1

HEMIJSKI ZAKONI I

POJMOVI

HEMIJA je nauka o materiji i njenim promenama.

Masa i energija su dva glavna vida materije.

Masa i energija mogu da menjaju oblike i da prelaze izjednog vida u drugi, ali ni masa ni energija ne mogu bitini uništene, niti ni iz čega stvorene.

2

Dve vrste promena:

• Fizičke promene- do promene stanja materije (agregatna stanja)

• Hemijske promene- do promene sastava materije

► C + O2 →→→→ CO2 + x kJT

► 2 HgO →→→→ 2 Hg + O2narandžast siv potpomaže

gorenje

OBLICI MATERIJE U HEMIJI

MATERIJA

���� ����

fizičko odvajanječiste supstance s m e š e

(stalan sastav) (promenljiv sastav) ���� ���� ���� ����

jedinjenja ←→←→←→←→ elementi homogene smeše heterogene smeše

↑ ↑ ↑hemijskim reakcijama iste osobine dve ili više

unutar smeše faza

3

HEMIJSKI ELEMENT

Danas - 117 hemijskih elemenata

94 prirodnih 23 veštačkielemenata dobijenih

Element sa rednim brojem 118 je sintetisan (dok 117 nije).

Hemijski element je supstanca koja sadrži atome samo jedneatomske vrste, odnosno atome istog rednog broja.

HEMIJSKO JEDINJENJE

Hemijsko jedinjenjeje složena supstanca, nastala od dva ili višeelemenata, koji su meñusobno vezani hemijskim vezama u tačnoodreñenom odnosu.

Na i Cl2 NaClmetal zelenkast - nema metalne osobine

gas - nije zelena- nije gasovita

to je - kristalna, bela supstanca

4

SMEŠA

Smešaje sastavljena od dve ili više komponenti koje susamo mehanički izmešane u sasvim proizvoljnim odnosima.

Homogene Heterogene

- iste osobine u svim delovima - različite osobine u pojedinim- so u vodi, šećer u vodi delovima

- led u vodi

Smeša koja se sastoji iz Fe i S i razdvajanje te smeše

5

HEMIJSKI SIMBOLI, FORMULE I JEDNA ČINE

Hemijski simboli

Bercelijus - 1813.

Element Simbol Latinski naziv

natrijum Na Natriumkalijum K Kaliumgvožñe Fe Ferrumbakar Cu Cuprumsrebro Ag Argentum

Ako nazivi dva ili više elemenata počinju istim slovom

H – hydrogenium N – nitrogenium O – oxigeniumHe – helium Ne– neon Os – osmium

Simbol hemijskog elementa označava:

1. skraćeno ime hemijskog elementa2. jedan atom datog elementa3. jedan mol atoma datog elementa koji sadrži 6,022 ⋅⋅⋅⋅ 1023 atoma

6

Hemijske formule

- za predstavljanje sastava molekula

- kraći naziv jedinjenja

H2H2SHNO3

Primer – voda se možepredstaviti u tri sveta

Hemijske formule: - kvalitativni sastav- kvantitativni sastav H2SO4

Hemijska formula može biti:

- molekulska (pokazuje stalan sastav Na2SiO3, HNO3)

- empirijska (ne pokazuje stalan sastav)

7

Hemijska formula (ili formulska jedinka) predstavlja:

1. skraćeno ime hemijskog jedinjenja

2. jedan molekul hemijskog jedinjenja

3. jedan mol molekul hemijskog jedinjenja koji

sadrži 6,022 ⋅⋅⋅⋅ 1023 molekula.

Hemijske jednačine

Prikazuju hemijske reakcije pomoću hemijskih formula.

REAKTANTI PROIZVODI REAKCIJE

različite osobine

2 H2 + O2 →→→→ 2 H2O

- gas - gas - tečna- lako gori - podržava - niti gori, niti podržava

gorenje gorenje, već ga sprečava

8

Hemijska jednačina daje tačan, kvantitativan odnos svih

učesnika u reakciji (zakon o održanju mase) pa se još naziva i

stehiometrijska jednačina.

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 →→→→ Ca3(PO4)2 + 6 H2O

5 mola 7 mola

418 grama 418 grama

Uzroci hemijskih reakcija :

• nastajanje lako isparljivog jedinjenja

• nastajanje slabo disosovanog jedinjenja

• nastajanje slabo rastvornog jedinjenja

• oksidoredukcija

9

Energetske promene u hemijskim reakcijama

Egzotermna

H2(g) + ½ O2(g) →→→→ H2O(l) ∆∆∆∆rH = -285,8 kJ/molH2(g) + ½ O2(g) →→→→ H2O(g) ∆∆∆∆rH = -241,8 kJ/mol

Važna su agregatna stanja.

Endotermna

N2(g) + O2(g) ���� 2 NO(g) ∆∆∆∆rH = +180 kJ/mol

Hemijske reakcije zavisno od toplotnih efekata - izučava ihtermohemija: - egzotermne

- endotermne

Za osobine sistema i promene u njemu potrebne su termodinamičke funkcije stanja: - entalpija, H

- entropija, S

Entalpija : - karakteriše energiju sistema na stalnom pritisku i temperaturi

- entalpija reakcije ∆rH, je toplota koja se oslobodi ili vezuje pri hemijskoj reakciji

10

HESOV ZAKON

Toplota hemijske reakcije, koja se odigrava pri stalnompritisku, ne zavisi od puta kojim se reakcija odigrava, već

zavisi samo od početnog i krajnjeg stanja sistema.

Za izračunavanje promena entalpije sistema koje se teško eksperimentalno odreñuju:

•••• odreñivanje energije kristalne rešetke•••• entalpija rastvaranja i hidratacije

Entropija : - predstavlja meru neureñenosti sistema i

zavisi samo od temperature i pritiskaPromena entropije ∆S, iskazuje promenu ureñenosti sistema.

Za predviñanje spontanosti reakcije potrebno je poznavati:

•••• promenu energije sistema, koju pokazuje promena entalpije ∆rH

•••• promenu ureñenosti sistema, koju pokazuje promena entropije ∆S

11

OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI

1. Zakon o održanju mase

-Lavoazijeov zakon-

″″″″Zbir masa supstanci koje stupaju u hemijsku reakciju jednak

je zbiru masa supstanci koje nastaju kao proizvod te

reakcije″″″″.

4 NH3 + 5 O2 →→→→ 4 NO + 6 H2O4 azota 4 azota

12 vodonika 12 vodonika10 kiseonika 10 kiseonika

Nepromenjen odnos masa.

12

2. Zakon stalnih odnosa masa

-Prustov zakon-

″″″″Atomi elemenata se jedine u hemijsko jedinjenje u stalnomodnosu masa″″″″

″″″″Sastav hemijskog jedinjenja je stalan, bez obzira na kojije način nastalo″″″″

• H2O

2 H2 + O2 →→→→ 2 H2O4 g : 32 g →→→→ 36 g / :41 g : 8 g →→→→ 9 g

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)

13

Šematski ovaj Zakon se može prikazati na primeru metana, CH4

3. Zakon umnoženih odnosa masa

-Daltonov zakon-

″Ako dva ista elementa grade veći broj razli čitih jedinjenja, nastalnu masu jednog elementa dolaze različite mase drugog

elementa, a te različite mase stoje u odnosu malih celih brojeva″″″″

Najčešći primeri su oksidi

CrO 52 g : 16 g 52 g : 16 g /:16 1 /·2 2Cr2O3 104 g : 48 g /:2 52 g : 24 g /:16 1,5 /·2 3CrO 3 52 g : 48 g 52 g : 48 g /:16 3 /·2 6

↑stalna masa

14

4. Zakon spojnih masa

-Rihterovo pravilo-

″″″″Mase dveju supstanci koje reaguju bez ostatka sa jednakom

masom neke treće supstance su meñusobno ekvivalentne″″″″

Primer: CH4 H2O12 g C : 4 g H /:4 2 g H : 16 g O /:23 g C : 1 g H 1 g H: 8 g

Odnos Odnosekvivalentnih 3 : 1 ekvivalentnih 1 : 8masa C i H E(C) : E(H) masa H i O E(H) : E(O)

Na osnovu ovog zakona mase ugljenika (3 grama) ikiseonika (8 grama) su ekvivalentne i u tom odnosu suzastupljene u odgovarajućem oksidu ugljenika (CO2).

CO2

12 g C : 32 g O /:4

3 g C : 8 g O

E(C) : E(O)

15

Daltonova atomska teorija

Čine je četiri postulata:

1. Atomi su najsitnije čestice elementa, koje mogu sudelovatiu hemijskoj reakciji i nevidljivi su

2. Atomi jednog istog elementa imaju jednake mase

3. Atomi različitih elemenata imaju različite osobine irazličiti su po masi

4. Hemijska jedinjenja nastaju spajanjem atoma odreñenihelemenata (″″″″složeni atomi″″″″)

16

Zakon stalnih zapreminskih odnosa

-Gej-Lisakov zakon-

2 H2 + O2 →→→→ 2 H2O

2 dm3 vodonika + 1 dm3 kiseonika →→→→ 2 dm3 vodena pare2 : 1 : 2

″″″″Zapremine gasovitih supstanci koje meñusobno reaguju ilinastaju u hemijskoj reakciji, merene pod istim uslovima, odnose se kao mali celi brojevi″″″″ .

Avogadrov zakon

Po njemu su najmanječestice gasa, grupe malog broja atoma, koje je nazvao molekulama.

″″″″Jednake zapremine različitih gasova, pod istim uslovima

(P i T) sadrže isti broj molekula″″″″.

H2 + Cl2 →→→→ 2 HCl1 dm3 (H2) + 1 dm3 (Cl2) →→→→ 2 dm3 (HCl)

N molekula (H2) + N molekula (Cl2) →→→→ 2 N molekula HCl

1 molekul H2 + 1 molekul Cl2 →→→→ 2 molekula HCl

1 V 1 V 2 V

○○ + ●● →→→→ ○● ○●

H2 Cl2 HCl

17

Standardna molarna zapremina, Vm, i pri T = 273 K i P = 101,3 kPa iznosi22,4 dm3/mol.

• mol bilo kog gasa pod normalnim uslovima zauzima zapreminu22,4 dm3

Vm = Vm = 22,4 dm3

1 mol, T = 273 K, P = 101,3 kPa

RELATIVNA ATOMSKA MASA – Ar

• broj koji pokazuje koliko je puta prosečna masa atomaelementa veća od 1/12 mase atoma izotopa ugljenika12C

Ar(x) = ma(x)/(1/12)ma(12C)

Ar nisu celi brojevi, zbog pojave izotopa.

Ar je neimenovan broj.

Ar(H) = 1,00794

Ar(O) = 15,99

18

RELATIVNA MOLEKULSKA MASA – M r

• Relativna molekulska masaje neimenovan broj koji pokazujekoliko je puta masa nekog molekula veća od 1/12 mase izotopa

ugljenika 12C.

M r(H2O) = 2·Ar(H) + Ar(O)M r(H2O) = 2·1 + 16

M r(H2O) = 18

M r se odnosi i na jonska jedinjenja iako ona ne sadržemolekule.

M r(CaCl2) = Ar(Ca) + 2·Ar(Cl)M r(CaCl2) = 40 + 2·35,5

M r(CaCl2) = 111

19

MOL I MOLARNA MASA

Koli činu supstance – nJedinica -mol.

Mol je ona količina supstance koja sadrži onoliko elementarnihčestica koliko se nalazi atoma u 12 grama ugljenikovog izotopa 12C.

Čestice - atomi, molekuli, joni i elektroni.

Broj čestica iznosi NA = 6,022·1023 Avogadrov broj

- mol molekula →→→→ 6,022·1023 molekula- mol atoma →→→→ 6,022·1023 atoma- mol jona →→→→ 6,022·1023 jona

Molarna (molska) masa– M je masa jednog mola izraženau gramima

molarna masa atoma molarna masa molekulaAr(N) = 14 Mr(NH 3) = 17

M(N) = 14 g/mol M(NH3) = 17 g/mol

20

n = M

mn =

AN

N

● 1 mol atom H →→→→ 6,022·1023 atoma H

M(H) = 1,008 g/mol

● 1 mol molekul H2 →→→→ 6,022·1023 molekula H2

M(H 2) = 2,016 g/mol