Masa atomowa i cząsteczkowa
Mol
Masa molowa
Prawo Avogadra
Prawo zachowania masy
Prawo stosunków stałych
Prawo stosunków wielokrotnych
Prawo stosunków objętościowych
Wartościowość
Rodzaje wzorów chemicznych

Chemia jest nauką o substancjach, ich strukturze, właściwościach i reakcjach w których zachodzi przemiana jednych substancji w drugie.

Badania przemian chemicznych nie ogranicza się jednak tylko do klasyfikowania substratów i produktów przemian, ale obejmują także mechanizmy reakcji, sposoby kontrolowania szybkości reakcji oraz wydajności tworzenia produktów. Podstawą ilościowych rozważań dotyczących reakcji chemicznych są wymienione poniżej elementarne pojęcia i prawa.

Masa atomowa i cząsteczkowa

Bezwzględne masy atomów uczestniczących w reakcjach chemicznych wyrażone bardzo małymi liczbami nie są rozpatrywane ze względów praktycznych. W to miejsce stosuje się wielkości będące względnymi masami atomowymi, odniesionymi do jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 masy atomu izotopu węgla ^12C. 1u = 1,66057 * 10^-27 kg Zatem względną masę atomową pierwiastka definiuje się jako liczbę określającą ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu ^12C. Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu ^24Mg A(^24Mg) = 4 * 10^-26 kg : 1,66057 * 10^-27 kg = 24 Dla związku chemicznego, a także dla wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki, uwzględniającą oczywiście krotność występujących w niej atomów.

Mol

Miarą liczebności materii jest mol, czyli ilość substancji, która zawiera taką liczbę atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząsteczek materialnych, ile atomów znajduje się w 12 g węgla ^12C. Ilość ta wynosi: 1 mol = 6,023 * 10^23 jednostek Nosi ona nazwę liczby Avogadra i jest oznaczana literą Na.

Masa molowa

Masą jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażoną w gramach nazywa się masą molową danej substancji. Jest ona oznaczana dużą literą M. Jednostka : kg * mol^-1 lub g * mol^-1 Ponieważ liczba atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra /Na/ Na = 6,023 * 10^23 Istnieje zależność M = Na * m Gdzie: M - oznacza masę molową, a m bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej. Wartość liczbowa masy molowej w g x mol^-1 równa się wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku albo wartości liczbowej względnej masy cząsteczkowej wynikającej ze wzoru sumarycznego związku chemicznego. {M} = {A}

Prawo Avogadra

Prawo Avogadra określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek. A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm^3 tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało 6,02 * 10^23 cząsteczek lub atomów.

Prawo zachowania masy

Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem

E = mc²

Gdzie: E - energia, m - masa , c - prędkość światła.

Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw, a to:

• Prawa zachowania energii określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje.

• Prawa zachowania masy wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej

należy obecnie w świetle równoważności masy i energii, mówić o prawie zachowania materii.

Uogólnione prawo zachowania materii można wyrazić równaniem

/E_j + m_jc²/ = const

gdzie: E_j - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m_j - masy składające się na układ substancji.

Prawo stosunków stałych

W przeciwieństwie do mieszanin fizycznych, które można sporządzić z danych składników w dowolnych stosunkach wagowych, reakcje chemiczne przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów.

Tablica 1

Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach

Lp.	Związek chemiczny	Wzór cząsteczkowy	Stosunek wagowy pierwiastków
1.	Woda	H2O	H : O = 1 : 8
2.	Amoniak	NH3	H : N = 1 : 4,66
3.	Metan	CH4	H : C = 0,333 : 1
4.	Acetylen	C2H2	H : C = 0,084 : 1

Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.
Przykłady liczbowe stałych stosunków wagowych pierwiastków niektórych związków chemicznych podano w tablicy 1.

Prawo stosunków wielokrotnych

Jeżeli dwa pierwiastki mogą tworzyć kilka związków chemicznych, to obowiązuje dalsza zależność ich składów ilościowych wyrażona prawem stosunków wielokrotnych /Dalton 1804/: jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka, przypadającą na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Na przykład wodór i tlen tworzą dwa związki: H₂O i H₂O₂. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu. Wzajemny stsounek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2.

Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5

Prawo stosunków objętościowych

Jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Prawo to, zwane prawem prostych stosunków objętościowych, zostało sformułowane przez Gay-Lussaca /1808/. Jest ono prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Jeżeli na przykład w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x 10²³ cząsteczek wodoru H₂ i chloru Cl₂, to w reakcji między nimi

1 objętość wodoru H₂ + 1 objętość chloru Cl₂ ----> 2 objętości chlorowodoru 2HCl

tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x10²³ cząsteczek, gdyż z każdej cząsteczki H₂ oraz Cl₂ powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.
Z prawa Avogadra wynika jeszcze jeden istotny wniosek:
ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / tmp. 0^oC, cisnienie 1013 hPa/ objętość 22,4 dm³. Objętość ta nazywa się objętością molową.

Wartościowość

Wiemy już, że pierwiastki łączą sie ze sobą tworząc związek chemiczny, którego najmniejszą częścią jest cząsteczka. I tu pojawia się pytanie, czy pierwiastki mogą łączyć się ze sobą w dowolny sposób i od czego to zależy

Otóż dowiedziono, że pierwiastki łączą się ze sobą w określonym porządku i określonych stosunkach ilościowych. Przykładem woda o wzorze chemicznym H₂O z którego wynika, że zawsze w cząsteczce wody na jeden atom tlenu przypadają dwa atomy wodoru.
Podobnie mamy do czynienia wśród innych związków chemicznych. Dlatego chemicy wprowadzili pojęcie wartościowości pierwiastka - patrz definicja niżej.

Wartościowość pierwiastka określa liczbę atomów wodoru przypadających w cząstczce na jeden atom danego pierwiastka. Przyjęto, że wodór w związkach jest zawsze jednowartościowy, tlen - dwuwarościowy. Wartościowość - liczba niemianowana - może przyjmować wartości całkowite od 1 do 8. Wartościowość oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie po symbolu pierwiastka np. Cl(I), Fe(III), C(IV) Zapamiętaj, że pojęcie wartościowości odnosi się tylko do pierwiastka w związkach chemicznych. Pierwiastki w stanie wolnym wykazują wartościowość zerową

Od czego zależy wartościowość pierwiastka w związkach

Otóz okazało się, że wartościowość zależy głównie od konfiguracji elektronowej atomów pierwiastka a szczególnie ilości elektronów walencyjnych. Ilość elektronów walencyjnych określa maksymalną wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych.

Na przykład;

• siarka (konfiguracja K²L⁸M⁶ - sześć elektronów walencyjnych) jest dwuwartościowa w związku z wodorem, cztero- lub sześciowartościowa w związkach chemicznych z tlenem

• chlor (konfiguracja K²L⁸M⁷ - siedem elektronów walencyjnych) jest jednowartościowy w związku chemicznym z wodorem (HCl), ale z tlenem siedmiowartościowy

• węgiel (konfiguracja K²L⁴ - cztery elektrony walencyjne) bywa czterowartościowy w związkach z tlenem i wodorem (CO₂, CH₄) i dwuwartościwowy z tlenem (CO)

Do czego wykorzystamy wartościwość?

Zastosowania:

• w nazewnictwie związków chemicznych (tlenek siarki(IV), tlenek siarki(VI))

• rysowaniu kreskowych wzorów chemicznych

Ustalanie wartościowości pierwiastków w związkach chemicznych

Wartościowość innych pierwiastków w związkach chemicznych ustala się na podstawie;

• znanej wartościowości tlenu i wodoru wykonując odpowiednie obliczenia

• informacji odczytanych z układu okresowego pierwiastków

Przykład: Zaznaczyć wartościowość pierwiastków w następujących związkach chemicznych; K₂O, CaO, Cl₂O₇

• Rozwiązanie

• K₂O - tlen jest dwuwartościowy, a więc dwie wartościowości przypadają na dwa atomy potasu, wobec tego potas jest pierwiastkiem jednowartościowym K₂^IO^II
  lub 2 * x = II gdzie: x - wartościowość potasu, po rozwiązaniu równania x = I

• CaO - tlen jest dwuwartościowy, a więc dwie wartościowości przypadają na atom wapnia, wobec tego wapń jest również dwuwartościowy

• Cl₂O₇ - siedem atomów dwuwartościowych tlenu wnosi w cząsteczkę 14 wartościowości, które przypadają na 2 atomy chloru, przeto chlor jest siedmiowartościowy
  lub 2 * x = 7 * II gdzie : x wartościowość chloru, po rozwiązaniu równania x = VII

Obecnie uważa się, że pojęcie wartościowości jest terminem historycznym. W to miejsce wprowadzono pojęcie stopnia utlenienia.

Pojęcie stopienia utlenienia zastępuje stare i mało precyzyjne pojęcie wartościowości. Stopień utlenienia - jest definiowany jako liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych. Stopień utlenienia oblicza się jako bilans wszystkich przekazanych i przyjętych elektronów przez dany atom, w ramach danej cząsteczki. Jeśli dany atom przekazuje o jeden elektron więcej niż otrzymuje, to uzyskuje stopień utleniania +1, jeśli natomiast przyjmuje o jeden elektron więcej niż sam przekazał uzyskuje stopień utlenienia -1. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równa się zero. Więcej o sposobie obliczania stopni utlenienia w rozdziale IX.

Stopień utlenienia oznacza się cyfrą rzymską jako indeks górny przy symbolu pierwiastka np. H^+1Cl^-1, Al2^+3S3^-2, C^+4O2^-2

Rodzaje wzorów chemicznych

Wzór chemiczny jest to przedstawienie za pomocą symboli pierwiastków, symbolu chemicznego związku chemicznego albo części związku chemicznego.
Mamy następujące rodzaje wzorów chemicznych;

• wzór elementarny (empiryczny)

• wzór rzeczywisty (sumaryczny)

• wzór strukturalny

• uroszczony wzor strukturalny

• kreskowy wzór wartościowości (elektronowy)

Wzór elementarny (empiryczny)

Ten rodzaj wzoru informuje nas o rodzaju pierwiastków z jakich zbudowana jewst cząsteczka oraz o wzajemnym ilościowym stosunku liczby atomow albo jonów w związku chemicznym.
Przykład: H₂SO₄. Z tego wzoru możemy odczytać, że jedna cząsteczka kwasu siarkowego(VI) składa się z dwóch atomów wodoru, jednego atomu siarki i czterech atomów tlenu.

Wzór rzeczywisty (sumaryczny)

Ten rodzaj wzoru informuje nas o rzeczywistym składzie związku chemicznego wraz z liczbą atomów uczestniczących w budowie cząsteczki albo jonu.
Przykładem jest tlenek fosforu(V), dla którego wzór rzeczywisty piszemy jako P₄O₁₀. Wzór elementarny dla tego tlenku piszemy jako P₂P₅.
W większości wzory rzeczywiste odpowiadają wzorom elementarnym.

Wzór strukturalny

Wzór strukturalny podaje sposób wzajemnego powiązania atomów w cząsteczce związku chemicznego. Kreska przy symbolu pierwiastka wyraża jedną (I) wartościowość, dwie kreski odpowiadają wartościowości (II), itd. Oprócz tego każda pojedyńcza kreska przedstawia jedną parę elektronową

Z definicji wynika, że w celu napisania wzoru strukturalnego należy znać wartościowość wszystkich pierwiastków wchodząccych w skład cząsteczki związku chemicznego.

Zasady kreślenia wzorów strukturalnych

W celu opisania cząsteczki związku za pomocą wzoru strukturalnego należy kreskę (lub kreski) odpowiadającą wartościowości atomu łączyć z kreską (wartościowością) drugiego atomu tak, aby żadna kreska (wartościowość) nie pozostała w cząsteczce wolna.

Oto kilka przykładów wzorów strukturalnych cząsteczek składających się z następująch pierwiastków (w nawiasie podano wartościowości pierwiastka w związku).

H(I) i O(II), H(I) i Cl(I), C(IV) i O(II), N(II) i O(II), Al(III) i O(II)

Należy wiedzieć, że narysowane wzory strukturalne nie oddają faktycznej struktury cząsteczki związku chemicznego, ponieważ brakuje tutaj informacji o kierunkach (kątach) połączeń.
Wzory strukturalne wykorzystuje się między innymi do opracowania modeli przestrzennych cząsteczek. Przykłady niżej

Cząsteczka wody - H₂O

Cząsteczka amoniaku - NH₃

Cząsteczka metanu - CH₄ (jest w gazie ziemnym)

Uproszczony wzór strukturalny (półstrukturalny)Jest wzór strukturalny, w krórym określone grupy atomów wchodzących w skład cząsteczki zgrupowane są bez ukazywania zawartych w nich wiązań.

Kreskowy wzór wartościowości (wzór elektronowy, wzory Lewisa)

Jest to wzór strukturalny związku chemicznego, w którym przedstawione są elektrony powłoki zewnętrznej, nie uczestniczące w wiązaniach chemicznych.Pierwszy koncepcję przedstawiania wiązań chemicznych z wykorzystaniem elektronów walencyjnych przedstawił chemik amerykański G.N.Lewis. Podstawowym założeniem tej teorii jest twierdzenie, że powstawanie wiązania między atomami polega na uwspólnianiu elektronów. I tak wg Lewisa, wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami jest wynikiem uwspólnienia przez te atomy pary elektronów.
Przyjmuje się, że taka para wiążących elektronów jest zlokalizowana miedzy dwoma atomami, a wiązanie przedstawia się jako kreskę łączącą atomy. Elektrony nie uwspólnione są zlokalizowane jako wolne pary elektronowe na jednym lub drugim atomie (atomach) w cząsteczce. Strukturę elektronową całej cząsteczki przedstawia sie jako sumę wszystkich wiążących i wolnych par elektronowych. Opierając się na tym, można przedstawić strukturę elektronową cząsteczki w postaci tzw. wzoru Lewisa.

Reakcje chemiczne i równania chemiczne

Typy reakcji chemicznych / Równania chemiczne / Sposoby bilansowania równań chemicznych

Typy reakcji chemicznych

Z lekcji w gimnazjum wiemy, że procesy w czasie których powstają nowe substancje nazywamy przemianami chemicznymi lub reakcjami chemicznymi a substancje które powstają w niczym nie przypominają substancji wyjściowych.

Reakcje chemiczne są to procesy, podczas których jedne substancje przechodzą w drugie.

W czasie reakcji chemicznej obserwujemy;

• przemianę jednych substancji w inne, o nowych właściwościach

• powstawanie nowych cząstek (atomów, jonów, cząsteczek) o innej strukturze jak cząstki wyjściowe

Reakcje chemiczne dzielą się na trzy typy reakcji

• reakcja syntezy (łączenia)

A + B --> AB

• reakcja analizy (rozkładu)

AB --> A + B

• reakcja wymiany

A + BC --> AC + B

Synteza jest reakcją, w której z dwu lub kilku substancji prostszych powstaje jedna substancja bardziej złożona według schematu

Więcej przykładów

A + B	Kierunek reakcji	AB
CaO + CO2	--->	CaCO3
N2O5 + H2O	--->	2HNO3

Analiza (rozkład) jest przemianą, w której z jednej substancji złożonej tworzą sie dwie lub kilka substancji prostszych. Analiza jest odwrotnością reakcji syntezy (przykład niżej)

Więcej przykładów

AB	Kierunek reakcji	A + B
MgCO3	--->	MgO + CO2
2Ca(NO3)2	--->	2CaO + 4NO2 + O2

Wymiana jest najczęściej spotykanym typem reakcji. W procesie tym następuje wymiana składników pomiędzy substancjami reagującymi. Wyróżnia się przy tym reakcje pojedyńczej i podwójnej wymiany.

Więcej przykładów

Wymiana pojedyńcza

A + BC	Kierunek reakcji	AC + B
Fe + 2HCl	--->	FeCl2 + H2
2K + 2H2O	--->	2KOH + H2

Wymiana podwójna

AB + CD	Kierunek reakcji	AC + BD
CaSO4 + Na2CO3	--->	CaCO3 + Na2SO4
H2SO4 + Ca(OH)2	--->	CaSO4 + 2H2O

Równania chemiczne

Przebieg reakcji chemicznej opisujemy przy pomocy równań chemicznych, które zawierają informacje o zmianach jakościowych i o stosunkach ilościowych składników reakcji. W równaniach pierwiastki przedstawiane są za pomocą symboli a związki chemiczne za pomocą wzorów chemicznych.

Najczęściej równania chemiczne piszemy z wykorzystaniem wzorów sumarycznych, ale często możemy spotkać się z zapisem, gdzie wykorzystane są wzory strukturalne. Ten drugi sposób pisania równania chemicznego jest wykorzystywany do przedstawienia mechanizmu reakcji chemicznej i najczęściej jest wykorzystywany w chemii organicznej. Uproszczeniem wzoru strukturalnego jest wzór grupowy.

Zgodnie z przyjętą konwencją pisania równań, to co zanika (substraty) zapisuje się po lewej stronie równania, a to co powstaje (produkty) - po prawej stronie równania. Substraty i produkty są rozdzielone za pomocą pojedyńczej strzałki ---->, znaku równości = lub podwójnej strzałki <=> w zależności od tego jaki charakter reakcji chemicznej chce sie uwypuklić.
Dla zaznaczenia stanu skupienia w jakim występuje reagent, do równań wprowadza się oznaczenia (g) - faza gazowa, (c) - faza ciekła, (s) - faza stała.

Przykład

2H_2(g) + O_2(g) ----> 2H₂O_(c)

Aby równanie chemiczne było pełne, musi spełniać trzy warunki: musi określać jakie substraty zanikają i jakie powstają produkty musi być zgodne z prawem zachowania masy musi być zgodne z zasadą zachowania ładunku elektrycznego

Aby reakcję chemiczną przedstawić równaniem, należy:

• znać substraty i produkty reakcji oraz ich symbole albo wzory chemiczne

• sprawdzic prawidłowość zapisanych wzorów chemicznych

• zestawić schemat równania chemicznego

• dobrać w takim schemacie współczynniki (liczby stechiometryczne) przez porównanie liczby atomów lub grup atomów po stronie substratów i produktów i połączyć je znakiem równości.

Przykłady

Substraty	Kierunek reakcji	Produkty
2H2 + O2	--->	2H2O
CH4 + 2O2	--->	CO2 + 2H2O

W reakcjach chemicznych substancje reagują z sobą w ściśle określonych stosunkach wagowych a także objętościowych (pary i gazy). Wynika to z;

• prawa zachowania masy (Lavoisier 1785, Łomonosow 1744)

• prawa stosunków stałych (Proust 1799)

• stosunków wielokrotnych (Dalton 1803)

• stosunków objętościowych (Gay-Lussac).

Prawo zachowania masy

Prawo zachowania masy mówi, że w reakcji chemicznej masa substratów jest równa masie produktów, inaczej, masa substancji biorących udział w reakcji chemicznej nie ulega zmianie.

Prawo stosunków stałych

Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że;

Każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.

Liczbowe stałych stosunków wagowych pierwiastków niektórych związków chemicznych podano w tablicy 1.

Tablica 1

Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach

Lp.	Związek chemiczny	Wzór cząsteczkowy	Stosunek wagowy pierwiastków
1.	Woda	H2O	H : O = 1 : 8
2.	Amoniak	NH3	H : N = 1 : 4,66
3.	Metan	CH4	H : C = 0,333 : 1
4.	Acetylen	C2H2	H : C = 0,084 : 1

Prawo stosunków wielokrotnych

Jeżeli dwa pierwiastki mogą tworzyć kilka związków chemicznych, to obowiązuje dalsza zależność ich składów ilościowych wyrażona prawem stosunków wielokrotnych /Dalton 1804/:

Jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka, przypadającą na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Na przykład wodór i tlen tworzą dwa związki: H₂O i H₂O₂. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu. Wzajemny stosunek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2.

Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅
W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5

Prawo stosunków objętościowych

Jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Prawo to, zwane prawem prostych stosunków objętościowych, zostało sformułowane przez Gay-Lussaca /1808/. Jest ono prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Jeżeli na przykład w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x 10²³ cząsteczek wodoru H₂ i chloru Cl₂, to w reakcji między nimi

1 objętość wodoru H₂ + 1 objętość chloru Cl₂ ----> 2 objętości chlorowodoru 2HCl

tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x10²³ cząsteczek, gdyż z każdej cząsteczki H₂ oraz Cl₂ powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.
Z prawa Avogadra wynika jeszcze jeden istotny wniosek:

Ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / tmp. 0^oC, ciśnienie 1013 hPa/ objętość 22,4 dm^3. Objętość ta nazywa się objętością molową.

Sposoby bilansowania równań chemicznych

Sposób dobierania współczynników w równaniu chemicznych przedstawia poniższy przykład tj. reakcja kwasu fosforowego(V) z wodorotleniem wapnia.

Przykład 1

Ułożyć równanie reakcji glinu z siarką (substancje proste), w wyniku której powstaje siarczek glinu

Rozwiązanie

• Zestawia się wzory chemiczne substratów i produktow reakcji
  substraty: - Al (glin), S (siarka). Jak nie znasz symboli pierwiastków skorzystaj z układu okresowego pierwiastków (ściąga), odszukaj nazwę i symbol
  produkty: - Al₂S₃

• Sprawdza się prawidłowość zapisanych wzorów przez zbilansowanie wartościowości atomów lub grup atomów, pamiętając o tym, że w związku chemicznym suma algebraiczna całkowitych stopni utlenienia atomów, które są związane w cząsteczkę jest równa zeru.

Pojęcie stopienia utlenienia zastępuje stare i mało precyzyjne pojęcie wartościowości. Stopień utlenienia - jest definiowany jako liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych. Stopień utlenienia oblicza się jako bilans wszystkich przekazanych i przyjętych elektronów przez dany atom, w ramach danej cząsteczki. Jeśli dany atom przekazuje o jeden elektron więcej niż otrzymuje, to uzyskuje stopień utleniania +1, jeśli natomiast przyjmuje o jeden elektron więcej niż sam przekazał uzyskuje stopień utlenienia -1. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równa się zero. Więcej o sposobie obliczania stopni utlenienia w rozdziale IX.

Stopień utlenienia oznacza się cyfrą rzymską jako indeks górny przy symbolu pierwiastka np. H^+1Cl^-1, Al2^+3S3^-2, C^+4O2^-2

Wzór sumaryczny	Sprawdzenie
Al	[0]
S2	[0]
Al2^+3S3^-2	2*(+3) + 3*(-2) = 0

• Następnie układa się schemat równania chemicznego, umieszczając substraty z lewej strony, a produkty z prawej strony strzałki wskazującej kierunek przebiegu reakcji chemicznej

Al + S --> Al₂S₃

• Z prawej strony schematu występują dwa atomy glinu (Al) i trzy siarki (S): tyle atomów powinno się znajdować z lewej strony. Zatem Al mnoży się przez 2 a S przez 3. Efekt bilansowania

2Al + 3S ---> Al₂S₃

Teraz należy sprawdzić sumy atomów albo grup atomów występujących po lewej i prawej stronie równania

2Al = 2Al
3S = 3S

Zgodności wskazują na prawidłowe ułożenie równania. Współczynnikami stechiometrycznymi są liczby 2 i 3 umieszczone przed symbolami Al i S oraz 1 przed Al₂O₃.




Przykład 2

Ułożyć równanie reakcji kwasu fosforowego(V) z wodorotlenkiem wapnia, w wyniku ktorej powstaje fosforan(V) wapnia i woda

Rozwiązanie

• Zestawia się wzory chemiczne substratów i produktow reakcji
  substraty: H₃PO₄, Ca(OH)₂
  produkty: Ca₃(PO₄)₂, H₂O

• Sprawdza się prawidłowość zapisanych wzorów przez zbilansowanie wartościowości atomów lub grup atomów, pamiętając o tym, że w związku chemicznym suma wartościowości dodatnich i ujemnych jest równa zeru.

Wzór sumaryczny	Sprawdzenie
H3^+1(PO4)^-3	3*(+1) + 1*(-3) = 0
Ca^+2(OH)2^-1	1*(-2) + 2*(-1) = 0
Ca3^+2(PO4)2^-3	3*(+2) + 2*(-3) = 0
H2^+1O^-2	2*(+1) + 1*(-2) = 0

• Następnie układa się schemat równania chemicznego, umieszczając substraty z lewej strony, a produkty z prawej strony strzałki wskazującej kierunek przebiegu reakcji chemicznej

H₃PO₄ + Ca(OH)₂ --> Ca₃(PO₄)₂ + H₂O

• Z prawej strony schematu występują trzy atomy Ca i dwie grupy (PO₄): tyle atomów i grup (PO₄) powinno się znajdować z lewej strony. Zatem H₃PO₄ mnoży się przez 2 a Ca(OH)₂ przez 3. Z lewej strony występuje 12 atomów H i 6 atomów O (w grupach OH). Z tych ilości tworzy się 6 czasteczek H₂O. Efekt bilansowania

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

Teraz należy sprawdzić sumy atomów albo grup atomów występujących po lewej i prawej stronie równania

3Ca = 3Ca
12H = 12H
2(PO₄) = 2(PO₄)

Zgodności wskazują na prawidłowe ułożenie równania.

---