1

1

dr Ewa Więckowska-Bryłka

Katedra Chemii WNoŻ

p. 2036

Wykład 1. Wielkości podstawowe i

pochodne stosowane w chemii

fizycznej

Szkoła Główna Gospodarstwa Wiejskiego

Wydział Nauk o Żywności

CHEMIA FIZYCZNA

Konsultacje:
• Środa godz. 10-11

• Pon 11-12

• Wtorek (sala 2065)

2

Kryteria zaliczenia przedmiotu: chemia fizyczna

dla studentów I roku kierunku Technologia żywności i żywienie

człowieka WNoŻ – studia stacjonarne

Program studiów dla studentów kierunku: technologia żywności i
żywienie człowieka Wydziału Nauk o Żywności przewiduje w II
semestrze studiów dla przedmiotu Chemia Fizyczna 15 godzin wykładów
(7 tyg. x 2 godz. + 1 tydz. x 1 godz.) i 15 godzin ćwiczeń
laboratoryjnych (5 tyg. x 3 godz.).

Ćwiczenia z chemii fizycznej są prowadzone na przemiennie grupami co
drugi tydzień (czyli przez 10 tygodni w semestrze) i rozpoczynają się:
24 marca – gr. 9, 1, 5 – sala 2010 , gr. 10, 2, 6 – sala 2065
31 marca – gr. 7, 3, 11 – sala 2010, gr. 8, 4, 12 – sala 2065
zgodnie z godzinami podanymi w tygodniowym planie zajęć.

Studenci wykonują ćwiczenia w zespołach 2– lub 3– osobowych (w
każdej grupie 6 zespołów) według ustalonego harmonogramu (dla każdego
zespołu zaplanowano 5 ćwiczeń)

3

Założenia i cele przedmiotu:

 opanowanie przez studenta podstawowych pojęć i praw z zakresu

chemii fizycznej,

 poznanie wybranych zjawisk fizykochemicznych,

 zaznajomienie się z prostymi metodami badawczymi,

 nabycie umiejętności samodzielnego wykonywania pomiarów i

interpretacji ich wyników.

Zgodnie z REGULAMINEM

STUDIÓW, od 1 października 2012 r. w

SGGW

obowiązuje system punktowy odpowiadający standardowi

ECTS (Europejski System Transferu i

Akumulacji

Punktów).

Przedmiotowi Chemia Fizyczna przypisano 3 pkt ECTS. Uzyskanie 3
pkt ECTS odzwierciedla

osiągnięcie przez studenta założonych dla

tego przedmiotu

efektów kształcenia, potwierdzone jego zaliczeniem.

4

Efekty kształcenia uwzględnione w sylabusie przedmiotu

Chemia fizyczna to:

 student zna podstawowe prawa rządzące procesami fizycznymi i reakcjami

chemicznymi

 zna metody opisu przemian fizykochemicznych i chemicznych
 zna podstawowe metody i techniki instrumentalnej analizy fizykochemicznej i

chemicznej

 wykorzystuje poznane zjawiska i równania do opisu oraz oceny właściwości

substancji

 opanował umiejętność samodzielnego uczenia się

 posiada umiejętność wykonania pomiarów, ich interpretacji i oceny

wiarygodności

 zna

podstawowe

metody

opracowywania

i

interpretacji

danych

eksperymentalnych

 posiada umiejętność pracy samodzielnej i zespołowej i jest odpowiedzialny za

odpowiednie warunki i bezpieczeństwo własne i innych.

2

5

Do weryfikacji efektów kształcenia służy:

1.

ocena z 5 sprawozdań pisemnych z wykonanych ćwiczeń laboratoryjnych,
ocenianych w skali 0-3 pkt;

2.

ocena z 5 kolokwiów pisemnych składających się z 2 pytań związanych z
wykonywanym w danym dniu ćwiczeniem przeprowadzanych podczas
ćwiczeń laboratoryjnych, ocenianych w skali 0-5 pkt;

3.

ocena z pisemnego kolokwium składającego się z 7 pytań z materiału

wykładowego, ocenianych w skali 0-5 pkt. Kolokwium to odbędzie się po

zakończeniu wykładów – 13 maja 2015 r. (środa) godz. 15-17 (aula III i IV)

Dla każdego z tych trzech elementów określona jest maksymalna liczba punktów
do uzyskania, tj.

1. 15 pkt., 2. 50 pkt., 3. 35 pkt. Razem 100 pkt.

6

Przedmiot zalicza student, który z każdego elementu uzyskał co

najmniej 50% punktów, tzn. odpowiednio: 1. 7,5 pkt., 2. 25 pkt.,
3. 17,5 pkt.

Warunkiem zaliczenia przedmiotu i uzyskania 3 pkt. ECTS jest zaliczenie

wszystkich w/w elementów weryfikacji efektów kształcenia.

Ocena końcowa z przedmiotu zależy od sumy wszystkich punktów:
50,5-60 pkt. – ocena 3,0; 60,5-70 pkt. – ocena 3,5;
70,5-80 pkt. – ocena 4,0; 80,5-90 pkt. – ocena 4,5;
90,5-100 pkt. – ocena 5,0.

 Zgodnie z § 20 pkt. 3. REGULAMINU STUDIÓW:
W przypadku uzyskania w trakcie trwania semestru, w wyniku
przeprowadzenia określonych form weryfikacji efektów kształcenia

określonych w opisie modułu, ocen negatywnych studentowi

przysługuje jeden termin poprawkowy. Termin ten wyznaczany jest
przez osobę odpowiedzialną za moduł i może zostać ustalony w
terminie sesji zaliczeniowej.

7



Studenci, którzy nie uzyskają 50% możliwej liczby punktów z

kolokwiów ćwiczeniowych, piszą kolokwium z całości materiału

związanego z wykonanymi ćwiczeniami po zakończeniu pracowni
9 czerwca 2015 r.



Studenci, którzy nie uzyskają 50% możliwej liczby punktów z
kolokwium wykładowego, piszą kolokwium poprawkowe z

całości materiału wykładowego w dniu 10 czerwca (środa) godz.
15-17 (aula III).

Ćwiczenia laboratoryjne są obowiązkowe i wszystkie
przewidziane w programie dla danego zespołu ćwiczeniowego
muszą być wykonane praktycznie.

8



Zgodnie z § 10 pkt. 2, 4 i 5 REGULAMINU STUDIÓW:

2. Obecność studenta na zajęciach innych niż wykłady jest obowiązkowa.

Student nie może mieć więcej niż 20% nieobecności na tych zajęciach -
bez względu na przyczyny.

4. Prowadzący zajęcia decyduje o sposobie i terminie wyrównania

zaległości powstałych wskutek nieobecności studenta na zajęciach.

5. Student, który nie uczestniczył w zajęciach i nie wyrównał zaległości w

sposób opisany w ust. 4, nie może uzyskać zaliczenia modułu.



Studenci przystępują do ćwiczeń przygotowani teoretycznie –

kolokwium piszą przed rozpoczęciem ćwiczeń laboratoryjnych.



Wyniki pomiarów i ich opracowanie studenci przedstawiają w formie

(jednego na zespół) pisemnego sprawozdania formatu A4 (cel
ćwiczenia, krótki wstęp teoretyczny, wykonanie ćwiczenia, wyniki
pomiarów i ich opracowanie). Wszystkie sprawozdania muszą być
poprawnie opracowane i oddane !

Podręcznik: Eksperymentalna chemia fizyczna, praca zbiorowa, Wyd.
SGGW, Warszawa 2007, wyd. III zmienione

3

9

Wykaz ćwiczeń laboratoryjnych z chemii fizycznej

(numery ćwiczeń podano wg podręcznika "Eksperymentalna chemia fizyczna", praca
zbiorowa, Wyd. SGGW, Warszawa 2007, wyd. III zmienione).

1 – 1. Wyznaczanie ciepła rozpuszczania, sala 2010

2 – 1. Wyznaczanie gęstości pary i masy molowej metodą Meyera, sala 2065

2 – 2a. Pomiar współczynnika lepkości cieczy za pomocą wiskozymetru Ostwalda, sala 2065

2 – 3. Wyznaczanie zawartości alkoholu etylowego w badanym roztworze, sala 2010

3 – 1. Wyznaczanie współczynnika podziału kwasu octowego w układzie dwóch nie mieszających się

cieczy, sala 2010

4 – 1. Adsorpcja kwasu octowego na węglu aktywowanym, sala 2010

6 – 1. Wyznaczanie stałej szybkości reakcji inwersji sacharozy metodą polarymetryczną, sala 2010

7 – 1. Miareczkowanie konduktometryczne, sala 2065

7 – 2. Wyznaczanie klasycznej stałej dysocjacji z pomiarów przewodnictwa, sala 2065

8 – 1. Miareczkowanie potencjometryczne kwasu zasadą, sala 2065

9 – 1. Oznaczanie grubości osadzonej powłoki miedzianej i wydajności prądowej elektrolizy, sala 2065

10 – 1. Kolorymetryczne oznaczanie stężenia jonów żelaza (III), sala 2010

Sala 2010

Sala 2065

10

Harmonogram ćwiczeń laboratoryjnych z chemii fizycznej

Zespoły 2-lub 3-osobowe (6 zespołów w każdej z sal; w momencie rozpoczęcia
pracowni - w sali 2010 zespoły oznaczone literami A-F, w sali 2065 – G-L)

kolor zielony – w sali

2065

Kolor żółty – ćwiczenia wykonywane w
sali 2010

Zespół

Nr tygodnia

A B

C

D

E

F

G

H

I

J

K

L

I

10–1 1–1 2–3

3–1

4–1

6–1

2–1 2–2a 7–2

7–1

8–1

9–1

II

4–1

3–1

6–1

1–1 10–1 2–3

9–1

8–1 2–2a 2–1

7–2

7–1

III

2–1 2–2a 7–2

7–1

8–1

9–1 10–1 1–1

2–3

3–1

4–1

6–1

IV

9–1

8–1 2–2a 2–1

7–2

7–1

4–1

3–1

6–1

1–1 10–1 2–3

V

7–1

7–2

8–1

9–1

2–1 2–2a 6–1 10–1 1–1

2–3

3–1

4–1

11

Zespół Imiona i nazwiska osób w

zespole

Nr ćwiczenia wykonywanego
w dniu 24 03 15 godz. 8 -11

G

2–1

H

2–2a

I

7–2

J

7–1

K

8–1

L

9 - 1

Nr grupy: 10

SALA 2065

12

Rozkład zajęć z chemii fizycznej (we wtorki) dla studentów I roku kierunku
Technologia żywności i żywienie człowieka WNoŻ (studia dzienne) od 24
marca (31 marca) 2015 r. do 14 kwietnia (21 kwietnia) 2015 r. - pierwsze
dwa tygodnie wg harmonogramu

Sala 2010

Sala 2065

Godz.

Nr grupy Prowadzący

Nr

grupy

Prowadzący

8 – 11

9 (7)

dr B. Parczewska–Plesnar

10 (8)

dr E. Więckowska–Bryłka

11 – 14

1 (3)

dr B. Parczewska–Plesnar

2 (4)

dr E. Więckowska–Bryłka

14 – 17

5 (11)

dr B. Parczewska–Plesnar

6 (12)

dr E. Więckowska–Bryłka

4

13

1. Do każdego ćwiczenia obowiązuje materiał teoretyczny całego

rozdziału o takim numerze jak pierwsza liczba w symbolu
wykonywanego ćwiczenia i Pytania i zadania zamieszczone w

podręczniku po danym ćwiczeniu. Wyjątki dotyczą ćwiczeń z

rozdziału 2, gdzie obowiązuje materiał teoretyczny z poszczególnych

części rozdziału, zgodnie z wymienionymi w ćwiczeniu wymaganiami
kolokwialnymi.

2. W przypadku ćwiczenia 1–1 obowiązują również zadania z prawa

Hessa zamieszczone po teorii rozdziału 1 (np. zad. 48-54 ze str. 48-
50), a przed ćw. 1–1.

Wymagania kolokwialne związane z pytaniami z ćwiczeń:

Wzór nagłówka do sprawozdania:

Nr i tytuł ćwiczenia:

Imię i nazwisko osoby prowadzącej ćwiczenia:

Data wykonania ćwiczenia Godz. Nr grupy

studenckiej

Zespół

Nazwiska osób
wykonujących ćw.

Pkt za spr

Uwagi
prowadzącego:

14

TEMATYKA WYKŁADÓW:

I.

Wielkości podstawowe i pochodne stosowane w chemii

fizycznej

Omówienie sposobu realizacji przedmiotu i kryteriów zaliczenia. Definicje,
jednostki wg układu SI. Przeliczanie jednostek z zastosowaniem jednostek
pod- i wielokrotnych dla wielkości podstawowych i ich pochodnych.

II. Termodynamika. Termochemia.

Układ, otoczenie, faza, stan, parametry stanu, funkcje stanu, zasady
termodynamiki. Procesy odwracalne i nieodwracalne. Kryteria samorzutności

procesów. Równania Kirchhoffa. Prawo Hessa. Statyka chemiczna (prawo

działania mas, reguła przekory, izoterma i izobara van't Hoffa). Wyznaczanie

ciepła rozpuszczania.

III.

Płyny.

Sposób opracowania wyników pomiarów, sporządzanie wykresów i ich
interpretacja na przykładzie wielkości mierzonych i wyznaczanych podczas

ćwiczeń laboratoryjnych.
Gazy: gaz doskonały, równania gazu doskonałego, ciepło molowe, gaz
rzeczywisty, równanie van der Waalsa. Prawa: Daltona i Grahama.
Wyznaczanie masy molowej metodą Meyera.
Ciecze: właściwości cieczy, gęstość, lepkość, metody pomiaru lepkości cieczy,

napięcie powierzchniowe i metody jego wyznaczania. Współczynnik

załamania światła i refraktometria.

15

IV.

Układy jedno i wieloskładnikowe – wielofazowe.

Przemiany i równowagi fazowe. Reguła faz Gibbsa. Roztwory. Prawo Henry'ego.
Napoje gazowane. Choroba kesonowa. Dyfuzja, osmoza. Rola ciśnienia

osmotycznego w procesach biologicznych i w życiu człowieka. Konserwacja

żywności. Prawo Raoulta. Ebulio i kriometria. Destylacja i rektyfikacja. Prawo

podziału Nernsta i ekstrakcja.

V.

Zjawiska powierzchniowe. Adsorpcja i kataliza

Klasyfikacja procesów adsorpcji. Izotermy adsorpcji. Wykorzystanie procesów
adsorpcji: metody chromatograficzne, jonity. Kataliza i reakcje enzymatyczne.
Adsorpcja z roztworu i środki powierzchniowo czynne.

VI.

Koloidy

Układy dyspersyjne. Koloidy, ich klasyfikacja i właściwości. Metody
otrzymywania i oczyszczania koloidów. Dializa. Właściwości optyczne koloidów

– nefelometria i turbidymetria. Punkt izoelektryczny. Elektroforeza. Koagulacja,
denaturacja, peptyzacja. Żele, piany, emulsje (homogenizacja).

16

VII. Metody analizy instrumentalnej

Klasyfikacja metod analizy instrumentalnej. Metody spektroskopowe –
klasyfikacja ze względu na sposób oddziaływania promieniowania
elektromagnetycznego z materią i wykorzystywany w badaniach zakres
promieniowania.

Zasada

działania spektrofotometru. Spektroskopia

elektronowa i barwa związków kompleksowych. Prawo Lamberta - Beera i
jego zastosowanie w kolorymetrycznej metodzie oznaczenia stężenia
kompleksu jonów żelaza (III) z kwasem salicylowym. Spektroskopia UV i IR
w analizie produktów pochodzenia naturalnego.

VIII. Metody analizy instrumentalnej

– cd.

Elektrochemiczne metody analizy instrumentalnej. Potencjometria – pomiar

pH i miareczkowanie potencjometryczne. Konduktometria i miareczkowanie

konduktometryczne. Elektroliza i kulometria (metoda miareczkowania
kulometrycznego). Wykorzystanie metod elektrochemicznych w analizie

produktów pochodzenia naturalnego.

5

17

TABELA 1. Jednostki podstawowe układu SI

Wielkość

Nazwa i symbol

jednostki

Definicja

Długość

metr [m]

Metr jest to długość równa 1 650 763,73 długości fali w
promieniowania odpowiadającego przejściu między poziomami 2p

10

a

5d

5

atomu

86

Kr (kryptonu 86)

Masa

kilogram [kg]

Wzorzec

Czas

sekunda [s]

Sekunda jest to czas równy 992 631 770 okresów promieniowania
odpowiadającego przejściu między dwoma nadsubtelnymi poziomami
stanu podstawowego atomu

133

Cs (cezu 133)

Prąd
elektryczny
(natężenie
prądu
elektrycznego)

amper [A]

Amper jest to taki prąd stały, który płynąc przez dwa równolegle
przewody prostoliniowe o nieskończonej długości i znikomo małym
kołowym przekroju poprzecznym, umieszczone w próżni w odległości
jednego metra jeden od drugiego, wywoła między tymi przewodami siłę
2 · 10

–7

niutona na każdy metr długości.

Temperatura

kelwin [K]

Kelwin jest to 1/273,16 temperatury termodynamicznej punktu
potrójnego wody.

Liczność
materii

mol [mol]

Mol jest to ilość substancji składająca się z tylu elementów materii, ile
jest atomów w 0,012 kg węgla

12

C.

Światłość

kandela [cd]

Kandela jest to światłość jaką ma w kierunku prostopadłym pole
substancji doskonale czarnej o powierzchni 1/600 000 m

2

w

temperaturze krzepnięcia platyny pod ciśnieniem 101 325 Pa.

18

TABELA 2. Jednostki pochodne

układu SI

Wielkość

Nazwa i
symbol
jednostki

Relacja między
podstawowymi
jednostkami
układu SI

Relacje
między
innymi
jednostkami
pochodnymi
układu SI

Masa molowa

[M]

kg/mol

Stężenie molowe

[c]

mol/m

3

Objętość molowa

[V]

m

3

/mol

Molalność

[m]

mol/kg

Siła

niuton [N] kg ·m/s

2

Ciśnienie

paskal
[Pa]

kg/(m

·

s

2

)

N/m

2

Energia, praca, ciepło

dżul [J]

kg

· m

2

/s

2

N

·

m

Moc, strumień energii

wat [W]

kg

·

m

2

/s

3

J/s

Ładunek elektryczny

kulomb
[C]

A

· s

Potencjał i napięcie
elektryczne

wolt [V]

kg

·m

2

/(A

· s

3

)

W/A

Opór elektryczny

om [

Ω]

kg

·

m

2

/(A

2

·s

3

)

V/A

Przewodność
elektryczna

simens
[S]

A

2

·

s

3

/(kg

· m

2

)

A/V

Napięcie
powierzchniowe

kg/s

2

N/m

Lepkość dynamiczna

kg/(m

·

s)

Pa

·

s

19

TABELA 3. Przeliczanie jednostek energii

Jednostka

J

kaloria

Dżul [J]

1

2,39 ·10

–1

Kaloria [cal] 4,19

1

TABELA 4.

Dziesiętne wielokrotności i

podwielokrotności jednostek miar

Przedrostek Oznaczenie

Mnożnik

Przedrostek Oznaczenie

Mnożnik

mega
kilo
hekto

deka

M
k
h
da

10

6

10

3

10

2

10

1

decy

centy
mili
mikro
nano

piko

d
c
m

μ

n
p

10

–1

10

–2

10

–3

10

–6

10

–9

10

–12

20

TABELA 5.

Stałe fizykochemiczne

Liczba Avogadra

N

A

= 6,0220943 ·10

23

mol

–1

Stała Boltzmanna

k = 1,35805 [J/K ]

Uniwersalna stała gazowa

R = 8,31433 ± 0,00044
[J/(K·mol)]

Prędkość światła w próżni

c = 2,99792 ·10

8

[m/s] ≈ 3 ·10

8

[m/s]

Stała Plancka

h = 6,6256 ·10

–34

[J·s]

Stała Faradaya

F = 96486 ± 0,31 [C/mol] ≈ 96
500 [C/mol]

Ładunek elektronu

e = 1,6021733 · 10

–19

[C]

Stała dielektryczna próżni



= 8,85418782 ·10

–12

[C

2

/(J·

m)]

Przyspieszenie ziemskie

g = 9,806 [m/s

2

]

Objętość molowa gazu
doskonałego w war. normalnych
(101 325 Pa, 273,15 K)

22,41383 ·10

–3

[m

3

/mol] (22,4

dm

3

/mol)

Objętość molowa gazu
doskonałego w war. standardowych
(101 325 Pa, 298 K)

24,4· 10

–3

[m

3

/mol] (24,4

dm

3

/mol)

6

21

Przykład 1. Wyraź 15 dm w: a) metrach, b)
centymetrach i c) milimetrach.

Wykorzystujemy współczynniki przeliczeniowe (w). W związku z
tym, że

b) 1 dm = 10

–1

m, 1 cm = 10

–2

m , 1 dm = 10 cm

w = 10

1

cm/dm ,

15 dm = 15 dm · 10

1

cm/ dm = 150 cm

Rozwiązanie:

a) 1 dm = 10

–1

m, współczynnik przeliczeniowy w = 10

–1

m/dm,

stąd: 15 dm·10

–1

m/dm = 1,5 m

c) 1 dm = 10

–1

m, 1 mm = 10

–3

m,

w = 10

2

mm/dm

15 dm = 15 dm · 10

2

mm/dm = 1500 mm

22

Przykład

2.

Długość

promieniowania

absorbowanego przez

roztwór wynosi 300 nm.

Wyraź ją w: a) m, b) pm.

Przedrostek nano (n) wiąże się z mnożnikiem jednostki miary
wynoszącym 10

–9

m.

W związku z tym:

b) 3·10

–7

m · 10

12

pm/m = 3 ·10

5

pm.

a) 300 nm ·10

–9

m/nm = 3·10

–7

m,

Rozwiązanie:

23

Przykład 3. Wyraź objętość: a) 30 dm

3

w m

3

, b)

1500 cm

3

w m

3

i dm

3

, c) 2000 mm

3

w cm

3

i dm

3

.

Rozwiązanie:

c) 1 mm

3

= 10

–3

cm

3

,

2000 mm

3

·10

–3

cm

3

/mm

3

= 2 cm

3

1 mm

3

= (10

–2

dm)

3

= 10

–6

dm

3

,

2000 mm

3

·10

–6

dm

3

/mm

3

= 2·10

–3

dm

3

a) 1 dm

3

= 10

–3

m

3

30 dm

3

·10

–3

m

3

/dm

3

= 3,0·10

–2

m

3

b) 1 cm

3

= 10

–6

m

3

1500 cm

3

·10

–6

m

3

/cm

3

= 1,5·10

–3

m

3

1 cm

3

= (10

–1

dm)

3

= 10

–3

dm

3

1500 cm

3

·10

–3

dm

3

/cm

3

= 1,5 dm

3

24

Przykład 4. Objętość molowa gazu doskonałego w
warunkach normalnych (pod

ciśnieniem 101 325 Pa i

w temperaturze 273,15 K) wynosi 0,02241 m

3

/mol. Ile

wynosi w dm

3

/mol?

1 m

3

= (10 dm)

3

= 10

3

dm

3

0,02241 m

3

/mol·10

3

dm

3

/m

3

= 22,41 dm

3

/mol

Rozwiązanie:

7

25

Przykład 5. Oblicz gęstość benzenu w kg/m

3

,

jeżeli 200

cm

3

tego rozpuszczalnika

waży 174,74 g.

Rozwiązanie:

d

benzenu

= 174,74 g / 200 cm

3

= 0,8737 g/cm

3

1g = 10

–3

kg, 1 cm

3

= 10

–6

m

3

V

m

d



Korzystamy ze wzoru na gęstość:

26

Przykład 6. W 100 cm

3

alkoholu etylowego o

gęstości d = 0,7851 g/cm

3

rozpuszczono 1,54 g

jodu. Oblicz c

p

roztworu.

Rozwiązanie:

Obliczamy masę alkoholu etylowego m

r

:

m

r

= d · V = 100 cm

3

· 0,7851 g/cm

3

= 78,51 g

Masa roztworu m

R

= 1,54 +78,41 = 80,05 g

c

p

= (1,54 g : 80,05 g)·100 % = 1,9 %

100%

R

m

s

m

p

c





r

s

R

m

m

m





m

s

– masa substancji, m

r

- masa rozpuszczalnika, m

R

- masa roztworu

27

Przykład 7. Wyraź w molach/m

3

następujące stężenia

roztworów: a) 0,05 mol/dm

3

, b) 5 mmoli/cm

3

.

Rozwiązanie:

b) 1 mmol = 10

–3

mola

1 cm

3

= 10

–6

m

3

(5 mmoli·10

–3

mola/mmol): (1 cm

3

·10

–6

m

3

/cm

3

)

= 5·10

–3

·10

6

mol/m

3

= 5·10

3

mol/m

3

R

s

m

V

n

c



a) 1 dm

3

= 10

–3

m

3

0,05 mol/dm

3

= 0,05 mol : (1dm

3

·10

–3

m

3

/dm

3

) =

0,05·10

3

mol/m

3

= 50 moli/m

3

28

Przykład 8. Na zmiareczkowanie 20 cm

3

roztworu NaOH

zużyto 25 cm

3

0,2 molowego roztworu H

2

SO

4

. Oblicz miano

roztworu NaOH. Masa molowa NaOH wynosi 40 g/mol.

otrzymujemy:

T = (0,5 mol/dm

3

·40 g/mol ) : 1000 cm

3

/ dm

3

= 0,02 g/cm

3

1

2

4

2



SO

H

NaOH

n

n

1

2

4

2







SO

H

m

NaOH

m

)

v

c

(

)

v

c

(

1000

s

m

M

c

T





Rozwiązanie:

2 NaOH + H

2

SO

4

 Na

2

SO

4

+ 2H

2

O

W związku z tym, że n = C

m

· v

Obliczamy c

m

NaOH wstawiając dane do przekształconego wzoru:

c

m

NaOH = (2·0,2·0,025) : 0,020 = 0,5 mol/dm

3

Stosując wzór na miano roztworu

Z równania reakcji:

wynika, że stosunek liczby moli

8

29



Siłę definiuje się jako iloczyn masy i przyspieszenia.

Jednostką siły jest niuton N.

1 niuton jest to

siła, która masie 1 kg nadaje

przyspieszenie 1 m/s

2

:

1 N = 1

kg·1 m/s

2

= 1

kg·m/s

2



Ciśnienie definiuje się jako iloraz siły działającej

prostopadle i

równomiernie na daną powierzchnię przez

pole tej powierzchni. Jednostka

ciśnienia – paskal należy

do jednostek pochodnych

układu SI. Liczbowo 1 paskal

równy jest sile jednego niutona działającej prostopadle na

płaską powierzchnię 1 m

2

.

1 Pa = 1 N/m

2

= 1 kg/(m·s

2

)

30

1 kilopaskal = 1kPa = 1000 Pa = 10

3

Pa,

1 megapaskal = 1 MPa = 10

6

Pa.

•

atmosfera fizyczna, atm

– 1 atm równa jest ciśnieniu słupa

rtęci o wysokości 76 cm, gęstości 13,5951 g/cm

3

(w

temperaturze

273

K)

pod

działaniem normalnego

przyspieszenia ziemskiego,

•

milimetr

słupa rtęci, mm

Hg

, tor Tr

– 1 mm

Hg

= 1Tr = 1/760

atm, 1 atm = 760 mm

Hg

.

Ciśnieniu 101 325 Pa odpowiada 760 mm

Hg

czyli 1 atm.

Jednostkami

ciśnienia nie należącymi do układu SI, a dość

często stosowanymi są:

Jednostką wielokrotną jest

1 hektopaskal = 1 hPa = 10

2

Pa

.

Jednostkami wielokrotnymi paskala

najczęściej stosowanymi są:

31

Przykład 9. Ciśnienie atmosferyczne w warunkach
standardowych wynosi 101 325 Pa.

Wyraź tę wartość

w hPa.

Rozwiązanie:

1 hPa = 10

2

Pa 1 Pa = 10

–2

hPa

101325 Pa · 10

–2

hPa/Pa = 1013,25 hPa

Przykład 10. Wyraź ciśnienie 10 atmosfer w MPa.

1 MPa = 10

6

Pa, 1 Pa = 10

–6

MPa

10 atm = 10 atm·101 325 Pa/atm = 1 013 250 Pa
1 013 250 Pa·10

–6

MPa/Pa = 1,013250 MPa

Rozwiązanie:

32

1 watogodzina = 1

W·h = 3600 W·s = 3600 J.



Jednostką pracy, energii oraz ilości ciepła jest
dżul (J). 1 dżul jest pracą wykonaną przez siłę
równą 1 niutonowi na drodze 1 metra w kierunku
działania siły:

1 dżul = 1 J = 1 N·1 m = 1 N·m = 1 Pa·m

3

=

1 watosekunda = 1 W·s = 1 kg·m

2

/s

2

Jednostkami wielokrotnymi są:

1 kilodżul = 1kJ = 10

3

J

oraz nie należąca do układu SI jednostka:

9

33

 Temperatura jest

wielkością skalarną określoną w

każdym punkcie ciała lub układu, której średnia wartość
jest

miarą energii wewnętrznej całego ciała lub układu.

• W przypadku skali Celsjusza – skali stustopniowej jako

ciecz

termometryczną zastosowano rtęć, której

rozszerzalność zmienia się wraz z temperaturą.

Obecnie w powszechnym

użyciu są trzy skale

temperatury: Celsjusza, Fahrenheita

(głównie poza

Europą – USA, Kanada) i Kelvina.

Jednostka temperatury

wiąże się ściśle ze sposobem

ustalenia

skali

temperatury

w

odniesieniu

do

temperatury odpowiednich

wzorców.

Jako punkty skrajne w tej skali

przyjęto temperaturę

krzepnięcia i wrzenia czystej wody (0

o

C i 100

o

C

odpowiednio).

Stopień Celsjusza 1

o

C stanowi

jedną setną

wymienionego

przedziału temperatury.

34

W wyniku ekstrapolacji

objętości lub ciśnienia gazu

doskonałego do wartości zerowej, otrzymano punkt
zerowy skali

bezwzględnej, tzw. zero bezwzględne

(absolutne),

powiązane z temperaturą w skali Celsjusza

zależnością:

• Skala bezwzględna temperatury, zwana skalą

Kelvina, oparta

została na rozważaniach nad

rozszerzalnością gazu doskonałego.

T (K) = t (

o

C) + 273,15

35

•

Ze

skalą

Kelvina

związana

jest

bezpośrednio

termodynamiczna skala temperatur oparta na temperaturze
tzw. punktu

potrójnego czystej wody (punktu współistnienia

obok siebie w stanie

równowagi: wody ciekłej, jej pary

nasyconej i lodu; parametry tego punktu: temperatura T =
273,16 K, czemu odpowiada 0,01

o

C i

ciśnienie p = 610,5 Pa).

Jednostką podstawową temperatury w układzie SI jest kelwin
K, definiowany jako jednostka temperatury termodynamicznej:

Wartość stopnia w skali Celsjusza i w skali Kelvina jest jednakowa:
1

o

C = 1 K, a temperatura zera

bezwzględnego (absolutnego) jest

przesunięta w stosunku do zera w skali Celsjusza o 273,15

o

C,

czyli 0 K odpowiada

–273,15

o

C lub 0

o

C odpowiada 273,15 K.

1 K = 1/273,16

części temperatury termodynamicznej

punktu

potrójnego wody.

36

Przykład 11. Wyraź temperaturę: a) 20 K, b) 25 K, c)
200 K w skali Celsjusza.

T (K) = t (

o

C) + 273,15

W naszym zadaniu: T = –183 + 273,15 = 90,15 K

Przykład 12. Temperatura wrzenia tlenu pod
ciśnieniem standardowym wynosi –183

o

C. Ile

wynosi w skali

bezwzględnej?

Rozwiązanie:

Korzystamy ze wzoru:
T (K) = t (

o

C) + 273,15

a) 20 K odpowiada t = 20 – 273,15 = –253,15

o

C

b) 25 K odpowiada t = 25 – 273,15 = –248,15

o

C

c) 200 K odpowiada t = 200 – 273,15 = –73,15

o

C

Rozwiązanie:

10

37

 Do jednostek podstawowych

układu SI należy jednostka

natężenia prądu elektrycznego – amper (A).
Jednostkami podwielokrotnymi

są:

1 mA = 10

–3

A,

1

µA = 10

–6

A.

t

Q

I



 











s

C

A

Q = I

.

t



Jednostką pochodną jest kulomb C – jednostka

ładunku elektrycznego.

Jednostką wielokrotną jest amperogodzina A · h :

1 A · h = 3600 A·s = 3600 C.

1 kulomb jest to

ładunek elektryczny przepływający

przez

powierzchnię w czasie 1 sekundy, gdy natężenie

prądu płynącego przez tę powierzchnię wynosi 1 A:

1 kulomb = 1 C = 1 A·s (amperosekunda).

38

Z definicji stałej Faradaya wynika, że 1 molowi elektronów odpowiada

ładunek 96 486 C. Z kolei liczba Avogadra, czyli liczba cząstek w
jednym molu wynosi 6,022·10

23

. Oznaczając ładunek pojedynczego

elektronu jako q

e

obliczamy dalej:

Przykład 14. Elektrolizę prowadzono prądem o natężeniu
0,1 A w

ciągu 0,5 godziny. Oblicz jaki ładunek płynął w

ciągu 1 sekundy.

Przykład 13. Oblicz ile wynosi ładunek elektryczny
1 elektronu.

Rozwiązanie:

Q = I

.

t =0,1 A·0,5 h·3600 s/h = 180 C

Rozwiązanie:

q

e

= 96 486 C/mol : (6,022·10

23

) elektronów /mol =

1,6022·10

–19

C/ elektron.

39



Jednostką

potencjału

elektrycznego,

napięcia

elektrycznego U i

siły elektromotorycznej

E

SEM

jest

wolt V.



Jednostką oporu elektrycznego jest om:

1 om = 1 = 1V/1A = 1 kg

· m

2

/(s

3

· A

2

)

Jednostkami podwielokrotnymi są:
1 milisimens = 1 mS = 10

–3

S,

1 mikrosimens = 1 µS = 10

–6

S.



Odwrotnością

oporu

elektrycznego

R

jest

przewodnictwo

elektryczne



(

przewodność

elektryczna).

Jednostką tej wielkości jest simens S:

Wymiarem wolta jest:
1 wolt = 1 V = 1 W/1A = 1 kg·m

2

/(s

3

·A).

Jednostką podwielokrotną jest miliwolt: 1 mV = 10

–3

V.

1 simens = 1 S = 1/



= 1 s

3

· A

2

/( kg·m

2

).

40

b) 1 µS = 10

–6

S

150 µS · 10

–6

S/µS = 1,5·10

–4

S

R = 1 / (1,5 · 10

–4

S) = 0,66·10

4



= 6,6·10

3



R = 6,6 · 10

3

·10

–3

k



= 6,6 k



.

Przykład 15. Zmierzone przewodnictwo roztworu

wynosiło: a) 10 mS, b) 150 µS. Wyraź te wartości w
jednostce SI i oblicz

opór tego roztworu w omach i

kiloomach.

Rozwiązanie:

a) 1 mS = 10

–3

S

10 mS·10

–3

S/mS = 10

–2

S

W związku z tym, że R = 1/



, obliczamy

R = 1/10

–2

S = 10

2



i dalej R = 10

2

·10

–3

k



= 10

–1

k



11

41

• Lepkość dynamiczna – definiuje się ją jako siły tarcia

występujące w cieczach podczas przesuwania się
jednych warstw cieczy

względem drugich.

Jednostką

lepkości

dynamicznej

jest

Pa

.

s

(paskalosekunda).

Jest liczbowo

równa sile przypadającej na jednostkę

powierzchni, potrzebnej do utrzymania jednostkowej

różnicy prędkości między warstwami cieczy odległymi od
siebie o

jednostkę długości.