LEGILE COMBINAŢIILOR CHIMICE - LEGILE GENERALE ALE CHIMIEI
-
Legea conservării materiei (Lomonosov- Lavoisier)
-
Legea proporţiilor definite în greutate (legea constanţei compoziţiei - Proust)
-
Legea echivalenţilor
-
Legea proporţiilor multiple (Dalton)
-
Legea volumelor
-
Legea lui Avogadro
LEGEA CONSERVARII MATERIEI
- Legea conservării masei
- Legea conservării energiei
In cursul reacţiilor chimice nu se observă o mărire sau o micşorare detectabilă a masei totale a sistemului.
LEGEA CONSERVĂRII MASEI
Masa substanţelor intrate în reacţie este egală cu masa substanţelor rezultate din reacţie.
Transformările chimice sunt însoţite întotdeauna şi de transformarea unei forme de energie în alta.
LEGEA CONSERVĂRII ENERGIEI
În timpul transformărilor chimice obişnuite, energia nu se crează şi nici nu se distruge, ci numai se transformă în alte forme de energie.
Conform Teoriei Relativităţii Restrânse elaborată de Einstein, masa şi energia sistemului sunt legate prin relaţia: E = m.c² în care:
E = energia sistemului ( kJ)
m = masa sistemului (Kg)
c = viteza luminii (3.108 m /s )
Orice variaţie a energiei este însoţită de o variaţie a masei.
Deoarece masa şi energia sunt două forme de existenţă a materiei, cele două legi au fost reunite şi s-a formulat
LEGEA UNIVERSALĂ A CONSERVĂRII MATERIEI
Suma totală a masei şi energiei substanţelor care reacţionează într-un sistem închis este constantă.
Nimic nu se pierde, nimic nu se câştigă, totul se transformă.
În reacţiile nucleare are loc o transformare a masei în energie şi invers.
LEGEA PROPORŢIILOR DEFINITE ÎN GREUTATE (Legea constantei compoziţiei)
O substanţă chimică este formată întotdeauna din aceleaşi elemente , unite în aceleaşi proporţii indiferent de metoda de obţinere şi de proporţia reactanţilor.
Deci, o substanţă chimică are o compoziţie calitativă şi cantitativă constantă şi bine definită.
Ex: FeS conţine 56 g Fe şi 32 g S
LEGEA ECHIVALENTILOR
În reacţiile chimice, elementele se combină între ele în rapoarte de masă proporţionale cu echivalenţii lor chimici.
Echivalentul chimic: Cantitatea dintr-un element care se combină sau substituie în reacţiile chimice 1,008 grame hidrogen, 8 grame oxigen sau 3 grame carbon.
Cantitatea de substanţă exprimată în grame numeric egală cu echivalentul chimic se numeşte echivalent gram sau val.
CALCULAREA ECHIVALENTULUI GRAM
-
La elemente: Eg = A / valenţă
-
La acizi: Eg = M / numărul de protoni (H+) cedaţi în reacţie
-
La baze: Eg = M / numărul de protoni acceptaţi
-
La săruri: Eg = M / de cationi x sarcina cationului
-
Echivalentul gram redox: Eg = M/ de electroni schimbaţi în reacţie
LEGEA PROPORŢIILOR MULTIPLE
Când două elemente pot forma între ele mai multe combinaţii, diferitele cantităţi ale unui element care se combină cu o aceeaşi cantitate din celălalt element, se află între ele într-un raport simplu de numere întregi şi mici.
Exemplu: Oxizii azotului.
N2O 2 . 14 g N 16 g O
NO (N2O2 ) 2 . 14 g N 2 . 16 g O
N2O3 2 . 14 g N 3 . 16 g O
NO2 (N2O4) 2 . 14 g N 4 . 16 g O
N2O5 2 . 14 g N 5 . 16 g O.
Raportul între masele oxigenului în cei cinci compuşi este de 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Aceeaşi cantitate de azot se combină cu cantităţi diferite de oxigen.
In anul 1961, la Congresul de la Montreal, s-au stabilit:
-
Masa atomică relativă: numărul care indică de câte ori un atom al unui element este mai greu decât atomul de hidrogen (definiţia dată de Dalton).
-
Unitatea de masă atomică (u.a.m.) – unitatea carbon - reprezintă a 12-a parte din masa izotopului 12C.
-
Atomul – gram (molul de atomi) – cantitatea în gram, numeric egală cu masa atomică a elementului.
-
Greutatea atomica a unui element este un numar egal cu masa atomica medie a unui
LEGEA VOLUMELOR ( Gay Lussac )
La presiune constantă, volumele a două gaze care se combină, se află între ele şi faţă de volumul gazului rezultat într-un raport simplu de numere întregi şi mici.
Exemplu:
H2 + Cl2 → 2HCl
1 vol. 1 vol. 2 vol.
N2 + 3H2 → 2NH3
1 vol. 3 vol. 2 vol.
Deci substanţele gazoase se combină între ele nu numai în proporţie de greutate bine definită şi constantă ci şi în proporţii de volum bine definite.
LEGEA LUI AVOGADRO
Volume egale de gaze diferite, aflate la aceeaşi temperatură şi presiune , conţin acelaşi număr de molecule.
Numărul lui Avogadro (NA )
Numărul de molecule conţinute într-un mol de substanţă.
NA = 6,022 .10 23 molecule/ mol
sau
N A= 6,022. 10 26 molecule/ Kmol
Volumul molar ( VM )
Un mol din orice substanţă aflată în stare de gaz, în aceleasi condiţii de temperatură şi presiune, ocupă acelaşi volum.
Volumul ocupat de un mol de gaz, în condiţii normale de temperatură şi presiune, reprezintă volumul molar.
Condiţii normale: t = 00 C (273 K) ; p = 1 atm (760 mmHg)
VM = 22,4 L/mol
Cu ajutorul legii lui Avogadro se poate calcula masa moleculară a unui gaz.
Se consideră două gaze diferite, aflate în condiţii normale de temperatură şi presiune.
Pentru un mol de gaz , densitatea va fi:
ρ 1 = M1 / VM ; ρ 2 = M2 / VM
Deci, ρ1 / ρ 2 = M1 / M2.
Dacă se cunoaşte densitatea celor două gaze şi masa moleculară a unuia dintre ele , se poate afla M al celuilalt gaz.
M1 = ρ1 · M2 / ρ 2
Raportul ρ1 / ρ 2 = d; reprezintă densitatea relativă a unui gaz faţă de celălalt.
Dacă gazul de comparaţie este aerul, M medie = 28,9
M1 = 28,9 . d aer
Masa atomică şi masa moleculară absolută.
Aabs =A / NA
M abs = M / NA
⇒ Nomenclatura combinatiilor chimice anorganice. Compusi binari si denumirea aciziilor
