přednášky

LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ
1 mol je právě tolik částic, kolik je atomů v 12 g uhlíku nuklidu 126C
1 mol………..6.0022 ∙ 1023 molekul
!!! AVOGARDOVA KONSTANTA NA = 6.0022 ∙ 1023 mol -1
látkové množství tedy udává kolikrát je počet částic v daném souboru větší než AK
molární hmotnost M [g /mol]
Fe 56 g přibližně 6.0022 ∙ 1023 atomů Fe
Fe2O3 2 ∙ 56 + 3 ∙ 16 = 160 g přibližně 6.0022 ∙ 1023 molekul Fe2O3
Molární hmotnost udává hmotnost jednoho molu dané látky je rovna Mn
n = m… hmotnost (g)
Hmota – složená z atomů
Atom - základní číselné hodnoty
-poloměr 10m, hustota ρ = 1,6 *10kg/m3
-elektronový obal
Atomové jádro – protony + neutrony = nukleony
X
Z… protonové číslo – počet protonů
N…neutronové číslo
A…nukleonové číslo A- ∑ Z + N
Látky – částicová forma ecistence hmoty
→ směti → chemická složenina nelze vyjádřit vzorcem

Homogenní heterogenní
jedna fáze2 fáze
- olej
- voda
→ látky chemicky čisté
Prvky – z jednoho druhu atomů
Sloučeniny – z různých prvků
VZORCE
→ stechiometrické (H2O,P2O5)
molekulové (P4O10)
funkční
racionální
strukturní
Atomové a molární hmotnosti
hmotnost atomové jednotky u
u = = 1,66
Relativní atomová hmotnost Au a molekulová hmotnost Mr
Au (X) = Mr (XY) =
Mr ∙ (Xa ∙ Yb) = a ∙ Ar(X) + b ∙ Ar (Y)
Prvek – soubor částic se stejným počtem částic
Nuklid – A. číslo se stejným protonovým i nukleonovým číslem
Izotopy – různé nuklidy téhož prvku
- izotopy kyslíku
99,76% + 0,24% přírodní izotopní směs
Izotopy se liší pouze fyzikálními vlastnostmi (různá hmotnost, chemické vlastnosti jsou stejné, přísluší jen jedno místo v tabulce)
21 prvků je monoizotopických, má pouze jeden přirozený nuklid
ED Equation.3
Stabilita jader
Cca 2 000 známých nuklidů ~ 226 stabilních
všechny nuklidy - Z ≥ 84 jsou nestabilní
lehké nuklidy jsou stabilní – Z = N
stabilita těžších nuklidů roste s rostoucí hodnotou poměru N/Z
Magická čísla - 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126
- prvky obsahující tyto čísla jsou stabilní
Dvojnásobně magická jádra – obzvláště stabilní
MBED Equation.3
RADIOAKTIVITA
Nestabilní jádra, radioaktivní odpad → radioaktivní záření
Radioaktivní rozpad vede ke vzniku nových jader
α záření - proud α částic α rozpad 5 – 10% rychlosti světla
- silné ionizační účinky
β záření - proud elektronů ()β rozpad
- 99% rychlosti světla
- silné ionizační účinky
γ záření - elektromagnetické vlnění λ = 10-1 ~ 10-4 nm
- doprovází α a β rozpad
Pozitronové záření - proud pozitronů (β+
- rozpad vzniká u prvků pod zónou stability N/Z ≤ 1
ANIHILACE – při srážce s dojde k přeměně hmoty na elektromagnetické záření o vysoké energii
+ → 2
Účinky záření
vyvolává luminiscenci
má ionizační účinky
zčernání fotografickým papírem
Posunová pravidla
α – rozpad: ion.3
příklad:
β – rozpad:
příklad:
vzniká v jádře rozpadu neutronu
β+ rozpad: .3
příklad:
vzniká v jádře rozpadu protonu
Kinetika radioaktivního rozpadu
rychlost charakteristická tzv. poločas rozpadu t1/2 doba, za kterou se rozpadne polovina jádra
t1/2 ~ zlomky sekund až 4,5 miliard let
1 600 let z 1 g Ra se za 1 600 let rozpadne 0,5 g
po deseti poločasech rozpadu se látka považuje za neaktivní
Pronikavost radioaktivního záření

0,02 mm 3 mm 1 200 mm
α

γ
β
Desetinásobné zeslabení γ paprsků různými materiály
Olovo – 50mm
Beton - 200-300 mm
Zemina – 500- 600mm
Vzduch i několik set metrů
Veličiny
Aktivita A jeden rozpad za sekundu
jednotka – becquerel Bq [ s -1] – udává pravděpodobný počet atomů radionuklidu v zářiči, u nichž během 1s nastane samovolná radioaktivní přeměna
Měrná aktivita podíl aktivity A látky její hmotnosti m [Bq . kg-1]
Plošná aktivita podíl aktivity A rovnoměrně plošně rozložené homogenní látky a její plochy S [Bq . m-2]
Objemová aktivita podíl aktivity A určitého množství radioaktivní látky a jejího objemu V [Bq . m-3]
Detekce záření
Geiger – Mullerův detektor – ionizované atomy argonu se vybíjejí na elektrodách, vzniklý proud se měří
Scintilační detektor – fotobuňka ze ZnS – radioaktivní záření způsobuje světelné záblesky, které se detekují
Uhlík
vzniká v atmosféře
Radioaktivní rozpad
z poměru se určí doba, kdy byl organický materiál vyňat z koloběhu CO2 v přírodě
Radon – škodlivý
radioaktivní, vzácný plyn - 8. hlavní podskupina periodického systému
- 8 valenčních elektronů
člen uran – radiové přeměnové řády
(stabilní)
ZDROJE RADONU V OBJEKTECH
stavební materiál, který obsahoval v surovině radionuklidy – popílky, škvára, písky
půdní vzduch - ve zvětralém žulovém podloží
podzemní voda s obsahem radionuklidů - škodlivý pro organismus
Ochrana
stanovení aktivity surovin pro výrobu stavebního materiálu
větrání ve starších budovách
protiradonové zábrany při stavbě nových objektů
poškozuje tkáň
dceřiné produkty jsou součástí aerosolů, prachu
Použití radioizotopů ve stavařině
nedestruktivní defektoskopie
sledování toku podzemních vod
hutnost zemin kontaktní sonda je γ- zářičem sledování intenzity γ záření při průchodu hmotou
vlhkost materiálu – voda působí jako zpomalovač rychlých neutronů
detektory kouře (- snížení intenzity α – záření při průchodu plyny
ELEKTRONOVÝ OBAL ATOMU
- Rutherford (1911) – planetární model
- Bohr (1913) – pohyb elektronů po stacionárních drahách bez vyzařování energie
- de Broglie (1923) – vlnově – korpuskulární teorie – přisoudil elektronu vlnovou délku
λ = h= 6,6256 J
Elektron
hmotná vlnová částice
existuje pouze ve stavech s určitou E
energii může měnit pouze v určitých dávkách – kvantech ( E= h)
chování nelze popsat zákonem klasické fyziky
chování se popisuje pomocí kvantové mechaniky
- Schrodinger (1927) – matematický model atomu popisuje pravděpodobnost výskytu
elektronu vlnovými funkcemi ψ (x,y,z,t)
zjišťuje se pravděpodobnost výskytu elektronu dP v daném prostorovém elementu dV dP =
hodnota energie se získá řešením diferenciální rovnice H ψ = Eψ H….Hamiltonův operátor
rovnice má omezený počet řešení nazývaných orbitaly
Orbital – je prostor se 100% pravděpodobností výskytu elektronu. Je jednoznačně určen:
energií
prostorovým tvarem
orientací v prostoru
Tyto charakteristiky jsou dány hodnotami tzv. kvantových čísel.
Kvantová čísla:
hlavní kvantové číslo n
udává energií elektronu ve vrstvách
nabývá hodnot 1-7 (obecně 1- nekonečno), energetické hladiny označujeme písmeny K-Q
max. počet elektronů v jedné slupce je 2n2 vedlejší kvantové číslo 1
udává tvar orbitalu, nabývá hodnot 0 až n – 1
n
l
označení
1
0
s
2
0
s
1
p
3
0
s
1
p
2
p
4
0
d
1
s
2
d
3
f
- magnetické kvantové číslo m
udává orientaci orbitalu v prostoru
nabývá hodnot -1…0…+1, maximální počet 2l + 1
1=1(p)
m= -1,0,+1 px, py, pz
Energie elektronu roste se stoupajícím n a v rámci jedné vrstvy se stoupajícím l.
Spinové kvantové číslo ms
- udává směr rotace elektronu

ion.3
Elektronová konfigurace- uspořádání elektronů v atomu
Pauliho princip výlučnosti – v daném atomu nemohou existovat elektrony se 4 stejnými kvantovými čísly
Výstavbový princip – obsazení orbitalu podle energie
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5s 6s 5d 4f
3d 4p 3p 4s 3s
2p
2s
1s

Příklad: draslík K: Z=19 19 elektronů v elektronovém obalu
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 nebo [Ar] 4s1
Hundovo pravidlo – atom má nejmenší energií, jsou-li orbitaly se stejnou energií (tzv. degenerované), obsaženy max. počtem nepárových elektronů
Příklad: N Z=7
1s 2s 2p



Periodická tabulka prvků
D.I.Menděleje v (1869) - publikoval tabulku
-předpokládal existenci prvků
-opravil atomové hmotnosti prvků
!! Periodický zákon!!
- vlastnosti prvků jsou periodicky závislé na jejich protonovém čísle.
VIII.A – vzácné plyny – elektronový oktet velmi stabilní konfigurace
Ionizační energie
- první ionizační energie je energie potřebná k odtržení 1 e- z valenční elektronové hladiny 1 molu atomu v (g) 1 molů iontů v (g) , každý o náboji 1+
x(g) → x+ (g) + e-
Vyjadřuje se v kJ/mol a je v rozmezí 381 (Cs) až 2370 (He) kJ/mol EI vykazuje periodicitu prvků v tabulce
→ dodáním dostatečně velkého množství energie se může elektron od atomu odtrhnout
ion (kation)
Li → Li+ + e- EI = 520 kJ/mol
Li+ → Li2+ + 2e- EII = 730 kJ/mol
3Li nelze
1s 2s
Li +
Konfigurace He
- Li 2 + nemůže vzniknout při reakcích není k dispozici dostatek energie
Elektronová afinita
- energie, která se uvolní při přijetí elektronu ion (anion)
F+ e- → F-A= 333 kJ/mol
S + e- → S-A = 203 kJ/mol
- přijetím elektronu elektronový oktet stabilní konfigurace
- elektronová afinita charakterizuje elektronegativitu χ (Pauling)
Elektronegativita je míra schopnosti atomů poutat vázané elektrony.
χA- χB= 0,102 ()1/2 D…disociační energie vazby
Příklad: F - fluoritový anion elektronové uspořádání 10Ne
1s 2s 2p
RTG záření (rentgenové)

λ ~ 1-10 -1nm
charakteristické pro prvek
Použití ve stavebnictví:
nedestruktivní defektoskopie
zkoumání krystalové struktury látek
rtg. fluorescenční analýza
krystalna základě této metody 2d sin ~ = n λ
d různá vzdálenost (záleží na látce)
Rentgenová lampa
Chemické vazby – existují 3 základní vazby
kovalentní
iontová
kovová
nevazebné interakce
Pevnost vazby – dána energií, která se uvolní při vzniku vazby
vazebná energie = disociační energie
Délka vazby – vzdálenost jader atomů vázaných chemickou vazbou
Kovalentní vazba – sdílení dvojice elektronů s opačným spinem v molekulovém orbitale
1s1s
•
• střední délka vazby H-H je 74 pm
systém má nejmenší energií
HH ••H2
Příčinou vzniku vazby je snížení energie spojené s přechodem elektronů z atomového do vazebného molekulového orbitalu
Příklad: NH3NZ = 7
1s 2s 2p
H H H
Vaznost atomu – počet kovalentních vazeb, které z něj vycházejí
- druhy vazeb – σ vazba – překryv orbitalů na spojnici jader
σ - MO
- π vazeb+ π -MO
Kovalentní vazba – jednoduchá (σ)
- dvojná (σ + π)
- trojná (σ + 2 π)
- dativní ( donor – akceptová) kovalentní vazba
Donor má k dispozici volný elektronový pár, který poskytne částici s elektronovou dírou pro vytvoření vazby
NH3 + H+ → NH4+
- nepolární kovalentní vazba- největší pravděpodobnost výskytu elektronu je ve středu
spojnice jader ( χ 1,7) – spočívá
ve vytvoření opačně nabitých iontů. Příklad: Li+F-
Kovová vazba – atomové zbytky (kationy) jsou uspořádány těsně vedle sebe, valenční elektrony jsou volně pohyblivé elektronový plyn
(každého atomu kovu se dotýká 8 až 12 dalších atomů „uspořádání kationů v moři elektronů)
Nevazebné interakce
van der Walsovy síly- vzájemné působení molekulových dipólů
vodíková vazba – vzniká mezi vodíkem a silně elektronovými prvky (F, O, N, Cl)
HHH
H2O
O H ….OH ….. … …. OH …. . .
δ+ δ-
Vodíková vazba
DISOCIACE MOLEKUL
Disociace je děj, při kterém se látka štěpí na ionty. Tento děj může probíhat v roztoku
nebo taveninách
voda – nejostřejší rozpouštědlo
- v důsledku polární vazby mezi O2 a H2 tvoří dipól polární rozpouštědlo
Elektrická disociace – štěpení látek na ionty vlivem polárního rozpouštědla
Kladně nabité ionty – kationy - Na+ , Ca 2+ , …
Záporně nabité ionty- aniony - Cl- , SO42- , ..
Silné elektrolyty –sloučenina v rozpouštědle disociuje úplně – všechny molekuly jsou
rozštěpeny na ionty.
NaOH + (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) (aq) – volný roztok
Slabé elektrolyty – vytvoří se rovnováha mezi disociovanými a nedisociovanými roztoky
CH3COOH + (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq)
Kyseliny a zásady
podle Arhenia – kyseliny jsou látky schopné ve vodném prostředí odštěpit proton
H+
zásady jsou látky schopné ve vodném prostředí odštěpit OH-
podle Bronseda – kyselina je donor protonu
zásada je akceptor protonu
Disociace kyselin a zásad
Kyseliny: HA + H2O → H3O+ + A-

K = = K = KA =
voda je v nadbytku zahrnuje se do konstanty
Zásady: B + H2O → BH+ + OH-
KB = KB – disociační konstanta zásady
Podle hodnot disociační konstanty se dělí kyseliny a zásady na:
silné – KA, KB > 10-2
středně silné - 10-2 > KA, KB > 10 -4
slabé - KA, KB < 10 -4
vícesyté kyseliny a zásady mohou být disociovány v různých stupních disociace – pro každý stupeň platí jiná disociační konstanta.
Disociace vody
- autoprotolýza
2H2O ↔ H3O+ + OH-
KA = Kv = KA 2 =
Kv = = 10-14 Kv – iontový součin vody
v neutrálním prostředí = = 10 -7 mol/dm3
v kyselém prostředí >
v zásaditém prostředí <
Vodíkový exponent - pH
Def. pH = - log aH+aH+ = γ ∙ CH+
Při dostatečném zředění
lim γ = 1 lim a H+ = CH+
c→0 γ→1
pH + pOH = 14pH = - log  EMBED Equation.3  EMBED Equation.3 = 10-14
pOH = -log  EMBED Equation.3 -log  EMBED Equation.3 -log  EMBED Equation.3 = -log 10-14
pH + pOH = 14








Tabulka pH a pOH

 EMBED Equation.3  EMBED Equation.3 pH10010-14



kyselina010110-131102 10-12210310-11310410-104105 10-9510610-8610710-7neutrální 710810-6


zásada810910-5 9101010-410101110-311101210-2 121013
10-1
13
1014
100
14
Acidobazické indikátory
mění zbarvení v závislosti na pH roztok
acidobaz. Indikátor
změna pH
kyselejší
alkaličtější
Methyloranž
3,1 – 4,4
cibulově červená
žlutá
Methylčerveň
4,4 – 6,2
červená
žlutá
Tashiro
4,2 – 6,2
fialová
zelená
Fenolftalein
8,2 - 10
bezbarvý
fialová
Lakmus
červená
modrá
Neutralizace
- je to reakce, při níř reaguje kyselina se zásadou a vzniká příslušná sůl a voda
HCl + KOH → H2O + KCl
Hydrolýza soli
FeCl3 Fe 3+ + 3Cl-
3H2O 3H+ + 3OH-H+ ≠ OH- pH OH-
HCl → H+ + Cl-reakce silné kys. a slabé zásady
Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3
FeCl3 + 3H2O → Fe(OH)3 + 3H+ + 3Cl-
Na2CO3 quation.3 2Na+ + CO32-NaOH → Na+ + OH-
2H2O 2H+ + 2OH-H+ + CO32- HCO3-KA ~ 10-7
HCO3- + H+ H2CO3KAII ~ 10-11
< pH > 7
- reakce slabé kyseliny a silné zásady
Na2CO3 + 2H2O → H2CO3 + 2Na+ +2OH-
Oxidace – redukční (redoxní) reakce
-reakce při niž dochází ke změně oxidačního čísla prvku nebo iontu
SO42- → SVI+ → nelze (S6+ + 4O2-)
Oxidace – děj, při kterém se odevzdávají elektrony, a tím se zvyšuje oxidační stupeň dané částice
Redukce – děj, při kterém přijímají elektrony, a tím se snižuje oxidační stupeň samostatné existence
Ox. + e- .3 Red. Příklad: Fe3+ + e- Fe2+
Oxidace a redukce pribíhají vždy současně – elektron není schopen samostatné existence
Příklad: 2Na + Cl2 → 2NaCl
10FeIISO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4→ 5Fe2III(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Fe2+ → Fe3+ + 1e-
Mn7+ + 5e- → Mn2+
REAKČNÍ KINETIKA
reakční rychlost
faktory ovlivňující reakční rychlost
reakční mechanismy
Reakce
zvratnéA+B C+D-pro v1>>v2 reakce jednosměrná
C
bočné A+B
D
následné A+B → C → D (řetězová reakce)
Reakční rychlost
- udává množství látky, které se za časovou jednotku spotřebuje nebo vznikne
v= pro V = konstantní uation.3 du = de
Má-li proběhnout reakceaA + bB cC + dD
Musí se setkat a molekul A s b molekulami B v určitém objemovém elementu (Guldberg – Waage)
v=
Srážková teorie
k reakci může dojít pouze:
jestliže dojde ke srážce reagujících částic
jestliže je srážka účinná vhodná prostorová orientace
jestliže mají částice dostatečnou kinetickou energií k překonání AKTIVAČNÍ ENERGIE – energie nezbytná k přeskupení vazeb
Aktivační komplex
s přibližováním molekul se oslabují původní vazby v molekulách a začínají se vytvářet nové aktivační komplex – stav, kdy zcela nezanikly staré vazby a zcela nevytvořili nové
dále se původní vazby zcela přeruší a vytvoří se nové – produkty reakce
Rychlost reakce je úměrná počtu srážek
k- rychlostní konstanta
k = f (T povaha látek, vlastnosti soustavy)
a+b – řád reakce
Pro vratnou reakciteplotní závislost k – Arheniova rovnice
k=
van´t Hortovo pravidlo
zvýšení T o 10o C zvýšení v 2-3x
V rovnováze probíhají oba děje stejnou rychlostí
v= ation.3 =0
Guldberg - Waagenův zákon
K = K – rovnovážná konstanta
K> 1 …v rovnovážné směsi je více produktů než výchozích látek
K> 10 6 … produktů je 10 6 více než reaktantů jednosměrná reakce
K < 10 -6…reakce neprobíhá
Le Chatelietův – Brownův princip

- porušení rovnováhy vnějším zásahem (akci) vyvolá děj (reakci) směřující zrušení účinky tohoto vnějšího zásahu (u vratných reakcí)
Ovlivňování složek soustavy změnou koncentrace
→ odvádění produktů destilací
Ovlivňování složení soustavy změnou tlaku
→ zvýšení tlaku způsobí posun reakce k menšímu počtu částic
Ovlivňování složení soustavy změnou teploty
u endotermických reakcí s rostoucí T se K zvětšuje
u exotermních reakcí s rostoucí T se K snižuje
Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí
charakter látek (sodík, zlato)
koncentrace reagujících látek →čím větší koncentrace, tím větší pravděpodobnost účinných látek
velikost povrchu reagujících látek – jemnější částice = větší povrch
teplota – k účinným srážkám dochází při dostatečné kinetické energií
katalyzátory – ovlivňují rychlost reakce
pozitivní – zvyšují rychlost reakce
negativní – zpomalují rychlost reakce
- účastní se tvorby aktivovaného pomlexu, kde snižují, resp. Zvyšují Ea
2KA +
Reakce heterogenní
probíhají mezi látkami v různých fázích
reakce probíhá na styku fází na fázovém rozhraní se musí udržovat vysoká koncentrace reagujících látek, která je zajištěna difúzí
Tu lze ovlivnit:
teplotou
tlakem
mícháním
zvětšením povrchu (jemnost mletí)
Mezi heterogenní reakce patří:
hydratace cementu
karbonatace reakce silikátových materiálů a kovů
TERMOCHEMIE
je část termodynamiky a zabývá se tepelnými změnami při chemických reakcí
teplo uvolněné nebo pohlcené při chemickém ději závisí na množství reagujících látek, na skupenství a na způsobu průběhu reakce
reakce exotermické – teplo se uvolňuje
reakce endotermické – teplo spotřebovává
Slučovací teplo
Spalné teplo – reakční teplo reakce, při niž 1 mol sloučeniny ve standardním stavu
zoxiduje na nejstálejší oxidy
Termodynamické zákony
Lavoisietův zákon
A+B C+D-

Nessuv zákon
AB
-
C
SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK
→ zvýšené teploty EMBED Equation.3 zvýšení tepelného pohybu částic
E
(S) T (l) T (g) atomová plazma T
(g)
Plazma – 4. skupenství
Plyny – ideální plyn – neuvažujeme
přitažlivé síly
- reálný plyn – uvažujeme vlastní objem částice
Stavová rovnice ideálního plynu
pVm = RTR – molární plynová
R = 8,314 mol-1 K-1

Normálové podmínky: p= 101325 Pa , T= 273,15 K
Vm =
Kapaliny
zaujímají určitý objem ohraničený vhodným povrchem
jsou málo stlačitelné
vypařování v uzavřeném prostoru dynamická rovnováha mezi (l) a (g) tlak (g) nad (l) – tenze par
vypařování do otevřeného prostoru D Equation.3 neustálé odvádění par
var – dodáním tepla se uvolí z (l) tolik molekul, že tenze par dosáhne vnějšího tlaku – kapalina přechází do (g) v celém objemu
T v = teplota varu (charakteristická veličina)
Povrchové napětí
povrchové napětí – vede k vytvoření nejmenšího povrchu = koule
- míra snahy zaujmout minimální povrch při V = konstantní
σ =
e