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 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.

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