Prawa chemiczne

Prawo okresowości 

Układ okresowy pierwiastków chemicznych powstał na podstawie prawa okresowości sformułowanego przez Dymitra Mendelejewa pod koniec XIX w. Aktualnie założenie warunkuje, że „właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych zgodnie ze wzrastającą liczbą atomową powtarzają się okresowo”. Ułożenie pierwiastków w układzie okresowym pozwala nam na szybką interpretację takich zależności jak:

1. numer powłoki walencyjnej, gdyż jest równy numerowi okresu,
2. liczba powłok elektronowych zajętych przez elektrony, gdyż jest równa numerowi okresu,
3. liczba elektronów walencyjnych, gdyż jest równa numerowi grupy 1-2 lub jest pomniejszona o 10 dla grup 13-18.

Ponadto istnieje szereg właściwości, które również może nam sugerować położenie pierwiastka dla bloków s oraz p:

1. wraz ze wzrostem liczby atomowej w grupie rośnie: promień atomowy, charakter metaliczny, aktywność metali,
2. wraz ze wzrostem liczby atomowej w grupie maleje: elektroujemność, powinowactwo elektronowe, energia jonizacji, aktywność niemetali,
3. wraz ze wzrostem liczby atomowej w okresie rośnie: elektroujemność, powinowactwo elektronowe, energia jonizacji, aktywność niemetali,
4. wraz ze wzrostem liczby atomowej w okresie maleje: promień atomowy (oprócz helowców), aktywność metali, charakter metaliczny.

Prawo zachowania masy 

Pierwszym podstawowym prawem, od którego zazwyczaj zaczyna się poznawanie reakcji chemicznych, jest prawo zachowania masy. W drugiej połowie XVIII w. niezależnie od siebie Michaił Łomonosow i Antoine Lavoisier sformułowali stwierdzenia, mówiące o tym, że całkowita masa reagentów podczas reakcji chemicznej się nie zmienia. Dokładniej, w układzie zamkniętym łączna masa wszystkich substratów musi być równa łącznej masie wszystkich powstałych produktów reakcji. Zachowanie masy wynika ze stałej ilości atomów konkretnych pierwiastków, które posiadają tę samą masę niezależnie od tego, w jakiej formie występują. Każdy atom występujący w reagencie niesie ze sobą taką samą wagę jak ten występujący w produktach, a jego ilość również zostaje zachowana. Stąd wynika również konieczność bilansowania równań reakcji. W największym skrócie prawo zachowania masy można zapisać równaniem:

masa substratów = masa produktów

Jest to szczególnie przydatna zależność dzięki której, znając przebieg reakcji, możemy określić masy występujących w niej związków. Jeżeli znamy jej stechiometrię, możemy również wyliczyć na przykład masę produktu powstającego z konkretnej ilości substratu lub odwrotnie. Wiedząc, ile chcemy uzyskać produktu, możemy wyliczyć potrzebną do reakcji ilość substratów.

Prawo stałości składu 

Kolejnym ważnym punktem odniesienia jest prawo stałości składu, inaczej nazywane prawem Prousta. W 1779 r. Joseph Proust sformułował zależność, która mówi, że: „Każdy związek ma stały i niezmienny skład ilościowy, co oznacza, że stosunek wagowy pierwiastków wchodzących w skład danego związku jest zawsze stały i jednakowy”. Oznacza to, że każda znana nam cząsteczka zbudowana jest z określonej liczby atomów. Ich masa jest natomiast stała, a w wyniku reakcji chemicznych również się nie zmienia. Stąd stwierdzenie, że bez względu na sposób otrzymywania związku chemicznego, stosunki wagowe atomów w cząsteczce zawsze będą takie same. Przykładowo, cząsteczka wody o wzorze H₂O zawsze będzie posiadała stosunek wagowy pierwiastków równy 1:8, a cząsteczka metanu o wzorze CH₄ 1:0,333. Jeżeli stosunek masowy zostanie zaburzony przez któryś z reagentów, nadmiar pierwiastka nie przereaguje.

Prawo stałych stosunków wielokrotnych 

Prawo stałych stosunków wielokrotnych stworzone przez Johna Daltona na początku XIX w. formułuje się następująco: „Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to ilości wagowe jednego z nich, łączące się w tych związkach z tą samą ilością wagową drugiego pierwiastka mają się do siebie jak proste liczby naturalne”. Oznacza to, że wzory chemiczne związków chemicznych nie powinny zawierać liczb niecałkowitych. Jeżeli tak jak w przypadku tlenków azotu na jeden atom azotu przypada kolejno 0,5; 1; 1,5; 2; 2,5 atomów tlenu, w celu ustalenia stałej liczby jednostek wagowych należy pomnożyć przez dwa, otrzymując kolejno wzory: N₂O, NO, N­₂O₃, NO₂, N₂O₅.

Prawo Avogadra 

Ważne w obliczeniach chemicznych jest prawo Avogadra. Stanowi ono założenie, że ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Najczęściej wykorzystywane w przeliczeniach wartości zakładają, że w warunkach normalnych, czyli w temperaturze 273K i pod ciśnieniem 1013hPa, jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje objętość 22,4dm³. Powszechnie nazywa się tę wartość objętością molową. Ponadto kolejną liczbę zakłada się dla cząsteczek: „w jednakowych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia znajduje się tyle samo cząstek”. Przyjmuje się, że 1 mol danego związku zawiera 6,022∙10²³ cząsteczek w wyżej podanych warunkach normalnych.

Prawo objętościowe Gay-Lussaca 

Prawo objętościowe Gay-Lussaca sformułowane w 1808 r. przez Josepha Gay-Lussaca mówi o tym, że w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia, objętości substancji w stanie gazowym biorące udział w rozważanej reakcji chemicznej mają się do siebie jak proste liczby naturalne. Jest to konsekwencja wynikająca z prawa Avogadra. Jeżeli na przykład w reakcji cząsteczek wodoru i chloru biorą udział jednakowe objętości, w których znajduje się po 6,022∙10²³, to powstają dwie cząsteczki chlorowodoru o ilości cząsteczek 2∙6,022∙10²³.

Reguła przekory 

Reguła Le Chateliera i Brauna, zwana też prawem przekory opisuje zachowanie układu chemicznego w chwili zaburzenia stanu równowagi chemicznej. Okazuje się, że jeżeli na układ w stanie równowagi chemicznej zadziała czynnik zewnętrzny, to odpowiedź układu będzie dążyła do minimalizacji działania tego czynnika. Reakcja może zostać zaburzona w wyniku zmiany stężenia reagentów, temperatury układu czy też ciśnienia (reakcje w fazie gazowej). Oceniając efekt zmian, stosuje się określenia „równowaga przesuwa się w prawo”, jeśli będzie powstawać więcej produktów oraz „równowaga przesuwa się w lewo” jeżeli będzie powstawać więcej substratów.

1. Zmiana ilości reagentów – jeżeli zwiększymy stężenie substratu, równowaga przesunie się w prawo, gdyż układ chce zmniejszyć stężenie dodanego czynnika. Jeżeli natomiast zwiększymy stężenie produktu, układ będzie dążył do jego zmniejszenia, a równowaga przesunie się w lewo.
2. Zmiana ciśnienia lub objętości – należy pamiętać, że ciśnienie jest odwrotnie proporcjonalne do objętości, więc zwiększając objętość, ciśnienie maleje. Dotyczy to jedynie reakcji zawierających reagenty w postaci gazowej.  Podstawą jest określenie, ile moli gazów znajduje się po stronie substratów i produktów. Jeżeli w produktach występuje jedynie jeden mol gazu, a w substratach dwa mole gazu to substraty będą wywierać większe ciśnienie. W przypadku zwiększenia objętości lub zmniejszenia ciśnienia, równowaga takiego układu przesunie się w lewo.
3. Zmiana temperatury – ciepło można potraktować jako jeden z reagentów. Stąd, jeżeli weźmiemy pod uwagę reakcję egzotermiczną, zwiększając temperaturę, układ będzie chciał ją zmniejszyć przesuwając równowagę w lewo.