Hemijski zakoni i pravila

[Bred]

Авогадров закон је један од основних гасних али и хемијских закона. По њему се у једнаким запреминама различитих гасова под истим условима (иста температура и притисак) налази једнак број молекула.

Дао га је италијански хемичар Амедео Авогадро 1811. године мада је тада био на нивоу хипотезе и крајње визионарски јер је коначни доказ исправности Авогадрове претпоставке дала (деценијама касније) кинетичка теорија гасова.

Из закона произлази да је број молекула у одређеној запремини гаса независан од величине или масе молекула тог гаса.

Изузетак су једино племенити гасови који се не могу налазити у молекулском облику већ се код њих ради о једнаком броју атома.

У хемији, суштински је битно, а произилази из моларне запремине гаса и Авогадровог броја да је (при стандардним условима):

1 mol гаса = 22,4 dm³ гаса = 6,022×1023 молекула гаса

Исправност Авогадровог закона има велике импликације и у физици (универзална гасна константа идеалног гаса је иста за све гасове).




Закон о дејству маса (Гулдберг-Вагеов закон) је један од основних закона хемијске кинематике. По њему је брзина хемијске реакције управо сразмерна производу концентрација реагујућих супстанци.

Прецизније говорећи, то значи следеће. Да би дошло до реакције два реактанта морају да се сударе, односно да се приближе на веома мало растојање. Вероватноћа да ће се оба реактанта (мада може да их буде и више) налазити у једном малом делу простора једнака је производу појединачних вероватноћа налажења сваког од њих у том делу простора.

Будући да концентрација (мада дефиниција може да варира од контекста, првобитна дефиниција говорила је о сразмерности брзине са активним масама) представља број честица у одређеном делу простора (запремини), што је концентрације већа, то ће се већи број честица налазити у датој запремини па ће самим тим и вероватноћа њиховог додира бити већа.

Дакле, са повећањем концентрација реагујућих супстанци повећава се и брзина реакције.



Закон сталних запреминских односа (Геј-Лисаков закон) је један од основних хемијских закона. По њему запремине гасова који се једине и запремине награђених гасова (гаса) стоје у сталном односу малих целих бројева.

Закон је дао француски хемичар Жосеф Геј-Лисак 1809. године.

Једноставан пример је реакција директне синтезе амонијака из азота и водоника.

3H₂ (g) + N₂ (g) → 2NH₃ (g)

Дакле, приликом поменуте синтезе, увек ће реаговати 3 запремине водоника са 1 запремином азота приликом чега ће настајати 2 запремине амонијака (3:1:2). Реакција је повратна па ће, логично, важити и обратно.

Геј-Лисаков закон ће Авогадро употребити да би 1811. дао Авогадров закон који, са Геј-Лисаковим, чини основу гасне стехиометрије.



Ле Шатељеов принцип је хемијски принцип који говори о томе како промене услова под којима се одвија повратна хемијска реакција утичу на хемијску равнотежу. Уопштено, он би могао гласити овако: ако се на неки систем у равнотежи делује силом (промена концентрације, температуре или притиска), равнотежа система ће се померити у смеру одупирања овим променама. Дао га је Хенри Луј Ле Шатеље.


Утицај концентрације

Разматрањем реакције разлагања азот-диоксида као примера, може се уочити утицај концентрација учесника реакције на хемијску равнотежу:

2NO2 ⇌ 2NO + O2

На повећање концентрације нпр. NO2 систем ће одреаговати померањем равнотеже у смеру директне реакције, тако тежећи да делимично смањи наметнуто повећање концентрације. По истом принципу, равнотежа ће се померити у десно и смањењем концентрација NO и O2, док ће њихово повећање, као и смањење концентрације NO2, равнотежу померити у лево, односно у смеру повратне реакције.

Утицај температуре

У следећој реакцији директна реакција је егзотермна.

N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 ΔH = -92 kЈ/mol

Будући да се систем одупире променама, смањењем температуре равнотежа ће се померити у десно (јер се у директној реакцији ослобађа температура надокнађујући смањење) и обратно, повећањем температуре реакционог система, равнотежа ће се померити у лево, фаворизујући тако ендотермну реакцију разлагања амонијака.

Утицај притиска

Претходна реакција је погодна и за илустрацију дејства овог фактора:

N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

Прво је потребно уочити број молова са једне и друге стране реакције. Како по Авогадровом закону један мол сваког гаса заузима исту запремину, повећање притиска реакционе смеше ових гасова ће равнотежу померити у десно, будући да четири мола заузимају већу запремину од два мола под истим условима. Наиме, само повећање притиска, уколико није изазвано променом запремине реакционог суда неће узроковати промене у равнотежи система, јер парцијални притисци свих гасова остају у истом односу. Тако, на пример, додавање инертног гаса у смешу неће утицати на равнотежу реакције (уколико се запремина суда одражава константном) иако ће свакако повећати укупни притисак. Међутим, променом запремине затвореног реакционог суда долази до промене парцијалних притисака гасова у смеши, и то помера равнотежу у страну са мање молова. Ово је посебно очигледно уколико се константа равнотеже изрази преко парцијалних притисака реактаната и производа реакције. Уколико је број молова са обе стране равнотеже исти, промена запремине неће утицати на равнотежу.

Један од најбољих примера примене Ле Шатељеовог принципа је у Хабер-Бошовом процесу. Евидентно је да се манипуласањем реакционим условима може утицати на одвијање повратних реакција и тако померањем равнотеже добијати бољи принос жељеног




У хемији, Марковниковљево правило је запажање засновано на Зајцевљевом правилу.

Када се адиција врши на алкен, чији атоми угљеника везани двоструком везом не садрже исти број водоникових атома, онда се водоник из реангенса везује за онај угљеников атом који има више везаних водоникових атома. Позитивно наелектрисан део адираног молекула везује се тамо где има више водоника, а негативно наелектрисан јон где има мање.


Закон сталних односа маса (Прустов закон) је један од основних хемијских закона. По њему се елементи међусобно једине у тачно одређеним и сталним масеним односима када дају исто једињење.

Закон је 1794. дао француски хемичар Жосеф Пруст.

Из овог закона јасно произилази да је састав хемијских једињења сталан без обзира на начин њиховог добијања. Тако ће на пример вода у себи увек садржати 8 маса кисеоника на сваку масу водоника. (Ar(H)=1 g/mol, Ar(O)=16g/mol))

Иако овај закон важи за огромну већину једињења (заједно се називају далтоноиди) постоји одређен број изузетака. Тако нпр. нека једињења појединих метала и кисеоника у зависности од услова под којим настају имају варијабилан састав. У том случају се ради о бертолоидима. Међутим, број ових једињења је занемарљив.


Закон умножених (вишеструких) масених односа (Далтонов закон) је један од основних хемијских закона. По њему: ако два елемента граде већи број једињења тада се иста маса једног елемента једини са различитим масама другог елемента које стоје у односу малих целих бројева. Другачије речено, масе елемента који се једини са истим масама првог елемента стајаће у односу малих целих бројева.


http://sr.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D1%82%D0%B5%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B8%D1%98%D0%B0:%D0%A5%D0%B5%D0%BC%D0%B8%D1%98%D1%81%D0%BA%D0%B8_%D0%B7%D0%B0%D0%BA%D0%BE%D0%BD%D0%B8_%D0%B8_%D0%BF%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%B8%D0%BB%D0%B0