Priebeh chemických reakcií

Chemická reakcia je dej, pri ktorom sa východiskové látky (reaktanty) menia na iné látky, nazývané produkty reakcie. Ide o kvalitatívnu zmenu látok, pri ktorej dochádza k zániku pôvodných chemických väzieb v reaktantoch a k vzniku nových chemických väzieb v produktoch. Chemickú reakciu preto vždy sprevádza aj energetická zmena – teplo sa pri nej uvoľňuje alebo spotrebúva.

Dôležité je, že pri chemickej reakcii sa počet a druh atómov nemení, čo potvrdzuje zákon zachovania hmotnosti, ktorý sformulovali M. V. LOMONOSOV a A. L. LAVOISIER. Mení sa len vzájomné usporiadanie atómov a elektrónová štruktúra ich valenčnej vrstvy.

Chemické reakcie môžu byť jednoduché – prebiehajú priamo tak, ako ich vyjadruje chemická rovnica. Ak však reakcia zahŕňa viacero krokov a prechodných produktov, hovoríme o reakčnom mechanizme. Reakcie sa dajú triediť podľa rôznych kritérií, napríklad podľa počtu fáz v reakčnej zmesi (homogénne a heterogénne), tepelnej bilancie (exotermické a endotermické) alebo druhu reagujúcich častíc (iónové, radikálové, molekulové).

Reaktanty a produkty link

Reaktanty sú východiskové látky, ktoré vstupujú do chemickej reakcie. Ich množstvo sa počas reakcie znižuje, pretože sa premieňajú na produkty. Napríklad v reakcii vodíka s kyslíkom sú vodík (H₂) a kyslík (O₂) reaktantmi, pričom ich atómy sa spájajú a vytvárajú molekuly vody (H₂O).

Produkty sú látky, ktoré vznikajú počas chemickej reakcie. Majú odlišné chemické vlastnosti v porovnaní s reaktantmi. V spomínanej reakcii je produktom voda (H₂O), ktorej vlastnosti sú úplne iné ako vlastnosti východiskových látok – vodíka a kyslíka.

Chemické schémy a rovnice link

Chemické reakcie sa zapisujú pomocou chemických schém alebo chemických rovníc. V schémach sa na ľavej strane zapisujú reaktanty, na pravej strane produkty, pričom sú spojené prerušovanou šípkou. Tento zápis však nevyjadruje presné množstvo reagujúcich látok.

Príklad chemickej schémy:

\( \text{H}_2 + \text{O}_2 \dashrightarrow \text{H}_2\text{O} \)

Naopak, chemická rovnica zohľadňuje stechiometrické pomery v súlade so zákonom zachovania hmotnosti. Stechiometrické koeficienty určujú správny pomer reaktantov a produktov. Používa sa plná šípka, pričom na oboch stranách rovnice je vyrovnaný počet atómov. Pri vratných reakciách sa používa obojsmerná šípka ⇌.

Príklad chemickej rovnice:

\( \ce{2H2 + O2 -> 2H2O} \)

Chemické rovnice sa zapisujú viacerými spôsobmi: stechiometrický zápis obsahuje len vzorce a koeficienty, stavový aj skupenstvá látok (s, l, g, aq), úplný iónový zápis rozpisuje elektrolyty na ióny a skrátený iónový obsahuje len častice, ktoré sa reakcie skutočne zúčastňujú.

Výpočty z chemických rovníc link

Chemická rovnica vyjadruje nielen to, ktoré látky reagujú a ktoré vznikajú, ale aj v akom pomere. Stechiometrické koeficienty udávajú pomer látkových množstiev reaktantov a produktov, nie pomer ich hmotností. Z rovnice \( \ce{2H2 + O2 -> 2H2O} \) vyplýva, že 2 mol vodíka zreagujú s 1 mol kyslíka a vzniknú 2 mol vody.

Pre dve látky A a B s koeficientmi \( a \) a \( b \) v tej istej rovnici platí:

\( \frac{n(\text{A})}{n(\text{B})} = \frac{a}{b} \quad \Rightarrow \quad n(\text{B}) = \frac{b}{a} \cdot n(\text{A}) \)

Postup výpočtu:

1. Zapíš a vyčísli chemickú rovnicu reakcie.
2. Zadanú veličinu látky A prepočítaj na látkové množstvo – z hmotnosti \( n = \frac{m}{M} \), z objemu plynu \( n = \frac{V}{V_m} \), kde molárny objem \( V_m \) zodpovedá podmienkam, pri ktorých bol objem nameraný, z objemu roztoku so známou koncentráciou \( n = c \cdot V \).
3. Z pomeru stechiometrických koeficientov vypočítaj látkové množstvo hľadanej látky B.
4. Látkové množstvo látky B prepočítaj na hľadanú veličinu – na hmotnosť \( m = n \cdot M \), objem plynu \( V = n \cdot V_m \) alebo objem roztoku \( V = \frac{n}{c} \).

Príklad: Výpočet hmotnosti produktu

Zadanie: Vypočítaj, koľko gramov oxidu vápenatého vznikne tepelným rozkladom 25,0 g uhličitanu vápenatého.

Čo poznáme?

• Rovnica reakcie: \( \ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \)
• Hmotnosť uhličitanu vápenatého: \( m(\text{CaCO}_3) = 25{,}0\text{ g} \)
• Molárne hmotnosti: \( M(\text{CaCO}_3) = 100{,}09\text{ g/mol} \), \( M(\text{CaO}) = 56{,}08\text{ g/mol} \)

Z rovnice vyplýva, že z 1 mol uhličitanu vápenatého vznikne 1 mol oxidu vápenatého:

\( \begin{aligned} n(\text{CaCO}_3) &= \frac{m}{M} = \frac{25{,}0}{100{,}09} \approx 0{,}250\text{ mol} \\ n(\text{CaO}) &= n(\text{CaCO}_3) \approx 0{,}250\text{ mol} \\ m(\text{CaO}) &= n \cdot M = 0{,}250 \cdot 56{,}08 \approx 14{,}0\text{ g} \end{aligned} \)

Odpoveď: Rozkladom 25,0 g uhličitanu vápenatého vznikne 14,0 g oxidu vápenatého.

Príklad: Výpočet objemu plynu

Zadanie: Vypočítaj, aký objem vodíka za normálnych podmienok vznikne reakciou 6,54 g zinku s nadbytkom kyseliny chlorovodíkovej.

Čo poznáme?

• Rovnica reakcie: \( \ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2} \)
• Hmotnosť zinku: \( m(\text{Zn}) = 6{,}54\text{ g} \), molárna hmotnosť \( M(\text{Zn}) = 65{,}38\text{ g/mol} \)
• Molárny objem za normálnych podmienok: \( V_m = 22{,}41\text{ dm}^3/\text{mol} \)

Z 1 mol zinku vznikne 1 mol vodíka. Kyselina je v nadbytku, takže množstvo vodíka určuje zinok:

\( \begin{aligned} n(\text{Zn}) &= \frac{m}{M} = \frac{6{,}54}{65{,}38} \approx 0{,}100\text{ mol} \\ n(\text{H}_2) &= n(\text{Zn}) \approx 0{,}100\text{ mol} \\ V(\text{H}_2) &= n \cdot V_m = 0{,}100 \cdot 22{,}41 \approx 2{,}24\text{ dm}^3 \end{aligned} \)

Odpoveď: Za normálnych podmienok vznikne 2,24 dm³ vodíka.

Príklad: Výpočet s roztokom

Zadanie: Vypočítaj, koľko gramov hydroxidu sodného zneutralizuje 25,0 cm³ roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou 0,200 mol/dm³.

Čo poznáme?

• Rovnica reakcie: \( \ce{H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O} \)
• Objem roztoku kyseliny: \( V = 25{,}0\text{ cm}^3 = 0{,}0250\text{ dm}^3 \), koncentrácia \( c = 0{,}200\text{ mol/dm}^3 \)
• Molárna hmotnosť hydroxidu sodného: \( M(\text{NaOH}) = 40{,}00\text{ g/mol} \)

Na 1 mol kyseliny sírovej treba podľa rovnice 2 mol hydroxidu sodného:

\( \begin{aligned} n(\text{H}_2\text{SO}_4) &= c \cdot V = 0{,}200 \cdot 0{,}0250 = 0{,}00500\text{ mol} \\ n(\text{NaOH}) &= \frac{2}{1} \cdot n(\text{H}_2\text{SO}_4) = 0{,}0100\text{ mol} \\ m(\text{NaOH}) &= n \cdot M = 0{,}0100 \cdot 40{,}00 = 0{,}400\text{ g} \end{aligned} \)

Odpoveď: Kyselinu zneutralizuje 0,400 g hydroxidu sodného.

Podmienky uskutočnenia chemickej reakcie link

Či reakcia prebehne a akou rýchlosťou, určujú podmienky, za ktorých sa látky stretnú. Na uskutočnenie chemickej reakcie musia byť splnené tieto základné podmienky:

• prítomnosť reaktantov – bez východiskových látok reakcia nemôže prebehnúť
• kontakt a zrážky častíc – častice (atómy, molekuly, ióny) sa musia zraziť, pričom vyššia koncentrácia reaktantov zvyšuje pravdepodobnosť zrážok a rýchlosť reakcie. Pri tuhých látkach prebieha reakcia na povrchu.
• dostatočná aktivačná energia – častice musia mať dostatok energie na rozštiepenie väzieb v reaktantoch a vznik nových väzieb v produktoch. Dodanie tepla môže zvýšiť počet účinných zrážok.
• vhodná orientácia častíc – pre úspešnú reakciu sa častice musia zraziť v správnej polohe
• účinná zrážka – zrážka častíc s dostatočnou energiou a vhodnou orientáciou; vzniká pri nej nestály, energeticky bohatý aktivovaný (prechodný) komplex, z ktorého vznikajú produkty
• vhodné reakčné podmienky:
  • teplota – vyššia teplota zvyšuje kinetickú energiu častíc a rýchlosť reakcie
  • koncentrácia reaktantov – vyššia koncentrácia znamená viac zrážok a rýchlejší priebeh reakcie
  • tlak – pri plynoch zvýšenie tlaku (zmenšenie objemu) zvyšuje koncentráciu častíc, a tým aj rýchlosť reakcie
  • katalyzátor a inhibítor – katalyzátor znižuje aktivačnú energiu a zrýchľuje reakciu, inhibítor aktivačnú energiu zvyšuje a reakciu spomaľuje
  • povrch reaktantov – pri heterogénnych reakciách väčší povrch zvyšuje rýchlosť reakcie
  • prítomnosť rozpúšťadla – umožňuje voľný pohyb rozpustených častíc a ich vzájomné zrážky, iónové látky sa v ňom rozpadajú na ióny

Energetické zmeny pri chemických reakciách link

Reakčné teplo \( (Q) \) je veličina vyjadrujúca množstvo tepla, ktoré sa pri chemickej reakcii uvoľní alebo spotrebuje. Nazýva sa aj tepelné zafarbenie reakcie. Pri reakciách prebiehajúcich za konštantného tlaku (čo je bežné, napríklad pri atmosférickom tlaku) sa reakčné teplo rovná zmene entalpie \( (\Delta H) \) sústavy.

Reakčné teplo závisí od množstva reagujúcich látok a ich skupenstva. Jeho hodnota sa vzťahuje na také látkové množstvá reaktantov, aké udávajú stechiometrické koeficienty v rovnici, a vyjadruje sa v jednotkách kJ·mol⁻¹.

Entalpia \( (H) \) je stavová funkcia, ktorú možno zjednodušene chápať ako „tepelný obsah látky“ súvisiaci s energiou chemických väzieb. Jej absolútnu hodnotu nemožno určiť, iba jej zmenu \( (\Delta H) \).

Platí, že:

\( \Delta H = \text{entalpia produktov} - \text{entalpia reaktantov} \)

Energetické zmeny pri chemických reakciách vyjadrujeme pomocou termochemickej rovnice, čo je chemická rovnica, ku ktorej je uvedená aj hodnota reakčného tepla \( (\Delta H) \).

V termochemických rovniciach sa uvádza skupenstvo všetkých reaktantov a produktov pomocou skratiek (s – tuhá, l – kvapalná, g – plynná, aq – vodný roztok), pri látkach s viacerými modifikáciami aj modifikácia (napr. grafit). Je to dôležité, pretože reakčné teplo sa mení so skupenstvom a modifikáciou látky. Hodnota \( \Delta H \) sa píše za chemickou rovnicou.

Príklad termochemickej rovnice (pre exotermickú reakciu):

\( \ce{C(s, grafit) + O2(g) -> CO2(g)} \quad \Delta H = -393{,}5\ \text{kJ/mol} \)

V súvislosti s tým, či sa pri chemickej reakcii teplo uvoľňuje do okolia alebo sa spotrebúva, rozlišujeme dva typy chemických reakcií:

1. exotermické reakcie
2. endotermické reakcie

Exotermické reakcie link

Exotermické reakcie sa charakterizujú nasledovne:

• Sú to reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje teplo do okolia.
• Produkty týchto reakcií majú menšiu energiu ako reaktanty.
• Zmena entalpie \( (\Delta H) \) pri exotermických reakciách má zápornú hodnotu \( (\Delta H < 0) \).

Mnohé exotermické reakcie prebiehajú spontánne bez potreby dodania energie zvonka, hoci niektoré vyžadujú aktivačnú energiu na iniciáciu.

Horenie vo všeobecnosti je typickým príkladom špecifickej exotermickej reakcie, pri ktorej reaguje látka so vzdušným kyslíkom za vzniku značného tepla a často aj svetla. Typickým príkladom je horenie vodíka v kyslíku, pri ktorom vzniká voda a veľké množstvo energie vo forme tepla. Rovnako aj spaľovanie uhlíka na oxid uhličitý je exotermická reakcia.

Endotermické reakcie link

Endotermické reakcie sa charakterizujú nasledovne:

• Sú to reakcie, pri ktorých sa teplo spotrebúva z okolia.
• Produkty týchto reakcií majú väčšiu energiu ako reaktanty.
• Zmena entalpie \( (\Delta H) \) pri endotermických reakciách má kladnú hodnotu \( (\Delta H > 0) \).

Endotermické reakcie prebiehajú len pri neustálom dodávaní energie (zvyčajne vo forme tepla). Ak sa prívod energie zastaví, reakcia prestane prebiehať.

Príkladom je rozklad uhličitanu vápenatého na oxid vápenatý a oxid uhličitý, čo je reakcia prebiehajúca pri vysokých teplotách. Ďalším príkladom je rozklad vody na vodík a kyslík, opačná reakcia k horeniu vodíka – jej reakčné teplo má preto rovnakú veľkosť a opačné znamienko. Voda sa takto rozkladá napríklad pri elektrolýze vody, keď sa energia dodáva vo forme elektrickej energie.

1. termochemický zákon link

1. termochemický zákon (Lavoisier-Laplaceov zákon) hovorí, že hodnota reakčného tepla priamej a spätnej reakcie je rovnaká a líši sa len znamienkom.

Ak je napríklad reakcia \( A \to B \) exotermická s \( \Delta H = -X \) kJ/mol, potom reakcia \( B \to A \) je endotermická s \( \Delta H = +X \) kJ/mol.

Tento jav vyplýva z termodynamiky, kde zmena entalpie pri reverznej reakcii má rovnakú absolútnu hodnotu, ale opačné znamienko.

2. termochemický zákon link

2. termochemický zákon (Hessov zákon) hovorí, že reakčné teplo reakcie, ktorou vzniká istý produkt z rovnakých východiskových látok, je nezávislé od spôsobu (cesty) vzniku.

To znamená, že ak produkt vzniká priamou reakciou alebo cez sériu čiastkových reakcií, súčet reakčných tepiel čiastkových reakcií (súčet \( \Delta H \) jednotlivých krokov) je rovnaký ako reakčné teplo priamej reakcie.

Hessov zákon umožňuje výpočet reakčných tepiel reakcií, ktoré sa ťažko merajú priamo, pomocou reakčných tepiel iných, ľahšie merateľných reakcií. Využíva sa vzťah:

\( \Delta H_{\text{celkové}} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \dots + \Delta H_n \)

Na výpočty sa často využívajú štandardné zlučovacie entalpie látok, ktoré sú tabelované. Štandardná zlučovacia entalpia je reakčné teplo vzniku 1 mólu zlúčeniny z prvkov pri štandardných podmienkach; pre prvky v ich najstálejšej forme sa rovná nule. Štandardná reakčná entalpia sa potom vypočíta ako rozdiel súčtu štandardných zlučovacích entalpií produktov a súčtu štandardných zlučovacích entalpií reaktantov, pričom sa zohľadňujú stechiometrické koeficienty.

Rýchlosť chemickej reakcie link

Počas chemickej reakcie dochádza k znižovaniu koncentrácie reaktantov a zvyšovaniu koncentrácie produktov. Rýchlosť chemickej reakcie môžeme definovať ako zmenu koncentrácie reaktantov alebo produktov za určitý časový interval.

Na začiatku reakcie je rýchlosť zvyčajne najvyššia, pretože je najvyššia koncentrácia reaktantov. Jednotky rýchlosti chemickej reakcie sú zvyčajne mol·dm⁻³·s⁻¹ (mól na kubický decimeter za sekundu) alebo iné odvodené jednotky koncentrácie a času.

Rýchlosť chemickej reakcie možno vyjadriť buď ako časový úbytok molárnej koncentrácie niektorého z reaktantov, alebo ako časový prírastok molárnej koncentrácie ľubovoľného produktu, delený príslušným stechiometrickým koeficientom tejto látky v reakčnej rovnici.

Pre reakciu \( aA \to bB \) to môžeme zapísať pre reaktant A ako:

\( v = -\frac{1}{a} \cdot \frac{\Delta [A]}{\Delta t} \)

Kde:

• \( v \) – rýchlosť chemickej reakcie. Záporné znamienko vyjadruje, že koncentrácia reaktantu sa s časom znižuje.
• \( a \) – stechiometrický koeficient látky A
• \( \Delta [A] \) – zmena molárnej koncentrácie látky A
• \( \Delta t \) – časový interval, počas ktorého táto zmena nastala

Podobne pre produkt B:

\( v = \frac{1}{b} \cdot \frac{\Delta [B]}{\Delta t} \)

Kde:

• \( v \) – rýchlosť chemickej reakcie. Kladné znamienko vyjadruje, že koncentrácia produktu sa s časom zvyšuje.
• \( b \) – stechiometrický koeficient látky B
• \( \Delta [B] \) – zmena molárnej koncentrácie látky B
• \( \Delta t \) – časový interval, počas ktorého táto zmena nastala

Pri určovaní rýchlosti chemických reakcií počas dlhších časových intervalov je správnejšie hovoriť o priemernej rýchlosti, pretože rýchlosť reakcie sa s časom mení v dôsledku zmeny koncentrácií reaktantov.

Rýchlosť chemickej reakcie je základný kinetický pojem kvantitatívneho charakteru a jej štúdiom sa zaoberá reakčná kinetika. Poznanie rýchlosti reakcií a faktorov, ktoré ju ovplyvňujú, má významný teoretický aj praktický význam.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie link

Rýchlosť chemických reakcií ovplyvňujú tieto faktory:

• koncentrácia reaktantov – vyššia koncentrácia zvyšuje počet účinných zrážok, a tým aj rýchlosť reakcie. Túto závislosť vyjadruje rýchlostná (kinetická) rovnica, pre reakciu látok A a B v tvare \( v = k \cdot [A]^{\alpha} \cdot [B]^{\beta} \), kde \( k \) je rýchlostná konštanta a exponenty \( \alpha, \beta \) sa určujú pokusom (pri jednoduchých reakciách sa rovnajú stechiometrickým koeficientom).
• teplota – vyššia teplota zvyšuje kinetickú energiu častíc, čím sa zvyšuje frekvencia a účinnosť zrážok. Podľa van ’t Hoffovho pravidla sa zvýšením teploty o 10 °C rýchlosť väčšiny reakcií zväčší 2- až 4-krát.
• katalyzátor – znižuje aktivačnú energiu a zrýchľuje reakciu bez toho, aby sa spotreboval. Biokatalyzátory (enzýmy) pôsobia v organizmoch. Inhibítory naopak reakciu spomaľujú.
• veľkosť povrchu tuhých látok – väčší povrch (napr. jemný prášok namiesto hrudiek) zvyšuje kontakt reaktantov a urýchľuje reakciu, najmä pri heterogénnych reakciách
• tlak (pri plynoch) – vyšší tlak zvyšuje koncentráciu plynných reaktantov, čo vedie k častejším zrážkam a rýchlejšiemu priebehu reakcie

Hrdzavenie železa je príklad pomalého chemického procesu, pri ktorom železo reaguje s kyslíkom a vodou za vzniku hrdze (hydratované oxidy železa). Proti korózii sa kovy chránia nátermi alebo galvanickým pokovovaním.

Značenie reakčných podmienok v chemických rovniciach link

Aby chemická rovnica poskytla čo najviac informácií, často sa priamo do nej zapisujú aj podmienky, za ktorých reakcia prebieha. Tieto informácie sa zvyčajne píšu k reakčnej šípke:

• \( \Delta \) alebo \( t \): reakcia prebieha pri zvýšenej teplote, teda reakčnú zmes je potrebné zahrievať; možno uvádzať priamo konkrétnu hodnotu teploty (napr. 250 °C)
• \( p \): reakcia prebieha pri zvýšenom tlaku oproti bežnému atmosférickému tlaku; môže byť uvedená aj konkrétna hodnota tlaku (napr. 2 MPa, 10 atm)
• \( h\nu \) (svetlo): tzv. fotochemická reakcia, ktorú iniciuje alebo udržiava svetelná energia
• \( \text{kat.} \) alebo vzorec katalyzátora (napr. Pt, H₂SO₄, Ni) udáva prítomnosť katalyzátora – látky, ktorá reakciu urýchľuje bez toho, aby sa sama spotrebovala

Príklady:

\( \ce{H2(g) + Cl2(g) ->[h\nu] 2HCl(g)} \)

\( \ce{Xe(g) + F2(g) ->[400\ \text{°C alebo } h\nu] XeF2(s)} \)

\( \ce{2KClO3(s) ->[t, \text{MnO}_2] 2KCl(s) + 3O2(g)} \)

\( \ce{2H2O2(aq) ->[\text{kat.}] 2H2O(l) + O2(g)} \)

\( \ce{N2(g) + 3H2(g) <=>[\text{Fe}, t, p] 2NH3(g)} \)

Úloha katalyzátorov a inhibítorov link

Aktivačná energia \( (E_a) \) je energia, ktorú treba dodať reaktantom (alebo substrátu v prípade enzýmov) na to, aby sa reakcia uskutočnila. Inými slovami, je to energetická bariéra, ktorú musia reaktanty prekonať, aby sa mohli premeniť na produkty.

Katalyzátory zrýchľujú chemické reakcie tým, že znižujú aktivačnú energiu, čím umožňujú väčšiemu počtu častíc reagovať pri danej teplote. Katalyzátor (K) sa s jedným z reaktantov spojí na nestály medziprodukt, ktorý potom reaguje s druhým reaktantom – vznikne produkt a katalyzátor sa uvoľní nezmenený:

\( \ce{A + K -> AK}, \quad \ce{AK + B -> AB + K} \)

Každý z týchto krokov má nižšiu aktivačnú energiu ako reakcia bez katalyzátora. Katalyzátor neovplyvňuje rovnováhu, iba urýchľuje jej dosiahnutie.

Inhibítory naopak spomaľujú reakciu zvýšením aktivačnej energie alebo reakciou s medziproduktmi, čím blokujú jej priebeh.

Reakčný diagram znázorňuje zmenu energie sústavy:

• Nekatalyzovaná reakcia má vyššiu aktivačnú energiu \( E_a \), čo spomaľuje jej priebeh.
• Katalyzovaná reakcia prebieha cez alternatívnu cestu s nižšou aktivačnou energiou \( (E'_a) \), pričom reakčné teplo \( (\Delta H) \) zostáva nezmenené.

Katalyzátory môžeme rozdeliť podľa toho, v akej fáze sa nachádzajú v porovnaní s reaktantmi:

• homogénna katalýza – katalyzátor je v rovnakej fáze ako reaktanty, napríklad pri oxidácii SO₂ na SO₃ v prítomnosti oxidov dusíka pri výrobe kyseliny sírovej
• heterogénna katalýza – prebieha na povrchu tuhého katalyzátora, napríklad pri oxidácii SO₂ na SO₃ na V₂O₅ alebo v automobilových katalyzátoroch (platina, paládium, ródium), ktoré premieňajú toxické plyny na neškodné látky

Enzýmy sú biokatalyzátory, ktoré umožňujú a regulujú metabolické reakcie. Napríklad enzým kataláza urýchľuje rozklad peroxidu vodíka \( \ce{2H2O2 -> 2H2O + O2} \).

Chemická rovnováha link

Chemická rovnováha nastáva v uzavretých sústavách pri reakciách, ktoré môžu prebiehať obidvoma smermi. V stave chemickej rovnováhy sa nemení zloženie sústavy, hoci v nej neustále prebiehajú chemické deje. Rýchlosť priamej reakcie (vznik produktov z reaktantov) sa rovná rýchlosti spätnej reakcie (vznik reaktantov z produktov).

Pre všeobecnú reakciu platí, že:

\( aA + bB \rightleftharpoons pP + rR \)

Z makroskopického hľadiska sa zdá, akoby sa reakcia zastavila, pretože koncentrácie reaktantov a produktov zostávajú konštantné.

Tento stav nie je statický, ale dynamický. Dynamická rovnováha znamená, že reakcia neustále prebieha obidvoma smermi, ale rýchlosť tvorby produktov je rovnaká ako rýchlosť ich rozkladu, takže nedochádza k žiadnej čistej zmene v koncentráciách zúčastnených látok.

Rovnovážna koncentrácia je ustálená koncentrácia reaktantov a produktov v stave chemickej rovnováhy, ktorá sa nemení, pokiaľ sa nezmenia vonkajšie podmienky. Závisí od vlastností látok, rozpúšťadla a teploty a zapisuje sa do hranatých zátvoriek, napríklad \( [A] \).

Guldbergov-Waageho zákon a rovnovážna konštanta link

Guldbergov-Waageho zákon hovorí, že v rovnováhe je pomer koncentrácií produktov a reaktantov konštantný a vyjadruje sa ako rovnovážna konštanta \( K \). Vyjadruje pomer súčinu rovnovážnych koncentrácií produktov umocnených ich stechiometrickými koeficientmi a súčinu rovnovážnych koncentrácií reaktantov umocnených ich stechiometrickými koeficientmi.

Pre všeobecnú reakciu platí, že:

\( K = \frac{[P]^p \cdot [R]^r}{[A]^a \cdot [B]^b} \)

Kde:

• \( K \) – rovnovážna konštanta
• \( [A], [B], [P], [R] \) – rovnovážne koncentrácie reaktantov a produktov
• \( a, b, p, r \) – stechiometrické koeficienty jednotlivých látok

Hodnota rovnovážnej konštanty ovplyvňuje rovnovážne zloženie reakčnej sústavy:

• Veľká hodnota \( K \) znamená, že v rovnovážnej zmesi je viac produktov ako reaktantov, čiže rovnováha je posunutá doprava.
• Malá hodnota \( K \) znamená, že v rovnovážnej zmesi je viac reaktantov ako produktov, čiže rovnováha je posunutá doľava.

Pre spätnú reakciu sa produkty a reaktanty vymenia, preto je jej rovnovážna konštanta prevrátenou hodnotou konštanty priamej reakcie:

\( K' = \frac{[A]^a \cdot [B]^b}{[P]^p \cdot [R]^r} = \frac{1}{K} \)

Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu link

Keď sa zmení niektorá z podmienok, za ktorých sa rovnováha ustálila, sústava sa podľa princípu akcie a reakcie (Le Chatelierovho-Braunovho princípu) posunie tak, aby účinok tejto zmeny zmenšila, a ustáli sa nová rovnováha. Rovnováha sa posúva doprava (v prospech produktov) alebo doľava (v prospech reaktantov).

• koncentrácia – pridanie reaktantu alebo odoberanie produktu posúva rovnováhu doprava, pridanie produktu alebo odoberanie reaktantu doľava
• tlak – pri reakciách plynov posúva zvýšenie tlaku rovnováhu na stranu s menším látkovým množstvom plynných látok, zníženie tlaku na stranu s väčším; ak je ich na oboch stranách rovnako, tlak rovnováhu neposúva
• teplota – zvýšenie teploty posúva rovnováhu v smere endotermickej reakcie, zníženie teploty v smere exotermickej reakcie; teplota ako jediná mení aj hodnotu rovnovážnej konštanty, pri exotermickej reakcii s rastúcou teplotou klesá, pri endotermickej rastie
• katalyzátor – rovnováhu neposúva, rovnako urýchli priamu aj spätnú reakciu, a tak len skráti čas, za ktorý sa rovnováha ustáli

Napríklad pri syntéze amoniaku

\( \ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)} \qquad \Delta H < 0 \)

sú na ľavej strane 4 mol plynov a na pravej 2 mol, preto zvýšený tlak posúva rovnováhu doprava, k amoniaku. Reakcia je exotermická, takže vyššia teplota by rovnováhu posunula doľava. Pri nízkej teplote však reakcia prebieha veľmi pomaly, preto sa amoniak vyrába pri zvýšenom tlaku, pri kompromisnej teplote a s katalyzátorom.

Klasifikácia chemických reakcií link

Chemické reakcie sa môžu triediť podľa rôznych kritérií:

1. podľa skupenstva reagujúcich a vznikajúcich látok
2. podľa charakteru prenášaných častíc alebo mechanizmu zmien
3. podľa vonkajšej zmeny

Niektoré reakcie možno zaradiť do viacerých kategórií súčasne:

• Reakcia horenia vodíka: \( \ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g)} \) je homogénna, syntetická aj redoxná.
• Neutralizácia: \( \ce{NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} \) je homogénna, protolytická aj reakcia podvojnej zámeny.

Delenie reakcií podľa fáz link

Skupenstvo reaktantov a produktov ovplyvňuje priebeh reakcie. Podľa počtu fáz v reakčnej zmesi rozlišujeme:

• homogénne reakcie – všetky reakčné zložky sú v jednej fáze (napríklad všetky sú plynné alebo sú v jednom roztoku):
  • \( \ce{N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g)} \)
  • \( \ce{KOH(aq) + HBr(aq) -> H2O(l) + KBr(aq)} \)
• heterogénne reakcie – reakčné zložky sú vo viacerých fázach, najčastejšie v rôznych skupenstvách, a reakcia prebieha na ich fázovom rozhraní:
  • \( \ce{Zn(s) + 2HCl(aq) -> ZnCl2(aq) + H2(g)} \)

Delenie reakcií podľa mechanizmu link

Reakcie sa dajú rozdeliť podľa prenášaných častíc alebo charakteru chemických zmien:

• protolytické (acidobázické) reakcie – prenos protónu (H⁺) medzi kyselinou a zásadou:
  • \( \ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-} \)
• redoxné (oxidačno-redukčné) reakcie – prenos elektrónov a zmena oxidačných čísel, napríklad zinok sa oxiduje z 0 na II a vodík sa redukuje z I na 0:
  • \( \ce{Zn(s) + 2HCl(aq) -> ZnCl2(aq) + H2(g)} \)
• komplexotvorné (koordinačné) reakcie – vznikajú komplexné zlúčeniny interakciou centrálneho atómu s ligandmi:
  • \( \ce{CuSO4(s) + 4H2O(l) -> [Cu(H2O)4]SO4(aq)} \)
  • \( \ce{AgBr + 2NH3 <=> [Ag(NH3)2]+ + Br-} \)
• zrážacie (vylučovacie) reakcie – vzniká málo rozpustný produkt vo forme zrazeniny:
  • \( \ce{Ba^2+(aq) + SO4^2-(aq) -> BaSO4(s)} \)

Delenie reakcií podľa vonkajšej zmeny link

Klasifikácia podľa toho, ako sa reakcia prejaví navonok:

• syntetické (skladné) reakcie – z jednoduchších látok vznikajú zložitejšie:
  • \( \ce{N2 + 3H2 -> 2NH3} \)
  • \( \ce{2CO + O2 -> 2CO2} \)
• rozkladné (analytické) reakcie – zložitejšie látky sa rozkladajú na jednoduchšie:
  • \( \ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \)
  • \( \ce{CH3CH2OH -> CH2=CH2 + H2O} \)
• substitučné (vytesňovacie) reakcie – atóm alebo skupina atómov v molekule je nahradená iným atómom alebo skupinou:
  • \( \ce{CuSO4(aq) + Fe(s) -> FeSO4(aq) + Cu(s)} \)
• konverzia (podvojná zámena) – dochádza k dvom substitúciám, reaktanty si vymieňajú ióny alebo skupiny atómov:
  • \( \ce{NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} \)