Основни х емијски закони

Већина хемијских елемената јавља се у природи у облику два или више стабилних изотопа. Постоје и елементи који се састоје само од једне врсте атома (нпр. натријум, флуор и фосфор). Данас је утврђен изотопни састав свих природних елемената. Касније ћемо видети да релативне атомске масе елемената представљају просечне (средње) вредности, израчунате на основу количинских удела свих изотопа датог елемента у природној смеши. Хемијска својства изотопа истог елемента су готово идентична. Уколико разлике постоје, оне су толико мале да се могу занемарити. Изузеци су изотопи водоника који се веома разликују по својој маси, услед чега су им и својства доста различита.

* Латински: quantitas – количина, множина Закони сваке природне науке, па и хемије, представљају одраз закона објективног света у свести људи. Природа је објективна и постојала је милијардама година пре појаве човека на Земљи. Стога и закони по којима се појаве у њој одигравају такође објективно постоје и не зависе од воље и утицаја човека. Он открива и изучава законе природе, неке од њих користи у интересу друштва, али на њих не може утицати нити их мењати. Свака природна наука изучава одређени скуп појава у природи: физика – физичке појаве, хемија – хемијске промене супстанци, а биологија – процесе који се одвијају у биљним и животињским организмима. У основи, постоје две врсте закона природе: специфични (посебни) закони који обухватају релативно уски круг појава. Тако се нпр. закони термохемије (види стр. 69–74) односе само на енергетске промене при хемијским реакцијама. Општи закони природе су такви закони којима се потчињавају све појаве у природи, те важе у свим гранама природних наука. Такав је нпр. закон одржања масе и енергије. Због великог значаја закона природе у хемији, неопходно је да на почетку изучавања ове науке у средњој школи размотримо неколико основних хемијских закона којима се тумаче квантитативни* односи супстанци при хемијским реакцијама, и то: закон о одржању масе, закон сталних масених односа, закон умножених масених односа, закон сталних запреминских односа и Aвoгадров закон. Добро познавање ових закона олакшаће вам разумевање наставног градива и његову примену код решавања стехиометријских задатака.

Закон о одржању масе гласи: Укупна маса супстанци које ступају у

хемијску реакцију једнака је укупној маси производа реакције.

Према савременим схватањима, укупна маса супстанце једнака је збиру мâсa свих атома од којих је она изграђена. Из закона о одржању масе следи да при хемијским реакцијама не може нестати нити настати ниједан нови атом, већ се они само повезују у другим комбинацијама градећи нове супстанце. Закон о одржању масе има велики практични значај у хемији, пошто се на њему заснивају методе квантитативне анализе супстанци. Привидна одступања

од овог закона обично указују на погрешке при извођењу експерименталних поступака. Он такође омогућује контролу тока технолошких процеса и састављање материјалног биланса производње. Закон о одржању масе открили су независно један од другог руски природњак М. В. Ломоносов 1756. и француски хемичар А. Л. Лавоазје 1773. године, који је у хемијску лабораторију први увео вагу за мерење масе супстанци.

Закон сталних масених односа (закон сталности састава хемијских

једињења) – односи се на сједињавање хемијских елемената, а може се формулисати овако: Елементи се једине у тачно одређеним и (сталним) масеним

односима када граде једно исто једињење. Елементарни састав једињења је сталан, без обзира на који је начин и из којих супстанци оно добијено.

Овај закон тумачи се атомско-молекулском грађом супстанци. Тако се нпр. гвожђе и сумпор једине у масеном односу 7 : 4 када граде гвожђе(II)- -сулфид, FeS. Из формуле овог једињења се види да су атоми Fe и S повезани у брojчаном односу 1 : 1. То практично значи да се у 7 g гвожђа налази исти број атома Fe као и атома S у 4 g сумпора. Из тога следи да је однос маса атома Fe и атома S такође 7 : 4, тј. да атом Fe има скоро два пута већу масу од атома S, што се лако може проверити поређењем релативних атомских маса ова два елемента. Елементарни састав једињења експериментално се одређује поступцима хемијске анализе (тј. разлагања датог једињења на елементе) и поступцима хемијске синтезе (тј. добијања једињења из елемената). Закон сталних масених односа открио је 1799. године француски хемичар Жозеф Пруст. Открићем овог закона први пут се појавила могућност научног разграничења појмова једињења и смеша.

Закон умножених масених односа гласи: Када два елемента граде два

или више хемијских једињења, онда се масе једног елемента које се једине са истом масом другог елемента, међусобно односе као мали цели бројеви.

Тако нпр. угљеник и кисеоник граде два једињења: угљеник(II)-оксид, CO и угљеник (IV)-оксид, CO 2 *. Односи мâсa угљеника и кисеоника у овим једињењима су следећи:

угљеник(II)-оксид, CO: угљеник(IV)-оксид, CO 2 : m (C) : m (O) = 6 : 8, m (C) : m (O) = 6 : 16, односно 6 : 1 x 8 односно 6 : 2 x 8.

Видимо да масе кисеоника које се једине са истом масом угљеника (6 mg, 6 g, 6 kg …) међусобно стоје у односу 8 : 16, односно после дељења са осам 1 : 2. Закон умножених масених односа открио је 1803. године енглески хемичар Џон Далтон. Наведени закони сједињавања хемијских елемената послужили су Далтону као основа за постављање прве научне атомске теорије (види стр. 29). Једињења сталног (стехиометријског) састава називају се далтониди у част Џона Далтона, чија је атомска теорија играла важну улогу у тумачењу закона сталних и умножених масених односа. У далтониде спадају: сва једињења у гасовитом стању, вода, неорганске соли и органска једињења. Међутим,

* Уколико неки хемијски елемент у својим једињењима има променљиву валенцу, она се означава римским бројем у загради иза назива елемента.

Значи, угљеник је у наведеним оксидима двовалентан и четворовалентан.

Слика I-1. Џон Далтон (1766–1844)

Слика I-2. Амедео Авогадро (1776–1855)

* Грчки: hipotesis – претпоставка позната су и једињења променљивог (нестехиометријског) састава за која не важе закони сталних и умножених масених односа. Та једињења називају се бертолиди према француском хемичару Клоду Бертолеу (1748–1822), који је још почетком XIX века тврдио да се хемијски елементи једине у произвољним, променљивим масеним односима, који зависе од тога колика је количина елемената узета за реакцију. У бертолиде спадају: оксиди, сулфиди и карбиди неких метала и друга једињења. Постојање бертолида тумачи се неправилним распоредом атома у кристалним решеткама (види стр. 63), те се могу појавити празнине (дефекти) које нису попуњене атомима. Тако нпр. кристална решетка титан-карбида, ТiC може да садржи 40 % атома угљеника мање од теоријски израчунате вредности. То значи да однос између броја атома титана и угљеника није 1 : 1, већ се креће од 1 : 0,6 до 1 : 1, зависно од услова синтезе. Значи, молекулска формула титан- -карбида није стална, већ варира од TiC 0,6 дo TiC.

Закон сталних запреминских односа. – Хемијске реакције се често одигравају и између елемената у гасовитом стању. Француски физичар и хемичар Геј-Лисак (1778–1850) је између 1805. и 1808. године изучавао више оваквих реакција. На основу резултата својих истраживања поставио је закон сталних запреминских односа који гласи: Запремине гасова који ступају у

хемијску реакцију (при сталној температури и притиску) односе се једна према другој, као и према запремини насталих гасовитих производа реакције, као мали цели бројеви.

Тако се нпр. једна запремина хлора једини са једном запремином водоника градећи две запремине хлороводоника (запремински односи су 1 : 1 : 2); три запремине водоника једине се са једном запремином азота, дајући две запремине амонијака, NH 3 (запремински односи су 3 : 1 : 2) итд. У време открића закона сталних запреминских односа у науци је владало мишљење, засновано на Далтоновој атомској теорији, да су гасовити елементи изграђени од атома. Међутим, са становишта атомске грађе гасовитих елемената није се могао објаснити Геј-Лисаков закон. Тако би нпр. при реакцији једне запремине атома хлора са једном запремином атома водоника морала настати једна запремина хлороводоника, док у стварности настају две запремине. За добијање две запремине хлороводоника било би неопходно да се свака честица хлора и водоника при реакцији подели на два дела, што би значило да су атоми дељиви. То је, међутим, било у супротности са Далтоновом атомском теоријом. Да би објаснио ово неслагање између теорије и експеримента, италијански физичар Амедео Авогадро је 1811. године поставио хипотезу* према којој су најситније честице гасова молекули, а не атоми. Авогадрова хипотеза гласи: У једнаким запреминама различитих гасова на истој температури и притиску налази се једнак број молекула. Авогадро је такође сматрао да су молекули гасовитих елемената (кисеоника, водоника, азота, хлора и других) изграђени од два атома. Авогадрова хипотеза није била прихваћена од Џ. Далтона и његових следбеника. Тек после Авогадрове смрти она је извучена из заборава и доказана многим експериментима, тако да данас представља закон који се зове Авогадров закон.