nedjelja, 31. ožujka 2013.

Osnovni zakoni hemije


Hemija zauzima središnje mjesto među prirodnim naukama. Ona se bavi molekulima, njihovom strukturom, osobinama i transformacijama, i principima na kojima se osobine molekula zasnivaju. Pošto se molekuli nalaze u osnovi materije, u najširem smislu, a materija je jedan od vidova postojanja cijelog svemira, hemija je jedna od "kosmičkih nauka".



Zbog ove svoje sveobuhvatnosti, hemija se dodiruje i značajno preklapa sa drugim prirodnim naukama. Tako ona ulazi u fiziku, geologiju i astronomiju, s jedne strane, i u biologiju, fiziologiju i medicinu, s druge strane. Na jednom kraju spektra hemijskih nauka, koji je orijentiran ka istraživanju atoma iz kojih su izgrađeni molekuli, i subatomskih čestica iz kojih su izgrađeni atomi, hemija je dala značajne doprinose. Klasičan primjer za sva vremena jest oslobađanje energije iz atoma. Ni jedan drugi pojedinačni događaj u nauci nije imao tolike neposredne i dalekosežne posljedice kao što je to slučaj sa atomskom energijom. Intelektualna dostignuća na drugom kraju spektra koji obuhvata hemijska nauka, imaju podjednako značajne posljedice. To su otkrića vezana za molekulske osnove života gde je hemija uspjela da prodre duboko u izuzetno složene molekulske mehanizme biohemijskih procesa i transfera genetskih informacija u živim sistemima.


Periodni sistem elemenata


Iako je sastavljanje periodnog sistema nešto što se rutinski pripisuje Mendeljejevu, periodizacija i sistematizacija elemenata ima znatno dužu istoriju.

Već u XVII veku, tačnije 1661. godine, Robert Bojl je poređao tada poznatih 13 elemenata po rastućoj relativnoj atomskoj masi, dok će ovaj sistem proširiti Lavoazje sa dodatnih 11 elemenata.

Za ovo vreme značajna otkrića na polju hemije i fizike, omogućila su otkrivanje i imenovanje novih elemenata, tako da je potreba za klasifikacijom tog rastućeg broja poznatih elemenata postajala sve očiglednija. Johan Debernajer, kao odgovor na ovu potrebu, formira sistem elemenata koji su bili poređani u trijade, po zajedničkim osobinama, i tako da relativna atomska masa srednjeg elementa trijade bude aritmetička sredina gornjeg i donjeg. Sličnu sistematizaciju dao jr i francuz de Šakankurtua, koji je došao na ideju da elemente, po rastućoj relativnoj atomskoj masi poređa u spiralu obmotanu oko valjka.

Svakako najozbiljni pomak ka današnjem periodnom sistemu, pre Mendeljeva dao je Džon Njulends koji je prema ugledu na muzičke oktave, dao periodni sitem sa elementima poređanim u oktave, tako da se osobine periodično ponavljaju nakon svakih 7 elemenata. U vertikalnim kolonama, elementi su bili poređani po porastu Ar, dok su horizontalne vrste bile uslovljene sličnošću u osobinama.

Ipak rad Mendeljejeva na periodzaciji elemenata ostao je zapamćen kao najvažniji, nemalo zato što je njegovo rešenje periodnog sistema zaista bilo najadekvatnije. 1869. on daje prvu verziju periodnog sistema sa rasporedom elemenata sličnim onom kod Njulendsa. Ovakav raspored Mendeljejev je uslovio zakonom periodičnosti koji je dao po kome su fizičke i hemijske osobine elemenata periodične funkcije njihove relativne atomske mase.

1871. Mendeljev daje drugu, reformisanu verziju preiodnog sistema koja se temeljila na izmeni koju je Mendeljejev napravio u zakonu periodičnosti. Naime, on je primetio da su osobine hemijskih elemenata zapravo periodične funkcije njihovih rednih brojeva. Reformisani periodni sistem imao je elemente podeljene u vertikalne nizove - grupe - koje su sadržale elemente sličnih osobina i horizontalne nizove - periode - koje su imale elemente poređane po rastućem rednom broju, i u kojima su su osobine iz prethodnog niza periodično ponavljale. Grupa je u početku bilo 8, prvih 7 su imale podgrupe dok je osma bila podeljena u trijade. Perioda je bilo sedam, i sistem nije sadržao plemenite gasove. Mendeljejev je takođe predvideo postojanje elemenata sa drugim atomskim masama koji još nisu bili otkriveni, ali je na osnovu zakona periodičnosti za njih ostavio odgovarajuća mesta.

Danas se ova periodičnost objašnjava periodičnošću javljanja sličnih elektronskih konfiguracija u odgovarajućim atomima.


1. Zakon o održanju mase

Naziva se još i Lavoazijeov zakon, mada ga je otkrio Lomonosov malo prije Lavoazijea, a glasi:

"Ukupna masa supstanci koje učestvuju u hemijskoj reakciji reakciji se ne mijenja"

Na primjer,

Ako A i B predstavljaju mase supstanci koje ulaze u hemijsku reakciju, a C i D mase supstanci koje nastaju hemijskom reakcijom, zakon o održanju mase tvrdi da je:

A+B=C+D

Iz ove jednačine može se izračunati nepoznata masa bilo koje supstance, i hemičari je stalno koriste u eksperimentalnom radu.


Pri opisivanju hemijskih zakona i pojava neću ulaziti previše u detalje, da ne zakomplikujem, tako da ni ovdje neću govoriti o uticaju promjene energije na masu i obrnutu, zanemarivanju i razlozima zanemarivanja odredjenih uticaja.

Zakon o održanju mase je osnovni zakon hemije i ostali zakoni hemije su izvedeni iz njega.


2. Zakon stalnih masenih odnosa ili stalnih sastava jedinjenja
Prustov zakon - I stehiometrijski zakon


Ovaj zakon dokazao je Prust (1799) i on glasi:

"Elementi se međusobno jedine u stalnim masenim odnosima pa je zbog toga sastav hemijskog jedinjenja stalan bez obzira na način na koji je ono dobijeno"

Prust je izjavio: " jedinjenje je povlašteni proizvod kome je priroda odredila odredjeni sastav"
Sva jedinjenja od sjevernog do južnog pola imaju isti sastav, iako im se izgled može mijenjati. Šta to znači?
Ako uzmemo vodu iz bilo kog dijela zemlje i analiziramo bilo koji uzorak, dokazaćemo da se sastoji uvijek od 88.81% masenih kiseonika i 11.19% masenih vodonika. Odnosno da je za dobijanje 100g vode uvijek potrebno 88.81g kiseonika i 11.19g vodonika.

Medjutim danas se zna da ovaj zakon vrijedi za veliku većinu jedinjenja tzv. daltonide gdje je broj atoma elemenata dat cijelim brojem.

Za razliku od njih postoje i jedinjenja na koja se ne može primjeniti Prustov zakon, zato što nemaju stalan hemijski sastav a takva jedinjenja se nazivaju bertolidi.To su jedinjenja koja imaju nepravilnosti u svojoj kristalnoj strukturi tzv. defekte u kristalu.
Postoje i neka druga jedinjenja za koja ne važi prustov zakon, ali u manjem broju.


3. Zakon višestrukih masenih odnosa. Daltonov zakon
II Stehiometrijski zakon

Dalton je postavio zakon koji glasi: "Ako dva elementa grade međusobom dva ili više jedinjenja, onda različite mase jednog elementa, koje se spajaju sa istom masom drugog elementa, stoje medjusobno u odnosu malih cijelih brojeva"

Npr. ako posmatramo azotove okside

kiseonik + azot = 0.571 :1 = (1x0.571) : 1 (azot-suboksid)
kiseonik + azot = 1.142 :1 = (2x0.571) : 1 (azot-monoksid)
kiseonik + azot = 1.713 :1 = (3x0.571) : 1 (azot-trioksid)
kiseonik + azot = 2.284 :1 = (4x0.571) : 1 (azot-dioksid)
kiseonik + azot = 2.855 :1 = (5x0.571) : 1 (azot-pentoksid)

Iz primjera se vidi da se jedna ista količina azota jedini sa različitim količinama kiseonika koje se medjusobno odnose kao mali cijeli brojevi 1:2:3:4:5


4. Zakon spojenih masa. Rihterov zakon

Rihterov zakon glasi: Mase dvaju elementarnih supstaci koje reaguju sa nekom trećom supstancom iste mase reaguju i međusobno, a isto tako i sa nekom četvrtom supstancom jednake i određene mase.

Ovaj zakon se može formulisati i na sljedeći način:

Hemijski elementi se jedine međusobno u odnosu svojih hemijskih ekvivalenata.

Pokušaću to objasniti na primjeru dobijanja metana CH4

C : 2H2 = 12(masa ugljika) : 4 (ukupna masa 4 atoma vodonika) = 3 : 1

Ovo znači da je za dobijanje metana, potrebno 3g ugljika-C i 1g vodonika-H

Ili na primjeru dobijanja vode H2O

H2 : O = 2(masa 2 atoma vodonika) : 16 (masa kiseonika) = 1 : 8

Znači za dobijanje vode potrebno je 1g vodonika - H i 8g kiseonika - O







5. Zakon hemijskog spajanja po zapremini i Avogadrov zakon

Zakon hemijskog spajanja po zapremini ili III stehiometrijski zakon postavio je Gej-Lisak i on glasi:

Pri istom pritisku i istoj temperaturi zapremine gasova koje se jedine stoje međusobno u odnosu malih cijelih brojeva.

Na primjer kod nastajanja vodene pare:

2H2 + O2 = 2H2O = 2 : 1 : 2

Međutim ovdje se može uočiti jedan problem, kod dobijanja hlorvodonika

1dm3 hlora + 1 dm3 vodonika = 2 dm3 hlorvodonika
1 atom hlora + 1 atom vodonika = 2 čestice hlorvodonika

Obe čestice hlorvodonika treba da sadrže i hlor i vodonik, pa bi po Daltonovom zakonu atomi hlora i vodonika trebali da se dijele na dva dijela, što je u suprotnosti sa nedjeljivošću atoma u hemijskim reakcijama.

Ovaj problem riješio je Avogadro tako što je pretpostavio da najmanje čestice slobodnog gasa nisu atomi, već molekule koje su grupe malog broja atoma.

Tako da Avogadrov zakon glasi:

Jednake zapremine različitih gasova na istoj temperaturi i istom pritisku imaju jednak broj molekula.

Što bi značilo na prethodnom primjeru dobijanja hlorvodonika:

1dm3 hlora, 1 dm3 vodonika i 1 dm3 hlorvodonika, na istoj temperaturi i istom pritisku sadrži isti broj molekula

1dm3 hlora + 1 dm3 vodonika = 2 dm3 hlorvodnika
1 molekula hlora + 1 molekula dm3 vodonika = 2 molekule hlorvodonika

Iz Avogadrovog zakona proizilaze dva zaključka:

1. Ako gasovi iste zapremine sadrže isti broj molekula njihove mase se odnose kao mase molekula tih gasova.

2. Ako različiti gasovi iste zapremine sadrže isti broj molekula, onda vrijedi i obrnuto, isti broj molekula bilo kog gasa u istim fizičkim uslovima zauzima istu zapreminu.


Jedan mol svake gasovite supstance u normalnim uslovima ( temperatura - 0 stepeni Celzijusa, odnosno 273,15 stepeni Kelvina, pritisak - 101325 Paskala i zapremina - 22.04 decimetra kubna) sadrži 6.02 x 10na23 molekula.


6. Bojl-Mariotov zakon

Ovaj zakon glasi:
Pri stalnoj(konstantnoj) temperaturi proizvod pritiska i zapremine je konstantan.

pV = const, T=const

Sto bi značilo da je zapremina svakog gasa pri stalnoj temperaturi obrnuto proporcionalna pritisku.
Vrijednost konstante zavisi isključivo od temperature i količine gasa.


7. Šarl - Gej - Lisakov zakon


Postavili su ga zajednički Šarl, koji je utvrdio da se pri istom porastu temperature zapremina raznih gasova poveća za isti iznos i Gaj-Lisak koji je odredio porast zapremine ako se temperatura poveća za 1 stepen C.

Zakon glasi:

Pri stalnom pritisku i stalnoj količini gasa zapremina gasa raste (ili opada) za 1/273.15 dio zapremine pri 0 stepeni C, kada temperatura poraste(ili opadne) za 1 stepen C

V = Vo + (Vo/273.15) x t

gdje je V - zapremina gasa na temperaturi t
Vo- zapremina gasa na 0 stepeni C

odnosno

V = const x T, p = const. n = const


8. Jednačina stanja idealnog gasa

Iz Bojl-Mariotovog, Šarl- Gej-Lisakovog i Avogadrovog zakona proizilazi da je zapremina idealnog gasa određena pritiskom, temperaturom i količinom tvari.

p x V = const x n x T , const = R

pv = nRT - Klajpertonova jednačina ili jednačina stanja idealnog gasa

p - pritisak gas (Pa)
V - zapremina gasa ( u metrima kubnim )
n - količina materije (mol)
R - univerzalna gasna konstanta (J/molK)
T - termodinamička temperatura (K, T = 273.15 + t)


R = 8.314 J/molK








Nema komentara:

Objavi komentar