HEMIJSKI ZAKONI
OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI Zakon o održanju mase Zakon stalnih masenih odnosa Zakon umnoženih masenih odnosa Zakon ekvivalentnih masenih odnosa Gej – Lisakov zakon zapreminskih odnosa Avogadrov zakon
Zakon o održanju mase Antoan-Loren de Lavoazje otac savremene hemije – uveo u hemiju vagu i druge postupke merenja – osnivač savremene hemije
Ukupna masa supstanci koje učestvuju u hemijskoj reakciji ostaje konstantna Ukupna masa reaktanata jednaka je ukupnoj masi produkata reakcije
m
reaktanata
= m
produkata
Primer : 4 NH3
+
5 O2
→
4.14g + 12.1g + 10.16g
4 NO + 6 H2O =
4 .14g + 12. 1g + 10.16g
228g = 228 g
Zakon o ekvivlenciji mase i energije Masa i energija se ne mogu očuvati odvojeno, već se može govoriti samo o očuvanju ukupne mase i energije sistema. Albert Ajnštajn 1879 - 1955
Masa se može pretvarati u energiju i obrnuto - U svakoj reakciji u kojoj dolazi do promene energije mora doći i do promene mase Ajnštajnova jednačina
E = mc
2
Albert Ajnštajn (1905)
Kokroft i Valton (1932.) su prvi dokazali ispravnost Ajnštajnove jednačine. Primer: sagorevanjem 10 g fosfora oslobadja se 2,4 x 105 J toplote Promena mase je:
m=
2,4 x 105 J
E -12 = kg 2,7 x 10 = 2 9 2 c (3 x 10 m/s)
Zakon stalnih masenih odnosa Žozef Prust (1799)
Elementi se jedine u stalnim masenim odnosima zbog čega je sastav jedinjenja stalan, bez obzira kako je to jedinjenje dobijeno.
Jedno određeno hemijsko jedinjenje sadrži uvek iste elemente međusobno sjedinjene u istim masenim (težinskim) odnosima. 1 g vodonika + 8 g kiseonika → 9 g vode 2 g vodonika + 8 g kiseonika → 9 g vode 1 g vodonika nije reagovao – višak vodonika
11,19 g vodonika + 88,81 g kiseonika → 100 g vode 11,19 g vodonika + 100 g kiseonika → 100 g vode 11,19 g kiseonika u višku H2O 2:16 H:O = 1:8 7 g gvoždja + 4 g sumpora → 11 g gvoždje(II)-sulfida
Primer: H2O
2 H2 + O2 → 2 H2O 4 g : 32 g → 36 g 1g : 8g → 9g
/ :4
4 grama H2 + 4 grama O2 1 g (H2)………..8 g (O2) x g (H2)………. 4 g (O2)
?
¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯ x = 0,5 g (H2) se jedini sa 4 g O2 4 g – 0,5 g = 3,5 g (H2) u višku 0,5 g (H2) + 4 g (O2) → 4,5 g (H2O)
Eksperimentalna potvrda: J. S. Stas, 1860 Na 4 načina sintetizovao je AgCl 132,843g AgCl 100 g srebra
132,848 g AgCl 132,842 g AgCl 132,849 g AgCl
Greška: 6g na 100000g srebra – eksperimentalna greška
Šematski ovaj zakon se može prikazati na primeru metana, CH4
Bertole protivnik zakona – proučavao je legure Bertolidi – jedinjenja sa nestehiometrijskim sastavom (C. L. Bertholletu) Cela klasa jedinjenja, tzv nestehiometrijska jedinjenja ili Bertolidi su izuzeci od ovog zakona. Kod tih jedinjenja, odnos elemenata se kreće u određenim granicama. Primer:
idealna formula gvožđe oksida je FeO, ali je zbog kristalografskih šupljina ona zapravo Fe0,95O.
Čiste supstance - stalan hemijski sastav Daltonidi – jedinjenja koje imaju stalan hemijski sastav (Johnu Dalton)
Zakon umnoženih masenih odnosa Džon Dalton (1802) Ako se sjedinjavanjem dva elementa gradi više jedinjenja, onda različite mase jednog elementa koje se jedine sa istom masom drugog elementa stoje međusobno u odnosu malih (jednostavnih) celih brojeva.
Najčešći primeri su oksidi N2O = 28 : 16 = 14 : 8
= 14 :1 x 8
NO = 14 : 16 = 14 : 16 = 14 : 2 x 8 N2O3 = 28 : 48 = 14 : 24 = 14 : 3 x 8 NO2 = 14 : 32 = 14 : 32 = 14 : 4 x 8 N2O5 = 28 : 80 = 14 : 40 = 14 : 5 x 8 masa azota – stalna masa kiseonika - promenljiva 8 : 16 : 24 : 32 : 40 = 1 : 2 : 3 : 4 : 5
Primer 2: H2O = 2 : 16 = 1 : 8 = 1 : 1 x 8 H2O2 = 2 : 32 = 1 : 16 = 1 : 2 x 8
8 : 16 = 1 : 2
Zakon ekvivalentnih masa Jeremias Benjamin Richter DEFINICJA ZAKONA:
Mase dveju supstanci koje reaguju bez ostatka sa jednakom masom neke treće supstance su međusobno ekvivalentne
Primer:
1 g vodonika
3 g ugljenika = CH4 8 g kiseonika = H2O
3 g ugljenika + 8 g kiseonika = 11 g CO2
Primer: CH4 12 g C : 4 g H /:4 3gC:1gH
H2O
CO2 12 g C : 32 g O/: 4 3gC : 8gO
2 g H : 16 g O /:2 1gH: 8gO
Hemijski elementi jedine se medjusobno i jedan drugog zamenjuju u odnosu svojih ekvivalenata Ekvivalentna masa – masa hemijske supstance (elementa ili jedinjenja) koje medjusobno reaguju u potpunosti bez ostatka Ekvivalentna masa - masa elemenata koja se jedini sa jednim mol-atoma vodonika (1,008 g) ili ga zamenjuje u hemijskim reakcijama
ma(H) = 1 H2O
ekvivalentna masa kiseonika
2:16 H:O = 1:8
ma(O) = 8 jedinica(g/mol)
Hemijski ekvivalent kiseonika u H2O je 1/2mola; Hemijski ekvivalent azota u NH3 je 1/3 mola
Daltonova atomska teorija Postulati (postavke): 1. Najsitniji deo elementarne supstance je atom atom je nedeljiv. 2. Atomi jedne proste supstance (elementa) imaju iste mase
3. Atomi različitih elemenata imaju različita osobine i različite mase
4. Hemijska jedinjenja nastaju spajanjem atoma odgovarajućih elemenata
U toku hemijske reakcije atomi se samo pregrupisavaju. Oni niti nastaju niti nestaju. Atomi – male čestice Ne možemo meriti apsolutnu masu atoma Dalton – uveo pojam relativne atomske mase (Ar) (atomska težina)
Ar =
ma ma(H)
Gej–Lisakov zakon zapreminskih odnosa Joseph Louis Gay-Lussac
Zapremine gasova koji medjusobno reaguju ili nastaju tokom hemijske reakcije stoje u odnosu malih celih brojeva ako su merenja vršena pri istim uslovima pritiska i temperature.
Avogadrova hipoteza o molekulima (zakon) Amadeo Avogadro Najmanja čestica gasa – molekul Molekuli gasa = 2 atoma
U jednakim zapreminama različitih gasova pri istim uslovima pritiska i temperature nalazi se isti broj molekula
1 dm3 vodonika + 1 dm3 hlora → 2 dm3 hlorovodonika N molekula vodonika+ N molekula hlora → 2 N molekula hlorovodonika
1 molekula vodonika + 1molekula hlora → 2 molekula hlorovodonika 2 zapremina 1 zapremina
1 zapremina
+ vodonik
hlor hlorovodonik
U jednakim zapremina različitih supstanci u gasovitom stanju pod istim uslovima nalazi se isti broj čestica NA – Avogadrov broj NA = 6,023 x 1023
Gej-Lisakov zakon
Avogadrova hipoteza
Može se odrediti broj atoma u molekulu gasa Ekvivalentna masa
Ar N Mr
Mr = Σ Ar, i Mr(HCL) = Ar(H) + Ar(Cl) Mr(HCL) = 1.008 + 35.453 = 36.461 Iz Avogadrovog zakona sledi: 1.Iz gustine gasa možemo odrediti molekulsku masu gasa
D(B) =
M(A) M(B)
2. T = 273 K (t = 0oC), p = 101,325 kPa 1 mol gasa Vm = 22,4 dm3 (molarna zapremina gasa) 1 mol = 6,023 x 1023 molekula
1 mol bilo kog gasa pod normalnim uslovima zauzima zapreminu Vm = 22, 4 dm3 Vm = Vm = 22,4 dm3 1 mol, T = 273 K, p = 101,325 kPa
Pojam relativne gasne gustine (D) Odnos masa istih zapremina dva različita gasa pri istim uslovima temperature i pritiska naziva se relativnom gasnom gustinom m(A) m(A) = masa gasa A D(B) = m(B) m(B) = masa gasa B gas A
gas B (poznate mase) VA
=
VB
NA(molekula) = NB(molekula) nA = nB
mA
=
MA
m(A) m(B)
mB MB
=
M(A) M(B)
D(B) =
M(A) M(B)
M(A) = molekulska masa gasa A M(B) = molekulska masa gasa B
M(B) = poznata molekulska masa nekog gasa (B)
molekulska masa vazduha M(vaz.) = 29 g/mol
D(B) =
M(A) 29 g/mol
M(A) = 29 g/mol x D(vaz.) MA = MB x DB
Primer: Relativna gustina gasa prema vodoniku je 22. Izračunati molarnu masu nepoznatog gasa. Ar(H) = 1 MX = DH x MH
MX = 22 x 2 g mol-1 = 44 g mol-1
STEHIOMETRIJA
Ukupan broj molova svakog elementa u hemijskoj reakciji je konstantan
Primer:
Koliko se grama bakar(II)-fosfata dobija dejstvom fosforne kiseline na 12 g bakar(II)-oksika? Ar(Cu) = 63,5; Ar(P) = 31, Ar(O) = 16; Ar(H)=1 Mr(Cu3(PO4)2) = 3x63,5 + 2x31 + 8x16 = 380,5 Mr(CuO) = 63,5 + 16 = 79,5 3 x 79,5 3 CuO + 2 H3 PO4 12 g
380,5 Cu3(PO4)2 + 3 H2O X g
3 x 79,5 g/mol CuO : 380,5 g/mol Cu3(PO4)2 = 12 g CuO : X
X=
380,5 g/mol x 12 g 3 x 79,5 g/mol
= 19,1 g Cu3(PO4)2
