8 Βασικοί Νόμοι της Χημείας – Θεωρίες – Αρχές

Οι βασικοί νόμοι της χημείας είναι ο νόμος που εφαρμόζεται ή χρησιμοποιείται ευρέως στην επιστήμη της χημείας. Η Χημεία είναι ένας κλάδος της επιστήμης που μελετά τις χημικές ιδιότητες, τα στοιχεία, τα μόρια και πολλά άλλα πράγματα στη ζωή μας. Επειδή το πεδίο εφαρμογής της επιστήμης της χημείας είναι ευρύ, οι άνθρωποι τείνουν να υποχωρούν από την εκμάθηση της χημείας, ακόμη και μόνο για ένα μικρό μέρος της. Πιστεύουμε ότι είναι σημαντικό να έχουμε κάποια βασική κατανόηση του κόσμου μας και μπορούμε να το κάνουμε, είτε μας αρέσει είτε όχι, κατανοώντας τους βασικούς νόμους της επιστήμης της χημείας που είναι ευρέως ωφέλιμοι στην πραγματικότητα, μόνο εάν τους εφαρμόσουμε στις καθημερινές μας δραστηριότητες. Αφού διαβάσετε αυτό το άρθρο, θα πρέπει να μπορείτε να εξηγήσετε στη μικρή σας αδερφή γιατί ο υπολογιστής σας ζεσταίνεται αφού παίζουμε παιχνίδια για μια ολόκληρη μέρα.

Μπορείτε επίσης να διαβάσετε:

• Ατομική Θεωρία του Ράδερφορντ
• Atomic Theory από τον JJ Thomson
• Θεωρία των ατόμων του Δημόκριτου
• Κλάδοι Φυσικοχημείας
• Κλάδοι Βιοχημείας

1. Νόμος του Λαβουαζιέ

Ο νόμος του Λαβουαζιέ είναι ένας από τους θεμελιώδεις νόμους της χημείας. Όπως μπορείτε να μαντέψετε, ο Antoine-Laurent de Lavoisier ή Lavoisier είναι ο άνθρωπος που ανακάλυψε και θεώρησε αυτόν τον νόμο. Βασικά, αυτός ο νόμος μας λέει ότι σε ένα κλειστό σύστημα, η μάζα πριν και μετά την αντίδραση της χημικής ένωσης είναι η ίδια. Γι' αυτό ονομάζουμε επίσης αυτή τη θεωρία ως θεωρία ή νόμο διατήρησης της μάζας.

Μαθηματικοί τύποι

Δεν υπάρχει σαφής φόρμουλα του νόμου του Lavoisier. Όμως, με την απλούστερη του έννοια, μπορούμε να το περιγράψουμε χρησιμοποιώντας έναν τύπο όπως αυτός:

m₁ =m₂;

Όπου m₁ σημαίνει το άθροισμα της μάζας πριν από την αντίδραση και m₂ σημαίνει το άθροισμα της μάζας μετά την αντίδραση. Να θυμάστε ότι m₁ ή m₂ Δεν αντικατοπτρίζει απαραίτητα μία ένωση, μπορεί επίσης να αντανακλά το άθροισμα της μάζας από δύο ή περισσότερες ενώσεις στην αντίδραση.

Παράδειγμα εφαρμογής

Μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε το νόμο του Λαβουαζιέ για να εξηγήσουμε γιατί το άθροισμα της μάζας σε ένα κλειστό σύστημα μετά από μια αντίδραση δεν αλλάζει.

Επίσης, διαβάστε:

• Κλάδοι Χημείας
• Κλάδοι Οργανικής Χημείας
• Κλάδοι Ανόργανης Χημείας

2. Ο νόμος του Dalton των πολλαπλών αναλογιών

Ο Τζον Ντάλτον είναι ένας Βρετανός χημικός που ανακάλυψε πολλά πράγματα στη χημεία. Ένας από αυτούς είναι ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών που είναι αρκετά χρήσιμος στη στοιχειομετρία. Το δημοσίευσε στο πρώτο μέρος του πρώτου τόμου του «New System of Chemical Philosophy» του (1808). Αυτός ο νόμος λειτουργεί καλά με απλή ένωση, αλλά θα είναι πιο δύσκολο να παρατηρηθεί σε μια μεγαλύτερη ένωση και δεν εφαρμόζεται ακόμη και με μη στοιχειομετρικές ενώσεις και επίσης δεν λειτουργεί καλά με πολυμερή και ολιγομερή.

Ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών του Dalton λέει ότι:Εάν υπάρχουν δύο στοιχεία που μπορούν να σχηματίσουν περισσότερες από μία ενώσεις, τότε οι λόγοι των μαζών του δεύτερου στοιχείου που συνδυάζεται με μια σταθερή μάζα του πρώτου στοιχείου θα είναι αναλογίες μικρών ακέραιων αριθμών.

Μαθηματικοί τύποι

Δεν υπάρχει σαφής τύπος που να αντικατοπτρίζει τον νόμο πολλαπλών αναλογιών του Dalton.

Παράδειγμα εφαρμογής

Για να αποδείξουμε αυτόν τον νόμο, ας πούμε ότι έχουμε ένα μόριο άνθρακα και οξυγόνου. Θα το χρησιμοποιήσουμε για να δημιουργήσουμε ένα οξείδιο. Γνωρίζουμε ότι ο άνθρακας και το οξυγόνο μπορούν να σχηματίσουν CO και CO2 αντίστοιχα. Αφού υπολόγισε τη μάζα τους, ο επιστήμονας διαπίστωσε ότι η αναλογία της μάζας του οξυγόνου μεταξύ του πρώτου CO και CO2 είναι 1:2. Αυτό σημαίνει επίσης ότι μπορούμε να υπολογίσουμε εάν υπάρχουν, ας πούμε, 800 γραμμάρια οξυγόνου σε μια ένωση CO, τότε για το CO2, θα περιέχει τουλάχιστον 1600 γραμμάρια.

Διαβάστε επίσης:

• Δηλώσεις του John Dalton
• Επιστήμονες που συνέβαλαν στην ατομική θεωρία

3. Ο νόμος του Dalton για τη μερική πίεση

Ένας άλλος βασικός νόμος στη χημεία που ιδρύθηκε από τον Dalton είναι ο νόμος του Dalton για τις μερικές πιέσεις. Συνοπτικά, ο νόμος αυτός ορίζει ότι το άθροισμα των μερικών πιέσεων των αερίων στο μείγμα του συστήματος είναι ίσο με τη συνολική πίεση που ασκείται από ένα μείγμα αερίων. Μια αέρια ένωση θα διαχέεται σε ένα δοχείο για να γεμίσει το χώρο που βρίσκεται. Θα αλληλεπιδράσουν μόνο με το δικό τους είδος αερίων, επομένως δεν θα υπάρξει καμία αντίδραση μεταξύ μιας διαφορετικής αέριας ένωσης.

Σε ένα ιδανικό σύστημα αερίου, η πίεση στο εσωτερικό του συστήματος εξαρτάται από τις συγκρούσεις του με το δοχείο. Μια ένωση αερίου θα διαστέλλεται μόνη της για να γεμίσει το δοχείο στο οποίο βρίσκεται χωρίς να επηρεάσει την πίεση ενός άλλου αερίου. Ωστόσο, ότι η πίεση ενός συγκεκριμένου αερίου βασίζεται στον αριθμό των γραμμομορίων αυτού του αερίου, τον όγκο και τη θερμοκρασία του συστήματος. Επομένως, η πίεση του αερίου θα εξαρτάται από το πόσα μόρια αυτού του αερίου μέσα στο σύστημα, τον όγκο και επίσης τη θερμοκρασία. Επειδή τα αέρια σε μια ένωση μείγματος αερίων βρίσκονται σε ένα δοχείο, ο όγκος (V) και η θερμοκρασία (T) για τα διαφορετικά αέρια είναι επίσης ίδιες. Κάθε αέριο ασκεί επίσης τη δική του πίεση, η οποία μπορεί να αθροιστεί για να βρεθεί η συνολική πίεση του μείγματος αερίων στο σύστημα.

Μαθηματικός τύπος

Ο τύπος του νόμου μερικής πίεσης του Dalton μοιάζει με αυτό:

P_σύνολο =P₁ + P₂ + P₃ ….

Λόγω αυτής της σχέσης πίεσης, μπορούμε επίσης να την εξάγουμε σε έναν παρακάτω τύπο (που είναι πιθανώς πιο οικείος σε ορισμένους από εμάς)

P_σύνολο V=n_σύνολο RT.

Μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε αυτή την εξίσωση για να βρούμε τον συνολικό αριθμό γραμμομορίων σε συστήματα. Αυτό μπορεί να γίνει μετατρέποντας τα γραμμάρια σε κρεατοελιές και χρησιμοποιώντας το νόμο του Dalton για να βρείτε την πίεση.

Παράδειγμα εφαρμογής

Η εφαρμογή του νόμου της μερικής πίεσης μπορεί να φανεί όταν προσπαθούμε να υπολογίσουμε την πίεση μέσα σε ένα κλειστό σύστημα αερίου και νερού.

Μπορείτε επίσης να διαβάσετε:

• Χημικά μοντέλα ατόμων
• Ανάπτυξη Ατομικής Θεωρίας

4. Ο νόμος του Προυστ της σταθερής αναλογίας

Ο νόμος της σταθερής αναλογίας του Προυστ είναι επίσης γνωστός ως νόμος των καθορισμένων αναλογιών. Αυτός ο νόμος, ακριβώς όπως ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών του Dalton, έχει τις ρίζες του στο νόμο της διατήρησης της μάζας του Lavoisier. Ωστόσο, δεν είναι το ίδιο φυσικά. Ο Joseph Proust, ο οποίος είναι χημικός από τα γαλλικά, δηλώνει σε αυτόν τον νόμο ότι:

"Μια χημική ένωση θα περιέχει πάντα τα ίδια στοιχεία συνδυασμένα μαζί στην ίδια αναλογία κατά μάζα."

Μαθηματικοί τύποι

Δεν υπάρχει συγκεκριμένη φόρμουλα αυτού του νόμου. Όμως, μπορούμε απλά να το περιγράψουμε ως συγκριτικό τύπο στοιχείων και της μάζας του. Για παράδειγμα X_n1 Y_n2 , όπου τα X και Y αντιπροσωπεύουν το στοιχείο ονόματος σε μια ένωση και το n αντιπροσωπεύει τον αριθμό των στοιχείων του στον τύπο. Αν ο αριθμός των n (για καθένα από τα στοιχεία μέσα στην ένωση) γίνει μεγαλύτερος, το άθροισμα της μάζας θα γίνει επίσης μεγαλύτερο.

• Κβαντικές θεωρίες Louis de Broglie
• Θεωρία των ατόμων του Δημόκριτου

5. Ο νόμος του Gay-Lussac

Ο νόμος του Gay-Lussac για τη σχέση πίεσης αερίου και θερμοκρασίας. Μεταξύ 1800 και 1802, ο Gay-Lussac ανακάλυψε τη σχέση μεταξύ της πίεσης και της θερμοκρασίας μιας σταθερής μάζας αερίου που διατηρείται σε σταθερό όγκο. Το ανακάλυψε κατασκευάζοντας ένα «θερμόμετρο αέρα».

Ο νόμος του Gay-Lussac για τη σχέση πίεσης και θερμοκρασίας αερίου δηλώνει ότι η πίεση ενός αερίου σε ένα σύστημα είναι ανάλογη με τη θερμοκρασία του, μόνο και αν μόνο η μάζα και οι όγκοι είναι σταθεροί. Σημαίνει ότι αν αυξηθεί η πίεση, θα αυξηθεί και η θερμοκρασία και το αντίστροφο.

Μαθηματικός τύπος

Μπορούμε να ορίσουμε μαθηματικά τον νόμο της σχέσης πίεσης και θερμοκρασίας του Gay-Lussac (στην περίπτωση σύγκρισης πριν και μετά από μια αλλαγή σε ένα σύστημα):

P₁ / T₁ =P₂ / T₂

όπου:

P είναι η πίεση του αερίου,
T είναι η θερμοκρασία του αερίου (μετρούμενη σε Kelvins),
Αυτός ο νόμος ισχύει τουλάχιστον για δύο λόγους. Πρώτον, η θερμοκρασία είναι ένα μέτρο της μέσης κινητικής ενέργειας μιας ουσίας. Δεύτερον, καθώς αυξάνεται η κινητική ενέργεια του αερίου, τα σωματίδια του θα συγκρούονται με τα τοιχώματα του δοχείου πιο γρήγορα, αυξάνοντας έτσι την πίεση μέσα στο σύστημα.

• Σύντομη βιογραφία του Αριστοτέλη
• Καταστήματα Φαρμακείου
• Κλάδοι Φυσικοχημείας

6. Ο νόμος του Avogadro

Ο νόμος του Avogadro είναι ένας από τους βασικούς νόμους στη χημεία. Ο Amedeo Avogadro το βρήκε γύρω στο 1811. Βασικά, ο Avogadro λέει σε αυτόν τον νόμο ότι ένα διαφορετικό αέριο θα έχει την ίδια ποσότητα μορίων εάν οι όγκοι, η θερμοκρασία και η πίεσή τους είναι πανομοιότυπες. Σε ένα ιδανικό αέριο, για μια δεδομένη μάζα του, ο όγκος και τα mol του αερίου είναι ανάλογα, εφόσον η θερμοκρασία και η πίεση διατηρούνται σταθερές. Στις περισσότερες περιπτώσεις, αυτός ο νόμος λειτουργεί μόνο ως προσέγγιση, επειδή ο αριθμός των μορίων είναι συχνά διαφορετικός από αυτό που ορίζει ο νόμος σε κάποιο βαθμό. Ωστόσο, αυτός ο νόμος είναι πολύ χρήσιμος για τον επιστήμονα.

Μαθηματικός τύπος

Μπορούμε να εκφράσουμε τον νόμο του Avogadro ως εξής:

V/n=k

όπου:

V είναι ο όγκος του αερίου
n είναι η ποσότητα της ουσίας του αερίου (σε moles).
k είναι μια σταθερά ίση με RT/P, όπου R είναι η καθολική σταθερά αερίου, T είναι η Θερμοκρασία Kelvin και P είναι η πίεση. Εφόσον η θερμοκρασία και η πίεση είναι σταθερές, το RT/P μπορεί να αναπαρασταθεί ως k. Για να συγκρίνουμε την ίδια ουσία κάτω από δύο διαφορετικά σύνολα συνθηκών, έχουμε αυτόν τον τύπο:

V₁ / n₁ =V₂ / n₂

Αυτή η εξίσωση μας δείχνει ότι καθώς αυξάνονται τα mol αερίου, αυξάνεται και ο όγκος του αερίου.

Παράδειγμα εφαρμογής

Με βάση αυτόν τον νόμο, ο επιστήμονας (ή εμείς, με την ευρύτερη έννοια) έχει βρει έναν τρόπο να προσδιορίσει τον μοριακό όγκο ενός αερίου (οποιουδήποτε είδους) σε μια τυπική θερμοκρασία και πίεση. Αυτήν τη στιγμή, ο μοριακός όγκος ενός αερίου στο STP (τυπική θερμοκρασία και πίεση) είναι 22,4 λίτρα.

• Σημασία της Χημείας στο Περιβάλλον
• Κατάλογος Χημικών
• Χρήσεις πρωτονίων

7. Νόμος του Μπόιλ

Ο νόμος του Boyle είναι ένας πειραματικός νόμος αερίων που προτείνει μια αντίστροφη σχέση μεταξύ της πίεσης και του όγκου ενός αερίου. Αυτός ο νόμος εξηγεί πώς θα αυξηθεί η πίεση αερίου εάν μειωθεί ο όγκος του δοχείου. Είπε επίσης ότι η πίεση που δίνεται από μια μάζα ενός ιδανικού αερίου θα είναι αντιστρόφως ανάλογη με τον όγκο που καταλαμβάνει. Αλλά, μόνο εάν η ποσότητα του αερίου και η θερμοκρασία του παραμένουν ίδια στο κλειστό σύστημα.

Μαθηματικός τύπος

Μαθηματικά, ο νόμος του Boyle μοιάζει με αυτό:

PV=k

όπου P είναι η πίεση του αερίου, V είναι ο όγκος του αερίου και k είναι μια σταθερή τιμή αντιπροσωπευτική της θερμοκρασίας και του όγκου του συστήματος. Για να συγκρίνουμε την ίδια ουσία κάτω από δύο διαφορετικά σύνολα συνθηκών, μπορούμε να την εκφράσουμε ως εξής:

P₁ V₁ =P₂ V₂

Αυτή η εξίσωση μας δείχνει ότι όσο αυξάνεται ο όγκος του αερίου, η πίεση μειώνεται αντιστρόφως αναλογικά. Ομοίως, όσο μειώνεται ο όγκος, αυξάνεται η πίεση του αερίου. Μπορείτε να δείτε ότι, όταν η θερμοκρασία είναι σταθερή, η ποσότητα ενέργειας στο σύστημα θα εξακολουθεί να είναι η ίδια. Και γι' αυτό k θα παραμείνει σταθερή.

Παράδειγμα εφαρμογής

Μπορούμε να εξηγήσουμε πώς λειτουργεί το αναπνευστικό μας σύστημα χρησιμοποιώντας το νόμο του Boyle. Καθώς εισπνέουμε ή εκπνέουμε, θα δημιουργήσει αλλαγές στους όγκους των πνευμόνων μας. Αυτό θα οδηγήσει σε διαφορετική πίεση μεταξύ του αέρα μέσα στους πνεύμονές μας και του περιβάλλοντος. Αυτή η διαφορετική βούληση, με τη σειρά της, επιταχύνει την εκπνοή ή την εισπνοή καθώς ο αέρας μετακινείται από υψηλή σε χαμηλότερη πίεση.

• Εφαρμογές Αναλυτικής Χημείας
• Χημικά μοντέλα ατόμων
• Κλάδοι Ζωικής Βιοχημείας

8. Charles’s Law of Volumes

Στη χημεία, ο νόμος του Καρόλου είναι επίσης γνωστός ως νόμος των όγκων. Αυτός ο νόμος περιγράφει τη συμπεριφορά της ένωσης αερίου, στην οποία τα αέρια τείνουν να διαστέλλονται όταν θερμαίνονται. Αυτός ο νόμος όριζε ότι:όταν η πίεση σε ένα δείγμα ξηρού αερίου είναι σταθερή, η θερμοκρασία Kelvin και ο όγκος θα σχετίζονται άμεσα. Ο Ζακ Σαρλ ήταν αυτός που διατύπωσε τον αρχικό νόμο στο αδημοσίευτο έργο του από τη δεκαετία του 1780.

Μαθηματικός τύπος

Μπορούμε να εκφράσουμε τον νόμο των όγκων του Καρόλου ως εξής:

VT=k

όπου:

V είναι ο όγκος του αερίου,
T είναι η θερμοκρασία του αερίου (σε Kelvin),
k είναι μια σταθερά.

Από αυτή την άποψη, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι ο νόμος του Charles περιγράφει πώς ένα αέριο διαστέλλεται καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία στο σύστημα. Αντίθετα, μια μείωση της θερμοκρασίας θα οδηγήσει σε μείωση του όγκου.

Για να συγκρίνουμε την ίδια ουσία υπό διαφορετικές συνθήκες μπορούμε να την εκφράσουμε ως εξής:

V₁ / T₁ =V₂ / T₂

Παράδειγμα εφαρμογής

Μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε τον Charles Law για να περιγράψουμε γιατί το ελαστικό μας εκρήγνυται αν το αφήσουμε για πολλή ώρα κάτω από το φως του ήλιου. Το ηλιακό φως θα αυξήσει τη θερμότητα των μορίων αερίου μας μέσα στο ελαστικό μας. Καθώς γίνεται πιο ζεστό, η ένταση θα διευρυνθεί επίσης, δημιουργώντας πίεση στο ελαστικό μας. Εάν το ελαστικό μας δεν είναι αρκετά δυνατό για να ασκήσει την ίδια πίεση, τότε το ελαστικό θα εκραγεί. Γι' αυτό να προσέχετε το φως του ήλιου, έτσι δεν είναι; Εάν εσείς οι άλλοι άνθρωποι θα πρέπει να μάθετε για τους βασικούς νόμους της χημείας, κοινοποιήστε αυτό το άρθρο!

Ένα άλλο άρθρο που πρέπει να διαβάσετε:

• Κατάλογος χημικών
• Σύντομη βιογραφία του Αριστοτέλη
• Επιστήμονας που συνέβαλε στην ατομική θεωρία