Legislatívne zmeny, ktoré majú riešiť problematiku domáceho násilia, boli do nášho právneho poriadku zavedené novelizáciou niekoľkých zákonov   Termochémia – je časť chémie, ktorá sa zaoberá tepelnými zmenami pri chem.reakciách                                Exotermické a endotermické reakcie   1. EXOTERMICKÉ- chem. reakcie, v priebehu ktorých sa teplo uvoľňuje. Sú charakteristické tým,že: 1. energia produktov (P) je menšia ako energia reaktantov (R) o hodnotu uvoľnenej energie 2. P reakcie majú pevnejšie chem. väzby ako R, preto sú stabilnejšie látky ako R Mnohé exotermické reakcie- napr. neutralizačné, zrážacie reakcie niekt. kovov s kyselinami- prebiehajú v laboratóriu pri bežnej teplote a tlaku samovoľne. Niektoré exotermické reakcie začnú prebiehať len vtedy, ak sa na začiatku dodá R určité množstvo energie. Reakcie potom prebiehajú ďalej za neustáleho uvoľňovania energie. Takto napr. prebieha horenie síry.   2. ENDOTERMICKÉ- chem. reakcie, ktoré prebiehajú len pri neustálom spotrebúvaní tepla.  Sú charakteristické tým,že: 1. energia P je väčšia ako energia R o hodnotu spotrebovanej energie 2. P reakcie majú slabšie chem. väzby ako R, preto sú menej stabilné ako R Väčšina endoterm. reakcií prebieha len pri stálom zohrievaní látok.                                           Reakčné teplo Reakčné teplo Q- je teplo, ktoré sa vymieňa pri chem. reakcii -         určuje sa ako rozdiel entalpie P a entalpie R   Q= ∆H = Hp- Hr Entalpia H- tepelný obsah látky                  - závisí od energie chem.väzieb v zlúčeninách                  - kJ. mol-1 Pri exoterm. reakciách je entalpia P menšia ako entalpia R. Q má zápornú hodnotu. ∆H< 0                                      H                   reaktanty                                                                                                    ∆H<0                                                                                                                 produkty V chem. rovnici píšeme  hodnotu Q u produktov so znamienkom +, u R so znamienkom -.   Pri endoterm. reakciách je entalpia P väčšia ako entalpia R. Q má kladnú hodnotu. ∆H>0                                                   H                                  produkty                                                  ∆H>0                  reaktanty   Pri endoterm. reakciách je hodnota Q kladná. v chem. rovnici píšeme hodnotu Q u P so znamienkom -, u R so znamienkom +. Hodnota Q chem. reakcie závisí od látkového množstva R. Q je tým väčšie, čím väčšie látkové množstvo reaktantov zreaguje.   Aby sa vedelo, na aké látk. množstvá R a P sa vzťahuje Q reakcie, definoval sa pojem reakčné teplo: reakčné teplo reakcie – je množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo spotrebuje, ak zreaguje také látkové množstvo R, aké udávajú stechiometrické koeficienty v príslušnej chem. rovnici.   Reakčné teplo závisí od teploty a tlaku, pri ktorej sa reakcia uskutočňuje. Aby bolo možné porovnávať hodnoty reak. tepiel chem. reakcií, zaviedli sa štandartné podmienky: teplota- 25°C ( 298,15K) tlak- 101,3 kPa   Reakčné teplo reakcií uskutočňovaných pri štandartných podmienkach sa označuje ∆H0 .   V termochem. rovniciach sa uvádza hodnota reak. tepla a pri R a P vždy aj ich skupenský stav. s- solidus- tuhé skupenstvo l- liquidus- kvapalné skupenstvo g- gaseus- plynné skupenstvo aq- aqua- látka vo vodnom roztoku                                            Termochemické zákony Prvý termochem.zákon:   Sformulovali ho v roku 1780 A.L.Lavosier a P.S.Laplace. Teplo, ktoré treba dodať na rozloženie zlúčeniny na prvky, je rovnaké teplo, ktoré sa uvoľní pri vzniku tej istej zlúčeniny z prvkov. I keď tento zákon bol sformulovaný iba pre jeden typ reakcií, možno ho zovšeobecniť pre všetky ostatné reakcie:   Hodnota reakčného tepla priamej a spätnej reakcie je rovnaká, líši sa iba znamienkom.   Napr: Pri syntéze dvoch molov oxidu sírového z dvoch molov oxidu síričitého a jedného molu kyslíka sa uvoľní teplo 196 kJ                            2SO2(g) + O2(g)→ 2 SO3(g)               Q= - 196 kJ   a pri rozklade dvoch molov oxidu sírového, sa rovnaké množstvo tepla spotrebuje                           2SO3(g)→ 2SO2(g) + O2(g)                 Q= 196 kJ Druhý termochemický zákon:   - sformuloval ho G.A.Hess- Hessov zákon (1840)   Reakčné teplo určitej reakcie sa rovná súčtu  reakčných tepiel čiastkových reakcií.   Reakčné teplo určitej reakcie môžme teda vypočítať z reakčných tepiel iných reakcií. Pri tom vychádzame z rovníc reakcií, ktorých reakčné teplá poznáme a tie kombinujeme dovtedy, kým nezískame rovnicu reakcie, ktorej reakčné teplo chceme vypočítať. S termochem. rovnicami teda robíme rovnaké algebrické operácie ako v matematike s algebr. rovnicami.                                 Výpočet reakčného tepla z väzb.energií   Reak.teplo možno vypočítať z väzb.energií látok.Reak. teplo je dané súčtom energie spotrebovanej na rozštiepenie väzieb v reaktantoch a energie, ktorá sa uvoľní pri vzniku väzieb v produktoch. hodnotu väzb. energií R označíme znamienkom +(energia na rozštiepenie väzieb sa spotrebuje) a hodnotu väzb. energií P znamienkom –( energia sa pri vzniku väzieb uvoľní). Ak je energia uvoľnená pri vytvorení väzieb v P väčšia ako energia potrebná na rozštiepenie väzieb v R, reakcia je exotermická. Ak je menšia tak je endotermická.                               Tepelné javy pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode   Pri rozpúšťaní tuh. látok vo vode sa na rozrušenie kryštálovej štruktúry spotrebuje určité množstvo tepla ( zmena entalpie je kladná). Pri hydratácii častíc rozpustenej látky sa teplo uvoľňuje ( zmena entalpie je záporná). Výsledný tepelný efekt pri rozpúšťaní sa rovná súčtu tepelných efektov (hodnôt  zmien entalpií čiastkových dejov). Či sa teplo uvoľní alebo spotrebuje, závisí od množstva tepla, ktoré sa spotrebuje na rozrušenie kryštálovej štruktúry a množstva tepla, ktoré sa uvoľní pri hydratácii iónov. Ak sa pri rozrušení kryšt. štruktúry spotrebuje viac tepla ako sa uvoľní pri hydratácii iónov, tak rozpúšťanie je endotermický dej. Ak sa spotrebuje menej tepla- exotermický dej. - hodnoty rozpúšť. tepiel sú v tabuľkách                                       Druhy reakčných tepiel Reakčné teplá môžme z prakt. dôvodov rozlišovať podľa typu chem. deja.   Reakčné teplo reakcií, pri ktorých vzniká 1 mol zlúčeniny z prvkov, sa nazýva zlučovacie teplo. Reakčné teplo reakcií, pri ktorých sa spaľuje 1 mol východiskových látok za vzniku stabilných oxidačných produktov, sa nazýva spaľovacie teplo.   Ak sú látky v štandardnom stave, hovoríme o štandardnom zlučovacom teple a o štandardnom spaľovacom teple. Symbolicky tieto teplá značíme ∆H0zl a ∆H0sp.   Štandardné zlučovacie teplo je reakčné teplo reakcie, pri ktorej vzniká za štandardných podmienok 1 mol zlúčeniny z príslušného prvku.   Štandardné spaľovacie teplo je reakčné teplo reakcie, pri ktorej za štandardných podmienok reaguje 1 mol látky s kyslíkom za vzniku najstabilnejších oxidačných produktov.   Zlučovacie a spaľovacie teplá majú veľký praktický význam:   - v chem. tabuľkách nemusia byť uvedené hodnoty reak. tepiel pre každú reakciu. Stačí uviesť iba hodnoty spaľ. a zluč. tepiel.   - vypočítavajú sa z nich reak. teplá reakcií, ktoré nemožno priamo experimentálne zmerať   Výpočty reak. tepiel sa robia na základe aplikácie termochem.zákonov. 1. zo zluč. tepiel ∆H = ∑p vp (∆Hzl)p - ∑v |vv| (∆Hzl)v - vp – stechiometrické koeficienty produktov a vv východiskových látok 2. zo spaľ. tepiel ∆H = ∑v |vv| (∆Hsp)v -∑p vp (∆Hsp)p