Chemie · Základní škola · kapitola 3
Chemické reakce
Při chemické reakci zanikají jedny látky a vznikají nové – s jinými vlastnostmi. Ze šedého železa a žluté síry vznikne černý sulfid železnatý, z vodíku a kyslíku voda. Atomy přitom nemizí ani nevznikají, jen se jinak uspořádají.
1Fyzikální a chemické děje
Při fyzikálním ději se mění skupenství, tvar nebo poloha, ale látka zůstává stejná (tání ledu, rozpouštění cukru, ohýbání drátu). Při chemickém ději (reakci) vznikají nové látky. Poznáme ho podle změny barvy, vzniku plynu (bublinky), sraženiny, světla nebo uvolnění či spotřeby tepla.
Výchozí látky jsou reaktanty, vznikající látky produkty. Při reakci se zaniklé vazby mezi atomy reaktantů nahrazují novými vazbami v produktech.
2Zákon zachování hmotnosti
Celková hmotnost reaktantů se rovná celkové hmotnosti produktů. Zákon objevili nezávisle M. V. Lomonosov (1756) a Antoine Lavoisier (1774). Když hoří dřevo, zdánlivě „ubude“ – ale plyny (CO2, vodní pára), které odešly do vzduchu, mají spolu s popelem stejnou hmotnost jako dřevo a spotřebovaný kyslík.
3Chemické rovnice
Reakci zapisujeme chemickou rovnicí: vlevo reaktanty, vpravo produkty, mezi nimi šipka. Protože atomy nevznikají ani nezanikají, musí být počet atomů každého prvku na obou stranách stejný – rovnici vyčíslujeme pomocí koeficientů (indexy ve vzorcích měnit nesmíme!).
Schéma: H2 + O2 → H2O. Vlevo jsou 2 atomy O, vpravo 1 → před vodu dáme 2: H2 + O2 → 2 H2O. Teď je vpravo 4 H, vlevo 2 → před vodík dáme 2:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Kontrola: vlevo 4 H a 2 O, vpravo 4 H a 2 O. Hotovo.
Další příklady:
C + O2 → CO2 · Fe + S → FeS · 2 Mg + O2 → 2 MgO · CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
4Typy chemických reakcí
| Typ | Schéma | Příklad |
|---|---|---|
| slučování (syntéza) | A + B → AB | 2 H2 + O2 → 2 H2O |
| rozklad | AB → A + B | 2 H2O → 2 H2 + O2 (elektrolýza); CaCO3 → CaO + CO2 (pálení vápna) |
| nahrazování (vytěsňování) | A + BC → AC + B | Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (hřebík se pokryje mědí) |
| podvojná záměna | AB + CD → AD + CB | NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 (bílá sraženina) |
Podle tepla rozlišujeme reakce exotermické – teplo uvolňují (hoření, neutralizace, hašení vápna) – a endotermické – teplo spotřebovávají (rozklad vápence, fotosyntéza, chladicí sáčky s dusičnanem amonným).
5Rychlost chemické reakce
Reakce mohou být bleskové (výbuch) i velmi pomalé (rezivění železa). Rychlost zvýšíme:
- vyšší teplotou – částice se pohybují rychleji a častěji se srážejí (proto potraviny skladujeme v lednici),
- vyšší koncentrací reaktantů,
- větším povrchem – rozdrcením látky (moučný prach může vybuchnout, poleno hoří pomalu),
- katalyzátorem – látkou, která reakci urychlí a sama se nespotřebuje (katalyzátor v autě, enzymy v těle). Látky, které reakci zpomalují, jsou inhibitory (konzervanty).
6Látkové množství a molární hmotnost
Atomy a molekuly jsou tak malé, že je počítáme po obrovských „balících“ – molech. Jeden mol obsahuje 6,022 · 1023 částic (Avogadrova konstanta). Molární hmotnost M (g/mol) je hmotnost jednoho molu látky; číselně se rovná relativní atomové nebo molekulové hmotnosti z tabulky.
n = m / M (látkové množství = hmotnost / molární hmotnost)
M(H2O) = 2 · 1 + 16 = 18 g/mol. Kolik molů je ve 36 g vody? n = 36 / 18 = 2 mol, to je asi 1,2 · 1024 molekul.
7Hoření a hašení
Hoření je rychlá exotermická reakce látky s kyslíkem, při které vzniká teplo a světlo. K hoření jsou potřeba tři věci – tzv. trojúhelník hoření: hořlavá látka, kyslík (vzduch) a zápalná teplota. Hašení znamená odstranit aspoň jednu z nich: ochladit (voda), zamezit přístupu vzduchu (deka, písek, pěna, CO2) nebo odstranit hořlavinu.
Hořící olej nebo tuk nikdy nehasíme vodou – voda se okamžitě odpaří a rozstříkne hořící olej. Hrnec přikryjeme pokličkou nebo hasicí dekou. Elektrická zařízení pod proudem nehasíme vodou. Při požáru volejte hasiče – 150 nebo 112. Nebezpečný je i jedovatý oxid uhelnatý CO, který vzniká při nedokonalém hoření (špatně větrané kamny, karmy) – nemá barvu ani zápach.
Komentáře a dotazy
Načítám komentáře…