Chemické reakce – klasifikace

Chemické reakce

= Děj, kdy se reaktanty mění v produkty

V molekulách reaktantů dochází k zániku chemických vazeb (spotřeba energie)

V molekulách produktů dochází ke vzniku nových chemických vazeb (uvolnění energie)

Zapisují se pomocí chemických rovnic

Příklad chemické rovnice:

H2+Cl2→2 HCl\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \to 2 \space \text{HCl}

Látky nalevo od →\to ... reaktanty

Látky napravo od →\to ... produkty

Velká čísla u reagujících látek ... stechiometrické koeficienty – udávají poměr látkových množství reagujících látek

Nad šipku se zapisují podmínky reakce (tt, pp, UV záření, katalyzátory)

Chemické rovnice mohou být dvojího typu:

  • Úplný zápis:
    Např.:

    10 FeSO4+2 KMnO4+8 H2SO4→5 Fe2(SO4)3+K2SO4+2 MnSO4+8 H2O10 \space \text{FeSO}_4 + 2 \space \text{KMnO}_4 + 8 \space \text{H}_2\text{SO}_4 \to 5 \space \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 2 \space \text{MnSO}_4 + 8 \space \text{H}_2\text{O}

  • Iontový zápis:
    Např. (stejná rovnice, jako předtím):

    5 Fe2++MnVIIO4−+8 H+→5 Fe3++Mn2++4 H2O5 \space \text{Fe}^{2+} + \text{Mn}^\text{VII}\text{O}^-_4 + 8 \space \text{H}^+ \to 5 \space \text{Fe}^{3+} + \text{Mn}^{2+} + 4 \space \text{H}_2\text{O}

Klasifikace chemických reakcí

  1. Podle průběhu:

    • Reakce jednoduché:
      Probíhají podle chemické rovnice

      Např.:

      CaCO3→tCaO+CO2\text{CaCO}_3 \overset{t}{\to} \text{CaO} + \text{CO}_2

    • Reakce složené:
      Probíhají přes meziprodukty, které nejsou v chemické rovnici

      Lze rozdělit na soubor jednoduchých reakcí = reakční mechanismus (viz organická chemie)

      Příklad – sumární zápis:

      Cu+2 H2SO4→CuSO4+SO2+2 H2O\text{Cu} + 2 \space \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{CuSO}_4 + \text{SO}_2 + 2 \space \text{H}_2\text{O}

      Příklad – reakční mechanismus:

      Cu+H2SO4→CuO+SO2+H2O  CuO+H2SO4→CuSO4+H2O\text{Cu} + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{CuO} + \text{SO}_2 + \text{H}_2\text{O} \\~\\~ \text{CuO} + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{CuSO}_4 + \text{H}_2\text{O}
  2. Podle počtu fází:

    • Reakce homogenní:
      Reaktanty i produkty jsou ve stejné fázi

      Např.:

      N2(g)+3 H2(g)→2 NH3(g)  HCl(aq)+NaOH(aq)→NaCl(aq)+H2O(l)\text{N}_2(\text{g}) + 3 \space \text{H}_2(\text{g}) \to 2 \space \text{NH}_3(\text{g}) \\~\\~ \text{HCl}(\text{aq}) + \text{NaOH}(\text{aq}) \to \text{NaCl}(\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l})

      aq\text{aq} ... vodný roztok

    • Reakce heterogenní:
      Reaktanty a produkty nejsou ve stejné fázi

      K reakci dochází na tzv. fázovém rozhraní = přechod 2 fází

      Např.:

      Zn(s)+HCl(aq)→ZnCl2(aq)+H2(g)\text{Zn(\text{s})} + \text{HCl}(\text{aq}) \to \text{ZnCl}_2(\text{aq}) + \text{H}_2(\text{g})
  3. Z hlediska reakční kinetiky:

    • Reakce izolované:
      V soustavě probíhá 1 reakce

      Vzácný stav

    • Reakce simultánní:
      V soustavě probíhá více reakcí najednou

      1. Reakce následné:
        = Produkt jedné reakce je reaktantem jiné reakce

        A+B→C  C+E→BZˇA + B \to C \\~\\~ C + E \to BŽ

      2. Reakce bočné:
        = 2 reakce se stejnými reaktanty, ale různými produkty

        A+B→C  A+B→DA + B \to C \\~\\~ A + B \to D

      3. Reakce vratné:
        = Reakce, které mohou proběhnout v oba směrech

        A+B⇆C+DA + B \leftrightarrows C + D
  4. Podle tepelného zabarvení:

    • Reakce exotermické:
      Uvolňuje teplo

      Např. hoření

    • Reakce endotermické:
      Teplo se spotřebovává

  5. Podle vnějších změn:

    • Reakce skladné / Syntézy / Asociace:
      Z látek jednodušších vznikají látky složitější

      Např.:

      NH3+HCl→NH4Cl  N2+3 H2→2NH3  Cl2+H2→2 HCl\text{NH}_3 + \text{HCl} \to \text{NH}_4\text{Cl} \\~\\~ \text{N}_2 + 3 \space \text{H}_2 \to 2 \text{NH}_3 \\~\\~ \text{Cl}_2 + \text{H}_2 \to 2 \space \text{HCl}

    • Reakce rozkladné / Disociace:
      Látky složitější se rozpadají na látky jednodušší

      Např.:

      NH4Cl→tNH3+HCl  CaCO3→tCaO+CO2\text{NH}_4\text{Cl} \overset{t}{\to} \text{NH}_3 + \text{HCl} \\~\\~ \text{CaCO}_3 \overset{t}{\to} \text{CaO} + \text{CO}_2

    • Náhrady / Substituce:
      = Náhrada části molekuly

      Např.:

      CuSO4(aq)+Fe(s)→FeSO4(aq)+Cu(s)  2 KI(aq)+Cl2(g)→2 KCl(aq)+I2\text{CuSO}_4(\text{aq}) + \text{Fe}(\text{s}) \to \text{FeSO}_4(\text{aq}) + \text{Cu}(\text{s}) \\~\\~ 2 \space \text{KI}(\text{aq}) + \text{Cl}_2(\text{g}) \to 2 \space \text{KCl}(\text{aq}) + \text{I}_2

    • Podvojná záměna / Konverze:
      = Spojené 2 substituce

      Např. srážení:

      NaCl+AgNO3→ ↓AgCl+NaNO3\text{NaCl} + \text{AgNO}_3 \to \space {\downarrow}\text{AgCl} + \text{NaNO}_3

      ↓\downarrow ... sraženina

      Např. neutralizace:

      HCl+NaOH→NaCl+H2O\text{HCl} + \text{NaOH} \to \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}
  6. Podle typu přenášené částice:

    • Reakce acidobazické/protolytické:
      = Reakce mezi kyselinou a zásadou

      Dochází k přenosu H+\text{H}^+ (kationtu vodíku = protonu)

      Např.:

      HCl+NH3→NH4+Cl−\text{HCl} + \text{NH}_3 \to \text{NH}_4^+\text{Cl}^-

      Kyselina = částice schopná odštěpit H+\text{H}^+ (= proton)

      Zásada = částice schopná přijmout H+\text{H}^+ (má volný elektronový pár)

    • Reakce komplexotvorné:
      Dochází k přenosu atomů či skupin atomů

      Přenášeným částicím se říká ligandy

      Např.:

      CuSO4+NH3→[Cu(NH3)4]SO4\text{CuSO}_4 + \text{NH}_3 \to [\text{Cu}(\text{NH}_3)_4]\text{SO}_4

      Produkt: síran tetraamminměďnatý

      NH3\text{NH}_3 ... ligand

      [Cu(NH3)4][\text{Cu}(\text{NH}_3)_4] ... komplex

    • Reakce redoxní:
      = Přenos e−e^- (mění se oxidační čísla nebo náboje)

      Skládají se ze 2 poloreakcí:

      1. Oxidace:
        →\to Růst oxidačního čísla

        Prvek ztrácí e−e^-

      2. Redukce:
        →\to Pokles oxidačního čísla

        Prvek přijímá e−e^-

      Lze je zapsat 2 způsoby:

      1. Úplná chemická rovnice:
        Např.:

        FeIISO4+KMnVIIO4+H2SO4→Fe2III(SO4)3+MnIISO4+K2SO4+H2O\text{Fe}^\text{II}\text{SO}_4 + \text{K}\text{Mn}^\text{VII}\text{O}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{Fe}_2^\text{III}(\text{SO}_4)_3 + \text{Mn}^\text{II}\text{SO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}

      2. Iontová chemická rovnice:
        Např. (stejná rovnice, jako předtím):

        Fe2++MnO4−+H+→Fe3++Mn2++H2O\text{Fe}^{2+} + \text{MnO}_4^- + \text{H}^+ \to \text{Fe}^{3+} + \text{Mn}^{2+} + \text{H}_2\text{O}