Rastvori 2

Rastvori elektrolita

Elektroliti su supstance koje čiste ili u vodenom rastvoru provode struju (kiseline; baze; kiseli, bazni i amfoterni oksidi; hidridi koji se u vodi razlažu na jone).

                    1) JAKI elektroliti: - jake kiseline

                                                  - jake baze

                                                  - rastvorne soli

                    2) SLABI elektroliti: - slabe kiseline

                                                     - slabe baze

                                                     - voda

                                                     - teško rastvorne soli (u vodi)

Arenijusova teorija elektrolitičke disocijacije

Elektroliti pri rastvaranju u vodi spontano disosuju na pozitivno i negativno naelektrisane jone.

1) Kiseline: - disosuju na H⁺jone i kiselinski ostatak.

                   - jake kiseline ---> nepovratan proces

                   - slabe kiseline ---> povratan proces

2) Baze: - disosuju na OH^- jone i jone metala

              - jake baze ---> nepovratan proces

              - slabe baze ---> povratan proces

3) Soli - disosuju na jone metala i kiselinski ostatak
           - nepovratan proces

Stepen disocijacije

 Kvantitativna mera za disocijaciju elektrolita je stepen disocijacije (α), koji se definiše kao odnos između broja disosovanih molekula (Ndis) i ukupnog broja molekula (Nuk) koji su uneti u rastvor.

α može da ima vrednosti od 0 do 1 (0-100%)

Stepen disocijacije zavisi od prirode supstance.

Konstanta disocijacije

Kd - konstanta disocijacije 

Kk, Ka - konstanta disosovane kiseline

Kv - konstandta disosovane baze

C - količinska koncentracija rastvora

Osvaldov zakon razblaženja

Pri razblaženju rastvora raste stepen disocijacije, a smanjuje se koncentracija rastvora, jer je njihov proizvod konstanta.

ILI

Stepen disocijacije elektrolita je upravo srazmeran razblaenju rastvora, tj. obrnuto srazmeran koncentraciji razblažnja.

Osvaldov zakon važi samo za rastvore slabih elektrolita.

Podela elektrolita

(iste koncentracije = 1mol/dm³)

1) Podela po stepenu disocijacije:

             a) jaki α > 70%

                       - nepovratna disocijacia, u rastvoru se pišu samo u obliku jona.

             b) umereno jaki 30% < α < 70%

                       - u zadacima se rade kao jaki elektroliti ako nije data konstanta (K) ili kao slabi elektroliti ako je data konstanta (K).

             c) slabi  α < 30%

                       - uvek je data konstanta (K).

2) Podela po konstanti diocijacije:

             a) vrlo jake kiseline Kd > 10³  

             b) jake kiseline 10^-2 < Kd < 10³ (H₂SO₃)

             c) slabe kiseline 10^-7 < Kd < 10^-2 (H₂CO₃)  

             d) vrlo slabe kiseline Kd < 10⁷ (HCN)

Izračunavanje koncentracije jona u rastvoru elektrolita

1) Kod jakih elektrolita - potpuna disocijacija

                                      - dato α ili α = 1, nije dato Kd

 C (jona) = α * Ce * Z

                                      Z - broj jona koji nastaje disocijacijom

2) Kod slabih elektrolita - disocijacija je povratan proces

                                        - prvi stepen diocijacije je najjači

                                        - uvek je dato Kd, a ako je dato α mora da se izračuna Kd.

Jonske reakcije

Reakcije koje se odigravaju između jona u vodenim rastvorima elektrolita nazivaju se jonskim reakcijama.

Ove reakcije se vrše velikom brzinom, a najčešće teku u smeru stvaranja:
       a) lako isparljivih.

       b) slabo rastvornih ili

       c) slabo disosovanih proizvoda reakcije.

                     

Rastvori 1

Rastvori su homogene smeše koje imaju isti sastav u svakom delu svoje zapremine.
Uobičajeno je da se jedna komponenta rastvora naziva rastvarač a druga rastvorak ili rastvorna supstanca.

Disperzni sistemi

Pod sistemom se podrazumeva deo prostora koji se izučava ispunjen jednom ili više supstanci, ograničen stvarnim ili zamišljenim granicama. Sve izvan sistema naziva se okolina. Postoje otvoreni, zatvoreni i izolovani sistemi.

Disperznim sistemom nazivamo sistem u kojem je disperzna faza ravnomrno raspoređena u drugoj fazi, koju nazivamo disperznim sredstvom. I disperzna faza i disperzno sredstvo mogu biti gasovi, tečnosti ili čvrste supstance.

Prema veličini čestica disperzne faze, disperzni sistemi se dele na:

     1) grubo disperzne sisteme - čestice su veće od 100nm (heterogeni sistemi).

    2) koloidno disperzne sisteme - veličine čestica su od 1 do 100nm (heterogeni sistemi).

   3) molekulsko disperzne sisteme - čestice su manje od 1nm, to su homogeni (monofazni) sistemi i nazivaju se rastvori.

Suspenzije i emulzije spadaju u grubo disperzne sisteme. Kod suspenzija diperzna faza se izdvaja u obliku taloga, tj. diperzna faza je čvrsta. A kod emulzija i disperzna faza i disperzno sredstvo su u tečnom stanju, ali se međusobno ne mešaju.

suspenzija

 

 

 

 

emulzija

Pravi rastvori

Pravi rastvori su homogene smeše dve ili više supstanci. Sastoje se rastvarača i rastvorne supstance.

Pravi rastvori se dele prema agregatnom stanju:

Solvatacija je proces kada molekuli rastvarača okružuju čestice rastvorka zbog privlačnih sila. Solvatizovane čestice su odvojene jedne od drugih. Tokom solvatacije se oslobađa toplota, pa je proces egzoterman. 

Ako je voda rastvarač onda se ovaj proces naziva hidratacija.

Istovremeno sa procesom  rastvaranja u rastvorima se odigrava i suprotan proces - kristalizacija.

Kada se u jedinici vremena na određenoj temperaturi rastvori isti broj molekula koliko ih i iskristališe, tada se rastvorena supstanca nalazi u ravnoteži sa svojim ne rastvorenim kristalima - rastvori je zasićen. Ako rastvor sadrži više rastvorene supstance u istoj zapremini nego što odgovara zasićenom rastvoru, na određenoj temperaturi, nastaje presićen rastvor. Nezasićen rastvori sadrže manje rastvorne supstance u istoj zapremini nego što odgovara zasićenom rastvoru na određenoj temperaturi.

Jako polarni molekuli vode se čsto toliko vezuju za čestice rastvorene supstance, da pri ponovnoj kristalizaciji ulaze u sastav kristala - krade kristalohidrate (Na₂CO₃ * 10H₂0 ). Stajanjem na vazduhu gub tzv. kristalnu vodu i pretvaraju se u prah. Kristalohidrat koji je potpuno izgubio vodu jeste anhidrovana supstanca (Na₂CO₃).

Rastvorljivost

Rastvorljivost predstavlja maseni odnos rastvorene supstance i rastvarača u zasićenom rastvoru na određenoj temperaturi.

Obično se izražava kao masa supstance koja se rastvara (rastvorka) u 100g rastvarača (dajući zasićen rastvor) na određenoj temperaturi.

Rastvorljivost čvrste supstance u određenom rastvaraču zavisi od temperature.

Sastav rastvora

Sastav rastvora kvalitativno se može izraziti tako što se naznači da li je razblažen ili koncentrovan. Kvantitativni sastav rastvora se najčešće izražava količinskom koncentracijom.

Maseni udeo - predstavlja udeo mase rastvorene supstance u ukupnoj masi rastvora:

Koncentracija rastvora - veličina koja pokazuje koja se masa, odnosno zapremina, količina supstance ili broj čestica rastvorka nalazi u određenoj zapremini rastvora.

             1) količinska koncentracija (molaritet):

             2) masena koncentracija:

             3) molalitet:

*za jako razblažene rastvore C = b

       

prevođenje kolčinske koncentracije u masenu koncentraciju

veza između C i W

Razblaživanje rastvora: 

V₁ < V₂ m(X₁) = m(X₂)

C1 > C2 W₁ * m_r1 = W₂*m_r2

Vr₂ = Vr₁ + V (H₂0)

Uparavanje rastvora:

V₁ > V₂ m(X₁) = m(X₂)

C1 < C2 W₁ * m_r1 = W₂*m_r2

Vr₂ = Vr₁ - V (H₂0)

Mešanje rastvora:

tek sam sad shvatila koliko je krivo :D hahaha :)

Hemijske reakcije 6 - TERMOHEMIJA

Hemijska ravnoteža

Većina hemijskih reakcija su povratne. To su reakcije koje se odvijaju u oba smera.

U početku se reakcija odvija samo u smeru nastajanja produkata. Čim se stvori određena koncentracija produkata, čestice produkata počinju uspešno da se sudaraju i nastaju reaktanti (reakcija se odvija u suprotnom smeru). U jednom trenutku se uspostavlja stanje u kojem se ne menja ni koncentracija reaktanata ni koncentracija produkata. Takvo stanje se naziva stanje dinamičke ravnoteže.

Utrenutku uspostavljanja ravnoteže brzina direktne reakcije izjednačava se sa brzinom povratne reakcije:

 A + B <---> C + D.

Za reakciju aA + bB <---> cC + dD definisdana je konstanta ravnoteže: 

Heterogena ravnoteža - ravnoteža koja se uspostavlja u sistemu u kojem su učesnici reakcije različitih agregatnih stanja. Čiste čvrste i tečne supstance koje učestvuju u hetrogenoj ravnoteži ne uključuju se u izraz za ravnotežnu konstantu: 

CaCO_{3 (s)} ----> CaO _(s) + CO_{2 (g)}

Le Šateljeov princip

Ako se u sistemu koji se nalazi u hemijskoj ravnoteži promeni jedan od spoljašnjih faktora, sistem će reagovati tako da će se odvijati ona reakcija kojom se taj uticaj poništava.

1) Koncentracija - u reakciji aA + bB <---> cC + dD ako se poveća koncenracija A ili B onda se ravnoteža pomera u desno (u smeru ka proizvodima reakcije). Ako se poveća koncentracija C ili D onda se ravnoteža pomera u levo (u smeru ka reaktantima).

2) Tempertura - a) egzotermna - ako se temperatura smanji onda se ravnoteža pomera u desno. Ako se temperatura poveća, onda se ravnoteža pomera u levo.

                           b) endotermna - ako se temperatura smanji, onda se ravnoteža pomera u levo. Ako se temperatura poveća onda se ravnoteža pomera u desno.

3) Pritisak - kada su reaktanti i produkti u gasovitom agregatnom stanju, promena pritiska ima uticaja na sistem u ravnoteži samo kada se u toku reakcije menja broj molova! 

Ukoliko se pritisak povećava odvija se ona reakcija kojom se smanjuje broj čestica ----> Ako se pritisak poveća, onda se ravnoteža pomera u desno jer nastaje manji broj molova u direktnoj reakciji. 

Ukoliko se smanji pritisak, odvija se ona reakcija kojom se povećava broj čestica (ovaj proces je spontan, povećava se entropija sistema) ---> Ako se pritisak smanji onda se ravnoteža pomera u levo jer nastaje veći broj molova u suprotnoj reakciji.

Ako ne dolazi do promene broja molova u toku hemijske reakcije, promena pritiska ne utiče na sistem u ravnoteži.

4)Katalizator - on istovremeno povećava brzinu i direktne i povratne reakcije, tj. smanjuje energiju aktivacije i jedne i druge reakcije. Ne utiče na hemijsku ravnotežu.

Hemijske rekcije 5 - TERMOHEMIJA

Brzina hemijske reakcije

Da bi došlo do hemijske reakcije potrebno je ostvariti kontakt između čestica koje reaguju, tj. treba doći do njihovog sudara. Ukoliko se pri sudaru raskinu već postojeće veze i stvore nove veze, sudar je bio uspešan, u suprotnom, sudar se smatra neuspešnim.

Za uspešan sudar su sposobne samo one čestice koje poseduju energiju veću od prosečne, odnosno koje poseduju energiju aktivacije ( E_A). Pri sudaru dve čestice koje poseduju energiju aktivacije nastaje tzv. prelazno stanje ili aktivirani kompleks.

Brzina hemijske reakcije se određuje promenom koncentracije nekog od reaktanata ili produkata u određenom vremenskom intervalu:

Ukoliko se u toku reakcije smanjuje koncentracija polazne supstance stavljamo znak minus (-), a ako se povećava znak plus (+).

Aktivirani kompleks

U stanju aktiviranog kompleksa čestice se zadržavaju vrlo kratko, raskidaju već postojeće i stvaraju nove veze. Iz aktiviranog kompleksa nastaju produkti reakcije. 

U stanju aktiviranog kompleksa čestice sadrže maksimum energije (E_A). Energija aktiviranog komleksa je veća od energije početnog i krajnjeg stanja.

Faktori brzine hemijske reakcije

1) Priroda reaktanata

2) Koncentracija - pri povećanju koncentracije reagujućih supstanci povećava se broj čestica koje poseduju energiju pa se povećeva i brzina hemijske reakcije . Uticaj koncentracije na brzinu hemijske reakcije definisano je zakonom o dejstvu masa. Za reakciju: nA + mB ---> produkti , brzina (V) jednaka je:

3) Temperatura - sa povećanjem temperature povećava se energija svake čestice, te se povećava broj čestica koje poseduju energiju aktivacije, a samim tim povećava se i brzina reakcije.

4) Katalizator - supstance koje ubrzavaju hemijsku reakciju, tako što smanjuju energiju aktivacije neophodnu za formiranje prelaznog stanja. Katalizatori iz reakcije izlaze neporomenjeni.

5) Dodirna površina - sa povećanjem dodirne površine povećava se i brzina hemijske reakcije.

Hemijske reakcije 4 - TERMOHEMIJA

Entalpija

Entalpija je termodinamička funkcija koja je mera toplote koju izmene sistem i okolina kada se hemijska reakcija odvija pri konstantnom pritisku i kada se ne vrši nikakav drugi rad osim P-V rada: H = U + P*V

Entalpija je funkcija stanja sistema. Nemoguće je meriti apsolutnu rednost entalpije, nego samo njenu promenu: ΔH = Δ(U + P*V), ako je pritisak konstantan:  ΔH = ΔU + P*ΔV.

Entalpija reakcije - pošto je ΔH = H_krajnje – H_početno promena entapije tokom hemijske reakcije može se predstaviti kao entalpija proizvoda minus entalpija reaktanata.

2H₂ (g) + O₂ (g) ----> 2H₂O (g) ΔH = -483,6 kJ

Ovakva reakcija se naziva termohemijska reakcija. Kada su oba reaktanta u istom agregatnom stanju reakcije se nazivaju homogenim reakcijama. A rekcije reaktanata različitog agregatnog stanja nazivamo heterogenim reakcijama. U termohemijskim jednačinama mora se naznačiti u kom agregatnom stanju se nalazi supstanca.

Egzotermne reakcije - kada je vrednost  negativna to znači da je sistem otpustio toplotu u okolinu  pa je proces egzoterman.

Endotermne reakcije - kada je rednost  negativn ato znači da je sistem dobio toplotu iz okoline pa je proces endoterman.

Entalpija reakcije

Promena entalpije hemijske reakcije upravo je proporcionalna količini supstance koja reaguje:

2H₂ (g) + O₂ (g) ----> 2H₂O (g) ΔH = -483,6 kJ

H₂ (g) +1/2 O₂ (g) ----> H₂O (g) ΔH = -241,8 kJ

Promena entalpije  poratne reakcije ima istu brojnu vrednost, samo ima različit znak (+/-) od promene entalpije direktne reakcije:

 

2H₂ (g) + O₂ (g) ----> 2H₂O (g) ΔH = -483,6 kJ

2H₂O (g) ------> 2H₂ (g) + O₂ (g) ΔH = +483,6 kJ

Entalpija zavisi i od agregatnog stanja:

 

2H₂ (g) + O₂ (g) ----> 2H₂O (g) ΔH = -483,6 kJ

H₂ (g) + O₂ (g) ----> 2H₂O (l) ΔH = -571,6 kJ

Standardna entalpija reakcije

Standardna entalpija reakcije (ΔrH) je promena entalpije kada reaktanti u standardnom stanju daju produkte u standardnom stanju (kJ/mol).

Standardna entalpija reakcije ima predznak - ako je proces egzoterman.

Standardna entalpija reakcije ima predznak + ako je proces endoterman.

Entalpija staranja jedinjenja

Standardna entalpija stvaranja ( ΔHf^o) je promena entalpije pri stvaranju 1 mola jedinjenja iz elementa pri standardnim uslovima.

Uzima se najstabilniji oblik supstance pri standardnim uslovima.

Standardna entlpija stvaranja najstabilnije forme hemijskog elementa je 0 (nula).

Entalpija reakcije:

CH₄ (g) + 2O₂ (g) ---> CO₂ (g) + 2H₂O (g)

CaO (s) + 2H₂O (l) ---> Ca(OH)₂ (s)

Entalpija stvaranja:

Ca (s) + O₂ (g) + H₂ (g) ---> Ca(OH)₂ (s)

S (s) + O₂ (g) ---> SO₂ (g)

C (s, grafit) + O₂ (g) ---> CO₂ (g)

Spontanost hemijskih reakcija

Za spontane procese je karakteristično da je krajnje stanje neuređenije od početnog. Spontani procesi teku uz povećanje neuređenosti sistema.

Termodinamička veličina koja se uvodi kao merilo neuređenosti sistema je entropija (S).

Što je sistem neuređeniji entropija će mu biti veća. Promena entropije sistema je jednaka razlici krajnje i početne entropije:

ΔS = S_krajnje – S_početno

Pozitivno ΔS znači da je sistem na kraju neuređeniji nego na početku. Spontani procesi teku uz povećanje energije.  Povratan proces je spontan.

ΔS > 0 (+) spontan proces

ΔS < 0 (-) proces nije spontan

ΔS = 0 sistem je u ravnoteži

Gibsova slobodna energija

Maksimalna količina energije koja se može prevesti u slobodan rad (gibsova slobodna energija - G) jednaka je ukupnoj promeni energije sistema minus energija utrošena na povećanje neuređenosti sistema.

ΔG = ΔH – T*ΔS

ΔG > 0 (+) proces nije spontan

ΔG< 0 (-) proces je spontan

ΔG = 0 (ΔH = T*ΔS) sistem je u ravnoteži

Hemijske reakcije 3 - TERMOHEMIJA

Termohemija

Termohemija je deo termodinamike koja se bavi proučavanjem toplote razmenjenom pri hemijskim i fizičkim promenama, a bazira se na prvom zakonu termodinamike.

Prilikom odvijanja hemijske reakcije dešavaju se energetske promene prilikom kojih se energija može apsorbovati ili osloboditi.

Prvi zakon termodinamike - energija ne može biti stvorena niti uništena, ona može biti samo prevedena iz jednog oblika u drugi. Energija univerzuma je konstantna.

Sistemi: -izolovani sistem ne izmenjuje ništa sa okolinom.

             -zatvoren sistem izmenjuje samo energiju (toplota i rad) sa okolinom

             -otvoren sistem izmenjuje i materiju i energiju (toplota i rad) sa okolinom.

Energija - merilo sosobnosti da vrši rad ili odaje toplotu.

Rad - energija utrošena na kretanje predmeta nasuprot sile.

Toplota - vrsta energije koja se prenosi kao rezultat temperaturne razlike sistema i okloline.

Temperatura - stepen zagrejanosti tela. 

Unutrašnja energija

(kinetička + potencijalna)

Unutrašnja energija je zbir svih pojedinačnih energija čestica (atoma, molekula, jona) koje čine sistem. Nemoguće je meriti apsolutnu vrednost unutrašnje energije (U), može se samo meriti promena unutrašnje energije pri promeni stanja (∆U). Kada je ∆U  = 0 nije došlo do promene energije.

Primena prvog zakona - kada sistem prolazi kroz fizičku i hemijsku promenu, promena unutrašnje energije je jednaka toplotnoj energiji (q) koju sistem otpušta ili prima plus rad (W) koji sistem vrši ili se vrši nad sistemom:  ∆U = q + W ------ q = ∆U - W

Hemijske reakcije 2

Stehiometrijska izračunavanja

Relativna atomska masa - Ar

Relativnu atomsku masu možemo dobiti:

        1. iz PSE (bez zaokruživanja)

        2. Ar = ma / u         ma - masa atoma

                                       u = 1.6605*10^-27

        3. na osnovu količinskog udela izotopa:

           λ₁ (A_1,1) = a

           λ₂ (A_2,2) = b

          Ar = λ₁*A₁ + λ₂*A₂ + λ₃*A₃ + ... + λ_x*A_x

          λ₁ + λ₂ + λ₃ + ... + λ_x = 1

                        Primer: Bakar se u prirodi nalazi u dva oblika ⁶³Cu  i ⁶⁵Cu. Količinski udeo ⁶³Cu  je 69%, a ⁶⁵Cu je 31%. Kolika je relativna atomska masa bakra?

         A₁ (⁶³Cu) = 69% = 0,69           λ₁ = 63

         A₂ (⁶⁵Cu) = 31% = 0,31           λ₂ = 65

Ar = λ₁*A₁ + λ₂*A₂

Ar (Cu) = 63*0,69 + 65*0,31

Ar (Cu) = 63,62 

Molarna masa - M

M (atoma) = Ar g/mol ------- M (O) = 16g/mol

M (jona) = Ar g/mol ----------M (O^-) = 16g/mol

M (molekula) = Mr g/mol -----M (O₂) = 32g/mol 

 

Količina supstance - n

   1. formule za izračunavanje količine supstance:

           a)   n(X) = m(X) / M(X)

           b)   n(X) = N(X) / NA

                 N - broj atoma/molekula/jona

                 Na = 6*10 (Avogadrov broj)             

           c)   n(X) = V(X) / Vm   ---- ova formula važi pri normalnim uslovima: 0 i 101325 Pa.

                 Vm = 22,4 dm³/mol

 

                  

                 p*V = n*R*T ----- ova formula važi pri uslovima koji odudaraju od normalnih.

                 p - pritisak (Pa)

                V - zapremina (m³)

                R = 8,314 J/mol*K (univerzalna gasna konstanta)

                T = 273,15 + t^oC (temperatura, izražava se u kelvinima - K)

   

  2. Kada su date različite supstance piše se jednačina i određuje se molski, tj. količinski odnos.

  

  3. Zadaci sa vodom - mora se voditi računa o agregatnom stanju vode!

          a) ako je voda u tečnom agregatnom stanju:

                    n = m/M

                    ρ = m/V ----- ρ = 1

                    m(vode) = V (vode)

                             g = cm³ (ml)

                             kg = dm³ (l)

          b) ako je t(H₂O) > 100^oC

                     n = V/Vm ---- samo pri normalnim uslovima!

Relativna molekulska masa - Mr

Mr možemo dobiti:

     1. sabiranjem relativnih atomskih masa (Ar)

     2. Mr = mm / u     mm - masa molekula

                                 u = 1.6605*10^-27

     3. na osnovu masenog udela

          Mr = i*Ar/W

     4. na osnovu date gustine gasa merene prema nekom drugom gasu

         r (gas, H2) = M(gas) / 2

         r (gas, O₂) = M(gas) / 32

         r (gas, vazduh) = M(gas) / 29 ------ M (vazduh) = 29g/mol

     5. molekulska masa smeše se računa na osnovu masenog udela elementa:

         Mr (vazduh) = W(O₂)*Mr(O₂) + W(N₂)*Mr(N₂)

Izračunavanje procentnog sastava

aA + bB ----->  cC + dD

A, B --- reaktanti

C, D --- proizvodi reakcije

a, b, c, d --- koeficijenti u hemijskoj jednačini

Čitanje oznaka u zapisu ove opšte jednačine jeste sledeće: a čestica (atoma, molekula, jona) supstance A reaguju sa b čestica (atoma, molekula, jona) supstance B i pri tome nastaje c čestica (atoma, molekula, jona) supstance C i d čestica (atoma, molekula, jona) supstance D.

Na osnovu jednačina hemijskih reakcija izračunavaju se količine (n), mase (m), broje čestica koje učestvuju u reakciji (N) kao i zapremine gasovitih supstanci (V).

Evo ih i neki primeri ako se rešavaju osnovni zadaci :) sve ostalo je samo kombinovanje različitih formula i formulica :)))
Nadam se da se vide :)

Srećna Nova godina!

E pa, srećna Nova 2013. godina svima! Želim da sve što ste zamislili ostvarite ove godine i da Vam se samo lepe stvari dešavaju u životu! Naravno da upišete željeni fakultet (ako ste zbog toga na ovom blogu :D) iiiii da ga završite (jednog dana - hahahah :D). Znam da je malo sa zakašnjenjem, ali čestitke se ne odbijaju :) Nadam se da su se svi lepo proveli, a ako niste - imate Srpsku Novu godinu za popravni :))) I za kraj još jednom - puno ljubaaavi, sreeeće i zdravljaa, a sve ostalo će doći samo.
:********
S.

Hemijske reakcije 1

Kvantitativno značenje simbola i formula

Oznaku elementa nazivamo hemijski znak ili simbol. Kombinacijom oznaka za elemente (atome) dobijamo oznake za jedinjenja (molekule) - hemijske formule.

Za svaki hemijski element imamo jednu oznaku - hemijski smibol ili hemijski znak. Hemijski znak ne označava samo vrstu elementa, već ima i kvantitativno značenje, tj. označava i jedan atom i jedan mol atoma elementa. Ako želimo da označimo više atoma nekog elementa, ispred njegovog znaka stavljamo odgovarajući arapski broj - koeficijent (2N - dva atoma azota). Dok simbolom označavamo samo jednu vrstu atoma, tj. jedan jedini atom, hemijskom formulom oznaavamo skup istih ili različitih vrsta atoma koji su sjedinjeni u molekulu odgovarajućeg elementa ili jedinjenja.

Molekulske formule elemenata se pišu tako, što se sa donje desne strane hemijskg znaka elementa stavi broj - indeks, koji pokazuje koliko se atoma tog elementa nalazi vezano u molekulu (N₂, P₄). Da bismo napisali molekulsku formulu jedinjenja moramo znati koliko atoma svakog pojedinačnog elementa ulazi u sastav njegovog molekula.

Hemijske reakcije kao proces raskidanja jednih i stvaranja novih veza među atomima, prikazujemo hemijskim jednačinama.

Supstance koje ulaze u reakciju pišu se sa leve strane hemijske jednačine i nazivaju se reaktanti, a one koje nastaju - proizvodi, pišu se sa desne strane hemijske jednačine.

Uobičajeno je da se strelicom označava smer u kom se vrši reakcija. Jednačine hemijskih reakcija su zasnovane na zakonu održanja mase.

Hemijski zakoni

Zakon održanja mase (Lavoazjev zakon): ukupna masa pre i posle reakcije ostaje neporomenjena.

Zakon stalnih masenih odnosa (Prustov zakon): 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.

Zakon višestrukih masenih odnosa (Daltonov zakon): Ako dva elementa grade međusobom dva ili više jedinjenja, onda različite mase jednog elektrona koje se spajaju istom masom drugog elektrona stoje međusobno u odnosu masenih celih brojeva.

Zakon stalnih zapreminskih odnosa kod gasova (Gel-Lisakov zakon): Pri istim fizičkim uslovima zapremine gasova koji međusobno reaguju, kao i zapremine gasova proizvoda reakcije stoje u odnosu prostih celih brojeva.

Zakon hemijskog spajanja po zapreminama (Avogadrov zakon): U jednakim zapreminama različitih gasova (pri istim uslovima) nalazi se jednak broj  molekula.

Zakon o dejstvu aktivnih masa (Guldberg i Vage): Brzina hemijske reakcije upravo je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci pri konstantnoj temperaturi.