržné síly
      d) (to) plasma – ionizovaný plyn
* rozhodující:
      1. teplota
      2. tlak
      3. velikost soudržných sil – dané charakterem částic


Skupenské stavy látek
* plynný stav – molekuly na sebe vzájemně nepůsobí (ideální plyn)
                p.V                        p = tlak plynu                  V = objem plynu
            —— = konst. = n . R                    T = absolutní teplota          n = počet molů
                T                                 R = univerzální plynová konstanta = 8,314 J . mol-
1
    . K-1
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* děje:
     • děj izotermní => zákon Boyle-Mariottův
                      p.V = konst.
     • děj izobarický = zákon Gay-Lussacův
                      p = konst.          V = k1 . T
     • děj izochorický => zákon Charlesův
                      V = konst.           p = k2 . T
* koeficient tepelné roztažnosti plynů:
                       1                 VT = V0 (1 + α .T)
          α = ———                         pT = p0 (1 + α.T)
                 273,15


Vztahy pro plyny
* směsi plynů (Daltonův zákon)
                                                                        nA
          p = Σ . pi           parciální tlak                 pA = ——— . p = xA . p
                 i
                                                                    Σ . ni
                                                                    i


                                                                        nA
          V = Σ . ni          parciální objem                 VA = ——— . V = xA . V
             i
                                                                        Σ . ni
                                                                        i


* stavová rovnice pro reálný plyn (van der Waalsova)
                      a
          (p + ——) (Vm – b) = R . T                     a, b – konstanty
                     V2m                                  V2m – objem jednotkového množství




6.    Vazba v tuhých látkách s krystalickou strukturou. Vlastnosti jednotlivých typů
                                   krystalů.
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

Vazba v tuhých látkách s krystalovou strukturou
* iontové krystaly (NaCl) Na+ Cl-
    ◦ silně elektropozitivní atomy (Na+) poutány elektrostatickými silami se silně
elektronegativní atomy (Cl-)
          ◦ vysoké body tání
          ◦ rozpustné v polárních rozpouštědlech (např. v H2O)
          ◦ křehké
          ◦ roztoky a taveniny elektricky vodivé
* molekulové krystaly (I, S)
          ◦ slabé vazby (van der Waalsovy)
          ◦ nízké body tání
          ◦ měkké a těkavé
          ◦ rozpustné v nepolárních rozpouštědlech (např. v benzenu, toluenu, …)
* atomové krystaly (diamant x SiO2, BN)
          ◦ pevné kovalentní vazby
          ◦ lokalizované vazby – krystaly nekovů – diamant → pevné kovalentní vazby
          ◦ vysoké body tání
          ◦ nerozpustné, tvrdé, nevodivé
* kovové krystaly
          ◦ kovová vazba
          ◦ delokalizované vazby
          ◦ plošně nebo tělesově centrovaná krystalová mřížka
          ◦ šesterečná soustava
          ◦ vysoké body tání
          ◦ nerozpustné, tvrdé, elektricky a tepelně vodivé


Pásový model elektronové struktury tuhých látek
             _______________
      ↑       vodivostní pás
      |      _______________
      |       ↑   zakázaný pás               skupina          ∆ E [eV]   valenční pás
      |E      ↓ ∆E                           kovy             0          není zcela zaplněn
  |         _______________________          polovodiče       <3         plně obsazen
      |         valenční pás                 izolanty         >3         plně obsazen
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

     |      _______________




7.        Klasifikace chemických reakcí.
Chemické reakce
* chemická reakce – změna vnějších fyzikálních podmínek (tlak, teplota)
         • zavedení další vhodné látky do systému
         • proces, kdy zanikají staré chemické vazby a vznikají nové
            výchozí látky    400°C     reakční produkt
             H2(g) + I2(g) ————> 2HI(g)
* výhody – energetické a strukturní


              vazebná energie [kJ/mol]
              H2       I2        2HI
              435      150       299
              585                598
              rozdíl             13
Klasifikace reakcí


Základní typy chemických reakcí
● skladné (syntéza)                Fe + S → FeS
● rozkladné (analýza)                     CaCO3 → CaO + CO2
● substituční                      CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu
● podvojná záměna                  BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
● polymerace                       n CH2 = CH2 → [– CH2 – CH2 –]n
● polykondenzace                          n H2N – CO – OH → [– NH – CH2 – CO –]n + (n –
1)H2O


Rozdělení reakcí podle počtu fází
● homogenní (reaktanty a produkty ve stejné fázi – ve stejném skupenství)
             N2(g) + H2(g) → 2NH3(g)
● heterogenní (reakce na fázovém rozhraní)
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

        2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g)


                plyn                      gas           g
                kapalina                  liquid        l
                tuhá látka                solid         s
                ve vodném roztoku         aqua          aq


Rozdělení chemických reakcí podle charakteru štěpení vazeb
● homolytické (vznikají radikály) – nestabilní, velmi reaktivní; při štěpení kovalentní
nestabilní vazby
        H2 → 2H •
● heterolytické (vznikají ionty)
        H2O → H+ + OH-                H+ - elektrofil        OH- - nukleofil


Rozdělení chemických reakcí podle reagujících částic
● molekulové                       NO2 + CO → NO + CO2
● radikálové (řetězový mechanismus)
      ▫ iniciace                 Cl2 → 2Cl •
      ▫ propagace                Cl • + H2 → HCl + H •
                                 H • + Cl2 → HCl + Cl •
      ▫ terminace                H • + H • → H2
                                 Cl • + Cl • → Cl2
                                 H • + Cl • → HCl
● iontové (většina anorganických reakcí v polárních rozpouštědlech) – probíhají v živých
organismech
                CO32- + H2O → HCO3- + OH-


Rozdělení chemických rovnic podle půběhu
● vratné (reversibilní) – probíhají na obě strany (za působení teploty)
        NH4Cl ↔ NH3 + HCl
● nevratné (irreversibilní) – probíhají jen na 1 stranu
        NH4NO2 → N2 + H2O
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy



Rozdělení chemických vazeb podle energetické bilance
● enthalpie H – vyjadřuje energetické změny
         ∆H = ∆U + p . ∆V               U – vnitřní energie soustavy
       ▫ reakce exotermické – reakční teplo se uvolňuje            ∆H < 0
       ▫ reakce endotermické – reakční teplo nutno dodat           ∆H > 0


Rozdělení chemických reakcí podle přenášených částic
● reakce protolytické (přenos protonu H+) – reakce acidobazické (reakce kyseliny a zásady)
         HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
● reakce oxidačně-redukční (přenos e-) – změna oxidačních čísel
         S0 + 6HNVO3 → H2SVIO4 + 6NIVO2 + 2H2O
● reakce koordinační = komplexotvorné
         CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4




8.   Energetika chemických reakcí; 1. věta termodynamická, entalpie.
Chemická energetika – termodynamika
* termodynamika studuje:
     ▫ energetické bilance
     ▫ uskutečnitelnost chemických reakcí – směr průběhu
     ▫ rovnovážné stavy
     ▫ stabilitu látek
* základ tvoří 2 axiometrické věty (nelze je dokázat, ani odvodit)
     1. věta – zákon zachování energie
     2. věta – přírodní děje nevratné


Termodynamické pojmy
* termodynamický systém:
      ∙ izolovaný – nevyměňuje energii, ani hmotu
      ∙ uzavřený – vyměňuje energii, ale nevyměňuje hmotu
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

     ∙ otevřený – vyměňuje energii i hmotu
     ∙ adiabatický – nevyměňuje teplo
* stav systému popisují stavové veličiny – tlak (p), teplota (T), látkové množství (n)
* standardní veličiny – 101kPa, 298K = 25°C
* např. ∆H0298
* vnitřní energie U + vnější energie Ek (kinetická), Ep (potenciální)
        ▫ translační – molekuly
        ▫ rotační – molekuly
        ▫ vibrační – molekuly
        ▫ vzájemné silové působení – atomy
        ▫ energie e- – atomy
    ▫ U nelze měřit absolutně – měřitelná je její změna ∆U              ∆U = UB – UA
    ▫ vnitřní energie U:
        a) tepelná – Q
        b) netepelná – práce W


1. termodynamická věta                     ∆ U = Q + (- W)
* vzrůst vnitřní energie systému je při jakémkoliv ději roven součtu tepla a práce, které
systém při tomto ději přijal
* vzrůst vnitřní energie systému znamená pokles energie okolí a naopak => zákon zachování
energie (ZZE)
Práce                  W = p . ∆V
* druhy:
    ◦ mechanická
    ◦ objemová (plyny)
    ◦ elektrická (galvanické články, elektrolýza)
* izochorický děj (V = konst.)           QV = ∆U
* izobarický děj (p = konst.) Qp = ∆U + p . ∆V = ∆H
* ∆H = enthalpie = tepelné zabarvení reakce při konstantním tlaku (reakční teplo)
    ◦ exotermní reakce           ∆H < 0          ∆U < 0
    ◦ endotermní reakce          ∆H > 0          ∆U > 0
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy




9.    Termochemie, termochemické zákony a jejich aplikace.
Termochemie
* studuje tepelné změny při chemických reakcích
     • ∆H – reakční teplo při: T = konst.
                                  p = konst.
     • podle reakce:
         N2 + 3H2 —> 2NH3                      ∆H = - 92kJ
     • vztaženo na 1 mol vznikajícího produktu
         1/2N2 + 3/2H2 —> NH3                  ∆H = - 46kJ


Termochemické zákony


● 1. termochemický zákon→ Lavoisier-Laplace (1780) – tepelné zabarvení přímé a zpětné
reakce je až
         na znaménko stejné
                         ∆H = + 41,6kJ/mol
         CO(g) + H2O(g) <——————> CO2(g) + H2(g)
                                   ∆H = - 41,6kJ/mol


● 2. termochemický zákon→ Hess (1840) – tepelné zabarvení výsledné reakce je dáno
součtem tepelných zabarvení dílčích reakcí


                             ∆H
         výchozí látky ————> produkty
                                      ∕
            ∆H1                     ∕ ∆H2
                                  ∕
                      meziprodukty                           platí: ∆H = ∆H1 + ∆H2


Standardní reakční tepla
* standardní podmínky:                   * standardní reakční teplo: ovlivňuje ho:
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

   • p = 101,3kPa                              • ∆H0298               - koncentrace látek
   • T = 25°C                                                         - skupenství
   • roztoky při c = 1 mol/l                                          - typ modifikace (u pevného
skupenství)
* standardní tepla:
   • rozpouštěcí (1 mol zředěného roztoku) – teplo vznikající při vzniku roztoku
   • hydratační
   • neutralizační
   • spalné
   • slučovací


Standardní reakční teplo spalné – teplo, které se uvolní při spálení látek na jejich konečné
oxidy
* spálení 1 molu látky v O2 na stálé oxidační produkty za standardních podmínek
        CH4(g) + O2 ——> CO2(g) + H2O(l)                       (∆H0298)spal. = - 890 kJ/mol
* výhřevnost paliv, energetická hodnota potravin a krmiv
       živočišné tuky        39,8 kJ/g
       bílkoviny             22,2 kJ/g

Standardní reakční teplo slučovací – teplo, které se uvolní při vzniku látek z elementárních
prvků
* vznik 1 molu látky z prvků za standardních podmínek
        H2(g) + ½ O2(g) ——> H2O(l)
                    (∆H0298)sluč. = - 285,9 kJ/mol
* stabilita látek
         látka       (∆H0298)sluč.         stálost látek
         Al2O3       - 1675,0 kJ/mol       stálý
         Cl2O7       + 75,7 kJ/mol         nestálý




10. Energetika chemických reakcí; Druhá věta termodynamická, volná entalpie.
2. věta termodynamická
* samovolné děje
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy



  zvýšení neuspořádanosti             pokles pořádku               rovnoměrné rozložení částic
——————————————————————————————————>
                              přírůstek entropie           S = k . In . P


* entropie S – míra neuspořádanosti systému
    ◦ velmi uspořádané systémy – živé organismy
    ◦ maximum pravděpodobnosti – entropie roste


Spontánní průběh dějů
* entropie roste
    ◦ tuhý stav → kapalný stav → plynný stav
    ◦ rozpouštění tuhé látky v kapalině
    ◦ děje, kdy se zvyšuje počet molekul
    ◦ mísení plynů
* kritéria pro spontánní průběh dějů:
    ◦ zvýšení energie                            ∆G = H – T.S
    ◦ zvýšení neuspořádanosti => růst entropie            ∆G = ∆H – T. ∆S
* nová fce: Gibsova energie (volná entalpie)
    ◦ člen enthalpický – rozhodující
    ◦ člen entropický – vliv roste s teplotou T
         G           stav                          typ reakce
         ∆G < 0      spontánní průběh              exotermická
         ∆G > 0      neprobíhá spontánně           endotermická
         ∆G = 0      rovnováha                     -----


* spřažení obou dějů – živé organismy
       A + X ——> B + XE                          ∆G1 < 0 exergonická reakce
                                                ‌ ‌|∆G1| > ‌|∆G2|

        C + XE ——> D + X                        ∆G2 > 0

11. Kinetika chemických reakcí, faktory ovlivňující reakční rychlost.
Kinetika chemických reakcí
* chemická kinematika studuje:
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

   • časový průběh chemických reakcí
   • mechanismus děje a jeho rychlost
* typy chemických reakcí:
   • izolované – v soustavě probíhá pouze 1 reakce
        A + B —> C
   • simultánní – v soustavě probíhá více reakcí
        ◦ vratné                                A + B <—> C
◦ bočné                              A + B —> C
                                               —> D
◦ následné                           A + B —> C —> D
◦ řetězové (radikálové)              A + B • —> C • ...


Reakční rychlost
* změna látkového množství (koncentrace) látky za jednotku času
        A→P                   ∆[P]       ∆[A]                   P = látkové množství produktu
                        v = —— = - ——                             t = čas
                               ∆t          ∆t


                 [P2] - [P1]         [A2] - [A1]
              v = ———— = - ————
                    t2 – t1             t2 – t1


        aA + bB ——> cC + dD                              dnA = změna látkového množství látky A
                        1      dnA         1       dnB      1    dnC    1    dnD
                   v = - — . —— = - — . —— = — . —— = — . ——
                        a       dt          b      dt       c    dt     d     dt


                 v = k . [A]α . [B]β
             k = rychlostní konstanta [k] = (mol.l-1)1 – x.s-1              x = řád reakce   x=α+β
             α, β = reakční řády složek A, B
                    - jednoduché rovnice: α = a                 β=b
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* molekularita reakce – kolik částic se musí srazit, aby reakce proběhla (nejčastěji
bimolekulární)
* reakční rychlost ovlivňuje:
   • koncentrace reagujících látek
        A + B —> P                   v = k . [A]α . [B]β
   • teplota – zvýšení o 10°C => zvýšení rychlosti reakce 2 – 4x → tuto závislost udává
teplotní koeficient reakce
   • Arheniova rovnice
                      -EA/RT            A = frekvenční faktor – udává pravděpodobnost srážky a
vhodnou
        k=A.e                                                        orientaci
                                          EA = aktivační energie


* srážková teorie reakční rychlosti – některé látky se po srážce zrychlují, některé naopak
zpomalují
* teorie aktivovaného komplexu
        A     B                  A ..... B             A—B         : : = zeslabené
        |     |       ——>        :       :   ——>                      původní vazby
        A     B                  A ..... B             A—B
                                                                         A2 + B2 → 2AB
Vliv katalyzátoru
* vstupuje do reakce a mění mechanismus reakce; z reakce opět vystupuje
* katalyzátory nemají vliv na rovnováhu reakcí, ale pouze na rychlost reakce
* katalyzátory:
   • homogenní – ve stejné fázi jako reaktanty a produkty (kyseliny, zásady, ...)
   • heterogenní – v jiné fázi (kovy – Fe, Ni, Va, ...)
* autokatalýza – katalyzátorem je produkt reakce – reakce probíhá nejprve pomalu a poté se
zvyšuje její rychlost
* selektivita katalyzátorů – enzymy – katalyzátory biochemických procesů
   • selektivní katalyzátory – vznikne více produktů→ 1 produkt potlačen a 2. naopak ne
* negativní katalyzátory – inhibitory:
   • stabilizátory – zmenšují množství radikálů
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

   • katalytické jedy – snižují množství aktivních center


Rozsah reakčních rychlostí


            proces                                      rychlost            doba
            geochemické procesy                         velmi pomalé        1010 roků
            technicky významné reakce                   pomalé              hodiny
            biochemické reakce                          rychlé              sekundy
            chemické reakce, iontové reakce             velmi rychlé        1010 sekund


* u následných reakcí je rychlost určujícím krokem nejpomalejší reakce




12. Rovnováha chemických reakcí a faktory, které ji ovlivňují; princip le Chatelierův.
Stav chemické rovnováhy
                       v1                                 v1 = k1 . [A]a . [B]b
        aA + bB <———> cC + dD
                       v2                                 v2 = k2 . [C]c . [D]d
* Gultberg-Waagův zákon:
        k1 . [A]a . [B]b                 K = rovnovážná konstanta – charakterizuje rovnovážné
děje
           —————— = K                                                    (závislá na teplotě)
        k2 . [C]c . [D]d


Stupeň přeměny


       K < 10-5 K Є (10-5 - K > 105
                105)
       posun    rovnováha posun
       vlevo                 vpravo
* stupeň přeměny α (konverze) klíčové složky – podíl zreagovaného množství složky
            [A]0 - [A]r
        α = ————                         α Є < 0, 1 >
               [A]0
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* klíčová složka – složka, která se vyčerpává v reakce nejrychleji


Posun chemické rovnováhy
* La Chatelierův princip (akce a reakce)
   • změna koncentrace:
         ◦ přebytek výchozí složky         posun rovnováhy doprava (k reakčním produktům)
         ◦ odstraňování produktů        ∕
                       [C]c . [D]d
                 K = —————
                        [A]a . [B]b


   • změna vnějšího tlaku:
        N2 + 3H2 <——> 2NH3
            4 moly ——> 2 moly => pokles tlaku


                 počet molů          vnější tlak    posun rovnováhy
                 zvyšuje se          zvýšení        <—————
                                     snížení        —————>
                 snižuje se          zvýšení        —————>
                                     snížení        <—————


   • změna teploty: k = f (T)


                  reakce           teplota     posun rovnováhy
                  exotermní        zvýšení     <—————
                                   snížení     —————>
                  endotermní       zvýšení     —————>
                                   snížení     <—————


13. Elektrolyty a jejich disociace. Pravé a potenciální, silné a slabé elektrolyty.

Roztoky elektrolytů
* elektrolyty – při rozpouštění v polárním rozpouštědle disociují na ionty => vedou elektrický
proud
* elektrolytická disociace – samovolný rozpad látek na elektricky vodivé ionty
        AB <——> A+ + B-
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* rozdělení elektrolytů:
   • elektrolyty pravé – iontové krystaly – roztoky solí; disociují celé
   • elektrolyty potenciální – polární kovalentní vazba – roztoky kyselin a hydroxidů;
disociují částečně


Základní pojmy
* disociační stupeň α:                  ndis                              n = lákové množství
                                α = ————               α Є < 0, 1 >        dis = disociovaný podíl
                                      ndis + nnedis                        nedis = nedisociovaný podíl
   • závisí na:
         ◦ kvalitě:
              a) elektrolytu
              b) rozpouštědla – čím látka polárnější, tím disociace větší
         ◦ teplotě – se vzrůstající T vzrůstá α
         ◦ koncentraci – čím vyšší koncentrace roztoku, tím α nižší


* disociační konstanta kdis              c AB <——> A+ + B-
                      [A+] . [B-]
        kdis = ————
                        [AB]


* elektrolyty:
   • silné – úplná disociace, kdis a α nemají vliv; pravé elektrolyty
   • slabé – částečná disociace; potenciální elektrolyty
                    c2 . α2         c . α2                         kdis
        kdis = ———— = ——— = c . α2                     => α2 = ———
                  c . (1 – α)       1–α                               c
                  - pro silně zředěné roztoky: α → 1
   • pro vodné roztoky 0,1 mol/l při t = 18°C
                  elektrolyty       stupeň disociace
                  silné             α > 0,3
                  středně           0,03 < α < 0,3
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                silné
                slabé          α < 0,03




14. Disociace vody a jiných polárních rozpouštěděl (autoprotolýza), pH.
Disociace H2O
* i nejčistší voda je vždy elektricky vodivá
* autoprotolýza H2O – rozpad H2O 2 H2O <——> H3O+ + OH-


                [H3O+] . [OH-]
        kdis = ——————                            kv = [H3O+] . [OH-] = 10-14
                     [H2O]2                 [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/l
                                                                           pH = - log [H3O+]
                                                                               pH + pOH = 14


       roztok       pH           koncentrace
       kyselý       pH < 7       [H3O+] > [OH-]
       neutrální    pH = 7       [H3O+] = [OH-]
       zásaditý     pH > 7       [H3O+] < [OH-]


* význam pH→ biochemie, zemědělství, přístup živin
* autoprotolýza – protický děj, při kterém spolu reagují 2 totožné látky
                H2O + H2O <−−−−−> H3O+ + OH-
                NH3 + NH3 <−−−−−> NH4 + NH2-




15. Kyseliny a zásady. Síla kyselin a zásad.

Protolytické reakce = acidobazické rovnováhy
* reakce, při kterých dochází k přenosu protonů H+
    a) kyselina – H+ uvolňuje
    b) zásada – H+ přijímá
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* teorie:
  A) Arrheniova (1889) – teorie platí jen pro vodné roztoky
            • kyselina = látka schopná ve vodných roztocích odštěpit vodíkový kationt H+
                  HA <−−−−−> H+ + A-
 ◦ kyseliny podle této teorie – HCl, HNO3, HClO4
            • zásada = látka schopná poskytovat ve vodných roztocích aniont OH-
                  BOH <−−−−−> B+ + OH-
 ◦ zásady = hydroxidy – KOH, Ca(OH)2, NaOH
            • slabiny:
            1. neschopnost vysvětlit bazické chování látek, které neobsahují OH-
            2. operuje s pojmem proton, který neexistuje jako samostatná stavební částice
  B) Brönsted-Löwryho (1922) – transfer protonu H+
            • kyselina = částice (molekula, iont) schopna odštěpit H+
                  HA <−−−−−> H+ + A-
            • zásada = částice (molekula, iont) schopna H+ vázat
                  B- + H+ <−−−−−> HA
            • např. reakce HCl s H2O
                  HCl + H2O <−−−−−> H3O+ + Cl-
 ◦ molekula HCl se chová jako kyselina, protože odštěpuje H+
 ◦ H2O je v této reakci zásadou, protože odštěpený H+ váže
 ◦ pokud by reakce proběhla v opačném směru, je kyselinou H3O+ a zásadou Cl-
            • konjugovaný pár – tvořen dvojicí látek, které se vzájemně liší o proton H+
                  HCl + H2O <−−−−−> H3O+ + Cl-
                   A1    B2                A2       B1
                    |     |‌ konjugovaný pár |        |
                    |     konjugovaný pár                |
            • odstranil 1. Arrheniovu slabinu
            • H3O+ = hydroxoniový kationt
            • slabiny:
            1. teorie vystavena na protickém prostředí
            2. problematické hodnocení síly kyselin (dnes přes pH)
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

  C) Lewisova
        • kyselina = jakákoliv látka schopná přijmout elektronový pár (má vakantní =
prázdný orbital)
         • zásada = jakákoliv látka schopná poskytnout volný elektronový pár
         • odstranil Brönstedovy slabiny
         • slabiny – nemá termodynamický základ (nedá se objektivně říct, která kyselina je
slabá nebo
                       silná)
D) HSAB – autorem Pearson = teorie silných a slabých kyselin a zásad
         • pojetí kyselin a zásad viz. Lewis
         • definuje:
           1. tvrdá kyselina – iontový náboj, malý objem; H+
           2. měkká kyselina – malý kladný náboj, velký objem; Pd2+
        3. tvrdá báze – jednoduchý záporný náboj, malý objem = nesnadná
deformovatelnost valenční
                                struktury; I-, OH-
           4. měkká báze
* vyjádření síly kyselin a zásad => pH → 0 – 7 kyselé; 7 neutrální; 7 – 14 zásadité
* autoprotolýza – protický děj, při kterém spolu reagují 2 totožné látky
                H2O + H2O <−−−−−> H3O+ + OH-
                NH3 + NH3 <−−−−−> NH4 + NH2-


Typy rozpouštědel
* amfiprotní – pohlcují i odštěpují H+
     • polární rozpouštědla – autoprotolýza
     • H2O, CH3OH, C2H5OH
* aprotní – nepohlcují ani neodštěpují H+
     • nepolární rozpouštědla
     • CHCl3
* protogenní – schopnost odštěpit H+
     • kyselá rozpouštědla
     • HCl, HF, H2SO4
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* protofilní – poutají H+
     • bazická rozpouštědla
     • NH3, pyridin


Vliv rozpouštědla na sílu kyseliny
* pojem kyselina a zásada je relativní
* silná kyselina:
          CH3COOH + NH3 <——> CH3COO- + NH4+
* slabá kyselina:
          CH3COOH + H2O <——> CH3COO- + H3O+
* báze:
          CH3COOH + HF <——> CH3COOH2+ + F-
* Lewisova teorie – kyselina nemusí uvolnit H+


Síla a disociace kyselin a zásad
* kyselina je tím silnější, čím snadněji štěpí proton H+
* zásada je tím silnější, čím snadněji proton H+ váže
* čím kyselina silnější, tím slabší je její konjugovaná zásada
* čím zásada silnější, tím slabší je její konjugovaná kyselina
* disociace kyseliny – platí pro jednosytné kyseliny
          HA + H2O <——> H3O+ + A-
    • konstanta acidity:
                                    [H3O+] . [A-]
              KA = Kdis [H2O] ——————
                                        [HA]


    • vícesytné kyseliny: KA = KAI . KAII . KAIII                  KAI – disociace v 1. kroku
              silné           středně silné          slabé
              KA > 10-2       KA = 10-2 – 10-4       KA < 10-4
                              H3PO4


    • pKA = – logKA
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

    • pKA roste, síla klesá
* disociace zásady – platí pro jednosytné zásady
        H2O + B <——> BH+ + OH-
    • konstanta bazicity:
                                    [BH+] . [OH-]
              KB = Kdis [H2O] ——————
                                         [B]
* síla kyslíkatých kyselin:
    • velmi slabé kyseliny – obecný vzorec: HnXOn ; např. HClO, H3BO3, H4SIO4
    • slabé kyseliny – obecný vzorec: HnXOn + 1 ; např.H2CO3, H3PO4, HNO2, H2SO3
    • silné kyseliny – obecný vzorec: HnXOn + 2 ; např. H2SO4, HNO3, HClO3
    • velmi silné kyseliny – obecný vzorec: HnXOn+3 ; např. HClO4, HMnO4
* síla bezkyslíkatých kyselin – nejsilnější jsou halogenovodíkové (síla stoupá od HF k HI)




Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek
* molární koncentrace: [OH-] = [H3O+] = 1 . 10-7 mol.dm-3
        2H2O <——> H3O+ + OH-
              [H3O+] . [OH-]
        K = ––––––––––––              K . [H2O]2 = [H3O+] . [OH-]
                  [H2O]2                K . [H2O]2 = KV
                 KV = [1 . 10-7] . [1 . 10-7] = 1 . 10-14
                                                  KV = [H3O+] . [OH-]
* neutrální roztoky – koncentrace OH- = H3O+
* kyselé roztoky – molární koncentrace H3O+ > 1 . 10-7 mol.dm-3
* zásadité roztoky – molární koncentrace H3O+ < 1 . 10-7 mol.dm-3
* indikátory – látky, které při různých hodnotách pH mění svoje zbarvení; např. lakmus,
fenolftalein


Vztah struktury acidobazických vlastností
* kyseliny:
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

    • odštěpitelný H → H+                                                      H
    • polární kovalentní vazba                                             _   |   _
    • heterolyticky štěpitelná vazba O – H; např. H3PO2              H – O – P – O ‌|
                                                                               |
                                                                                        H
    • bezkyslíkaté kyseliny:



            vliv rozdílu elektronegativity a iontové poloměry
            NH3                H2O                HF
            PH3                H2S                HCl


    • kyslíkaté kyseliny:


                pokles elektronegativity
                Cl – OH        Br – OH         I – OH


    • odhad ze stechimetrického vzorce:


         HClO HClO2 HClO3 HClO4


    • vícesytné kyseliny:


            Kdis1 ← 105 →         Kdis2    ← 105 →       Kdis3


* zásady:                                                     __    __
    • volný elektronový pár:                                |    H    |+
                                                    +
                                   _     H                 |      |   |
                             H – N – N <−−−−>               | H–N–H |
                                    ‌|                      |    |   |
                                   H                        | __ H __|
    • látka sama H+ nepřijímá, ale:
        KOH → K+ + OH-                    OH- + H+ → H2O
        Na2CO3 → 2Na+ + CO32-             CO32- + H+ → HCO3-
    • všechny anionty jsou bazické
    • elektropozitivita
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy



           LiOH
           NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
           KOH


    • amfoterní hydroxidy
        Al(OH)3 + KOH → K+ + [Al(OH)4]-
        Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
              ◦ přednost má ta reakce, kdy vzniká slabší konjugovaná zásada a kyselina
        Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2CO3
        Na2SO4 + H2CO3 → nereaguje
           ◦ silná kyselina vytěsní slabší z jejich okolí




16. Neutralizace, hydrolýza v roztocích solí.

Neutralizace
* exotermická reakce – množství tepla, které se uvolní při neutralizaci ekvivalentního
množství kyseliny ekvivalentním množstvím hydroxidu za vzniku 1 molu H2O
* reakce kyseliny (H3O+) se zásadou (OH-) za vzniku H2O                 H3O+ + OH- ↔ H2O
* vedlejším produktem neutralizace je roztok soli                       HCl + NaOH ↔ NaCl +
H2O
Hydrolýza solí
* soli – silné elektrolyty→ v roztocích úplně disociovány
* hydrolýza – reakce iontů soli s H2O
* hydrolyzují pouze ionty slabých kyselin a zásad – dochází ke změně pH
    1. soli silných kyselin a zásad nehydrolyzují→ pH = 7               KCl → K+ + Cl-
    2. soli slabých kyselin a silných zásad hydrolyzují→ pH > 7
                CH3COONa → CH3COO- + Na+
                CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-
                silná báze
        • hydrolytická konstanta:
                      [CH3COOH] . [OH-]                            KV          KV
                KH = ––––––––––––––––––                [OH-] = ––––       KH = ––––
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

                          [CH3COO-]                                [H+]             KB


           • stupeň hydrolýzy γ ε < 0, 1 >
                      n hydrolyzované soli              n – látkové množství
                  γ = –––––––––––––––––                            KV
                          n rozpuštěné soli                 γ2 = –––––––
                                                                   KA . csoli


     3. soli silných kyselin a slabých zásad hydrolyzují→ pH < 7
                  NH4Cl → NH4+ + Cl-
                  NH4+ + 2H2O → NH4OH + H3O+
           • hydrolytická konstanta:
                         [NH4OH] . [H3O+]                           KV             KV
                  KH = ––––––––––––––––––              [H3O+] = ––––            KH = ––––
                                 [NH4+]                            [OH-]              KB


           • stupeň hydrolýzy:
                      n hydrolyzované soli              n – látkové množství
                  γ = –––––––––––––––––                            KV
                       n rozpuštěné soli                 γ2 = –––––––
                                                             KB . csoli


     4. soli slabých kyselin a zásad, hydrolyzují obě složky
                  ZnSO3 → Zn2+ + SO32-
                 KV                        KV         KA < KB         pKA > pKB      pH > 7
                                                      KA = KB         pKA = pKB      pH = 7
KH = ––––––                β2 = –––––                 KA > KB         pKA < pKB      pH < 7
       KA . KB                   KA . KB
pKA = – logKA
* platí:
     • hydrolýza se podpoří (γ je vyšší)
            ◦ ředěním roztoku (csoli je menší)
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

         ◦ čím KA nebo KB nižší
         ◦ zahřátím roztoku (hydrolýza je endotermická)
    • hydrolýza se potlačí (γ je nižší)
         ◦ zvýšením koncentrace produktů (H3O+, OH-)
         ◦ zvýšením koncentrace soli
         ◦ ochlazením roztoku
    • stabilizace iontů v roztoku přidáním kyseliny
    • význam – mění hodnotu pH (hnojiva, postřikové látky)
17. Tlumivé roztoky (pufry).

Tlumivé roztoky (ústroje, pufry)
* význam pufrů:
    • tlumí výkyvy pH
    • příprava roztoků v daném pH
* složení pufrů:
    1. slabá kyselina a její sůl         CH3COOH + CH3COONa
    2. slabá báze a její sůl     NH4OH + NH4Cl
    3. směs solí vícesytných kyselin              NaH2PO4 + Na2HPO4
* jak pracuje pufr:
                CH3COOH <——> CH3COO- + H+
                CH3COONa <——> CH3COO- + Na+
          ___________________________________
                CH3COOH <——> CH3COO- + H+
                      ckys                       csoli
* pH pufrů:
               [CH3COO-] . [H+]                             [CH3COOH]
        KA = –––––––––––––––                     [H+] = KA . –––––––––––
                   [CH3COOH]                                 [CH3COO-]
* Henderson-Hasselbachova rovnice:
                                         csoli
                pH = – logKA + log ––––
                                         ckys
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* jak pracuje pufr:
        přídavek OH- → H2O
        CH3COOH <——> CH3COO- + H+


* kapacita pufru β:
    • tlumivá schopnost – změna pH vyvolaná přídavkem H+ nebo OH-
    • maximum: pH = pKA =>             csoli = ckys
    • účinnost pufru: pH = pKA ± 1




18. Rozdělení disperzních soustav a jejich charakteristika.
Disperzní soustavy
* směsi látek
* disperzní prostředí (dispergens), dispergovaná látka (dispersum)
* hlavní znak – velikost dispergovaných částic
                dispergování       .
         |                         ↓
  hrubá disperze         koloidní disperze              pravý roztok
      > 10-6m                 10-6 – 10-9m                < 10-9m
   heterogenní           ultramikroheterogenní             homogenní systémy,
    systémy              systémy (plasma, půdní            roztoky solí, kyselin a
  (krev, mléko)          a makromolekulární roztoky        basí
       ↑______________________|            ↑___________________|
                 koagulace                   kondenzace, agregace




19. Tvorba a složení roztoků, rozpustnost tuhých látek, součin rozpustnosti.
Roztoky                                                         6
* vznik – rozpouštěním
* rozpustnost (mísitelnost)                                         tuhé látky (s)
    • omezená – ether a H2O                                     1               5
    • neomezená – H2SO4 a H2O               2                          3
    • prakticky nulová – olej a H2O              kapaliny (l)                   plyny (g) 4

* prakticky nejvýznamnější vodné roztoky                            1,2,3,4 – běžné
* vznik roztoků:
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

    1. porušením soudržných sil v tuhé nebo kapalné látce (mřížkové energie) +E
                    (příjem energie – endotermní děj)
    2. solvatací (hydratací)
         • exotermní ∆H < 0
         • endotermní ∆H > 0
        - rozpustnost závisí na teplotě
        - tabelovány hodnoty pro 25°C
    3. difusí (pasivní transport)
         • rovnoměrné rozptýlení rozpouštěné
                   látky v rozpouštědle
        Fickův zákon       J = – D . dc/dx


Rozpustnost tuhých anorganických látek
* nasycený roztok při 25°C
          > 1g/100g H2O                dobře rozpustná látka
          0,1 – 1g/100g H2O            středně rozpustná látka
          < 0,1g/100g H2O              nerozpustná látka
* rozpustné:
    • soli alkalických kovů a NH4+
    • NO2-, NO3-, ClO4-, (KClO4 částečně)
    • Cl-, Br-, I-, ClO4- (ne Ag+, Hg+, Pb+, Tl+)
    • většina SO42- (výjimka BaSO4, SrSO4, PbSO4; částečně Ag+, Hg22+, Ca2+
    • se stoupajícím počtem vodíků stoupá rozpustnost solí PO43- < HPO42- < H2PO4-
* nerozpustné
    • oxidy O2- (ne alkalických kovů, nekovů a polokovů)
    • hydroxidy OH- (ne alkalických kovů a kovů alkalických zemin a NH4OH)
    • PO43-, CO3-, SO32- (na alkalických kovů; pozor!! => Li3PO4 nerozpustný!!!)
    • křemičitany
    • S2- (na alkalických kovů a kovů alkalických zemin a (NH4)2S)
* součin rozpustnosti – Ks
    • nasycený roztok      AxBy <——> xAy+ + yBx-
             [Ay+]x . [Bx-]y
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

        K = –––––––––––             =>    Ks = [Ay+]x . [Bx-]y
                    [AxBy]
         _________________________________________________________
    • př.:                 CaF2 <——> Ca2+ + 2F-
             Ks = [Ay+]x . [Bx-]y        =>            Ks = c.(2c)2 = 4c3
             [Ca2+] = c    [F-] = 2c                     Ks
                                              c3 = –––
                                                         4
              [Ca2+] = 2,14 . 10-4 mol.l-1              [F-] = 4,28 . 10-4 mol.l-1


Složení roztoků
1. relativní zastoupení složek – koncentrace
    • hmotnostní zlomek WA
                    mA                        n


        WA = –––––––––                   ∑ Wi = 1              WA ε < 0, 1 > nebo < 0, 100% >
                                          i
                    mA + mB
    • molární zlomek XA
                    nA                         n


        XA = ––––––                       ∑ XA = 1             XA ε < 0, 1 > nebo < 0, 100% >
                                                   i
                 nA + nB
2. látková (molární) koncentrace cA – závisí na teplotě
               nA
        cA = –––                moly látky v objemu 1 litru roztoku!!! mol.l-1 = 1M
                V
3. molalita mA – nezávislá na teplotě
                  nA
        mA = ––––             moly látky A v 1kg rozpouštědla!!! mol.kg-1
                  mR
20. Koligativní vlastnosti roztoků.
Koligativní vlastnosti roztoků
                                     1000m2                   mB = molalita roztoku
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

  Φ = k.mB             Φ = k . –––––––            M2 = molární hmotnost rozpouštěné látky
                                   M2 . m1        m2 = hmotnost rozpouštěné látky
                                                      m1 = hmotnost rozpouštědla
* využití ke stanovení molární hmotnosti rozpouštěné látky
* Raoultův zákon


        tenze par rozpouštědla p0                       tenze par nad roztokem p
           ↑    ↑     ↑        ↑                               ↑    ↑   ↑    ↑
    rozpouštědlo                                             roztok
    • F. M. Raoult (1886) – snížení tenze páry nad roztokem
                          p0 – p
                XB = ––––––                                        B – rozpuštěná látka
                          p0
* kryoskopie – snížení bodu tání
        ∆TT = i.KT.mB                   i = van´t Hoffův koeficient (množství částic v roztoku)
                                          KT = kryoskopická konstanta
                                          mB = molalita
* ebulioskopie – zvýšení bodu varu
        ∆TV = i.KV.mB                  KV = ebulioskopická konstanta


* osmotický tlak, osmosa
    • princip: izotermická destilace
    • aktivní transport látek z místa s nižší koncentrací do míst s vyšší koncentrací
                π.V = nB.RT        π = i.cB.RT
    • osmometry – i buňky
    • význam osmotického tlaku pro biologii:
        a) hypotonický tlak – příjem do buňky, plasmoptysa
        b) hypertonický tlak – výdej z buňky, plasmolysa
        c) isotonický tlak – rovnováha; 0,9% NaCl


Rozpustnost plynů v kapalinách
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

* ovlivňuje:
    • chemická povaha plynu a kapaliny
        ◦ dochází k chemické reakci – velká rozpustnost (NH3, H2O)
◦ nedochází k chemické reakci – malá rozpustnost (O2, H2O)
    • tlak: Henryho zákon:             XB
 pB = KBXB              pB = –––         XB = KB . pB
                                KB
    • teplota: ∆H < 0 rozpustnost s teplotou klesá (ve studené vodě vyšší rozpustnost)
* význam:
    • technická praxe
    • biologie




21. Koloidní soustavy a jejich vlastnosti. Lyofilní a a lyofóbní koloidy. Soly a gely.
Koloidní soustavy
* vlastnosti disperzních soustav:
                             Hrubá disperze             Koloidní disperze            Pravý roztok
  průchod                    ne                         semipermeabilní neprochází   ano
  membránami
  viditelnost částic         oko, optický               elektronový mikroskop        ne
                             mikroskop
  sedimentace                ano (úplná)                (nesedimentují)              ne
                                                        ultracentrifuga
  tepelný pohyb              malý                       střední                      velký
  koligativní vlastnosti     ne                         malé                         velké
  difuse                     ne                         pomalá                       rychlá
  optické vlastnosti         často neprůhledné          (mléčný zákal) opalescence   čiré
                                                        (Tyndallův jev – světelný
                                                        kužel)
  oddělitelnost              papírový filtr             membránové filtry            nelze (důkaz
                                                                                     analyticky)


Rozdělení koloidních soustav
A) soly – disperzní podíl nespojitý, volně pohyblivý
  • lyofilní – částice v daném rozpouštědle rozpustné; samovolné rozpouštění
      a) molekulární – roztoky biopolymerů (polysacharidů, NK, bílkovin), 1g škrobu váže
0,8g H2O
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

     b) micelární (asociativní) – reverzibilní asociace nízkomolekulárních látek (roztoky
mýdel)
        ◦ schéma micely




        ◦ koagulace, peptizace
     - vliv iontové síly roztoku – přidávání elektrolytu vede ke stlačení difusní části
elektronové
                                     vrstvy za fázové rozhraní = >ζ = 0 => koagulace
     - koagulace – ztráta náboje přidáním elektrolytu
     - peptizace – vlivem adsorpce dochází k rozptýlení H+ a OH-
  • lyofobní – částice v daném rozpouštědle nerozpustné (fázové koloidy)
        ◦ agregace nízkomolekulárních látek
◦ dispergace tuhých látek
◦ stabilní v úzkém rozmezí podmínek, koagulace nevratná
* soly podle skupenství disperzního prostředí
  • aerosoly – disperzní prostředí plyn
        ◦ disperze kapalin v plynu – mlha
◦disperze tuhých látek v plynu – kouř, dým
◦ nestabilní (žádný ochranný obal)
◦ zanikají zahříváním, ultrazvukem, elektrostatickým srážením (filtry)
◦ ekologický význam (ovzduší) – velký reakční povrch – nebezpečí exploze (doly, mlýny)
  • lysoly – rozpouštědlo kapalné
       a) hydrosoly – rozpouštědlem voda; vlastnosti:
◦ relativně stálé, jsou stabilizovány
     - ochranným hydratačním obalem – koagulace velkým množstvím
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

            elektrolytu→ dehydratace – soutěž o H2O sůl versus koloid
     - souhlasným nábojem částic – ionizace; podle pH
                RCOOH → RCOO- + H+
                H+ + RNH2 → RNH3+
◦ izoelektrický bod = hodnota pH, kdy je částice neutrální (nejnižší stabilita)
◦ odstranění náboje => koagulace
       b) organosoly – rozpouštědlem kapalina organické povahy
        ◦ denaturace (irreverzibilní proces) – změna chemické povahy látky
             - vysoká teplota
             - ionty těžkých kovů (bílkoviny)
             - působení silných kyselin a zásad
  • tuhé soly – rozpouštědlem tuhá látka
B) gely – disperzní podíl spojitý
* vznik gelu (reverzibilní proces) – změna rozpustnosti látky
     - odstranění rozpouštědla
                       vysušení
        gel <––––––––––––> xerogel (klih, agar, silikagel)
             + H2O
     - snížením teploty
C) půdní koloidy – při hnojení nebo při vyšších teplotách vypařováním kapaliny => zvýšení
                         koncentrace => koagulace => změna fyzikálních vlastností půdy
     • volná a vázaná voda v koloidech
        ◦ vázaná voda má vyšší hustotu =>později zamrzá
◦ vymrznutím volné vody roste koncentrace v buňkách (mrazuvzdornost)
Adsorpce v koloidech
* snížení povrchové energie, nejvíce hrany a rohy
     a) fyzikální adsorpce (vratná)
        ◦ mezimolekulové síly
        ◦ nízké adsorpční teplo
     b) chemisorpce (nevratná)
        ◦ chemická vazba, 1. vrstva molekul
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

◦ relativně velké adsorpční teplo
* velký fázový povrch


Adsorpce z roztoků
* molekulová – polární adsorbent, polární molekula
* iontová – roste s nábojem lyotropní řady
     • prostá – sorpce na povrchu
     • výměnná – měřiče iontů (katexy – uvolní kationt, anexy – uvolní aniont)
        ◦ katexy – uhlí, humus, rašelina, organominerální komplex půdní (SPK)
                2SPKH+ + Ca2+ → [SPK]2Ca2+ + 2H+
        ◦ katexy a anexy – v čističkách vod




22. Analytická chemie. Analyticko-vzorkovací systém. Základní operace

                         v analytické chemii.


* analytická chemie = vědní disciplína zabývající se způsoby určování látkového složení
různých soustav
* při určování látkového složení se využívají poznatky různých vědních oborů – chemie
(obecné, anorganické i organické), fyziky, matematiky, biologie, …
* metody:
   A) chemické metody – založeny na chemických reakcích, z jejichž průběhu nebo
výsledku vyvozujeme závěry o složení látek – nejsou nákladné,lze stanovit pouze vyšší
množství vzorku
                aA      +     bB           →       AaBb
              analyt         činidlo                   produkt – vážková analýza (gravimetrie)
                            odměrná analýza (volumetrie)
        • analyt v koncentraci složky hlavní a vedlejší > 0,01%
• vážková analýza = gravimetrie – zjišťujeme vážením hmotnosti produktu o známém složení
a z ní vypočítáme odpočtením hmotnost analytu
• odměrná analýza – z objemu odměrného roztoku spotřebovaného k dosažení ekvivalence
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

             ◦ zjišťujeme hmotnost činidla B odměřením objemu roztoku tohoto činidla o
známé
c => nB => nA a mA => vypočítáme množství analytu


    B) instrumentální (přístrojové) metody – využívají vztahy mezi složením látek a
fyzikálními veličinami, k jejichž měření se používají přístroje
• nezbytně se uplatňují fyzikální vlastnosti látek (hmotnost, objem, barevnost, ...)
• instrumentální metody zahrnují ve svém principu i využití chemických dějů
* chemické složení látek určujeme ze 2 hledisek:
    A) kvalitativní analýza – provádí se důkaz nebo identifikace jednotlivých složek; co?
    B) kvantitativní analýza – provádí se stanovení množství nebo obsahu; kolik?
* analyt = látka, která je předmětem určení
* vzorek = množství látky, která je k dispozici pro analýzu
* jednotlivé složky vzorku mohou být přítomny jako:
    a) hlavní = 1 – 100%
    b) vedlejší = 0,01 – 1%
    c) stopové < 0,01%
* vhodnost metody vyplývá z její citlivosti, spolehlivosti a meze stanovitelnosti (důkazu)
* citlivost metody dána závislostí hodnoty měřené veličiny na hmotnosti nebo koncentraci
složky
* žádná metoda neposkytuje absolutní výsledky a nalezené hodnoty jsou zatíženy jistou
chybou, která určuje správnost výsledku
* určitý analyt se v daném vzorku zpravidla stanovuje vícekrát
* přesná je taková metoda, u níž se výsledky souběžných stanovení navzájem dobře shodují a
správná je tehdy, jestliže jsou shodné (velmi blízké) se skutečným obsahem složky
* mez stanovitelnosti = nejmenší množství látky, které lze danou metodou stanovit
* výběr metod ovlivněn i požadavky na jednoduchost, rychlost a ekonomičnost
* každá kontrola chemického složení látek by měla mít svůj účel – podle něho a na základě
předběžných znalostí volíme metodu analýzy, pracovní měřítko i odběr vzorku a jeho
případnou konzervaci


Analyticko-vzorkovací systém
1. odběr vzorku
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

    • reprezentativní vzorek
        ◦ čím větší heterogenita vzorku, tím je hmotnost vzorku větší
        ◦ po homogenizaci se bere k vlastní analýze alikvorní část
      ◦ neexistuje jednotný postup – ČSN normy, ISO normy (EU), vzorkování, nádoby,
konzervace
    • vzorkování podle skupenského stavu
       1. tuhé látky (0,1 – 250 kg) – z různých míst (pole), z různých hloubek (hnojivo na
skládce)
        2. kapalné látky – z různých hloubek, pravidelně v čase (řeka, potrubí)
        3. plynné látky – plynová pipeta (myš), před odběrem evakuována
2. úprava vzorku
3. měření – analýza
4. vyhodnocení dat
* 2, 3, 4 = analytická metoda


Základní operace
1. extrakce = založena na nerovnoměrném rozdělení látek (složek) mezi 2 fáze
   a) extrakce tuhé látky kapalinou (selektivní rozpouštění) – spojuje v sobě převedení
analytu do
  roztoku (místo obvyklého rozpouštění nebo rozkladu) a dělení • postupy:
           ◦ diskontinuální – protřepání tuhé látky s rozpouštědlem v uzavřené
nádobě(příprava půdníhovýluhu, stanovení dusičnanů v rostlinném materiálu)
             ◦ kontinuální – provádí se v tzv. extraktorech (nejrozšířenější Soxhletův
extraktor) – nejčastěji se užívá ke stanovení tuku v přírodním materiálu)
        • navážka dobře rozmělněného vzorku v papírové extrakční patroně se vloží do střední
části extraktoru, v baňce se uvede do varu zvolené rozpouštědlo, jehož páry kondenzují
   v chladiči a kapalné rozpouštědlo vtéká do střední části s extrahovaným vzorkem
       • po jejím naplnění odtéká rozpouštědlo přepadovou trubičkou zpět do varné baňky,
kde se postupně hromadí extrahovaná složka, která ovšem musí výt netěkavá
        • nakonec se rozpouštědlo oddestiluje a extrahovaná látka zůstane v baňce
   b) extrakce z kapaliny do kapaliny – pomocí 2 prakticky nemísitelných kapalin (voda +
organické rozpouštědlo), v nichž je rozdělovaná složka různě rozpustná
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

        • přes fázové rozhraní voda-organické rozpouštědlo přecházejí jen elektricky neutrální
částice (molekuly, iontové asociáty)
    ◦ u většiny organických sloučenin převládá kovalentní charakter => extrakce snadná
    ◦ ostatní látky (např. ionty kovů) se musí nejprve převést na neutrální
    ◦ extrakce se dá provádět:
         ▫ kontinuálně
         ▫ diskontinuálně – převládá – spočívá v protřepávání obou fází v dělící nálevce a
v jejich následném oddělení
                 ∙ po dosažení rovnováhy je rozdělení látky mezi 2 fáze dáno Nernstovým
rozdělovacím zákonem – podle něho je za dané teploty poměr koncentrací určité formy látky
         v obou fázích konstantní
◦ KD = rozdělovací konstanta            Aaq ↔ Aorg                    [A] org
                                Aaq, Aorg – koncentrace látky A                         KD =
————
                     ve vodné resp. organické fázi                              [A]aq
                        ◦ Dc = rozdělovací poměr koncentrační
                                             c(A)org
Dc = ————
      a(A)aq
             ◦ Dm = roudělovací poměr hmotnostní
                    m(a)org   celková analytická koncentrace všech forem látky A v org
fázi
             Dm = ————
                    m(a)aq     ve vodné fázi
                    ◦ významným kritériem účinnosti extrakce je výtěžek dělení (extrakce)
Ra
                         procento extrakce E:                    m(A)org
                                                          R= ————————
                            E=100∙R                             m(A)org + m(A)aq

2. chromatografie = takové dělicí metody, kdy se látka se rozděluje mezi nepohyblivou
(stacionární) a pohyblivou (mobilní) část
* stacionární fáze může být tuhá látka nebo kapalina = chromatografické lože (může mít
rozličnou formu např. sloupec,vrstva papír, ...)
* kolona = lože umístěno v trubici
* sorbent = nosič je zcela neaktivní
* mobilní fáze může být kapalina nebo plyn
* celek tvořený stacionární a mobilní fází se označuje jako chromatografická soustava
Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz)
Seminárky.cz – když máte něco do školy

 * látka vnesená do chromatografické soustavy (takové místo se nazývá start) se rozděluje
v závislosti nasvých vlastnostech a vlastnostech soustavy mezi obě fáze – rovnováha
narušována mobilní fází
* složka, která má vyšší afinitu ke stacionární fázi se pohybuje pomaleji, nebo vůbec ne a
složka s větší afinitou k mobilní fázi se bude pohybovat rychleji
* místo, kde se složka nachází = zóna, skvrna, pás
* čelo mobilní fáze = nejvzdálenější místo, kde se pohybuje mobilní zóna
* dělení:
    a) vnitřní chromatografie = jednotlivé složky zůstanou na loži – musí se to včas zastavit
    b) vnější chromatografie = jednotlivé složky opouštějí lože postupně v proudu mobilní
fáze
* podle povahy distribuce je chromatografie:
    a) rozdělovací (rovnováhy se ustavují na stejném principu jako při extrakci)
    b) absorpční (probíhají absorpční procesy)
    c) iontově výměnná (IEC = gelová – složky se rozdělují podle velikosti mol)
* mezinárodní zkratky fází:
    • G = plyn               • L = kapalina                        • S = tuhá látka
* uspořádání lože:
    • P = papír              • TL = tenká vrstva                   • C = kolona
* skutečnost, že jde o chromatografii = C
* podle uspořádání stacionární fáze je chromatografie:
    a) sloupcová či kolonová (CC)
    b) v plošném uspořádání (FBC)
    c) na papíře (PC)
    d) na tenké vrstvě (TLC)
* podle povahy mobilní fáze:
   a) chromatografie plynová (obecně GC,GLC – probíhá-li distribuce mezi plynem a
kapalinou, GSCmezi plynem a tuhou látkou)
        • dnes jedna z nejvýznamnějších metod chemické analýzy
      • použití omezeno bodem varu dělených složek či jejich těkavých derivátů na nejvýše
400°C (většinou však méně) s ohledem na vlastnosti dostupných stacionárních fází
        • výhodná pro dělení složek současně s jejich stanovením
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie
Aplikovaná chemie

Contenu connexe

Dernier

SEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro Shoptet
SEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro ShoptetSEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro Shoptet
SEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro ShoptetTaste
 
SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...
SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...
SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...Taste
 
SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...
SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...
SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...Taste
 
SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...
SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...
SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...Taste
 
SEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonem
SEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonemSEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonem
SEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonemTaste
 
SEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanze
SEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanzeSEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanze
SEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanzeTaste
 
SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...
SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...
SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...Taste
 
SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...
SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...
SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...Taste
 
SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...
SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...
SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...Taste
 
SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...
SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...
SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...Taste
 

Dernier (10)

SEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro Shoptet
SEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro ShoptetSEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro Shoptet
SEO Restart 2024: Tomáš Zahálka - Tajné SEO tipy pro Shoptet
 
SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...
SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...
SEO Restart 2024: Martina Zrzavá Libřická - SEO & DEV: Jak na vývojáře od poc...
 
SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...
SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...
SEO Restart 2024: Vojtěch Fiala - Linkbuilding vs. (digitální) PR: Od odkazů ...
 
SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...
SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...
SEO Restart 2024: Martin Kopta a Jakub Goldmann - Jak se dnes navrhují weby a...
 
SEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonem
SEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonemSEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonem
SEO Restart 2024: Richard Klačko - Klíčovka s AI pohonem
 
SEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanze
SEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanzeSEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanze
SEO Restart 2024: Roman Teuschel - Mezinárodní SEO v kontextu expanze
 
SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...
SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...
SEO Restart 2024: Martin Michálek - Nová metrika rychlosti INP a praktické ti...
 
SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...
SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...
SEO Restart 2024: Jan Tichý - Na počátku bylo...
 
SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...
SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...
SEO Restart 2024: Martin Žatkovič - Můžeme jakožto SEO konzultanti uspět v Go...
 
SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...
SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...
SEO Restart 2024: Sarah Presch - Kognitivní předsudky - jak psychologické teo...
 

Aplikovaná chemie

  • 1. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 1. Stavba atomu, nuklidy, izotopy a izobary. Stavba atomu * jádro = soubor nukleonů * elementární částice atomu: • elektron = e- (Thompson, 1897) – katodové záření 0 e ▫ elementární náboj e- = 1,602 . 10-19 C (kulomb) -1 ▫ hmotnost e- me = 9,1091 . 10-31 kg • proton = p+ (Rutherford, 1920) 1 p ▫ elementární náboj p+ = 1,602 . 10-19 C 1 ▫ hmotnost p+ mp = 1,67252 . 10-27 kg (1840krát těžší než e-) • neutron = n0 (Chadwick, 1932) 1 n ▫ bez náboje 0 ▫ hmotnost n0 mn = 1,67482 . 10-27 kg * ostatní částice podle hmotnosti: a) lehké – leptony (e-, pozitron, neutrino, …) b) středně těžké – mezony π, mezony K, … c) těžké – baryony (p+, n0, hyperonym, …) * fotony – základní částice elektromagnetického záření, nulová klidová hmotnost Mikročástice – dualistický charakter * chování mikročástic se zásadně liší od chování těles makrosvěta a nedá se vystihnout zákony klasické mechaniky * pro popis jevů v atomovém měřítku byla vypracována obecnější teorie => kvantová mechanika * základní principy kvantové mechaniky (postuláty) • energie je kvantována ΔE = h · v h = Plancova konstanta = 6,626 . 10-34 J · s • korpuskulárně vlnový charakter E = energie h m = hmotnost částice
  • 2. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy λ =  v = frekvence m·vp λ = vlnová délka • Heisenbergův princip neurčitosti (1926) p = hybnost h x = délka Δx Δp =  4π Modely atomu Rutherford (1911) – jádrový model atomu (planetární) – atom je částice, která je v jádru kladně nabitá, na obvodu obíhají po oběžných drahách e- • slabiny: neschopen vysvětlit, jakto že existuje atom – model odporuje zákonům mechaniky • rozptyl α-částic na kovových fóliích (Au) • odklon asi jen u 1/2000 všech částic = > pozitivní náboj je soustředěn na velice malý objem • v prostoru jádra je zřejmě také soustředěna téměř veškerá hmota atomu (hustota cca 1017 kg/m3) 4 - vnitřek atomu He – velikost asi 10-10m α = 2He · jádro: 2p+ a 2n0 => 10-15m · obal: 2e-, které ve skutečnosti ani neuvidíme jako kuličky, ani nemůžeme přesně říci, kde jsou Charakteristika atomu A = nukleonové (hmotnostní) číslo nukleony = p+ + n0 A Q - udává počet nukleonů v jádře Z X Z = atomové (protonové) číslo - udává počet p+ v jádře (také počet e- v obalu) Q = oxidační číslo; elektronegativita X = chemická značka prvku N = neutronové číslo N=A–Z
  • 3. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy Důležité pojmy * prvek – tvořen souborem atomů, jejichž atomové číslo Z je shodné a) polynuklidický prvek 16 17 18 8O + 8O + 8O b) mononuklidický prvek (F, P, Bi, I, …) 19 9F * nuklid – atomy mají shodné atomové číslo Z a neutronové číslo N 16 18 8O x 8O * izotop – atomy mají shodné atomové číslo Z a různé neutronové číslo N 16 17 18 8O 8 O 8O * izobar – atomy mají shodné nukleonové číslo A a různé atomové číslo Z 40 40 - mají stejnou hmotnost, ale jde o atomy různých prvků 19 K 20 Ca * poměrné zastoupení izotopů téhož prvku není přesně konstantní (vodík, lehké prvky) • využití – přírodovědné obory (koloběh vody) Atomová hmotnost * atomová hmotnostní konstanta je definována jako 1/12 skutečné hmotnosti atomu uhlíku 12C m(12C) m(μ) = ——— = 1, 66057 . 10-27 kg 12 * absolutní atomová hmotnost – pro praxi nevhodné vyjádření M (1H) = 1,67 . 10-27 kg * relativní atomová hmotnost MR kteréhokoliv prvku je definována jako poměr skutečné hmotnosti atomu k atomové hmotnostní konstantě m (μ) A A M(ZX) MR(ZX) = ————
  • 4. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 12 • MR – bezrozměrné číslo (bez jednotky), které vyjadřuje, kolikrát je atom daného prvku těžší než 1/12 atomu uhlíku 12C 2. Stabilita atomových jader; radioaktivita přirozená a umělá. Stabilita atomových jader 1 * atomové jádro p + 1n 1 0 * vazebná energie (charakterizuje stabilitu jader), úbytek hmotnosti ∆M = Z . M(1p) + (A – Z) . M(1n) + Z . M(0e) – M(AX) 1 0 -1 Z * vazebná energie ↔ štěpení E = ∆M . c2 ~ 0,7 – 0,9% * jaderné síly: a) přitažlivé b) odpudivé * energie chemického procesu je 105 až 106krát menší, nemůžeme ovlivnit jádro atomu * nejstabilnější jádra = triáda železa – Fe, Co, Ni A = 28 – 120 → velmi stabilní A < 28 → tendence syntetické jaderné přeměny A > 208, Z > 83 → těžká jádra – štěpné procesy * v přírodě 56 radioaktivních nuklidů Z > 83 → radioaktivní Z < 92 → transurany (uměle připravené) p+ n0 počet nuklidů sudý sudý 168 sudý lichý 57 lichý sudý 50 lichý lichý 4 lichý + lichý = 2D (deuterium – vodík), 6Li, 10B, N
  • 5. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 1 3 5 * magická čísla pro celkový počet p+ nebo no – 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 208 Pb – velmi stabilní 82 Radioaktivní nuklidy (nestabilní) * radioaktivita = proces rozpadu atomového jádra v důsledku porušení vzájemného poměru jeho stavebních složek * k porušení dochází 2 způsoby: a) přirozená radioaktivita – samovolná, dochází k ní v přírodě b) umělá – vyvolaná uměle * H. Becquerel (1886) – expozice fotografické desky sloučeninou uranu • spontánní emise subatomových částic 238 U → 234Th + 4He α = 4He, 0e, 0e (pozitron) 92 90 2 2 -1 +1 * důvody malé stability jádra: • nadbytek p+ nebo n0 • nízká vazebná energie * radioaktivitou se zabývali: Pierre Curie (1859 – 1906) a Marie Curie-Sklodowska (1867 – 1934) Typy přeměn * přeměny α – těžká jádra Z > 83 A X → A – 4 Y + 4He 232 Th → 228Ra + 4He Z Z-2 2 90 88 2 • účinky α záření – pronikavost malá, dolet malý (cm), chemicky je to jádro He; velká ionizační schopnost, nízká penetrace (schopnost radioaktivního záření pronikat do jader * přeměny β- (přebytek n0) A A X→ Y + 0e 15 C → 15N + 0e 1 n → 1p + 0e Z Z+1 -1 6 7 -1 0 1 -1 • účinky β- záření – pronikavost větší (zastaví ji hadr), dolet větší (metry), chemicky je to elektron; nižší ionizační schopnost, vyšší penetrace * přeměny β+ (relativní přebytek p+) – uměle připravené prvky
  • 6. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy A A X→ Y + 0e 12 N → 1C + 0e 1 p → 1n + 0e Z Z-1 +1 7 6 +1 1 0 +1 • účinky β- záření – pronikavost záření větší (zastaví ji hadr), dolet větší (metry), chemicky je to pozitron; nižší ionizační schopnost, penetrace vyšší * záchyt e- do jádra (relativní přebytek p+) A X + 0e → A Y 7 Be + 0e → 7Li 0 e + 1p → 1n Z -1 Z-1 4 -1 3 -1 1 0 • vnitřní radioaktivita; reakce elektronů atomu s atomovým jádrem, nulový dolet, nulová pronikavost a ionizační schopnost; chemicky jsou to elektrony * záření γ • většinou doprovází záření α a β (samostatně výjimečně) • nemění strukturu jádra • proniká vším, dolet nekonečný (tisíce km), složení – elektromagnetické vlnění (foton); ionizační schopnost nulová, vysoká penetrace * roentgenovo záření není radioaktivní – nevzniká v jádře, ale v obalu atomu Radioaktivní řady – posunové zákony * řady nestabilních, rozpadajících se prvků, které se rozpadají na stabilní isotopy * sled radioaktivních prvků – 4 řady řada výchozí prvek T ½ roky) koncový prvek 232 thoriová Th 1,4 . 1010 208 Pb 90 82 238 uranová U 4,5 . 109 206 Pb 92 82 235 aktiniová U 7 . 108 207 Pb 92 82 (aktinouranová) 237 neptuniová Np 2,2 . 106 209 Bi 93 83 1. thoriová řada (přirozená) 232 Th → … 208Pb + 6 4He + 4 0β 90 82 2 -1 2. uranová řada (přirozená) 238 U → … 206Pb + 8 4He + 6 0β
  • 7. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 92 82 2 -1 3. aktiniová řada (přirozená) 235 U → … 207Pb + 7 4He + 4 0β 92 82 2 -1 4. neptuniová řada (umělá) 237 Np → … 209Bi + 7 4He + 4 0β 93 83 2 -1 * současně emise α a β- částic * jednotky radioaktivity: • 1 curie = 1Ci – počet rozpadů za sekundu v 1 g Ra • 1 becquerel = 1 Bq – 1 rozpad za sekundu • 1Ci = 3,7 . 1010 Bq Rychlost radioaktivního rozpadu d.N N – počet jader v čase t - —— = k . N => N = N0 . e-k . t N0 – počet jader na počátku d.t k – rozpadová konstanta (pravděpodobnost rozpadu jádra za jednotku času) * T ½ = poločas rozpadu * 10 poločasů ~ 1/1000N0 => prvek vymře – vznikne radioaktivní odpad Výskyt radioaktivních prvků v přírodě * 56 radioaktivních prvků * radioaktivní prvky – T ½ ~ stáří Země 238 235 232 • zářiče α : U, U, Th 92 92 90 • zářiče β- : 40 K (v zemském jádře), 87 Rb , 175Lu , 103Rh , 115In 19 37 71 45 49 * radioaktivní prvky z rozpadových řad – T ½ relativně krátký Umělé radioaktivní prvky
  • 8. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * vznik: jadernými reakcemi tj. zasažením jádra částicí • z radioaktivního zářiče (α záření) • z urychlovače (n0) * jaderné přeměny: 14 • prosté (transmutace) N + 4He → 17 O + 1p 7 2 8 1 ▫ Rutherford (1919) ▫ nové jádro se málo liší od původního ▫ vzniklé jádro se rozpadá => umělá radioaktivita • štěpné – Fermi, Hahn, Joliot (1934 – 1939) 235 U + 1n → 140 Ba + 93 Kr + 3 1n + E 92 0 56 36 0 • lavinovité štěpení => exploze ▫ princip atomové bomby ( v epicentru 106 – 107°C) • řízený průběh – atomové reaktory ▫ moderátory – těžká voda D2O, grafit, B, … Termonukleární reakce * syntéza stálejších produktů z lehkých jader • princip vodíkové bomby, Teller (1952 atol Eniwetok) • Slunce a jiné hvězdy 4 1p → 4He + 2 0e + E 1 2 +1 • teplota v epicentru T > 106°C Využití radioisotopů 1. analytická chemie – NAA = Neutronová Aktivační Analýza (stopová množství) 2. chemie a biologie • studium mechanismu reakcí (stopování) • určování distribuce prvků v biologickém materiálu – enzymová analýza (REA) 3. medicína
  • 9. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • ozařování nádorů paprsky γ, sterilizace krve 4. zemědělství • ošetření potravin (ničení choroboplodných zárodků) • prodloužení dormance (pozastavení klíčení) brambor 5. určení stáří 238 14 • hornin U • organismů C 92 6 Negativní důsledky záření * ionizace – vytváří se ionty, mohou mít i jiné vlastnosti * narušení chemických vazeb * poškození tkání * mutagenní, karcinogenní a teratogenní účinky 90 * radioaktivní isotopy s T ½ srovnatelným se stářím živých organismů Sr 38 T ½ = 28 roků β- = 0,53MeV 3. Výstavba elektronového obalu atomu. Hybridizace atomových orbitalů. Molekulové orbitaly. Elektronový obal atomu * historický vývoj názorů: Thompson (pudinkový model) – atom je homogenní kladně nabitá koule, ve které jsou zanořeny e- • slabiny: není schopen vysvětlit existenci časových spekter a vazbu Rutherford (1911) – jádrový model atomu (planetární) – atom je částice, která je v jádru kladně nabitá, na obvodu obíhají po oběžných drahách e- • slabiny: neschopen vysvětlit, jakto že existuje atom – model odporuje zákonům mechaniky vyzařování energie => zánik Bohrův = 1. kvantově mechanický model (vodíku) • dva postuláty vysvětlující Rutherforda: 1. elektrony se pohybují po kruhových stacionárních drahách, na kterých nevyzařují energii
  • 10. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy n.h m – hmotnost e- n – hlavní kvantové číslo m . v . r = —— v – rychlost e- h – Plancova konstanta 6,626 . 10-34 J.s 2π r – poloměr e- 2. při přechodu z 1 stacionární dráhy na druhou, dojde ke změně energie, která je rovna právějednomu kvantu ΔE = h · v v – frekvence vlnění c E2 – E1 = ∆E = h . v = h . λ • tento model vysvětluje čárová spektra a atomové obaly jednoduchých atomů • slabiny: není schopen vysvětlit víceelektronové atomy a vazbu Bohr a Sommerfeld – eliptické dráhy e- – nedochází k vyzařování energie Broglie, Heisenberg, Schrödinger – kvantově-mechanický model • principy: 1. elektrony se nepohybují po diskrétních stacionárních drahách, ale vyplňují nějaké definované prostory s předem zvolenou pravděpodobností (95 – 99%) ▫ prostor = orbita – určitá oblast kolem jádra, v níž se e- nachází ▫ vlastnosti orbitalu – energie, tvar, velikost, prostorová orientace ▫ fce orbitalu ψ 2. chování e- lze matematicky popsat pomocí vlnové rovnice (Schrödinger) Hψ = Eψ ψ – vlnová fce E – celková energie H – Hamiltonián – soubor předpisů, jak řešit ψ 3. změny částic (e-) nejsou spojité, nýbrž se mění po jakýchsi skocích => změny jsou tzv. kvantovány ▫ ze Schrödingerovy rovnice vyplývají kvantová čísla (udávají velikost orbitalu) • Schrödingerova rovnice (1926, axiom) ▫ slučuje v sobě vlnové a korpuskulární vlastnosti hmoty ∙ charakter vlnění λ ∙ charakter hmotné částice Ek, Ep ▫ řešení rovnice ∙ vlnová fce ψ (stav e-) ∙ vlnová fce ψ2 (pravděpodobnost výskytu e-)
  • 11. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ▫ závěr ∙ výskyt e- v orbitalech (AO = atomový orbita, prostor 95 – 99%) ∙ orbital má určitou energii ∙ orbital je určen 4 kvantovými čísly (vyplývají ze Schrödingerovy rovnice) Kvantová čísla * udávají velikost orbitalu * jsou to parametry Schrödingerovy kvantové rovnice * typy: • hlavní kvantové číslo = n ▫ hodnoty: n = 1, 2, 3, … 7 (K, L, M, …) ▫ význam: určuje velikost a energii AO • vedlejší kvantové číslo = l ▫ hodnoty: l = 0, … (n – 1) (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f, …) ▫ význam: určuje energii a tvar AO • magnetické kvantové číslo = m ▫ hodnoty: m = – l , … 0 … + l ▫ význam: určuje prostorovou orientaci AO, počet orbitalů v podslupce (2l + 1) • spinové kvantové číslo = s ▫ hodnoty: s = ± ½ ▫ význam: určuje vlastní rotaci elektronů ▫ e- se stejným spinem se odpuzují, s opačným spinem se přitahují * degenerované orbitaly – orbitaly se shodnými n a l kvantovými čísly • p-orbitaly – 3x degenerované • d-orbitaly – 5x degenerované • f-orbitaly – 7x degenerované Výstavbové principy – pravidla pro zaplňování orbitalů Základní stav (výstavbový princip) – orbitaly se zaplňují na principu vzrůstající energie 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p … • pravidlo (n + l)
  • 12. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • AO s nižším součtem (n + l) má menší energii • při rovnosti součtu (n + l) má AO s menším n, nižší energii 4s < 3d n+l=4 n+l=5 Pauliho vylučovací princip – na 1 orbitalu mohou být maximálně 2 e-, které mají 3 kvantová čísla totožná (n, l, m) a liší se spinovým číslem (s) Hundovo pravidlo – na degenerovaných orbitalech se e- rozmístí tak, aby co největší počet AO byl obsazen jedním e- • nepárové e- mají souhlasný spin Obsazení hladin kvantová č. symbol obsazený celkem degenerace symbol vrstva obsazení n l m AO e- plných vrstvy e- AO 1 0 0 1s 2 2 není 1s2 K 2 2 0 0 2s 2 2 není 2s2 -1 2 L 8 2 1 0 2p 2 6 3krát 2p6 +1 2 3 0 0 3s 2 2 není 3s2 -1 2 M 18 6 3 1 0 3p 2 6 3krát 3p +1 2 4 0 0 4s 2 2 není 4s2 -1 2 4 1 0 4p 2 6 3krát 4p6 +1 2 -2 2 -1 2 4 2 0 4d 2 10 5krát 4d10 +1 2 N 32 +2 2 -3 2 -2 2 -1 2 4 3 0 4f 2 14 7krát 4f14 +1 2 +2 2 +3 2 Elektronová konfigurace * např.: síra S
  • 13. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • Z = 16 => 16 e- • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 • využití konfigurace předcházejícího netečného (vzácného) plynu: [Ne] 3s2 3p4 • platí: mimořádně stabilní jsou zpola nebo zcela zaplněné orbitaly Chemické chování atomů * chemické chování je dáno uspořádáním valenčních e- * valenční elektrony = elektrony, jimiž se atom liší od konfigurace předchozího netečného plynu * stabilní – plně obsazené s a p AO * nejreaktivnější atomy – blíží se svou strukturou (elektronovou konfigurací) netečnému plynu → alkalické kovy, halogeny základní stav + E => excitovaný stav (vzbuzený) Hybridizace atomových orbitalů * hybridizace = energetické sjednocení obsahově nestejnocenných orbitalů * princip hybridizace: ▫ hybridizují pouze valenční e- ▫ hybridizovat nemohou e- podílející se na π vazbě ▫ hybridizovat nemohou prázdné orbitaly * základní stav atomu; např. C je 2-vazný ▫ excitovaný stav; C je 4-vazný; orbitaly nejsou energeticky ekvivalentní
  • 14. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ▫ hybridizace AO = energetické sjednocení AO => 4 hybridní orbitaly sp3 Atomové Hybridní Počet Tvar Hybridizace orbitaly orbitaly hybridních orbitalů s, p s,p 2 přímka lineární 2 s, p, p sp 3 rovnostranný trigonální, planární trojúhelník 3 s, p, p, p sp 4 tetraedr tetraedry, trigonální pyramidy s, p, p, p, sp3d 5 trigonální bipyramida trigonální d bipyramida s, p, p, p, sp3d2 6 oktaedr tetragonální d, d bipyramida * vazba typu σ – maximální hustota na spojnici atomových jader * vazba typu π – maximální hustota mimo spojnici atomových jader (násobné vazby) Teorie molekulových orbitalů * vzácné plyny – jednoatomové – mají plné valenční oktety * H má 1 valenční elektron – může se zaplnit 1 orbital => vznikne H2 4. Elektronegativita prvků. Typy chemických vazeb a jejich vlastnosti; slabé vazebné interakce.
  • 15. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy Elektronegativita – schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony do neobsazených valenčních orbitalů Chemická vazba * snaha atomu v molekule dosáhnout stabilní elektronové konfigurace (vzácný plyn) ▫ předáním e- => iontová vazba ▫ sdílením elektronového páru => kovalentní vazba * chemická vazba – přitažlivá síla, kterou jsou k sobě poutány atomy v molekule * molekuly – soubory atomů poutaných chemickou vazbou ▫ homonukleární – H2, N2, … ▫ heteronukleární – H2SO4, … ▫ makronukleární * podmínky vzniku vazby: ▫ celkový pokles energie soustavy ▫ atomy se musí k sobě přiblížit – dojde k přeskupení valenčních e- => stabilnější útvar (ztráta energie) ▫ prolnutí valenčních vrstev * vazebná energie – energie, která se uvolní při vzniku vazby * molární vazebná energie – energie, která se uvolní při vzniku 1molu * disociační energie (kJ/mol) – rovna číselně vazebné energii, pouze s opačným znaménkem * klasifikace charakteru vazeb (dochází-li k překryvu nebo ne): A) vazby kovalentní – dochází k překryvu valenčních e- ▫ charakterizována 3 veličinami: a) vazebná energie b) vazebná délka (pm) = vzdálenost středů vázajících se atomů c) směrovost – zda existuje mezi vazbami úhel ▫ klasifikace kovalentní vazby: 1. podle překryvu: a) nasycené – dochází ke sdílení pouze 1 elektronového páru; molekula chloru Cl2 → Cl – Cl b) nenasycené – sdíleny 2 a více elektronových párů; 3 typy: 1. dvojné – 1 vazba σ a 1 vazba π (mezi 2 O)
  • 16. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 2. trojné – 1 vazba σ a 2 vazby π (mezi 2 N; mezi 1 N + 1 C) 3. čtverné – 1 vazba σ a 3 vazby π (mezi 2 W) 2. podle umístění elektronů: a) lokalizované – nachází se právě mezi atomy (vázajícími se partnery) b) delokalizované – elektrony rozptýleny po molekule; např. třístředné vazby 3. podle polarity (rozdílu elektronegativit): nepolární X = 0 – 0,4 polární X = 0,4 – 1,7 iontová X = 1,7 a více ● dativní kovalentní vazba = koordinačně-kovalentní (donor-akceptorová) H+ H ↑ ↑ _ N H → N+ H ∕ ∕ H H H H B) vazba iontová – elektrostatická přitažlivá síla mezi ionty, vznikla tak, že 1 z vazebných partnerů své e- odevzdá druhému partnerovi, činí jej tak aniontem a sám se stává kationtem ▫ charakteristika: a) délka b) energie ▫ nedochází ke sdílení elektronových párů, ovlivňují se pouze nábojem ▫ není směrovaná – nelze určit vazebný úhel ▫ krystalové struktury • srovnání kovalentních a iontových vazeb ▫ sloučeniny iontové jsou polární, kovalentní jsou elektroneutrální
  • 17. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ▫ iontové sloučeniny rozpustné v H2O, kovalentní nerozpustné ▫ iontové elektricky vodivé, kovalentní izolanty ▫ sloučeniny kovalentní tvrdé, iontové křehké ▫ kovalentní vazby – vyšší teplota tání než u iontové ▫ kovalentní vazby – nižší teplota varu než u iontové C) slabé mezimolekulové síly – přitažlivé síly, které vznikají jako důsledek elektrostatického přitahování částečných nábojů elektroneutrální molekuly ▫ patří sem: 1. vodíkové vazby – elektrostatické přitahování mezi elektronegativní složkou molekuly a vodíkem, který je v molekule přítomen δ- O H – O – H …. O – H ∕ | δ+ H H δ+ H ▫ podmínky: a) musí tam být vodík b) elektronegativní prvek musí mít volné elektronové páry c) elektronegativní prvek má elektronegativitu 3 a více ▫ klasifikace vodíkové vazby: 1. intramolekulová 2. intermolekulová 3. intraiontová 2. van der Waalsovy síly – elektrostatické přitahování okamžitých dipólů elektroneutrální molekuly ▫ vazba v krystalech CO2 a Br, vzácných plynů ◦ slabé vazby (~ 10kJ/mol) ◦ elektrostatická povaha ◦ vzájemné přitahování dipólů q- r q+ ←———————
  • 18. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy dipólový moment - kvantitativní vyjádření míry polarity vazby 3. hydrofobní interakce – elektrostatické síly vznikající mezi nepolárními složkami molekul za současného vyloučení molekul polárního rozpouštědla * teorie valenční vazby – Pauling ▫ překryv v AO – valenčních e- ▫ e- se liší spinem ▫ vznik na spojnici jader • nevazebné e- (volné elektronové páry) ▫ neúčastní se kovalentní vazby ▫ volné elektronové páry umožňují vznik koordinačně-kovalentní vazby (donor- akceptorová vazba) 5. Skupenské stavy látek. Kapalné a plynné skupenství. Plynové zákony. Skupenské stavy látek * dělení: a) tuhé látky – největší soudržné síly b) kapalné skupenství c) plynné skupenství – nejmenší soudržné síly d) (to) plasma – ionizovaný plyn * rozhodující: 1. teplota 2. tlak 3. velikost soudržných sil – dané charakterem částic Skupenské stavy látek * plynný stav – molekuly na sebe vzájemně nepůsobí (ideální plyn) p.V p = tlak plynu V = objem plynu —— = konst. = n . R T = absolutní teplota n = počet molů T R = univerzální plynová konstanta = 8,314 J . mol- 1 . K-1
  • 19. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * děje: • děj izotermní => zákon Boyle-Mariottův p.V = konst. • děj izobarický = zákon Gay-Lussacův p = konst. V = k1 . T • děj izochorický => zákon Charlesův V = konst. p = k2 . T * koeficient tepelné roztažnosti plynů: 1 VT = V0 (1 + α .T) α = ——— pT = p0 (1 + α.T) 273,15 Vztahy pro plyny * směsi plynů (Daltonův zákon) nA p = Σ . pi parciální tlak pA = ——— . p = xA . p i Σ . ni i nA V = Σ . ni parciální objem VA = ——— . V = xA . V i Σ . ni i * stavová rovnice pro reálný plyn (van der Waalsova) a (p + ——) (Vm – b) = R . T a, b – konstanty V2m V2m – objem jednotkového množství 6. Vazba v tuhých látkách s krystalickou strukturou. Vlastnosti jednotlivých typů krystalů.
  • 20. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy Vazba v tuhých látkách s krystalovou strukturou * iontové krystaly (NaCl) Na+ Cl- ◦ silně elektropozitivní atomy (Na+) poutány elektrostatickými silami se silně elektronegativní atomy (Cl-) ◦ vysoké body tání ◦ rozpustné v polárních rozpouštědlech (např. v H2O) ◦ křehké ◦ roztoky a taveniny elektricky vodivé * molekulové krystaly (I, S) ◦ slabé vazby (van der Waalsovy) ◦ nízké body tání ◦ měkké a těkavé ◦ rozpustné v nepolárních rozpouštědlech (např. v benzenu, toluenu, …) * atomové krystaly (diamant x SiO2, BN) ◦ pevné kovalentní vazby ◦ lokalizované vazby – krystaly nekovů – diamant → pevné kovalentní vazby ◦ vysoké body tání ◦ nerozpustné, tvrdé, nevodivé * kovové krystaly ◦ kovová vazba ◦ delokalizované vazby ◦ plošně nebo tělesově centrovaná krystalová mřížka ◦ šesterečná soustava ◦ vysoké body tání ◦ nerozpustné, tvrdé, elektricky a tepelně vodivé Pásový model elektronové struktury tuhých látek _______________ ↑ vodivostní pás | _______________ | ↑ zakázaný pás skupina ∆ E [eV] valenční pás |E ↓ ∆E kovy 0 není zcela zaplněn | _______________________ polovodiče <3 plně obsazen | valenční pás izolanty >3 plně obsazen
  • 21. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy | _______________ 7. Klasifikace chemických reakcí. Chemické reakce * chemická reakce – změna vnějších fyzikálních podmínek (tlak, teplota) • zavedení další vhodné látky do systému • proces, kdy zanikají staré chemické vazby a vznikají nové výchozí látky 400°C reakční produkt H2(g) + I2(g) ————> 2HI(g) * výhody – energetické a strukturní vazebná energie [kJ/mol] H2 I2 2HI 435 150 299 585 598 rozdíl 13 Klasifikace reakcí Základní typy chemických reakcí ● skladné (syntéza) Fe + S → FeS ● rozkladné (analýza) CaCO3 → CaO + CO2 ● substituční CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu ● podvojná záměna BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl ● polymerace n CH2 = CH2 → [– CH2 – CH2 –]n ● polykondenzace n H2N – CO – OH → [– NH – CH2 – CO –]n + (n – 1)H2O Rozdělení reakcí podle počtu fází ● homogenní (reaktanty a produkty ve stejné fázi – ve stejném skupenství) N2(g) + H2(g) → 2NH3(g) ● heterogenní (reakce na fázovém rozhraní)
  • 22. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g) plyn gas g kapalina liquid l tuhá látka solid s ve vodném roztoku aqua aq Rozdělení chemických reakcí podle charakteru štěpení vazeb ● homolytické (vznikají radikály) – nestabilní, velmi reaktivní; při štěpení kovalentní nestabilní vazby H2 → 2H • ● heterolytické (vznikají ionty) H2O → H+ + OH- H+ - elektrofil OH- - nukleofil Rozdělení chemických reakcí podle reagujících částic ● molekulové NO2 + CO → NO + CO2 ● radikálové (řetězový mechanismus) ▫ iniciace Cl2 → 2Cl • ▫ propagace Cl • + H2 → HCl + H • H • + Cl2 → HCl + Cl • ▫ terminace H • + H • → H2 Cl • + Cl • → Cl2 H • + Cl • → HCl ● iontové (většina anorganických reakcí v polárních rozpouštědlech) – probíhají v živých organismech CO32- + H2O → HCO3- + OH- Rozdělení chemických rovnic podle půběhu ● vratné (reversibilní) – probíhají na obě strany (za působení teploty) NH4Cl ↔ NH3 + HCl ● nevratné (irreversibilní) – probíhají jen na 1 stranu NH4NO2 → N2 + H2O
  • 23. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy Rozdělení chemických vazeb podle energetické bilance ● enthalpie H – vyjadřuje energetické změny ∆H = ∆U + p . ∆V U – vnitřní energie soustavy ▫ reakce exotermické – reakční teplo se uvolňuje ∆H < 0 ▫ reakce endotermické – reakční teplo nutno dodat ∆H > 0 Rozdělení chemických reakcí podle přenášených částic ● reakce protolytické (přenos protonu H+) – reakce acidobazické (reakce kyseliny a zásady) HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- ● reakce oxidačně-redukční (přenos e-) – změna oxidačních čísel S0 + 6HNVO3 → H2SVIO4 + 6NIVO2 + 2H2O ● reakce koordinační = komplexotvorné CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4 8. Energetika chemických reakcí; 1. věta termodynamická, entalpie. Chemická energetika – termodynamika * termodynamika studuje: ▫ energetické bilance ▫ uskutečnitelnost chemických reakcí – směr průběhu ▫ rovnovážné stavy ▫ stabilitu látek * základ tvoří 2 axiometrické věty (nelze je dokázat, ani odvodit) 1. věta – zákon zachování energie 2. věta – přírodní děje nevratné Termodynamické pojmy * termodynamický systém: ∙ izolovaný – nevyměňuje energii, ani hmotu ∙ uzavřený – vyměňuje energii, ale nevyměňuje hmotu
  • 24. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ∙ otevřený – vyměňuje energii i hmotu ∙ adiabatický – nevyměňuje teplo * stav systému popisují stavové veličiny – tlak (p), teplota (T), látkové množství (n) * standardní veličiny – 101kPa, 298K = 25°C * např. ∆H0298 * vnitřní energie U + vnější energie Ek (kinetická), Ep (potenciální) ▫ translační – molekuly ▫ rotační – molekuly ▫ vibrační – molekuly ▫ vzájemné silové působení – atomy ▫ energie e- – atomy ▫ U nelze měřit absolutně – měřitelná je její změna ∆U ∆U = UB – UA ▫ vnitřní energie U: a) tepelná – Q b) netepelná – práce W 1. termodynamická věta ∆ U = Q + (- W) * vzrůst vnitřní energie systému je při jakémkoliv ději roven součtu tepla a práce, které systém při tomto ději přijal * vzrůst vnitřní energie systému znamená pokles energie okolí a naopak => zákon zachování energie (ZZE) Práce W = p . ∆V * druhy: ◦ mechanická ◦ objemová (plyny) ◦ elektrická (galvanické články, elektrolýza) * izochorický děj (V = konst.) QV = ∆U * izobarický děj (p = konst.) Qp = ∆U + p . ∆V = ∆H * ∆H = enthalpie = tepelné zabarvení reakce při konstantním tlaku (reakční teplo) ◦ exotermní reakce ∆H < 0 ∆U < 0 ◦ endotermní reakce ∆H > 0 ∆U > 0
  • 25. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 9. Termochemie, termochemické zákony a jejich aplikace. Termochemie * studuje tepelné změny při chemických reakcích • ∆H – reakční teplo při: T = konst. p = konst. • podle reakce: N2 + 3H2 —> 2NH3 ∆H = - 92kJ • vztaženo na 1 mol vznikajícího produktu 1/2N2 + 3/2H2 —> NH3 ∆H = - 46kJ Termochemické zákony ● 1. termochemický zákon→ Lavoisier-Laplace (1780) – tepelné zabarvení přímé a zpětné reakce je až na znaménko stejné ∆H = + 41,6kJ/mol CO(g) + H2O(g) <——————> CO2(g) + H2(g) ∆H = - 41,6kJ/mol ● 2. termochemický zákon→ Hess (1840) – tepelné zabarvení výsledné reakce je dáno součtem tepelných zabarvení dílčích reakcí ∆H výchozí látky ————> produkty ∕ ∆H1 ∕ ∆H2 ∕ meziprodukty platí: ∆H = ∆H1 + ∆H2 Standardní reakční tepla * standardní podmínky: * standardní reakční teplo: ovlivňuje ho:
  • 26. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • p = 101,3kPa • ∆H0298 - koncentrace látek • T = 25°C - skupenství • roztoky při c = 1 mol/l - typ modifikace (u pevného skupenství) * standardní tepla: • rozpouštěcí (1 mol zředěného roztoku) – teplo vznikající při vzniku roztoku • hydratační • neutralizační • spalné • slučovací Standardní reakční teplo spalné – teplo, které se uvolní při spálení látek na jejich konečné oxidy * spálení 1 molu látky v O2 na stálé oxidační produkty za standardních podmínek CH4(g) + O2 ——> CO2(g) + H2O(l) (∆H0298)spal. = - 890 kJ/mol * výhřevnost paliv, energetická hodnota potravin a krmiv živočišné tuky 39,8 kJ/g bílkoviny 22,2 kJ/g Standardní reakční teplo slučovací – teplo, které se uvolní při vzniku látek z elementárních prvků * vznik 1 molu látky z prvků za standardních podmínek H2(g) + ½ O2(g) ——> H2O(l) (∆H0298)sluč. = - 285,9 kJ/mol * stabilita látek látka (∆H0298)sluč. stálost látek Al2O3 - 1675,0 kJ/mol stálý Cl2O7 + 75,7 kJ/mol nestálý 10. Energetika chemických reakcí; Druhá věta termodynamická, volná entalpie. 2. věta termodynamická * samovolné děje
  • 27. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy zvýšení neuspořádanosti pokles pořádku rovnoměrné rozložení částic ——————————————————————————————————> přírůstek entropie S = k . In . P * entropie S – míra neuspořádanosti systému ◦ velmi uspořádané systémy – živé organismy ◦ maximum pravděpodobnosti – entropie roste Spontánní průběh dějů * entropie roste ◦ tuhý stav → kapalný stav → plynný stav ◦ rozpouštění tuhé látky v kapalině ◦ děje, kdy se zvyšuje počet molekul ◦ mísení plynů * kritéria pro spontánní průběh dějů: ◦ zvýšení energie ∆G = H – T.S ◦ zvýšení neuspořádanosti => růst entropie ∆G = ∆H – T. ∆S * nová fce: Gibsova energie (volná entalpie) ◦ člen enthalpický – rozhodující ◦ člen entropický – vliv roste s teplotou T G stav typ reakce ∆G < 0 spontánní průběh exotermická ∆G > 0 neprobíhá spontánně endotermická ∆G = 0 rovnováha ----- * spřažení obou dějů – živé organismy A + X ——> B + XE ∆G1 < 0 exergonická reakce ‌ ‌|∆G1| > ‌|∆G2| C + XE ——> D + X ∆G2 > 0 11. Kinetika chemických reakcí, faktory ovlivňující reakční rychlost. Kinetika chemických reakcí * chemická kinematika studuje:
  • 28. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • časový průběh chemických reakcí • mechanismus děje a jeho rychlost * typy chemických reakcí: • izolované – v soustavě probíhá pouze 1 reakce A + B —> C • simultánní – v soustavě probíhá více reakcí ◦ vratné A + B <—> C ◦ bočné A + B —> C —> D ◦ následné A + B —> C —> D ◦ řetězové (radikálové) A + B • —> C • ... Reakční rychlost * změna látkového množství (koncentrace) látky za jednotku času A→P ∆[P] ∆[A] P = látkové množství produktu v = —— = - —— t = čas ∆t ∆t [P2] - [P1] [A2] - [A1] v = ———— = - ———— t2 – t1 t2 – t1 aA + bB ——> cC + dD dnA = změna látkového množství látky A 1 dnA 1 dnB 1 dnC 1 dnD v = - — . —— = - — . —— = — . —— = — . —— a dt b dt c dt d dt v = k . [A]α . [B]β k = rychlostní konstanta [k] = (mol.l-1)1 – x.s-1 x = řád reakce x=α+β α, β = reakční řády složek A, B - jednoduché rovnice: α = a β=b
  • 29. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * molekularita reakce – kolik částic se musí srazit, aby reakce proběhla (nejčastěji bimolekulární) * reakční rychlost ovlivňuje: • koncentrace reagujících látek A + B —> P v = k . [A]α . [B]β • teplota – zvýšení o 10°C => zvýšení rychlosti reakce 2 – 4x → tuto závislost udává teplotní koeficient reakce • Arheniova rovnice -EA/RT A = frekvenční faktor – udává pravděpodobnost srážky a vhodnou k=A.e orientaci EA = aktivační energie * srážková teorie reakční rychlosti – některé látky se po srážce zrychlují, některé naopak zpomalují * teorie aktivovaného komplexu A B A ..... B A—B : : = zeslabené | | ——> : : ——> původní vazby A B A ..... B A—B A2 + B2 → 2AB Vliv katalyzátoru * vstupuje do reakce a mění mechanismus reakce; z reakce opět vystupuje * katalyzátory nemají vliv na rovnováhu reakcí, ale pouze na rychlost reakce * katalyzátory: • homogenní – ve stejné fázi jako reaktanty a produkty (kyseliny, zásady, ...) • heterogenní – v jiné fázi (kovy – Fe, Ni, Va, ...) * autokatalýza – katalyzátorem je produkt reakce – reakce probíhá nejprve pomalu a poté se zvyšuje její rychlost * selektivita katalyzátorů – enzymy – katalyzátory biochemických procesů • selektivní katalyzátory – vznikne více produktů→ 1 produkt potlačen a 2. naopak ne * negativní katalyzátory – inhibitory: • stabilizátory – zmenšují množství radikálů
  • 30. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • katalytické jedy – snižují množství aktivních center Rozsah reakčních rychlostí proces rychlost doba geochemické procesy velmi pomalé 1010 roků technicky významné reakce pomalé hodiny biochemické reakce rychlé sekundy chemické reakce, iontové reakce velmi rychlé 1010 sekund * u následných reakcí je rychlost určujícím krokem nejpomalejší reakce 12. Rovnováha chemických reakcí a faktory, které ji ovlivňují; princip le Chatelierův. Stav chemické rovnováhy v1 v1 = k1 . [A]a . [B]b aA + bB <———> cC + dD v2 v2 = k2 . [C]c . [D]d * Gultberg-Waagův zákon: k1 . [A]a . [B]b K = rovnovážná konstanta – charakterizuje rovnovážné děje —————— = K (závislá na teplotě) k2 . [C]c . [D]d Stupeň přeměny K < 10-5 K Є (10-5 - K > 105 105) posun rovnováha posun vlevo vpravo * stupeň přeměny α (konverze) klíčové složky – podíl zreagovaného množství složky [A]0 - [A]r α = ———— α Є < 0, 1 > [A]0
  • 31. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * klíčová složka – složka, která se vyčerpává v reakce nejrychleji Posun chemické rovnováhy * La Chatelierův princip (akce a reakce) • změna koncentrace: ◦ přebytek výchozí složky posun rovnováhy doprava (k reakčním produktům) ◦ odstraňování produktů ∕ [C]c . [D]d K = ————— [A]a . [B]b • změna vnějšího tlaku: N2 + 3H2 <——> 2NH3 4 moly ——> 2 moly => pokles tlaku počet molů vnější tlak posun rovnováhy zvyšuje se zvýšení <————— snížení —————> snižuje se zvýšení —————> snížení <————— • změna teploty: k = f (T) reakce teplota posun rovnováhy exotermní zvýšení <————— snížení —————> endotermní zvýšení —————> snížení <————— 13. Elektrolyty a jejich disociace. Pravé a potenciální, silné a slabé elektrolyty. Roztoky elektrolytů * elektrolyty – při rozpouštění v polárním rozpouštědle disociují na ionty => vedou elektrický proud * elektrolytická disociace – samovolný rozpad látek na elektricky vodivé ionty AB <——> A+ + B-
  • 32. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * rozdělení elektrolytů: • elektrolyty pravé – iontové krystaly – roztoky solí; disociují celé • elektrolyty potenciální – polární kovalentní vazba – roztoky kyselin a hydroxidů; disociují částečně Základní pojmy * disociační stupeň α: ndis n = lákové množství α = ———— α Є < 0, 1 > dis = disociovaný podíl ndis + nnedis nedis = nedisociovaný podíl • závisí na: ◦ kvalitě: a) elektrolytu b) rozpouštědla – čím látka polárnější, tím disociace větší ◦ teplotě – se vzrůstající T vzrůstá α ◦ koncentraci – čím vyšší koncentrace roztoku, tím α nižší * disociační konstanta kdis c AB <——> A+ + B- [A+] . [B-] kdis = ———— [AB] * elektrolyty: • silné – úplná disociace, kdis a α nemají vliv; pravé elektrolyty • slabé – částečná disociace; potenciální elektrolyty c2 . α2 c . α2 kdis kdis = ———— = ——— = c . α2 => α2 = ——— c . (1 – α) 1–α c - pro silně zředěné roztoky: α → 1 • pro vodné roztoky 0,1 mol/l při t = 18°C elektrolyty stupeň disociace silné α > 0,3 středně 0,03 < α < 0,3
  • 33. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy silné slabé α < 0,03 14. Disociace vody a jiných polárních rozpouštěděl (autoprotolýza), pH. Disociace H2O * i nejčistší voda je vždy elektricky vodivá * autoprotolýza H2O – rozpad H2O 2 H2O <——> H3O+ + OH- [H3O+] . [OH-] kdis = —————— kv = [H3O+] . [OH-] = 10-14 [H2O]2 [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/l pH = - log [H3O+] pH + pOH = 14 roztok pH koncentrace kyselý pH < 7 [H3O+] > [OH-] neutrální pH = 7 [H3O+] = [OH-] zásaditý pH > 7 [H3O+] < [OH-] * význam pH→ biochemie, zemědělství, přístup živin * autoprotolýza – protický děj, při kterém spolu reagují 2 totožné látky H2O + H2O <−−−−−> H3O+ + OH- NH3 + NH3 <−−−−−> NH4 + NH2- 15. Kyseliny a zásady. Síla kyselin a zásad. Protolytické reakce = acidobazické rovnováhy * reakce, při kterých dochází k přenosu protonů H+ a) kyselina – H+ uvolňuje b) zásada – H+ přijímá
  • 34. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * teorie: A) Arrheniova (1889) – teorie platí jen pro vodné roztoky • kyselina = látka schopná ve vodných roztocích odštěpit vodíkový kationt H+ HA <−−−−−> H+ + A- ◦ kyseliny podle této teorie – HCl, HNO3, HClO4 • zásada = látka schopná poskytovat ve vodných roztocích aniont OH- BOH <−−−−−> B+ + OH- ◦ zásady = hydroxidy – KOH, Ca(OH)2, NaOH • slabiny: 1. neschopnost vysvětlit bazické chování látek, které neobsahují OH- 2. operuje s pojmem proton, který neexistuje jako samostatná stavební částice B) Brönsted-Löwryho (1922) – transfer protonu H+ • kyselina = částice (molekula, iont) schopna odštěpit H+ HA <−−−−−> H+ + A- • zásada = částice (molekula, iont) schopna H+ vázat B- + H+ <−−−−−> HA • např. reakce HCl s H2O HCl + H2O <−−−−−> H3O+ + Cl- ◦ molekula HCl se chová jako kyselina, protože odštěpuje H+ ◦ H2O je v této reakci zásadou, protože odštěpený H+ váže ◦ pokud by reakce proběhla v opačném směru, je kyselinou H3O+ a zásadou Cl- • konjugovaný pár – tvořen dvojicí látek, které se vzájemně liší o proton H+ HCl + H2O <−−−−−> H3O+ + Cl- A1 B2 A2 B1 | |‌ konjugovaný pár | | | konjugovaný pár | • odstranil 1. Arrheniovu slabinu • H3O+ = hydroxoniový kationt • slabiny: 1. teorie vystavena na protickém prostředí 2. problematické hodnocení síly kyselin (dnes přes pH)
  • 35. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy C) Lewisova • kyselina = jakákoliv látka schopná přijmout elektronový pár (má vakantní = prázdný orbital) • zásada = jakákoliv látka schopná poskytnout volný elektronový pár • odstranil Brönstedovy slabiny • slabiny – nemá termodynamický základ (nedá se objektivně říct, která kyselina je slabá nebo silná) D) HSAB – autorem Pearson = teorie silných a slabých kyselin a zásad • pojetí kyselin a zásad viz. Lewis • definuje: 1. tvrdá kyselina – iontový náboj, malý objem; H+ 2. měkká kyselina – malý kladný náboj, velký objem; Pd2+ 3. tvrdá báze – jednoduchý záporný náboj, malý objem = nesnadná deformovatelnost valenční struktury; I-, OH- 4. měkká báze * vyjádření síly kyselin a zásad => pH → 0 – 7 kyselé; 7 neutrální; 7 – 14 zásadité * autoprotolýza – protický děj, při kterém spolu reagují 2 totožné látky H2O + H2O <−−−−−> H3O+ + OH- NH3 + NH3 <−−−−−> NH4 + NH2- Typy rozpouštědel * amfiprotní – pohlcují i odštěpují H+ • polární rozpouštědla – autoprotolýza • H2O, CH3OH, C2H5OH * aprotní – nepohlcují ani neodštěpují H+ • nepolární rozpouštědla • CHCl3 * protogenní – schopnost odštěpit H+ • kyselá rozpouštědla • HCl, HF, H2SO4
  • 36. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * protofilní – poutají H+ • bazická rozpouštědla • NH3, pyridin Vliv rozpouštědla na sílu kyseliny * pojem kyselina a zásada je relativní * silná kyselina: CH3COOH + NH3 <——> CH3COO- + NH4+ * slabá kyselina: CH3COOH + H2O <——> CH3COO- + H3O+ * báze: CH3COOH + HF <——> CH3COOH2+ + F- * Lewisova teorie – kyselina nemusí uvolnit H+ Síla a disociace kyselin a zásad * kyselina je tím silnější, čím snadněji štěpí proton H+ * zásada je tím silnější, čím snadněji proton H+ váže * čím kyselina silnější, tím slabší je její konjugovaná zásada * čím zásada silnější, tím slabší je její konjugovaná kyselina * disociace kyseliny – platí pro jednosytné kyseliny HA + H2O <——> H3O+ + A- • konstanta acidity: [H3O+] . [A-] KA = Kdis [H2O] —————— [HA] • vícesytné kyseliny: KA = KAI . KAII . KAIII KAI – disociace v 1. kroku silné středně silné slabé KA > 10-2 KA = 10-2 – 10-4 KA < 10-4 H3PO4 • pKA = – logKA
  • 37. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • pKA roste, síla klesá * disociace zásady – platí pro jednosytné zásady H2O + B <——> BH+ + OH- • konstanta bazicity: [BH+] . [OH-] KB = Kdis [H2O] —————— [B] * síla kyslíkatých kyselin: • velmi slabé kyseliny – obecný vzorec: HnXOn ; např. HClO, H3BO3, H4SIO4 • slabé kyseliny – obecný vzorec: HnXOn + 1 ; např.H2CO3, H3PO4, HNO2, H2SO3 • silné kyseliny – obecný vzorec: HnXOn + 2 ; např. H2SO4, HNO3, HClO3 • velmi silné kyseliny – obecný vzorec: HnXOn+3 ; např. HClO4, HMnO4 * síla bezkyslíkatých kyselin – nejsilnější jsou halogenovodíkové (síla stoupá od HF k HI) Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek * molární koncentrace: [OH-] = [H3O+] = 1 . 10-7 mol.dm-3 2H2O <——> H3O+ + OH- [H3O+] . [OH-] K = –––––––––––– K . [H2O]2 = [H3O+] . [OH-] [H2O]2 K . [H2O]2 = KV KV = [1 . 10-7] . [1 . 10-7] = 1 . 10-14 KV = [H3O+] . [OH-] * neutrální roztoky – koncentrace OH- = H3O+ * kyselé roztoky – molární koncentrace H3O+ > 1 . 10-7 mol.dm-3 * zásadité roztoky – molární koncentrace H3O+ < 1 . 10-7 mol.dm-3 * indikátory – látky, které při různých hodnotách pH mění svoje zbarvení; např. lakmus, fenolftalein Vztah struktury acidobazických vlastností * kyseliny:
  • 38. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • odštěpitelný H → H+ H • polární kovalentní vazba _ | _ • heterolyticky štěpitelná vazba O – H; např. H3PO2 H – O – P – O ‌| | H • bezkyslíkaté kyseliny: vliv rozdílu elektronegativity a iontové poloměry NH3 H2O HF PH3 H2S HCl • kyslíkaté kyseliny: pokles elektronegativity Cl – OH Br – OH I – OH • odhad ze stechimetrického vzorce: HClO HClO2 HClO3 HClO4 • vícesytné kyseliny: Kdis1 ← 105 → Kdis2 ← 105 → Kdis3 * zásady: __ __ • volný elektronový pár: | H |+ + _ H | | | H – N – N <−−−−> | H–N–H | ‌| | | | H | __ H __| • látka sama H+ nepřijímá, ale: KOH → K+ + OH- OH- + H+ → H2O Na2CO3 → 2Na+ + CO32- CO32- + H+ → HCO3- • všechny anionty jsou bazické • elektropozitivita
  • 39. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy LiOH NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 KOH • amfoterní hydroxidy Al(OH)3 + KOH → K+ + [Al(OH)4]- Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O ◦ přednost má ta reakce, kdy vzniká slabší konjugovaná zásada a kyselina Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2CO3 Na2SO4 + H2CO3 → nereaguje ◦ silná kyselina vytěsní slabší z jejich okolí 16. Neutralizace, hydrolýza v roztocích solí. Neutralizace * exotermická reakce – množství tepla, které se uvolní při neutralizaci ekvivalentního množství kyseliny ekvivalentním množstvím hydroxidu za vzniku 1 molu H2O * reakce kyseliny (H3O+) se zásadou (OH-) za vzniku H2O H3O+ + OH- ↔ H2O * vedlejším produktem neutralizace je roztok soli HCl + NaOH ↔ NaCl + H2O Hydrolýza solí * soli – silné elektrolyty→ v roztocích úplně disociovány * hydrolýza – reakce iontů soli s H2O * hydrolyzují pouze ionty slabých kyselin a zásad – dochází ke změně pH 1. soli silných kyselin a zásad nehydrolyzují→ pH = 7 KCl → K+ + Cl- 2. soli slabých kyselin a silných zásad hydrolyzují→ pH > 7 CH3COONa → CH3COO- + Na+ CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- silná báze • hydrolytická konstanta: [CH3COOH] . [OH-] KV KV KH = –––––––––––––––––– [OH-] = –––– KH = ––––
  • 40. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy [CH3COO-] [H+] KB • stupeň hydrolýzy γ ε < 0, 1 > n hydrolyzované soli n – látkové množství γ = ––––––––––––––––– KV n rozpuštěné soli γ2 = ––––––– KA . csoli 3. soli silných kyselin a slabých zásad hydrolyzují→ pH < 7 NH4Cl → NH4+ + Cl- NH4+ + 2H2O → NH4OH + H3O+ • hydrolytická konstanta: [NH4OH] . [H3O+] KV KV KH = –––––––––––––––––– [H3O+] = –––– KH = –––– [NH4+] [OH-] KB • stupeň hydrolýzy: n hydrolyzované soli n – látkové množství γ = ––––––––––––––––– KV n rozpuštěné soli γ2 = ––––––– KB . csoli 4. soli slabých kyselin a zásad, hydrolyzují obě složky ZnSO3 → Zn2+ + SO32- KV KV KA < KB pKA > pKB pH > 7 KA = KB pKA = pKB pH = 7 KH = –––––– β2 = ––––– KA > KB pKA < pKB pH < 7 KA . KB KA . KB pKA = – logKA * platí: • hydrolýza se podpoří (γ je vyšší) ◦ ředěním roztoku (csoli je menší)
  • 41. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ◦ čím KA nebo KB nižší ◦ zahřátím roztoku (hydrolýza je endotermická) • hydrolýza se potlačí (γ je nižší) ◦ zvýšením koncentrace produktů (H3O+, OH-) ◦ zvýšením koncentrace soli ◦ ochlazením roztoku • stabilizace iontů v roztoku přidáním kyseliny • význam – mění hodnotu pH (hnojiva, postřikové látky) 17. Tlumivé roztoky (pufry). Tlumivé roztoky (ústroje, pufry) * význam pufrů: • tlumí výkyvy pH • příprava roztoků v daném pH * složení pufrů: 1. slabá kyselina a její sůl CH3COOH + CH3COONa 2. slabá báze a její sůl NH4OH + NH4Cl 3. směs solí vícesytných kyselin NaH2PO4 + Na2HPO4 * jak pracuje pufr: CH3COOH <——> CH3COO- + H+ CH3COONa <——> CH3COO- + Na+ ___________________________________ CH3COOH <——> CH3COO- + H+ ckys csoli * pH pufrů: [CH3COO-] . [H+] [CH3COOH] KA = ––––––––––––––– [H+] = KA . ––––––––––– [CH3COOH] [CH3COO-] * Henderson-Hasselbachova rovnice: csoli pH = – logKA + log –––– ckys
  • 42. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * jak pracuje pufr: přídavek OH- → H2O CH3COOH <——> CH3COO- + H+ * kapacita pufru β: • tlumivá schopnost – změna pH vyvolaná přídavkem H+ nebo OH- • maximum: pH = pKA => csoli = ckys • účinnost pufru: pH = pKA ± 1 18. Rozdělení disperzních soustav a jejich charakteristika. Disperzní soustavy * směsi látek * disperzní prostředí (dispergens), dispergovaná látka (dispersum) * hlavní znak – velikost dispergovaných částic dispergování . | ↓ hrubá disperze koloidní disperze pravý roztok > 10-6m 10-6 – 10-9m < 10-9m heterogenní ultramikroheterogenní homogenní systémy, systémy systémy (plasma, půdní roztoky solí, kyselin a (krev, mléko) a makromolekulární roztoky basí ↑______________________| ↑___________________| koagulace kondenzace, agregace 19. Tvorba a složení roztoků, rozpustnost tuhých látek, součin rozpustnosti. Roztoky 6 * vznik – rozpouštěním * rozpustnost (mísitelnost) tuhé látky (s) • omezená – ether a H2O 1 5 • neomezená – H2SO4 a H2O 2 3 • prakticky nulová – olej a H2O kapaliny (l) plyny (g) 4 * prakticky nejvýznamnější vodné roztoky 1,2,3,4 – běžné * vznik roztoků:
  • 43. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy 1. porušením soudržných sil v tuhé nebo kapalné látce (mřížkové energie) +E (příjem energie – endotermní děj) 2. solvatací (hydratací) • exotermní ∆H < 0 • endotermní ∆H > 0 - rozpustnost závisí na teplotě - tabelovány hodnoty pro 25°C 3. difusí (pasivní transport) • rovnoměrné rozptýlení rozpouštěné látky v rozpouštědle Fickův zákon J = – D . dc/dx Rozpustnost tuhých anorganických látek * nasycený roztok při 25°C > 1g/100g H2O dobře rozpustná látka 0,1 – 1g/100g H2O středně rozpustná látka < 0,1g/100g H2O nerozpustná látka * rozpustné: • soli alkalických kovů a NH4+ • NO2-, NO3-, ClO4-, (KClO4 částečně) • Cl-, Br-, I-, ClO4- (ne Ag+, Hg+, Pb+, Tl+) • většina SO42- (výjimka BaSO4, SrSO4, PbSO4; částečně Ag+, Hg22+, Ca2+ • se stoupajícím počtem vodíků stoupá rozpustnost solí PO43- < HPO42- < H2PO4- * nerozpustné • oxidy O2- (ne alkalických kovů, nekovů a polokovů) • hydroxidy OH- (ne alkalických kovů a kovů alkalických zemin a NH4OH) • PO43-, CO3-, SO32- (na alkalických kovů; pozor!! => Li3PO4 nerozpustný!!!) • křemičitany • S2- (na alkalických kovů a kovů alkalických zemin a (NH4)2S) * součin rozpustnosti – Ks • nasycený roztok AxBy <——> xAy+ + yBx- [Ay+]x . [Bx-]y
  • 44. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy K = ––––––––––– => Ks = [Ay+]x . [Bx-]y [AxBy] _________________________________________________________ • př.: CaF2 <——> Ca2+ + 2F- Ks = [Ay+]x . [Bx-]y => Ks = c.(2c)2 = 4c3 [Ca2+] = c [F-] = 2c Ks c3 = ––– 4 [Ca2+] = 2,14 . 10-4 mol.l-1 [F-] = 4,28 . 10-4 mol.l-1 Složení roztoků 1. relativní zastoupení složek – koncentrace • hmotnostní zlomek WA mA n WA = ––––––––– ∑ Wi = 1 WA ε < 0, 1 > nebo < 0, 100% > i mA + mB • molární zlomek XA nA n XA = –––––– ∑ XA = 1 XA ε < 0, 1 > nebo < 0, 100% > i nA + nB 2. látková (molární) koncentrace cA – závisí na teplotě nA cA = ––– moly látky v objemu 1 litru roztoku!!! mol.l-1 = 1M V 3. molalita mA – nezávislá na teplotě nA mA = –––– moly látky A v 1kg rozpouštědla!!! mol.kg-1 mR 20. Koligativní vlastnosti roztoků. Koligativní vlastnosti roztoků 1000m2 mB = molalita roztoku
  • 45. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy Φ = k.mB Φ = k . ––––––– M2 = molární hmotnost rozpouštěné látky M2 . m1 m2 = hmotnost rozpouštěné látky m1 = hmotnost rozpouštědla * využití ke stanovení molární hmotnosti rozpouštěné látky * Raoultův zákon tenze par rozpouštědla p0 tenze par nad roztokem p ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ rozpouštědlo roztok • F. M. Raoult (1886) – snížení tenze páry nad roztokem p0 – p XB = –––––– B – rozpuštěná látka p0 * kryoskopie – snížení bodu tání ∆TT = i.KT.mB i = van´t Hoffův koeficient (množství částic v roztoku) KT = kryoskopická konstanta mB = molalita * ebulioskopie – zvýšení bodu varu ∆TV = i.KV.mB KV = ebulioskopická konstanta * osmotický tlak, osmosa • princip: izotermická destilace • aktivní transport látek z místa s nižší koncentrací do míst s vyšší koncentrací π.V = nB.RT π = i.cB.RT • osmometry – i buňky • význam osmotického tlaku pro biologii: a) hypotonický tlak – příjem do buňky, plasmoptysa b) hypertonický tlak – výdej z buňky, plasmolysa c) isotonický tlak – rovnováha; 0,9% NaCl Rozpustnost plynů v kapalinách
  • 46. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * ovlivňuje: • chemická povaha plynu a kapaliny ◦ dochází k chemické reakci – velká rozpustnost (NH3, H2O) ◦ nedochází k chemické reakci – malá rozpustnost (O2, H2O) • tlak: Henryho zákon: XB pB = KBXB pB = ––– XB = KB . pB KB • teplota: ∆H < 0 rozpustnost s teplotou klesá (ve studené vodě vyšší rozpustnost) * význam: • technická praxe • biologie 21. Koloidní soustavy a jejich vlastnosti. Lyofilní a a lyofóbní koloidy. Soly a gely. Koloidní soustavy * vlastnosti disperzních soustav: Hrubá disperze Koloidní disperze Pravý roztok průchod ne semipermeabilní neprochází ano membránami viditelnost částic oko, optický elektronový mikroskop ne mikroskop sedimentace ano (úplná) (nesedimentují) ne ultracentrifuga tepelný pohyb malý střední velký koligativní vlastnosti ne malé velké difuse ne pomalá rychlá optické vlastnosti často neprůhledné (mléčný zákal) opalescence čiré (Tyndallův jev – světelný kužel) oddělitelnost papírový filtr membránové filtry nelze (důkaz analyticky) Rozdělení koloidních soustav A) soly – disperzní podíl nespojitý, volně pohyblivý • lyofilní – částice v daném rozpouštědle rozpustné; samovolné rozpouštění a) molekulární – roztoky biopolymerů (polysacharidů, NK, bílkovin), 1g škrobu váže 0,8g H2O
  • 47. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy b) micelární (asociativní) – reverzibilní asociace nízkomolekulárních látek (roztoky mýdel) ◦ schéma micely ◦ koagulace, peptizace - vliv iontové síly roztoku – přidávání elektrolytu vede ke stlačení difusní části elektronové vrstvy za fázové rozhraní = >ζ = 0 => koagulace - koagulace – ztráta náboje přidáním elektrolytu - peptizace – vlivem adsorpce dochází k rozptýlení H+ a OH- • lyofobní – částice v daném rozpouštědle nerozpustné (fázové koloidy) ◦ agregace nízkomolekulárních látek ◦ dispergace tuhých látek ◦ stabilní v úzkém rozmezí podmínek, koagulace nevratná * soly podle skupenství disperzního prostředí • aerosoly – disperzní prostředí plyn ◦ disperze kapalin v plynu – mlha ◦disperze tuhých látek v plynu – kouř, dým ◦ nestabilní (žádný ochranný obal) ◦ zanikají zahříváním, ultrazvukem, elektrostatickým srážením (filtry) ◦ ekologický význam (ovzduší) – velký reakční povrch – nebezpečí exploze (doly, mlýny) • lysoly – rozpouštědlo kapalné a) hydrosoly – rozpouštědlem voda; vlastnosti: ◦ relativně stálé, jsou stabilizovány - ochranným hydratačním obalem – koagulace velkým množstvím
  • 48. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy elektrolytu→ dehydratace – soutěž o H2O sůl versus koloid - souhlasným nábojem částic – ionizace; podle pH RCOOH → RCOO- + H+ H+ + RNH2 → RNH3+ ◦ izoelektrický bod = hodnota pH, kdy je částice neutrální (nejnižší stabilita) ◦ odstranění náboje => koagulace b) organosoly – rozpouštědlem kapalina organické povahy ◦ denaturace (irreverzibilní proces) – změna chemické povahy látky - vysoká teplota - ionty těžkých kovů (bílkoviny) - působení silných kyselin a zásad • tuhé soly – rozpouštědlem tuhá látka B) gely – disperzní podíl spojitý * vznik gelu (reverzibilní proces) – změna rozpustnosti látky - odstranění rozpouštědla vysušení gel <––––––––––––> xerogel (klih, agar, silikagel) + H2O - snížením teploty C) půdní koloidy – při hnojení nebo při vyšších teplotách vypařováním kapaliny => zvýšení koncentrace => koagulace => změna fyzikálních vlastností půdy • volná a vázaná voda v koloidech ◦ vázaná voda má vyšší hustotu =>později zamrzá ◦ vymrznutím volné vody roste koncentrace v buňkách (mrazuvzdornost) Adsorpce v koloidech * snížení povrchové energie, nejvíce hrany a rohy a) fyzikální adsorpce (vratná) ◦ mezimolekulové síly ◦ nízké adsorpční teplo b) chemisorpce (nevratná) ◦ chemická vazba, 1. vrstva molekul
  • 49. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ◦ relativně velké adsorpční teplo * velký fázový povrch Adsorpce z roztoků * molekulová – polární adsorbent, polární molekula * iontová – roste s nábojem lyotropní řady • prostá – sorpce na povrchu • výměnná – měřiče iontů (katexy – uvolní kationt, anexy – uvolní aniont) ◦ katexy – uhlí, humus, rašelina, organominerální komplex půdní (SPK) 2SPKH+ + Ca2+ → [SPK]2Ca2+ + 2H+ ◦ katexy a anexy – v čističkách vod 22. Analytická chemie. Analyticko-vzorkovací systém. Základní operace v analytické chemii. * analytická chemie = vědní disciplína zabývající se způsoby určování látkového složení různých soustav * při určování látkového složení se využívají poznatky různých vědních oborů – chemie (obecné, anorganické i organické), fyziky, matematiky, biologie, … * metody: A) chemické metody – založeny na chemických reakcích, z jejichž průběhu nebo výsledku vyvozujeme závěry o složení látek – nejsou nákladné,lze stanovit pouze vyšší množství vzorku aA + bB → AaBb analyt činidlo produkt – vážková analýza (gravimetrie) odměrná analýza (volumetrie) • analyt v koncentraci složky hlavní a vedlejší > 0,01% • vážková analýza = gravimetrie – zjišťujeme vážením hmotnosti produktu o známém složení a z ní vypočítáme odpočtením hmotnost analytu • odměrná analýza – z objemu odměrného roztoku spotřebovaného k dosažení ekvivalence
  • 50. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy ◦ zjišťujeme hmotnost činidla B odměřením objemu roztoku tohoto činidla o známé c => nB => nA a mA => vypočítáme množství analytu B) instrumentální (přístrojové) metody – využívají vztahy mezi složením látek a fyzikálními veličinami, k jejichž měření se používají přístroje • nezbytně se uplatňují fyzikální vlastnosti látek (hmotnost, objem, barevnost, ...) • instrumentální metody zahrnují ve svém principu i využití chemických dějů * chemické složení látek určujeme ze 2 hledisek: A) kvalitativní analýza – provádí se důkaz nebo identifikace jednotlivých složek; co? B) kvantitativní analýza – provádí se stanovení množství nebo obsahu; kolik? * analyt = látka, která je předmětem určení * vzorek = množství látky, která je k dispozici pro analýzu * jednotlivé složky vzorku mohou být přítomny jako: a) hlavní = 1 – 100% b) vedlejší = 0,01 – 1% c) stopové < 0,01% * vhodnost metody vyplývá z její citlivosti, spolehlivosti a meze stanovitelnosti (důkazu) * citlivost metody dána závislostí hodnoty měřené veličiny na hmotnosti nebo koncentraci složky * žádná metoda neposkytuje absolutní výsledky a nalezené hodnoty jsou zatíženy jistou chybou, která určuje správnost výsledku * určitý analyt se v daném vzorku zpravidla stanovuje vícekrát * přesná je taková metoda, u níž se výsledky souběžných stanovení navzájem dobře shodují a správná je tehdy, jestliže jsou shodné (velmi blízké) se skutečným obsahem složky * mez stanovitelnosti = nejmenší množství látky, které lze danou metodou stanovit * výběr metod ovlivněn i požadavky na jednoduchost, rychlost a ekonomičnost * každá kontrola chemického složení látek by měla mít svůj účel – podle něho a na základě předběžných znalostí volíme metodu analýzy, pracovní měřítko i odběr vzorku a jeho případnou konzervaci Analyticko-vzorkovací systém 1. odběr vzorku
  • 51. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • reprezentativní vzorek ◦ čím větší heterogenita vzorku, tím je hmotnost vzorku větší ◦ po homogenizaci se bere k vlastní analýze alikvorní část ◦ neexistuje jednotný postup – ČSN normy, ISO normy (EU), vzorkování, nádoby, konzervace • vzorkování podle skupenského stavu 1. tuhé látky (0,1 – 250 kg) – z různých míst (pole), z různých hloubek (hnojivo na skládce) 2. kapalné látky – z různých hloubek, pravidelně v čase (řeka, potrubí) 3. plynné látky – plynová pipeta (myš), před odběrem evakuována 2. úprava vzorku 3. měření – analýza 4. vyhodnocení dat * 2, 3, 4 = analytická metoda Základní operace 1. extrakce = založena na nerovnoměrném rozdělení látek (složek) mezi 2 fáze a) extrakce tuhé látky kapalinou (selektivní rozpouštění) – spojuje v sobě převedení analytu do roztoku (místo obvyklého rozpouštění nebo rozkladu) a dělení • postupy: ◦ diskontinuální – protřepání tuhé látky s rozpouštědlem v uzavřené nádobě(příprava půdníhovýluhu, stanovení dusičnanů v rostlinném materiálu) ◦ kontinuální – provádí se v tzv. extraktorech (nejrozšířenější Soxhletův extraktor) – nejčastěji se užívá ke stanovení tuku v přírodním materiálu) • navážka dobře rozmělněného vzorku v papírové extrakční patroně se vloží do střední části extraktoru, v baňce se uvede do varu zvolené rozpouštědlo, jehož páry kondenzují v chladiči a kapalné rozpouštědlo vtéká do střední části s extrahovaným vzorkem • po jejím naplnění odtéká rozpouštědlo přepadovou trubičkou zpět do varné baňky, kde se postupně hromadí extrahovaná složka, která ovšem musí výt netěkavá • nakonec se rozpouštědlo oddestiluje a extrahovaná látka zůstane v baňce b) extrakce z kapaliny do kapaliny – pomocí 2 prakticky nemísitelných kapalin (voda + organické rozpouštědlo), v nichž je rozdělovaná složka různě rozpustná
  • 52. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy • přes fázové rozhraní voda-organické rozpouštědlo přecházejí jen elektricky neutrální částice (molekuly, iontové asociáty) ◦ u většiny organických sloučenin převládá kovalentní charakter => extrakce snadná ◦ ostatní látky (např. ionty kovů) se musí nejprve převést na neutrální ◦ extrakce se dá provádět: ▫ kontinuálně ▫ diskontinuálně – převládá – spočívá v protřepávání obou fází v dělící nálevce a v jejich následném oddělení ∙ po dosažení rovnováhy je rozdělení látky mezi 2 fáze dáno Nernstovým rozdělovacím zákonem – podle něho je za dané teploty poměr koncentrací určité formy látky v obou fázích konstantní ◦ KD = rozdělovací konstanta Aaq ↔ Aorg [A] org Aaq, Aorg – koncentrace látky A KD = ———— ve vodné resp. organické fázi [A]aq ◦ Dc = rozdělovací poměr koncentrační c(A)org Dc = ———— a(A)aq ◦ Dm = roudělovací poměr hmotnostní m(a)org celková analytická koncentrace všech forem látky A v org fázi Dm = ———— m(a)aq ve vodné fázi ◦ významným kritériem účinnosti extrakce je výtěžek dělení (extrakce) Ra procento extrakce E: m(A)org R= ———————— E=100∙R m(A)org + m(A)aq 2. chromatografie = takové dělicí metody, kdy se látka se rozděluje mezi nepohyblivou (stacionární) a pohyblivou (mobilní) část * stacionární fáze může být tuhá látka nebo kapalina = chromatografické lože (může mít rozličnou formu např. sloupec,vrstva papír, ...) * kolona = lože umístěno v trubici * sorbent = nosič je zcela neaktivní * mobilní fáze může být kapalina nebo plyn * celek tvořený stacionární a mobilní fází se označuje jako chromatografická soustava
  • 53. Tento text byl stažen ze serveru Seminárky.cz (www.seminarky.cz) Seminárky.cz – když máte něco do školy * látka vnesená do chromatografické soustavy (takové místo se nazývá start) se rozděluje v závislosti nasvých vlastnostech a vlastnostech soustavy mezi obě fáze – rovnováha narušována mobilní fází * složka, která má vyšší afinitu ke stacionární fázi se pohybuje pomaleji, nebo vůbec ne a složka s větší afinitou k mobilní fázi se bude pohybovat rychleji * místo, kde se složka nachází = zóna, skvrna, pás * čelo mobilní fáze = nejvzdálenější místo, kde se pohybuje mobilní zóna * dělení: a) vnitřní chromatografie = jednotlivé složky zůstanou na loži – musí se to včas zastavit b) vnější chromatografie = jednotlivé složky opouštějí lože postupně v proudu mobilní fáze * podle povahy distribuce je chromatografie: a) rozdělovací (rovnováhy se ustavují na stejném principu jako při extrakci) b) absorpční (probíhají absorpční procesy) c) iontově výměnná (IEC = gelová – složky se rozdělují podle velikosti mol) * mezinárodní zkratky fází: • G = plyn • L = kapalina • S = tuhá látka * uspořádání lože: • P = papír • TL = tenká vrstva • C = kolona * skutečnost, že jde o chromatografii = C * podle uspořádání stacionární fáze je chromatografie: a) sloupcová či kolonová (CC) b) v plošném uspořádání (FBC) c) na papíře (PC) d) na tenké vrstvě (TLC) * podle povahy mobilní fáze: a) chromatografie plynová (obecně GC,GLC – probíhá-li distribuce mezi plynem a kapalinou, GSCmezi plynem a tuhou látkou) • dnes jedna z nejvýznamnějších metod chemické analýzy • použití omezeno bodem varu dělených složek či jejich těkavých derivátů na nejvýše 400°C (většinou však méně) s ohledem na vlastnosti dostupných stacionárních fází • výhodná pro dělení složek současně s jejich stanovením