Technik_technologii_ceramicznej_311[30].Z1.03

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

SPIS TREŚCI

1. Wprowadzenie

2. Wymagania wstępne

3. Cele kształcenia

4. Materiał nauczania

4.1. Struktura materii. Fazy i ich charakterystyczne właściwości. Rodzaje

wiązań w ciałach stałych, ciała stałe bezpostaciowe i specyfika ich budowy

4.1.1. Materiał nauczania

4.1.2. Pytania sprawdzające

4.1.3. Ćwiczenia

4.1.4. Sprawdzian postępów

4.2. Przemiany fazowe: faza ciekła – gaz, faza stała – ciecz, faza stała – gaz

4.2.1. Materiał nauczania

4.2.2. Pytania sprawdzające

4.2.3. Ćwiczenia

4.2.4. Sprawdzian postępów

4.3. Przemiany alotropowe i polimorficzne ciał stałych, wpływ ciśnienia

i temperatury na trwałość struktur ciał stałych i ich przebudowę

4.3.1. Materiał nauczania

4.3.2. Pytania sprawdzające

4.3.3. Ćwiczenia

4.3.4. Sprawdzian postępów

4.4. Energetyka reakcji chemicznych

4.4.1. Materiał nauczania

4.4.2. Pytania sprawdzające

4.4.3. Ćwiczenia

4.4.4. Sprawdzian postępów

4.5. Reakcje w fazie stałej

4.5.1. Materiał nauczania

4.5.2. Pytania sprawdzające

4.5.3. Ćwiczenia

4.5.4. Sprawdzian postępów

4.6. Przewodnictwo ciał stałych

4.6.1. Materiał nauczania

4.6.2. Pytania sprawdzające

4.6.3. Ćwiczenia

4.6.4. Sprawdzian postępów

4.7. Ogniwa galwaniczne, technologiczne zastosowanie elektrochemii

4.7.1. Materiał nauczania

4.7.2. Pytania sprawdzające

4.7.3. Ćwiczenia

4.7.4. Sprawdzian postępów

5. Sprawdzian osiągnięć

6. Literatura

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

WPROWADZENIE

Poradnik będzie Ci pomocny w przyswajaniu wiedzy o właściwościach przemian

fazowych w materiałach ceramicznych.

W poradniku zamieszczono:

–

wymagania wstępne – wykaz umiejętności, jakie powinieneś mieć już ukształtowane,
abyś bez problemów mógł korzystać z poradnika,

–

cele kształcenia – wykaz umiejętności, jakie ukształtujesz podczas pracy z poradnikiem,

–

materiał nauczania – wiadomości teoretyczne niezbędne do opanowania treści jednostki
modułowej,

–

zestaw pytań, abyś mógł sprawdzić, czy już opanowałeś określone treści,

–

ćwiczenia, które pomogą Ci zweryfikować wiadomości teoretyczne oraz ukształtować
umiejętności praktyczne,

–

sprawdzian postępów,

–

sprawdzian osiągnięć, przykładowy zestaw zadań. Zaliczenie testu potwierdzi
opanowanie materiału całej jednostki modułowej,

–

literaturę uzupełniającą.

Schemat układu jednostek modułowych

311[30].Z1

Podstawy chemii ceramicznej

311[30].Z1.01

Posługiwanie się pojęciami

z zakresu chemii stosowanej

311[30].Z1.02

Określanie właściwości krzemianów

i układów koloidalnych

311[30].Z1.03

Badanie przemian fazowych

w materiałach ceramicznych

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

3. CELE KSZTAŁCENIA

W wyniku realizacji programu jednostki modułowej, powinieneś umieć:

–

opisać strukturę materii oraz różnice w budowie i właściwościach zasadniczych rodzajów
faz,

–

określić rodzaje

faz skupienia oraz ich właściwości,

–

scharakteryzować przemiany fazowe,

–

określić wpływ temperatury i ciśnienia na przebieg przemian fazowych,

–

zbadać lepkość i gęstość cieczy,

–

przeprowadzić proces topnienia i krystalizacji ciał stałych,

–

scharakteryzować procesy chemiczne i przemiany fazowe zachodzące w masach
ceramicznych oraz efekty cieplne towarzyszące tym przemianom,

–

obliczyć ilość ciepła potrzebnego do ogrzania masy ceramicznej,

–

określić wpływ parametrów na przebieg procesu spiekania masy ceramicznej,

–

zastosować szereg napięciowy metali do opisania budowy i zasady działania ogniw
i baterii,

–

scharakteryzować

właściwości

materiałów

ceramicznych

jako

przewodników

elektryczności i określić ich wykorzystanie elektrotermiczne,

–

zbadać zjawisko przewodzenia prądu przez roztwór,

–

zastosować przepisy bezpieczeństwa i higieny pracy, ochrony przeciwpożarowej oraz
ochrony środowiska w trakcie wykonywania badań.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4. MATERIAŁ NAUCZANIA

4.1. Struktura materii. Fazy i ich charakterystyczne właściwości.

Rodzaje wiązań w ciałach stałych, ciała stałe bezpostaciowe
i specyfika ich budowy

4.1.1. Materiał nauczania

Struktura materii

Według modelu Rutherforda atom składa się z dodatnio naładowanego małego jądra,

które skupia prawie całą masę, a wokół niego po orbitach porusza się ściśle określona liczba
elektronów – podobnie jak planety wokół Słońca. Model ten udoskonalił duński fizyk Niels
Bohr.

Rys. 1. Modele budowy atomu: 1. Model Rutherforda – atomy przypominają miniatury układu słonecznego,

elektrony  poruszają  się  wokół  jądra:  A)  jądro,  B)  elektron. 2.  Model  Bohra  –  aby  wyjaśnić  stabilność
atomu  wprowadza  pojęcie  orbit  elektronów:  A)  jądro,  B)  elektron,  C)  orbita  elektronu.  3.  Model
Schrodingera  –  pomysł  precyzyjnie  określonych  orbit  elektronów  został  zastąpiony  opisem  obszarów
przestrzeni (nazywanych orbitalami), gdzie najprawdopodobniej znajdują się elektrony: A – orbital [10]

Przełom w odkrywaniu tajników budowy atomu stanowiły prace Maxa Planka, który

stwierdził, że światło jest wysyłane i pochłaniane nie w sposób ciągły, lecz porcjami zwanymi
kwantami,  a  także  badania  Louisa  de  Broglie’a,  który  udowodnił,  że  elektrony  mają
dualistyczną naturę, zachowują się zarówno jak cząstka, jak i fala. Stanowiło to podstawę do
powstania  kwantowo  –  mechanicznego  modelu  budowy  atomu.  Można  go  w  dużym
uproszczeniu przedstawić następująco: atom zbudowany jest z dodatnio naładowanego jądra,
w  skład  którego  wchodzą  protony  i  neutrony.  Jądro  każdego  atomu  otacza  chmura
elektronowa.  Liczba  elektronów  jest  równa  liczbie  protonów  w  jądrze.  Elektrony  nie
poruszają  się  chaotycznie,  ale  wykazują  większe  prawdopodobieństwo  występowania
w określonych miejscach w przestrzeni zgodnie z prawami mechaniki kwantowej.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Fazy skupienia

W zależności od temperatury i ciśnienia te same substancje chemiczne mogą występować

w trzech różnych fazach (stanach skupienia) – jako ciała stałe, ciecze i gazy.

Ciała stałe mają określony kształt i objętość. Materia w stanie stałym wykazuje dużą
sztywność, nie wykazuje płynności pod wpływem przyłożonej siły, a gęstość jej jest mniej
zależna od temperatury i ciśnienia niż gęstość cieczy czy gazów.

Ciecze  charakteryzują  się  brakiem  stałej postaci i przybierają kształt  naczynia, w którym  się
znajdują.  Zachowując  właściwą  im  objętość  mają  swobodną  powierzchnię  graniczną,  nie
wypełniają całej objętości naczynia, jak gazy.
Gazy zajmują całą objętość zbiornika w którym się znajdują, nie mają swobodnej powierzchni
granicznej, a ich gęstość w bardzo dużym stopniu zależy od zmian ciśnienia i temperatury.
Skały  skorupy  ziemskiej  pod  wpływem  nacisku,  trwającego  wieki,  wykazują  odkształcenia
plastyczne.  Obok  cieczy  bardzo  ruchliwych  (mało  lepkich),  takich  jak  woda,  alkohol,  eter,
znane są ciecze o dużej lepkości np.: lak, smoła, szkło (ciecz sztywna).
Cechą  zasadniczą  odróżniającą  kryształy  od  cieczy  i  gazów  jest  ich  budowa  wewnętrzna.
Cząsteczki, atomy lub jony ciał stałych mogą wykazywać jedynie nieznaczne ruchy drgające
dookoła określonych punktów prawidłowo rozmieszczonych w przestrzeni. Cząsteczki cieczy
i  gazów  natomiast  mogą  poruszać  się  mniej  lub  bardziej  swobodnie.  Stan  ciekły  zajmuje
miejsce  pośrednie  między  doskonałym  uporządkowaniem  cząsteczek  (jonów  lub  atomów)
w fazie stałej a bezładnym ruchem całkowicie swobodnych cząsteczek w fazie gazowej.

Faza gazowa

Pojęcie gazu doskonałego zostało wprowadzone w celu wyjaśnienia, w przybliżeniu,

jednakowego zachowania się gazów pod wpływem zmian temperatury, ciśnienia i objętości.

Gaz doskonały spełnia między innymi następujące warunki:

–

objętość jego cząsteczek jest równa zeru (cząsteczki stanowią zatem punkty materialne),

–

cząsteczki gazu nie oddziaływują na siebie żadnymi siłami,

–

cząsteczki te znajdują się w stanie ciągłego, chaotycznego ruchu postępowego.

Gazy rzeczywiste nie spełniają wymienionych warunków, gdyż ich cząsteczki mają

określone  wymiary  i  istnieją  między  tymi  cząsteczkami  siły  wzajemnego  oddziaływania.
Własności  gazów  rzeczywistych  mogą  być  w  przybliżeniu  podobne  do  gazu  doskonałego
tylko  w  warunkach  dużego  rozrzedzenia  gazu  i  podwyższonej  temperatury.  Spowodowane
jest  to  tym,  że  w  wyniku  rozrzedzenia  gazu  cząsteczki  znacznie  oddalają  się  od  siebie
i zmniejszają się wtedy oddziaływania między nimi. Im mniejsze jest ciśnienie gazu i wyższa
jego  temperatura,  tym  własności  gazów  rzeczywistych  zbliżają  się  do  własności  gazu
doskonałego.

Prawo Avogadra

Doświadczenia wykazują, że substancje gazowe reagują za sobą w ściśle określonych

stosunkach objętościowych. Na przykład w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia
2 dm

gazowego wodoru łączy się z 1 dm

gazowego tlenu i w wyniku powstaje 2 dm

pary

wodnej. Tę prawidłowość wyjaśnił po raz pierwszy Avogadro, podając hipotezę, która stała
się później ważnym prawem.

Jednakowe objętości różnych gazów, znajdujących się w tych samych warunkach

ciśnienia i temperatury, zawierają jednakową liczbę cząstek.

W przypadku 1 mola gazu znajdującego się w warunkach normalnych (273,16 K,

1013,25 hPa) liczba ta wynosi 6,023∙10

cząsteczek/mol. Liczba ta nazywana jest liczbą

Avogadra.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Prawo Boyle’a i Mariotte’a

Ciśnienie gazu doskonałego w stałej temperaturze jest odwrotnie proporcjonalne

do objętości.

—— = ——

lub p

∙ V

= p

∙ V

gdzie p

– ciśnienie gazu o objętości V

Wynika zatem, że stałej temperaturze iloczyn ciśnienia i objętości dla danej masy gazu jest
wielkością stałą. Przemianę zachodzącą w stałej temperaturze nazywa się przemianą
izotermiczną.

Rys. 2. Zależność ciśnienia od objętości gazu dla różnych temperatur [3, s. 77]

Prawo Gay-Lussaca

W warunkach stałego ciśnienia objętość gazu jest wprost proporcjonalna do temperatury

bezwzględnej.

—— = ——

Przemianę zachodzącą pod stałym ciśnieniem nazywa się przemianą izobaryczną.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Rys. 3. Graficzna ilustracja prawa Gay-Lussaca [3, s.78]

Faza ciekła
Ciekły stan materii jest stanem pośrednim między stanem gazowym i stałym. Struktura fazy
ciekłej jest bardziej uporządkowana niż gazowej, lecz mniej uporządkowana od struktury fazy
stałej. Rysunek 4 przedstawia w sposób poglądowy różnice w uporządkowaniu cząsteczek,
jakie występują między trzema fazami.

Rys. 4. Uporządkowanie cząsteczek w fazie: a – stałej, b – ciekłej, c – gazowej [5, s. 96]

W  ciałach  stałych  atomy  lub  cząsteczki  zajmują  określone  miejsc  w  przestrzeni  i  wykonują
jedynie  niewielkie  drgania.  W  gazach  natomiast  cząsteczki  nie  wykazują  tak  dużego
uporządkowania  i  poruszają  się  bardziej  bezładnie,  wykonując  przy  tym  ruch  postępowy,
obrotowy  i  drgający.  Cząsteczki  w  cieczach  nie  poruszają  się  jednak  tak  swobodnie  jak
w gazach.  Odległości  między  cząsteczkami  w  cieczy są znacznie  mniejsze  niż  w gazie  oraz
nieco  większe  niż  w  ciałach  stałych.  Siły  wzajemnego  oddziaływania  między  cząsteczkami
cieczy  są  również  pośrednie  między  występującymi  w  fazie  gazowej  a  stałej.  W  wyniku
występowania  tych  sił  tworzą  się  w  cieczach  duże  zespoły  cząsteczek,  tzw.  asocjaty.
Ze  wzrostem  temperatury  asocjaty  te  mogą  się  rozpadać  i  struktura  cieczy  staje  się  mniej
uporządkowana, upodabniając się do struktury gazu.

Ciecze w przeciwieństwie do gazów zachowują własną objętość oraz mają małą

ściśliwość (praktycznie są nieściśliwe).

Gęstość cieczy zależy od temperatury. Przeważnie wzrost temperatury powoduje

zmniejszanie gęstości cieczy. W kilku zaledwie przypadkach wpływ temperatury jest
odwrotny. Na przykład gęstość wody w przedziale temperatur od 0

C do 4

C wzrasta

ze wzrostem temperatury, ale później powyżej 4

C już maleje. Do wyznaczania gęstości

cieczy używa się różnego rodzaju przyrządy – areometry, piknometry. Metoda pomiaru
piknometrem jest bardzo prosta. Na wadze analitycznej waży się najpierw pusty piknometr,

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

a następnie napełniony cieczą. Wartość liczbową masy wypełniającej piknometr dzieli się
przez objętość piknometru i oblicza się w ten sposób gęstość cieczy.

W cieczach podczas ich przepływu występuje zjawisko tarcia wewnętrznego między

cząsteczkami. Wskutek tego tarcia każda ciecz wprawiona w ruch wraca po krótkim czasie
do stanu spoczynku. Tarcie wewnętrzne cieczy ma wpływ na właściwość cieczy, zwaną
lepkością, która przejawia się podczas ruchu cieczy.

Rozpatrzmy przykład – w naczyniu wypełnionym cieczą na powierzchni cieczy leży

deseczka. Odległość deseczki od dna naczynia wynosi x. Aby deseczka poruszała się ruchem
jednostajnym należy przyłożyć do niej z zewnątrz siłę P. Zgodnie z I zasadą Newtona, na
deseczkę oprócz tej siły musi działać siła równoważąca P

, która powoduje, że ruch deseczki

jest jednostajny. Jest to siła styczna, zwana siłą tarcia wewnętrznego. Siła ta jest
proporcjonalna do wielkości powierzchni deseczki A, do prędkości deseczki v, a odwrotnie
proporcjonalna do odległości x.
Siłę P

wyraża się wzorem:

η ∙ v ∙ A

= ————

gdzie: P

– siła tarcia, v – prędkość deseczki, x – odległość deseczki od dna naczynia,

A – powierzchnia deseczki.

Współczynnik η nazywa się lepkością dynamiczną lub po prostu lepkością. Jeżeli siłę

tarcia wewnętrznego P

wyrazi się w N (niutonach), powierzchnię A w m

, prędkość v w m/s,

a odległość x w m, to lepkość dynamiczna η będzie miała wymiar [N∙s∙m

-2

] lub [Pa∙s].

Lepkość cieczy zależy od temperatury i ciśnienia. W miarę wzrostu ciśnienia lepkość

cieczy wzrasta, natomiast ze wzrostem temperatury maleje.

Stan szklisty

Substancją szklistą nazywa się substancję nieorganiczną lub organiczną, która wskutek

oziębienia  przeszła  ze  stanu  cieczy  o  niedużej  lepkości  do  stanu  o  bardzo  dużej  lepkości.
Istnieją  też  poglądy,  według  których  szkło  jest  bezpostaciowym  ciałem  stałym.  Najczęściej
jednak  uważa  się  szkło  za  przechłodzoną  ciecz. W  normalnych  warunkach  szkło  jest  ciałem
sztywnym,  twardym  i  kruchym.  Proces  przejścia  ze  stanu  ciekłego  do  szklistego    zachodzi
poprzez pośredni stan plastyczny.
W  porównaniu  z  cieczą  przechłodzoną,  szkła  charakteryzują  się  mniejszą  ruchliwością
elementów składowych, tzn. atomów,  jonów czy cząsteczek, co zbliża  je właściwościami  do
kryształów. Z badań rentgenograficznych wynika, że rozmieszczenie tych elementów w szkle
jest  podobne  jak  w  solach  stopionych.  Stan  szklisty  można  uważać  zatem  za  pewien  stan
pośredni pomiędzy stanem ciekłym i stałym.

Faza stała

Ciała stałe można podzielić na krystaliczne i bezpostaciowe (amorficzne). W ciałach

krystalicznych,  w  odróżnieniu  od  bezpostaciowych,  elementy  struktury  (atomy,  cząsteczki,
jony) ułożone są regularnie i periodycznie w tak zwane sieci przestrzenne. Odległości między
nimi są  w ciałach  stałych  mniejsze  aniżeli w  cieczach  i  gazach. Natomiast  siły  wzajemnego
oddziaływania  między  elementami  budowy  w  ciałach  stałych  są  znacznie  większe  niż
w cieczach i gazach.

Kryształami nazywa się ciała stałe, w których atomy, cząsteczki lub jony są ułożone

regularnie  i  periodyczne  we  wszystkich  kierunkach  przestrzeni.  Kryształy  mają  kształty
wielościanów  ograniczonych  z  zewnątrz  ścianami  płaskimi.  Substancje  krystaliczne,
w  odróżnieniu  od  bezpostaciowych,  wykazują  różne  właściwości  w  zależności  od  kierunku.
Zjawisko takie nazwano anizotropią. Na przykład w niektórych kryształach takie właściwości

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

jak twardość, współczynnik załamania światła, przewodnictwo cieplne i elektryczne, zależą
od kierunku kryształu. Ciała bezpostaciowe (amorficzne), wykazują podobne właściwości
niezależnie od kierunku. Nazywa się je substancjami izotropowymi.

Każdy kryształ zbudowany jest z regularnie ułożonych i powtarzających się przestrzeni

tzw. komórek elementarnych. Każda komórka elementarna ma charakterystyczne parametry
sieciowe, do których zalicza się: długość krawędzi komórki, kąty między krawędziami
i liczbę atomów, cząsteczek lub jonów znajdujących się w danej komórce.

Rys. 5. Oznaczenie krawędzi i kątów komórki elementarnej [5, s. 328]

Tabela 1. Zestawienie układów krystalograficznych [opracowanie własne]

Układ

Kształt komórki elementarnej

Parametry sieciowe

Regularny
Tetragonalny
Rombowy
Heksagonalny
Trygonalny
Trygonalny
Jednoskośny
Trójskośny

Sześcian
Prostopadłościan o podstawie kwadratu
Prostopadłościan o podstawie prostokąta
Prostopadłościan o podstawie rombu
Prostopadłościan o podstawie rombu
Romboedr
Równoległościan
Równoległościan

a = b = c α = β = γ = 90

a = b ≠ c α = β = γ = 90

a ≠ b ≠ c α = β = γ = 90

a = b ≠ c α = β = 90

, γ = 120

a = b ≠ c α = β = 90

, γ = 120

a = b = c α = β = γ ≠ 90

a ≠ b ≠ c α = γ, β ≠ 90

a ≠ b ≠ c α ≠ β ≠ γ ≠ 90

Kryształ składa się z olbrzymiej liczby komórek elementarnych rozmieszczonych w trzech
kierunkach w przestrzeni. Ze względu na kształt komórki elementarne możemy podzielić
na sześć rodzajów (rys. 6).

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Rys. 6. Przykłady komórek elementarnych należących do układów krystalograficznych: a) regularnego,

b) tetragonalnego, c) rombowego, d) heksagonalnego oraz trygonalnego, e) jednoskośnego,
f) trójskośnego [5, s. 329]

W  przypadku  krystalicznych  ciał  stałych  pomiędzy  atomami,  cząsteczkami  czy  jonami
występują dość znaczne siły oddziaływania. Można wyróżnić pięć typów oddziaływań:
1)  atomowe (kowalencyjne),
2)  jonowe,
3)  metaliczne,
4)  van der Waalsa,
5)  wiązanie wodorowe.
W  danym  krysztale  dominują  zazwyczaj  siły  jednego  typu,  ale  również  mają  pewien  udział
inne siły. W zależności od rodzaju wiązania kryształy dzieli się ogólnie na atomowe, jonowe,
metaliczne i cząsteczkowe.

Typowym przykładem kryształu jonowego jest kryształ chlorku sodu NaCl, w przypadku

którego  w  węzłach  sieci  znajdują  się  na  przemian  jony  sodowe  i  chlorkowe.  Siły
elektrostatyczne pomiędzy  jonami są  bardzo duże, co powoduje, że substancje o tej  budowie
mają  stosunkowo  wysokie  temperatury  topnienia  i  są  mało  lotne.  Kryształy  te  dobrze
przewodzą,  również  w  stanie  stopionym  prąd  elektryczny.  Oprócz  chlorku  sodu  budowę
jonową mają również kryształy: KF, KCl, Na

, NaNO

i inne.

Rys. 7. Struktura kryształu jonowego chlorku sodu [10]

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Kryształy atomowe charakteryzują się tym, że elementami budowy są atomy pomiędzy

którymi  występują  wiązania  kowalencyjne.  Przykładem  kryształu  atomowego  jest  diament,
w  którym  każdy  atom  węgla  otoczony  jest  przez  4  sąsiednie  atomy  rozmieszczone
w  narożnikach  czworościanu.  Dzięki  tym  wiązaniom  kryształy  atomowe  są  trwałe,  mają
wysoką  temperaturę  topnienia,  odznaczają  się  małą  lotnością.  Do  kryształów  atomowych
oprócz  diamentu  zalicza  się  węglik  krzemu  i  węglik  tytanu.  Kryształy  atomowe
w odróżnieniu od jonowych nie przewodzą prądu elektrycznego – nawet po stopieniu.

Rys. 8. Struktura kryształu atomowego diamentu [10]

Elementami budowy kryształów cząsteczkowych są cząsteczki chemiczne, powiązane

ze sobą siłami typu van der Waalsa. Kryształy te rzadko występują wśród związków
nieorganicznych, natomiast znacznie częściej w związkach organicznych (naftalen, sacharoza,
mocznik). Siły oddziaływania między cząsteczkami w tego typu kryształach są słabe,
co powoduje, że wykazują one małą twardość i mają niskie temperatury topnienia. Kryształy
cząsteczkowe mogą tworzyć sieci krystalograficzne o rozmaitych kształtach.

Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne dla kryształów w stanie metalicznym.

Elementami  są  dodatnio  naładowane  jony  metali,  pozbawione  elektronów  walencyjnych.
Elektrony  natomiast  tworzą  tzw.  „gaz  elektronowy”  o  specyficznych  właściwościach.
W  węzłach  sieci  krystalicznej  znajdują  się  zatem  dodatnie  jony  metali,  które  otacza  „gaz
elektronowy”.  Kryształy  metaliczne  są  dobrymi  przewodnikami  ciepła  i  elektryczności  –
nawet w stanie stałym. Przyczyną tego są swobodnie poruszające się elektrony.

4.1.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Jakie znasz fazy skupienia materii i czym one charakteryzują się?
2.  Jakie są najważniejsze prawa dotyczące gazów i czego one dotyczą?
3.  Jakie cechy charakterystyczne mają ciecze?
4.  Jak dokonuje się pomiaru gęstości i lepkości cieczy?
5.  W jakich jednostkach wyraża się gęstość i lepkość?
6.  Czym charakteryzuje się stan szklisty?
7.  Jak klasyfikujemy ciała stałe i czym charakteryzują się kryształy?
8.  Jakie znasz rodzaje układów sieci krystalograficznej?
9.  Jakie  typy  wiązań  występują  w  ciałach  stałych  i  jakie  charakterystyczne  właściwości

substancji wynikają z obecności danego typu wiązania?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.1.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Wykonaj pomiar lepkości cieczy metodą Ostwalda wykorzystując wiskozymetr

w kształcie U-rurki. Sporządź krótkie sprawozdanie w formie pisemnej.

Rysunek do ćwiczenia 1. Wiskozymetr Ostwalda: 1 – zbiorniczek, 2 – kapilara

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) nalać do prawej części U-rurki pewną ilość badanej cieczy, którą następnie należy zassać

do lewego zbiornika 1, do kreski A,

2) określić czas przepływu cieczy przez kapilarę 2, mierząc czas przepływu od poziomu A

do B,

3) powtórzyć pomiar 3–4 razy w celu obliczenia średniego czasu wypływu cieczy,
4) obliczyć lepkość cieczy na podstawie wzoru:

η = k ∙ τ

gdzie: k – stała kapilary (podana na kapilarze), τ – czas wypływu cieczy między kreskami
A i B,

5) wykonać pomiar lepkości w temperaturze 20

C i 30

6)  określić, jak zmienia się lepkość ze zmianą temperatury,
7)  sporządzić krótkie sprawozdanie z ćwiczenia w notatniku,
8)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

instrukcja do ćwiczenia,

−

wiskozymetr Ostwalda,

−

ciecze do badania,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca lepkości cieczy.

Ćwiczenie 2

Wyznacz gęstość cieczy za pomocą piknomeru. Obliczenia i sprawozdanie zapisz

w notatniku.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Rysunek do ćwiczenia 2. Piknometr

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zważyć pusty piknometr – m

2) zważyć piknometr wypełniony cieczą wzorcową – m

3) zważyć piknometr wypełniony cieczą o nieznanej gęstości – m

4) obliczyć gęstość cieczy wzorcowej ρ

i cieczy badanej ρ

według wzorów:

– m

= ————

– m

= ————

5) obliczyć gęstość względną cieczy n podstawie wzoru:

= ——

6) sporządzić krótkie sprawozdanie z ćwiczenia w notatniku,
7) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

piknometr,

−

ciecze do badania,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca gęstości cieczy.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Ćwiczenie 3

Przeanalizuj charakterystyczne formy kryształów wybranych substancji. Uzupełnij tabelę.

Nazwa minerału

(substancji chemicznej)

Wzór chemiczny

Układ krystalograficzny

kwarc

SiO

trygonalny

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zapoznać się z materiałem nauczania z Poradnika dla ucznia dotyczącym układów

krystalograficznych, którymi charakteryzują się kryształy,

2)  obejrzeć kryształy wybranych substancji,
3)  opisać wyniki swoich obserwacji w tabeli, wzorując się zamieszczonym przykładem,
4)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw minerałów,

−

Atlas mineralogii,

−

tabela do uzupełnienia,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca układów krystalograficznych.

4.1.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) określić fazy skupienia materii i wyjaśnić, czym one charakteryzują się?



2) wyjaśnić, jak w porównaniu do gazu doskonałego zachowują się gazy

rzeczywiste?



3) wymienić najważniejsze prawa dotyczące gazów i wyjaśnić, czego one

dotyczą?



4) określić cechy charakterystyczne dla cieczy?



5) wyjaśnić, co to jest gęstość i lepkość cieczy?



6) wyjaśnić, czym charakteryzuje się stan szklisty?



7) określić, jak dzielimy ciała stałe i czym charakteryzują się kryształy?



8) wymienić rodzaje układów sieci krystalograficznej?



9) wymienić typy wiązań występują w ciałach stałych i charakterystyczne

właściwości substancji wynikające z obecności danego typu wiązania?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.2. Przemiany fazowe: faza ciekła – gaz, faza stała – ciecz, faza

stała – gaz

4.2.1. Materiał nauczania

Substancja chemiczna może znajdować się w fazie stałej, ciekłej lub gazowej. Zmianą

stanu  skupienia,  czyli  przejście  jednej  fazy  w  drugą,  nazywamy  przemianą  fazową,
a  współistnienie  dwóch  lub  większej  liczby  faz  –  równowagą  fazową.  Kierunek  przemian
fazowych  oraz  stan  równowagi  zależą  od  podstawowych  parametrów  fizycznych:
temperatury, ciśnienia, objętości i stężenia składników.

Układy jednoskładnikowe

Równowaga ciecz – gaz
Jak wiadomo z codziennych obserwacji, ciecze wykazują zdolność łatwego

przechodzenia  w  stan  pary.  Wyobraźmy  sobie,  że  mamy  parującą  ciecz  w  naczyniu
zamkniętym.  Okazuje  się,  że  procesowi  parowania  w  tych  warunkach  towarzyszy  proces
przeciwny,  zwany  skraplaniem.  Po  pewnym  czasie  ustala  się  w  danej  temperaturze  stan
równowagi, w którym szybkość parowania i skraplania stają się równe. W wyniku tego stanu
ciśnienie  pary  nad  cieczą  osiągnie  stałą  wartość.  Ciśnienie  to  nazywa  się  ciśnieniem  pary
nasyconej.  Wartość  tego  ciśnienia  zależy  od  temperatury.  Jest  to  spowodowane  tym,
że w wyższych temperaturach więcej cząsteczek przechodzi z cieczy w stan pary, powodując
wzrost ciśnienia.

Rys. 9. Zależność ciśnienia pary nasyconej od temperatury [3, s. 153]

Punkty położone na krzywej odpowiadają różnym stanom równowagi fazowej pomiędzy

cieczą i parą. Krzywa ta kończy się w punkcie K, w którym zanika różnica pomiędzy fazą
stałą i gazową i tworzy się układ jednofazowy.

W pewnych warunkach parowanie cieczy zachodzi bardzo gwałtownie w całej objętości.

Mówimy wtedy, że ciecz wrze. Tę temperaturę, w której zachodzi wrzenie nazywamy
temperaturą wrzenia.
Podczas wrzenia ciecz pobiera z otoczenia pewną energię, która jest potrzebna, aby cząsteczki
cieczy mogły pokonać siły wzajemnego oddziaływania i przejść do fazy gazowej. Energię tę
nazywamy ciepłem parowania.

Molowe ciepło parowania danej substancji jest to ilość energii zużyta

do przeprowadzenia 1 mola tej substancji ze stanu ciekłego w jeden mol pary nasyconej
w stałej temperaturze pod ciśnieniem pary nasyconej.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Dla danej cieczy ciepło parowania jest zawsze równe co do bezwzględnej wartości ciepłu
skraplania (kondensacji) tej cieczy.

Równowaga ciecz – ciało stałe
W układach jednoskładnikowych ciecz – ciało stałe, podobnie jak w przypadku ciecz –

gaz, może ustalić się w danej temperaturze stan równowagi fazowej między cieczą i ciałem
stałym. W stanie równowagi zachodzi zarówno przechodzenie cząsteczek z fazy stałej do
cieczy oraz wędrówka cząsteczek z cieczy do fazy stałej, przy czym szybkości tych procesów
są równe.

Temperaturę, w której ciecz zamienia się w ciało stałe, nazywa się temperaturą

krzepnięcia, natomiast w przypadku gdy ciało stałe zamienia się w ciecz – temperaturą
topnienia.

Temperatura w stanie równowagi ciecz – ciało stałe jest równa temperaturze topnienia

(krzepnięcia). Temperatury topnienia i krzepnięcia zależą od ciśnienia, przy czym dla
niektórych substancji wzrastają one ze wzrostem ciśnienia (np. benzen). A dla innych maleją
(np. woda).

Rys. 10. Zależność temperatury krzepnięcia wody od ciśnienia [3, s. 159]

Zdarza się również, że pomimo osiągnięcia temperatury niższej od temperatury

krzepnięcia ciecz nadal pozostaje w stanie ciekłym. Zjawisko to nazywa się przechłodzeniem
cieczy. Ciecz wskutek przechłodzenia tworzy ciało bezpostaciowe (np. szkliwo).

Podczas topnienia ciał stałych energia jest dostarczana na sposób ciepła z zewnątrz,

natomiast  w  czasie  krzepnięcia  wydzielana  jest  na  zewnątrz.  Ilość  ciepła  potrzebna  do
zamiany  1  kg  danego  ciała  stałego  na  1  kg  cieczy  w  temperaturze  topnienia  nazywa  się
ciepłem  topnienia.  Ciepło  topnienia  jest  równe  co  do  bezwzględnej  wartości  ciepłu
krzepnięcia. Jeżeli ciepło topnienia odnosi się do jednego mola danej substancji nazywa się je
molowym ciepłem topnienia (krzepnięcia).

Równowaga gaz – ciało stałe

Proces, w którym ciało stałe bezpośrednio zamienia się w gaz bez przejścia przez pośredni
stan ciekły, nazywa się sublimacją, natomiast przemianę odwrotną, to znaczy bezpośrednie
przejście gazu w stan stały – resublimacją.

Równowagę fazową pomiędzy ciałem stałym i gazem interpretujemy analogicznie jak

równowagę między cieczą i parą. Jednak ciśnienie ustalające się w przypadku równowagi gaz
– ciało stałe jest zazwyczaj znacznie niższe. Ciśnienie pary nasyconej substancji sublimującej

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

podobnie jak w przypadku cieczy wzrasta z temperaturą. Do substancji ulęgających łatwo
sublimacji należą: jod, naftalen, kamfora.

Reguła faz Gibbsa

Ważną informacją, jaką możemy uzyskać z rozpatrywania równowag fazowych jest

liczba stopni swobody układu, czyli liczba parametrów, które możemy niezależnie zmieniać
bez zmiany liczby współistniejących faz.

Związek między liczbą faz – f, liczbą składników – n oraz liczbą stopni swobody układu – s

określa reguła faz Gibbsa:

s = n – f + 2

Na podstawie tej reguły można przewidywać, jakiego typu równowagi fazowe zachodzą
w danych układach.

Układ jednofazowy

W przypadku układu jednofazowego wzór na regułę ma postać:

s = n – 1 + 2 = n +1

Wynika zatem, że w tym przypadku liczba stopni swobody układu jest większa o 1 od liczby
składników.  Dla  układu  jednofazowego  jednoskładnikowego  wynosi  ona  dwa,  a  dla  układu
dwuskładnikowego  trzy,  itd.  Oznacza  to,  że  można  zmienić  w  tych  układach  (w  pewnych
granicach),  niezależnie  od  siebie  dwa  parametry  (np.  temperaturę  i  ciśnienie),  przy  czym
liczba  faz  będących  w  równowadze  nie zmieni  się.  Przykładem  tego typu  układów  jest  faza
ciekła składająca się z jednego składnika, faza stała o jednym składniku.
W odróżnieniu od tych układów  można w układach  jednofazowych,  lecz dwuskładnikowych
(np.  roztwór  etanolu  w  wodzie)  zmieniać  dowolnie  nie  dwa,  ale  trzy  parametry
(np.  temperaturę,  ciśnienie  i  stężenie  jednego  ze  składników),  gdyż  liczba  stopni  swobody
wynosi wtedy 3.

Układ dwufazowy

Układ dwufazowy opisuje się za pomocą wzoru wynikającego z reguły faz:

s = n – 2 + 2 = n

Liczba stopni swobody – s jest zatem równa liczbie składników wchodzących w skład układu.
Dla układu jednoskładnikowego wynosi ona 1, dla dwuskładnikowego – 2, trójskładnikowego – 3.
Przykładem układu dwufazowego o jednym składniku może być układ ciecz – para
w przypadku czystej wody, natomiast układu dwuskładnikowego – roztwór etanolu w wodzie.

Układ trójfazowy

Układ trójfazowy jest to taki układ, który składa się z trzech faz. Wzór na regułę faz ma dla
takich układów postać:

s = n – 3 + 2 = n – 1

Wynika stąd, że liczba stopni swobody układu jest mniejsza o 1 od liczby składników. Układ
trójfazowy jednoskładnikowy ma wartość s = 0, dwuskładnikowy s = 1, trójskładnikowy s = 2 itd.

Układem trójfazowym jednoskładnikowym jest na przykład układ złożony z lodu, wody

i pary wodnej. Współistnienie tych faz jest możliwe tylko w stanie równowagi w ściśle
określonej temperaturze (T = 273,17 K) i pod ściśle określonym ciśnieniem (p = 0,609 kPa).
Parametry te określają tzw. punkt potrójny wody, w którym schodzą się krzywe równowagi.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Rys. 11. Wykres równowag fazowych wody [3.s.162]

Rysunek  11  przedstawia  wykresy  równowag  dla  poszczególnych  faz  wody.  Na  rysunku  tym
występują trzy obszary: obszar wody, obszar lodu i obszar pary wodnej. Linie oddzielające te
obszary  są  liniami  określającymi  stany  równowagi  pomiędzy  dwiema  fazami  (krzywe
równowagi).  W  punkcie  potrójnym  (wspólnym dla  tych  krzywych)  układ  woda  –  lód  –  para
wodna  ma  liczbę  stopni  swobody  równą  zeru  (s  =  0).  Oznacza  to,  że  zmiana  jednego
parametru  (temperatury  lub  ciśnienia)  zmienia  stan  równowagi  układu,  przy  czym  zanika
jedna z faz.

Prawo Raoulta. Wrzenie i krzepnięcie roztworów

Między cząsteczkami cieczy i pary nad cieczą ustala się określony stan równowagi

dynamicznej, przy czym prężność pary wzrasta ze wzrostem temperatury bezwzględnej.

Rysunek 12 przedstawia schematycznie prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem (P

)

oraz nad roztworem substancji nielotnej w tym rozpuszczalniku (P).

Rys. 12. Prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem (P

) i nad roztworem substancji nielotnej w tym samym

rozpuszczalniku (P) (1 – cząsteczki substancji rozpuszczonej, 2 – cząsteczki rozpuszczalnika) [5, s. 214]

W  roztworze  część  powierzchni  jest  zablokowana  nielotnymi  cząsteczkami  substancji
rozpuszczonej,  toteż  efektywna  powierzchnia,  a  której  cząsteczki  rozpuszczalnika  mogą
wyrwać  się  do  fazy  gazowej,  jest  zmniejszona,  natomiast  cząsteczki  powracające  z  fazy
gazowej  do  ciekłej  mają  całą  powierzchnię  roztworu.  Ze  statystycznego  punktu  widzenia
istnieje  zatem  większe  prawdopodobieństwo  przechodzenia  fazy  gazowej  w  ciekłą  niż  fazy
ciekłej w gazową. W rezultacie prężność par nad czystym rozpuszczalnikiem jest większa niż
nad  roztworem.  Zależność  tę  ujmuje  ilościowo  prawo  Raoulta,  które  mówi,  że  względne
obniżenie prężności par nad roztworem jest liczbowo równe ułamkowi molowemu substancji
rozpuszczonej:

∆

P n





= x

n + N

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

gdzie: n oznacza liczbę moli substancji rozpuszczonej, N – liczbę moli rozpuszczalnika,
P

– prężność pary czystego rozpuszczalnika, a

∆

P = P

– P.

Konsekwencją obniżenia prężności pary nad roztworem jest zmiana temperatury

krzepnięcia i temperatury wrzenia roztworu w miarę zwiększania stężenia substancji
rozpuszczonej

Na rysunku 13 przedstawiono diagram fazowy czystej wody i roztworu. Krzywa 1

przedstawia prężność pary czystej wody, natomiast niżej położona krzywa 2 – prężność pary
nad roztworem.

Rys. 13. Diagram fazowy wody i roztworu [5, s. 215]

Przecięcie się krzywej prężności pary nad roztworem z krzywą sublimacji lodu (punkt A)
odpowiada temperaturze krzepnięcia roztworu, niższej o wartość

∆

od temperatury

krzepnięcia czystej wody. Podobnie punkt B, oznacza temperaturę wrzenia roztworu, wyższą
o wartość

∆

od temperatury wrzenia czystej wody. Krzywe prężności pary nasyconej będą

na diagramie fazowym przesunięte tym bardziej ku dołowi, im bardziej stężony będzie
roztwór.

Zgodnie z prawem Raoulta wartości

∆

k i

∆

są proporcjonalne do stężenia molalnego

roztworu c, gdzie c oznacza liczbę moli w 1000 g rozpuszczalnika. Czyli, wielkość

∆

t jest

proporcjonalna do ilości substancji rozpuszczonej a odwrotnie proporcjonalna do ilości
rozpuszczalnika. Oznaczając współczynnik proporcjonalności przez K, liczbę moli przez
n i ilość rozpuszczalnika w gramach przez G, otrzymamy wyrażenie:

1000

∆

= K

c = K



Ponieważ liczba moli n = m/M, gdzie m oznacza masę substancji rozpuszczonej w gramach,
a M – masę molową, więc:

1000

∆

t =



Jeżeli c = 1 mol/kg, to zależność

∆

t = K

c widać, że współczynnik K jest równy molalnemu

obniżeniu temperatury krzepnięcia (K

) lub molalnemu podwyższeniu temperatury wrzenia

) roztworu.

Wartości stałych krioskopowych (K

) i stałych ebulioskopowych (K

) można znaleźć

w tablicach fizycznych.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Mieszaniny cieczy lotnych. Roztwory zeotropowe i azeotropowe

Rozważmy teraz roztwór będący mieszaniną dwóch lotnych cieczy A i B. Zgodnie z prawem
Raoulta prężność pary każdego ze składników nad roztworem doskonałym wynosi:

= x

Wykres całkowitej prężności pary:

= P

+ P

nad roztworem idealnym jest linią prostą przedstawiającą prężność wszystkich mieszanin
o składach leżących między P

i P

(rys. 14). Linia P

- P

przedstawia całkowitą prężność

pary, nie przedstawia natomiast składu pary nad roztworem obu lotnych cieczy A i B (krzywa
przerywana).

Rys. 14. Prężność pary nad roztworem dwóch lotnych cieczy idealnych A i B. Cieczy o składzie 1 odpowiada

para o składzie 4 [5, s.217]

Rys. 15. Temperatury wrzenia mieszaniny dwóch cieczy lotnych pod stałym ciśnieniem (1 – skład cieczy,

4 – skład pary w równowadze z cieczą o składzie 1) [5, s.217]

Na rys.15 krzywa przerywana jest krzywą kondensacji pary w równowadze z cieczą, krzywa
ciągła  –  krzywą  wrzenia  roztworu  dwuskładnikowego.  Cieczy  o  składzie  określonym
punktem  1  i  temperaturze  wrzenia  określonej  punktem  2  odpowiada  para  o  tej  samej
temperaturze  skraplania  (punkt  3),  ale  o  składzie  bogatszym  w  bardziej  lotny  składnik  B
(punkt  4).  W  praktyce  znanych  jest  raczej  niewiele  roztworów,  stosujących  się  do  prawa
Raoulta.  Można  tu  wymienić  dla  przykładu  dwuskładnikowe  układy:  pentan  –  heksan,
benzen-toluen.
Ogromna  większość  układów  dwu-  i  wieloskładnikowych  wykazuje  ujemne  lub  dodatnie
odchylenia od prawa Raoulta (układy zeotropowe).

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Rys. 18. Układ azeotropowy dodatni [5, s. 219]

W  czasie  ogrzewania  układu  azeotropowego  dodatniego  w  temperaturze  wrzenia  skład  pary
coraz  bardziej  zbliża  się  do  składu  azeotropowego  cieczy  i  w  końcu  destylat  osiąga  skład
azeotropowy.  Na  przykład  roztwór  kwasu  solnego  poddany  wrzeniu  uzyskuje  stały  skład  –
20,22%  wagowych  chlorowodoru.  W  układach  tworzących  azeotropy  dodatnie  azeotrop
tworzy frakcję najlotniejszą.
Z  tego  względu  nie  można  przez  prostą  destylację  rozdzielić  na  czyste  składniki  wodnego
roztworu  alkoholu  etylowego.  Mieszanina  azeotropowa  zawiera  95,57%  alkoholu  i  4,43%
wody  i  pod  normalnym  ciśnieniem  wrze  w  temperaturze  78,15

C, niższej o 0,17

od temperatury wrzenia czystego alkoholu.

4.2.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Jak można zdefiniować pojęcie przemiana fazowa?
2.  Co oznacza pojęcie równowaga fazowa?
3.  Od jakich parametrów zależą przemiany fazowe?
4.  Jakie dwa przeciwstawne procesy występują w czasie przemiany fazowej ciecz-gaz?
5.  Jak ciśnienie i temperatura wpływają na równowagę fazową ciecz-gaz?
6.  Jakie dwa procesy występują w czasie przemiany fazowej ciecz-ciało stałe?
7.  Jak ciśnienie i temperatura wpływają na równowagę fazową ciecz-ciało stałe?
8.  Jakie dwa procesy zachodzą w czasie przemiany fazowej gaz-ciało stałe?
9.  Co to jest liczba stopni swobody?
10.  Jaką zależność określa reguła faz Gibbsa?
11.  Jaki znasz przykład układu trójfazowego jednoskładnikowego?
12.  Co to jest punkt potrójny wody?
13.  Ile  parametrów  można  zmienić,  aby  nie  zakłócić  stanu  równowagi  dla  układu

trójfazowego jednoskładnikowego?

14. Jaką zależność określa prawo Raoulta?
15. Jak zmienia się temperatura wrzenia i krzepnięcia dla roztworów w porównaniu

z czystym rozpuszczalnikiem?

16. Co oznacza pojęcie układ zeotropowy i azeotropowy?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.2.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Wyznacz ciepło przemiany fazowej topnienia lodu.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zważyć kalorymetr wraz z mieszadełkiem (m

2) napełnić kalorymetr do ¾ jego objętości wodą podgrzaną do około 30

3) zważyć ponownie kalorymetr (m

), w celu wyznaczenia masy wody (m

4) umieścić kalorymetr w płaszczu ochronnym, wstawić do wody termometr i zanotować

jego temperaturę (t

5) osuszyć starannie bibułą powierzchnię kilka kawałków lodu (około 10cm

) i nie

dotykając bezpośrednio palcami, wrzucić je do kalorymetru,

6)  mieszać starannie wodę mieszadełkiem, przytrzymując przy tym lód pod powierzchnią,
7)  obserwować spadek temperatury,
8)  zanotować temperaturę po stopieniu lodu i ustaleniu się temperatury (t

9) zważyć ponownie kalorymetr(m

), w celu wyznaczenia masy lodu (m

10) obliczyć masę wody: m

= m

2 –

11) obliczyć masę lodu: m

= m

– m

12) obliczyć ciepło topnienia lodu

+ m

)



( t

– t

) – c

gdzie:

– ciepło właściwe kalorymetru i mieszadełka,

– ciepło właściwe wody,

13) zapisać obliczenia i wyniki w notatniku,
14) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

kalorymetr,

−

termometr,

−

waga techniczna,

−

lód w naczyniu z wodą,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca przemian fazowych.

Ćwiczenie 2

Zbadaj temperatury wrzenia czystego rozpuszczalnika i roztworu na przykładzie

wodnego roztworu chlorku sodu. Wyznacz wartość stałej ebulioskopowej charakterystycznej
dla danego rozpuszczalnika. Wyniki doświadczenia i obliczenia zapisz w tabeli. Porównaj
wartość stałej ebulioskopowej otrzymanej doświadczalnie z wartością tabelaryczną
i wyciągnij wnioski.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Masa
chlorku
sodu [g]

Masa
molowa
chlorku
sodu
[g/mol]

Masa
wody
[g]

Temperatura
wrzenia wody
[

Temperatura
wrzenia
roztworu [

Różnica
temperatur
wrzenia

Stała
ebulioskopowa
wyznaczona
doświadczalnie

Stała
ebulioskopowa
odczytana
z tablic

∆

e(dośw.)

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  przygotować odważkę chlorku sodu – (m)
2)  nalać do probówki znaną masę wody (około ¼ jej objętości) – (G)
3)  zamontować probówkę w statywie,
4)  umieścić  w  probówce  termometr  osadzony  w  gumowym  kołnierzu,  wykonanym

z kawałka tak rozciętego węża, aby powstała nieszczelność,

5) ogrzać wodę do wrzenia za pomocą palnika,
6) odczytać temperaturę wody – t

7)  wyjąć termometr i wsypać odważkę chlorku sodu,
8)  ogrzać roztwór ponownie do wrzenia,
9)  odczytać temperaturę – t

10) zanotować wyniki w tabeli,
11) dokonać obliczeń korzystając z następującego wzoru:

1000

∆

t =



12)  wyciągnąć wnioski,
13)  zapisać obliczenia i wnioski w notatniku,
14)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

probówka,

−

statyw z oprzyrządowaniem,

−

termometr,

−

palnik,

−

chlorek sodu, woda destylowana,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca przemian fazowych.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.2.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) zdefiniować pojęcie przemiana fazowa?



2) wyjaśnić pojęcie równowagi fazowej?



3) określić, od jakich parametrów zależą przemiany fazowe?



4) wymienić procesy, jakie występują w czasie przemiany fazowej ciecz-

gaz?



5) wyjaśnić, na podstawie wykresu, jak ciśnienie i temperatura wpływają

na równowagę fazową ciecz-gaz?



6) wymienić procesy, jakie występują w czasie przemiany fazowej ciecz-

ciało stałe?



7) wyjaśnić, na podstawie wykresu, jak ciśnienie i temperatura wpływają

na równowagę fazową ciecz-ciało stałe?



8) wymienić procesy, jakie występują w czasie przemiany fazowej ciało

stałe-gaz?



9) określić, co rozumiesz pod pojęciem liczba stopni swobody?



10) podać regułę faz Gibbsa?



11) podać przykład układu trójfazowego jednoskładnikowego?



12) określić zależności, które określa prawo Raoulta?



13) wyjaśnić, jak zmienia się temperatura wrzenia i krzepnięcia dla

roztworów w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.3. Przemiany alotropowe i polimorficzne ciał stałych, wpływ

ciśnienia i temperatury na trwałość struktur ciał stałych i ich
przebudowę

4.3.1. Materiał nauczania

Alotropią czyli wielopostaciowością, określa się zjawisko występowania pierwiastka

zależnie od warunków fizykochemicznych, w kilku postaciach krystalograficznych.
W odniesieniu do związku chemicznego wielopostaciowość określa się nazwą polimorfizmu.

Fosfor występuje w kilku odmianach alotropowych. Pod wpływem światła i ciepła fosfor

biały przechodzi w mniej aktywny i nietrujący fosfor czerwony. Po dalszym ogrzewaniu
w temperaturze 530

C otrzymuje się dość trwały fosfor fioletowy. Przez rekrystalizację

fosforu białego pod bardzo dużym ciśnieniem lub w obecności rtęci jako katalizatora
otrzymuje się najbardziej trwałą odmianę – fosfor czarny.

Rys. 19. Odmiany alotropowe fosforu [5, s. 380]

Fosfor  biały  jest  substancją  chemicznie  bardzo  czynną.  W  strumieniu  chloru  zapala  się
samorzutnie  już  w  zwykłej  temperaturze,  również  reaguje  z  bromem,  siarką  i  wieloma
metalami.  W  temperaturze  pokojowej  ulega  powolnemu  utlenianiu,  emitując  światło
(chemiluminescencja).  W  zwartych  masach  fosfor  biały  zapala  się  już  nieco  powyżej  60

dlatego należy przechowywać fosfor pod wodą.
Fosfor czerwony, jest proszkiem o barwie ciemnoczerwonej. Otrzymuje się go przez prażenie
fosforu białego w atmosferze azotu i temperaturze 250°C z użyciem jodu jako katalizatora.
Nie rozpuszcza się w wodzie i innych rozpuszczalnikach, wskutek czego nie ma właściwości
trujących. Nie jest tak aktywny jak fosfor biały, nie świeci, nie utlenia się w zwykłych
warunkach, zapala się dopiero po ogrzaniu powyżej 400

Fosfor fioletowy powstaje w wyniku ogrzewania fosforu czerwonego w próżni
w temperaturze 800 K. Jest nierozpuszczalny w żadnej substancji. Odmiana ta jest mało
aktywna chemicznie.

Fosfor czarny  lub metaliczny, jest to substancja stała o barwie szarej i połysku metalicznym.
Najtrwalsza  odmiana  fosforu.  Otrzymywany  przez  ogrzewanie  fosforu  białego  bez  dostępu
tlenu  w  temp.  490  K  i  pod  ciśnieniem  12  000  atmosfer.  Jest  znacznie  gęstsza  od  obu
pozostałych  odmian,  przewodzi  dobrze  ciepło  i  prąd  elektryczny.  Chemicznie  jest  jeszcze
mniej czynna niż fosfor fioletowy.

Siarka w temperaturze pokojowej ma budowę rombową (siarka α). Jest mlecznożółta

i nieprzezroczysta. W temperaturze 95,5

C siarka rombowa zmienia strukturę i przechodzi

w siarkę jednoskośną (siarkę β). Siarka jednoskośna to cienkie, długie, przezroczyste
kryształy. Obie odmiany alotropowe siarki, α i β, są zbudowane z ośmioczłonowych

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

pierścieni S

. Znana jest również siarka jednoskośna o pierścieniach sześcioczłonowych

(odmiana γ). W temperaturze 119

C siarka jednoskośna ulega stopieniu na jasnożółtą ciecz,

zbudowaną również z pierścieni ośmioczłonowych. W temperaturach nieco wyższych
od temperatury wrzenia (445

C) pary siarki są cząsteczkami ośmioatomowymi S

. w miarę

wzrostu temperatury cząsteczki ulegają rozpadowi i w temperaturze 800

C tworzą się

paramagnetyczne dwuatomowe cząsteczki siarki S

. Przez szybkie zamrożenie pary siarki

dwuatomowej uzyskano dwie nowe, również paramagnetyczne odmiany siarki o barwie
czerwonej i zielonej.

Krzemionka (SiO

), najważniejszy związek krzemu z tlenem, znana jest w trzech

odmianach polimorficznych. Czysty kwarc występuje w stanie naturalnym pod postacią
kryształu górskiego. Częściowo odwodnione żele SiO

∙nH

O zabarwione śladowymi

ilościami metali znane są jako agat, jaspis, chalcedon.

Rys. 20. Polimorficzne odmiany dwutlenku krzemu: 1- kwarc, 2 – trydymit, 3 – krystabalit,

4 – stan ciekły [5, s. 373]

Stopiony i szybko schłodzony kwarc przechodzi w bezpostaciowe szkło kwarcowe, które ma
szereg  cennych  właściwości:  wysoką  temperaturę  topnienia  (około  1970  K),  bardzo  mały
współczynnik  rozszerzalności  cieplnej  (rozgrzane  do  czerwonego  żaru  naczynia  kwarcowe
nie pękają przy zanurzeniu do zimnej wody), niewrażliwość na działanie kwasów, utleniaczy
i reduktorów, przepuszczalność promieni ultrafioletowych.

4.3.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Co to jest alotropia?
2.  Co to jest polimorfizm?
3.  Jakie są odmiany alotropowe fosforu i czym one charakteryzują się?
4.  Jakie są odmiany alotropowe siarki i ich cechy charakterystyczne?
5.  Jakie są odmiany polimorficzne krzemionki?

4.3.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Przeanalizuj tabelę i zawarty w niej przykład dotyczący odmian alotropowych fosforu.

Wpisz do tabeli pozostałe odmiany alotropowe fosforu, temperaturę w jakiej dana odmiana
istnieje, strukturę tych odmian oraz charakterystyczne właściwości.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Tabela do ćwiczenia 1.

Odmiana

alotropowa

fosforu

Warunki

w jakiej odmiana

alotropowa istnieje

Warunki

w jakiej odmiana

alotropowa

przechodzi w kolejną

Charakterystyczne właściwości

Fosfor
biały

W zwartych masach
fosfor biały zapala się
już nieco powyżej
60

C, dlatego należy

przechowywać fosfor
pod wodą.

Pod  wpływem  światła
i  ciepła  fosfor  biały
przechodzi  w  fosfor
czerwony

Jest substancją chemicznie bardzo czynną,
w strumieniu chloru zapala się samorzutnie już
w

zwykłej

temperaturze,

również

reaguje

bromem,

siarką

wieloma

metalami,

temperaturze

pokojowej

ulega

powolnemu

utlenianiu, emitując światło (chemiluminescencja).

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zapoznać się z informacjami z literatury na temat odmian alotropowych fosforu,
2)  przeanalizować tabelę wraz z przedstawionym w niej przykładem,
3)  wpisać  do  tabeli  pozostałe  odmiany  alotropowe  fosforu  oraz  uzupełnić  kolejne

informacje na ich temat,

4) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

notatnik,

−

tabela do uzupełnienia,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca odmian alotropowych fosforu.

Ćwiczenie 2

Przeprowadź proces, w którym otrzymasz odmiany siarki jednoskośnej i rombowej.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  wsypać siarkę do porcelanowej parownicy,
2)  ogrzewać powoli parownicę w płomieniu palnika aż do stopienia siarki,
3)  dodać kolejną porcję, a po jej stopieniu kolejną, aż poziom cieczy znajdzie się około 1 cm

poniżej górnej krawędzi naczynia,

4) przerwać ogrzewanie i obserwować powierzchnię stygnącej cieczy,
5) przebić w dwóch miejscach wytworzoną skorupkę i wylać do drugiej parowniczki

niezakrzepniętą siarkę,

6) zdjąć delikatnie fragment zakrzepniętej powierzchni i obejrzeć przez lupę wewnętrzną

powierzchnię zdjętej skorupki,

7)  obejrzeć siarkę wewnątrz parowniczki,
8)  opisać przebieg ćwiczenia oraz obserwacje w notatniku,
9)  zaprezentować efekty pracy.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

siarka,

−

parownica,

−

palnik,

−

lupa,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca odmian alotropowych siarki.

4.3.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wyjaśnić, co to jest alotropia?



2) wyjaśnić, co to jest polimorfizm?



3) określić odmiany alotropowe fosforu i je scharakteryzować?



4) określić odmiany alotropowe siarki i podać ich cechy charakterystyczne?



5) określić odmiany polimorficzne krzemionki?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.4. Energetyka reakcji chemicznych

4.4.1. Materiał nauczania

Przebieg zdecydowanej większości reakcji wiążę się z wydzieleniem lub pochłonięciem

przez reagenty pewnej ilości energii. Energia ta może mieć postać ciepła, pracy mechanicznej
lub elektrycznej czy światła.

Zajmując się zagadnieniami związanymi z ciepłem reakcji, będziemy się posługiwać

terminami: układ i otoczenie.

Układem – nazywamy zespół ciał poddanych obserwacji. Najczęściej są to substancje biorące
udział w reakcji.

Otoczenie – wszystko co znajduje się poza układem i nie jest przedmiotem bezpośredniego
zainteresowania.

Układy  dzielimy  na  otwarte,  zamknięte  i  izolowane.  Układ  otwarty  może  wymieniać
z otoczeniem substancję (masę) i energię. Układem otwartym jest niezakorkowana probówka
z reagentami –  może ona wymieniać z otoczeniem  substancję,  np. w postaci wydzielającego
się  w  reakcji  gazu.  Przez  ścianki  probówki  możliwy  jest  także  przepływ  ciepła.  Układ
zamknięty  może  wymieniać  z  otoczeniem  energię,  ale  nie  może  wymieniać  masy.  Układ
izolowany nie może wymieniać z otoczeniem ani masy, ani energii.

Entalpia reakcji

Dla każdej reakcji można zmierzyć ilość ciepła pobranego od otoczenia lub do niego

oddawanego. Jeżeli taka ilość ciepła została zmierzona pod stałym ciśnieniem, to nazywamy
ją zmianą entalpii reakcji lub krócej entalpią reakcji (

∆

H).

W przypadku reakcji egzotermicznej, gdy układ traci ciekło, zmiana entalpii jest ujemna,
to znaczy

∆

H < 0. Odwrotnie dla reakcji endotermicznej, przebiegającej z pobraniem ciepła

przez układ – zmiana entalpii jest dodatnia, czyli

∆

H > 0.

Zmianę entalpii reakcji, czyli wartość ciepła wymienianego między reagentami

a otoczeniem, podajemy w odniesieniu do jednego mola któregoś z reagentów. Ponieważ
ciepło, jak każdą formę energii, wyrażamy w dżulach (J), dlatego jednostką zmiany entalpii
reakcji jest kilodżul na mol (kJ/mol).

Przykład 1. Obliczamy ciepło wymieniane między układem a otoczeniem w reakcji rozkładu
1 kg CaCO

, jeżeli

∆

H = 1206 kJ/mol CaCO

Zapisujemy równanie reakcji rozkładu CaCO

CaCO

→

CaO + CO

Obliczamy masę 1 mola CaCO

CaCO3

= 100 g/mol

m = n

m = 1 mol

100 g/mol = 100 g

Układamy proporcję:

1 mol CaCO

, czyli 100 g CaCO



1206,6 kJ ciepła

1 kg CaCO

, czyli 1000g CaCO



Obliczamy ciepło przypadające na 1 kg CaCO

x = 12066 kJ

Ustalamy, czy ciepło jest wydzielane, czy pochłaniane przez układ:

ponieważ

∆

H > 0, reakcja przebiega z pochłonięciem ciepła.

Wartość

∆

H można podawać w przeliczeniu na 1 mol wybranego reagenta, jak w powyższym

przykładzie;

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

CaCO

→

CaO + CO

∆

H = 1206 kJ/mol CaCO

Ilość ciepła wymienianego w reakcji można także zaznaczyć w równaniu reakcji:

CaCO

→

CaO + CO

–1206 kJ

Zapis taki oznacza, że w reakcji rozkładu 1 mola CaCO

powstaje 1mol CaO, 1 mol CO

i pochłanianych jest 1206,6 kJ ciepła.
Analogicznie dla syntezy amoniaku możemy zapisać:

+ 3 H

→

2 NH

∆

H = – 45,94 kJ/mol NH

lub: N

+ 3 H

→

2 NH

+ 91,88 kJ

Drugie równanie oznacza, że wytworzenie 2 moli NH

z pierwiastków pociąga za sobą

wydzielenie przez układ 91,88 kJ ciepła. Jest to wartość oczywiście dwukrotnie większa niż
ta, która – jak wynika z entalpii reakcji – przypada na 1 mol NH

Każda substancja chemiczna ma charakterystyczną dla siebie wartość entalpii molowej

w  warunkach  standardowych.  Wartości  te  są  podawane  w  tablicach  chemicznych.  Jeżeli
znamy entalpie substancji  biorących udział  w reakcji, to można obliczyć entalpię reakcji bez
potrzeby  badań  doświadczalnych.  Entalpia  reakcji  jest  równa  sumie  entalpii  tworzenia  jej
produktów  zmniejszonej  o  sumę  entalpii  tworzenia  substratów;  wyraża  ona  efekt  cieplny
reakcji. Ogólnie dla procesu:

a A + b B + ...

→

c C + d D + ...

gdzie: a, b, c, d – oznaczają współczynniki stechiometryczne, entalpia reakcji (

∆

H) jest

określana równaniem:

∆

H = (c

⋅∆

+ d

⋅∆

+ ...) – (a

⋅∆

+ b

⋅∆

+ …)

lub równaniem bardziej ogólnym;

∆

H =

∑

∆

produkty

–

∑

∆

substraty

Przykład 2. Obliczamy zmianę entalpii dla reakcji:

C + ½ O

→

Entalpię reakcji obliczamy bezpośrednio z entalpii substratów i produktów:

∆

H = H

– H

– ½ H

do powyższego równania podstawiamy wartości liczbowe odczytane z tablic:

∆

H = -110,53 – 0 – ½

0 = – 110,53 kJ/mol.

Prawo Hessa
Entalpię danej reakcji można określić, mierząc dokładnie ciepło wydzielone lub pochłonięte
w tej reakcji i odnosząc je do 1 mola któregoś z reagentów. Jest to metoda dość pracochłonna.
Łatwiej jest obliczyć entalpię reakcji, posługując się wartościami entalpii reakcji pokrewnych.
Rozważmy przykładowo, jaka jest entalpia reakcji:

CaO

(s)

+ CO

2(g)

→

CaCO

3(s)

jeżeli dla reakcji odwrotnej:

CaCO

3(s)

→

CaO

(s)

+ CO

2(g)

∆

H = 1206,06 kJ/mol CaCO

Ponieważ w reakcji rozkładu CaCO

na każdy 1 mol jej substancji zużywanych jest 1206,6,kJ

ciepła, to tyle samo ciepła wydziela się podczas syntezy 1 mola CaCO

. zatem:

CaO

(s)

+ CO

2(g)

→

CaCO

3(s)

∆

H = – 1206,06 kJ/mol CaCO

Jak łatwo zauważyć, entalpie reakcji odwrotnych mają takie same wartości liczbowe, ale
przeciwne znaki.

Entalpie danej reakcji możemy również wyznaczyć na podstawie entalpii kilku innych

reakcji.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Przykład 3. Obliczamy efekt energetyczny reakcji spalania węgla do tlenku węgla(IV):

(s)

+ O

2(g)

→

2(g)

znając wartości entalpii reakcji spalania węgla do tlenku węgla (II) oraz utleniania tego tlenku
do tlenku węgla(IV):

2 C

(s)

+ O

2(g)

→

2 CO

(g)

∆

H = – 110,53 kJ/mol CO

2 CO

(g)

+ O

2(g)

→

2 CO

2(g)

∆

H = – 282,98 kJ/mol CO

W takim wypadku należy ułożyć tak zwany cykl termochemiczny. Zauważmy, że CO

można

otrzymać w dwojaki sposób: albo w wyniku bezpośredniej reakcji, albo też przez stopniowe
utlenianie węgla do CO, a następnie CO do CO

. Możemy zatem zapisać następujący cykl

termochemiczny:

∆

Cykl  termochemiczny  jest  tylko  zapisem  formalnym,  w  związku  z  tym  dopuszcza  się
używanie  w  równaniach  reakcji  ułamkowych  współczynników.  Użycie  niecałkowitych
współczynników  pozwoliło  tak  zapisać  równania,  by  prowadziły  do  otrzymania  1  mola  CO
lub CO

, co wiąże się z wymianą ciepła równą wartości odpowiedniej entalpii. Okazuje się, że

efekt energetyczny przemiany C i O

w CO

jest zawsze taki sam, niezależnie od tego, czy

przechodzimy od substratów do produktów na drodze jednej przemiany, czy kilku. Jest to
treścią prawa Hessa:

Efekt energetyczny danego procesu nie zależy od drogi, jaką on przebiega (z ilu jakich

etapów się składa), ale tylko od stanu początkowego i końcowego.

Na podstawie prawa Hessa dla procesów ujętych w przykładowym cyklu termochemicznym
możemy zapisać:

∆

x =

∆

czyli:

∆

= -393,51 kJ/mol CO

Przykład 4. Ciepło syntezy siarczanu (VI) ołowiu (II) PbSO

z pierwiastków wyjściowych

jest równe 919,0 kJ niezależnie od metody otrzymywania tego związku:
a)

Pb + S + 2 O

→

PbSO

∆

H = – 919,0 kJ

Pb + S

→

PbS

∆

= – 94,2 kJ

PbS + 2 O

→

PbSO

∆

= -824,8 kJ

Sumaryczna zmiana entalpii

∆

H =

∆

H = – 94,2 kJ + (-824,8 kJ)

∆

H –919,0 kJ

Pb + 1/2O

→

PbO

∆

= – 218,1 kJ

S + 3/2 O

→

∆

= – 395,7 kJ

PbO + SO

→

PbSO

∆

= – 305,2 kJ

Podczas układania cykli termochemicznych możemy zapisywać równania reakcji
ze współczynnikami całkowitymi, bądź też, w celu uproszczenia obliczeń, posługiwać się
współczynnikami ułamkowymi.

(s)

+ O

2(g)

(g)

+ 1/2O

2(g)

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Dla sumarycznej reakcji:

Pb + S + 2 O

→

PbSO

Sumaryczna zmiana entalpii

∆

H =

∆

H = – 218,1 kJ + (-395,7 kJ) + (-305,2 kJ)

∆

H –919,0 kJ

Przykład 5. Obliczamy efekt cieplny alotropowej przemiany siarki jednoskośnej w siarkę
rombową:

(jednoskośna)

→

(rombowa)

znając wartości entalpii następujących reakcji:

(jednoskośna)

+ O

→

∆

= – 297,158 kJ

(rombowa)

+ O

→

∆

= – 296,844 kJ

metodą II – sumowania równań reakcji.

S

(jednoskośna)

+ O

→

∆

+ SO

→

(rombowa)

+ O

–

∆



(jednoskośna)

→

(rombowa)

∆

Sumaryczna zmiana entalpii

∆

H =

∆

–

∆

H =

–

297,158 kJ – (- 296,844 kJ)

∆

H =

–

0,314 kJ

Z prawa Hessa wyciągamy wniosek, że równania termochemiczne możemy dodawać

lub odejmować od siebie podobnie jak zwykłe równania algebraiczne. Na podstawie prawa
Hessa można wyznaczyć ciepło reakcji, dla których bezpośrednie doświadczalne wyznaczenie
tego ciepła jest trudne lub niemożliwe.

4.4.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Co nazywamy układem?
2.  Co jest otoczeniem układu?
3.  W jakiej postaci może być wymieniana energia reakcji chemicznej z otoczeniem?
4.  Jak dzielimy układy?
5.  Co oznacza pojęcie „układ otwarty”?
6.  Jak nazywamy układ, który nie wymienia ani energii ani masy z otoczeniem?
7.  Co oznacza pojęcie „entalpia reakcji”?
8.  Jaką reakcję nazywamy egzotermiczną?
9.  Jakie wartości przyjmuje entalpia dla reakcji egzo- i endotermicznej?
10.  W jakich jednostkach wyrażana jest entalpia reakcji?
11.  Kiedy używamy pojęcia równanie termochemiczne?
12.  Jaka jest wartość entalpii dla reakcji: CaCO

→

CaO + CO

–1206 kJ?

13.  W jaki sposób możemy obliczyć efekt cieplny reakcji?
14.  Jak brzmi prawo Hessa?
15.  Kiedy stosujemy prawo Hessa do wyznaczania ciepła reakcji?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.4.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Przeprowadź reakcję spalania magnezu. Na postawie obserwacji określ typ reakcji

ze względu na efekt energetyczny.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  uciąć nożyczkami około 1,5 cm wstążki magnezowej,
2)  złapać ją w szczypce i umieścić w palniku do momentu zapalenia się,
3)  przenieść płonącą wstążkę nad szkiełko zegarkowe,
4)  prowadzić reakcję do momentu, aż spali się cały metal,
5)  zapisać obserwacje: zewnętrzne efekty reakcji, wygląd produktu reakcji,
6)  wyciągnąć wnioski: określić typ reakcji (egzo- czy endotermiczna),
7)  zapisać wnioski w notatniku,
8)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

palnik,

−

zapałki,

−

szczypce metalowe,

−

szkiełko zegarkowe,

−

wstążka magnezowa,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca energetyki reakcji chemicznych.

Ćwiczenie 2

Oblicz zmianę entalpii dla reakcji tworzenia gipsu modelarskiego:

CaSO

2 H

→

3/2 H

O + CaSO

1/2 H

Do obliczeń wykorzystaj następujące dane:
entalpia tworzenia CaSO

2 H

O(s):

∆

H = – 1434,50 kJ/mol

entalpia tworzenia CaSO

1/2 H

O(s):

∆

H = – 1575,15 kJ/mol

entalpia tworzenia H

O(g):

∆

H = -241,83 kJ/mol.

Określ typ reakcji, ze względu na efekt energetyczny.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) przeanalizować wiadomości z rozdziału 4.4.1. dotyczące zmiany entalpii,
2) obliczyć zmianę entalpii wykorzystując zależność:

∆

H =

∑

∆

produkty

–

∑

∆

substraty

3)  określić, na podstawie wartości zmiany entalpii, typ reakcji (egzo- czy endotermiczna),
4)  zapisać obliczenia i wnioski w notatniku,
5)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca energetyki reakcji chemicznych.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Ćwiczenie 3

Oblicz entalpię reakcji:

3(s)

+ 3 Mg

(s)

→

2 Fe(s) + 3 MgO

(s)

Mając następujące dane:

4 Fe

(s)

+ 3 O

→

2 Fe

3(s)

∆

H = – 1644 kJ

(s)

+ ½ O

2(g)

→

MgO

(s)

∆

H = – 602 kJ.

Określ typ reakcji, ze względu na efekt energetyczny.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  przeanalizować wiadomości z rozdziału 4.4.1. dotyczące entalpii reakcji,
2)  obliczyć entalpię reakcji opierając się na prawie Hessa,
3)  określić, na podstawie wartości zmiany entalpii, typ reakcji (egzo- czy endotermiczna),
4)  zapisać obliczenia i wnioski w notatniku,
5)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca energetyki reakcji chemicznych.

4.4.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) określić znaczenie pojęcia układ i otoczenie układu?



2) określić, w jaki sposób może być wymieniana energia reakcji

chemicznej z otoczeniem?



3) sklasyfikować układy?



4) nazwać układ, który wymienia energię i masę z otoczeniem?



5) wyjaśnić znaczenie pojęcia układ zamknięty?



6) sklasyfikować reakcje ze względu na efekty energetyczne?



7) wyjaśnić pojęcie entalpia reakcji?



8) określić jednostkę entalpii reakcji?



9) określić wartości, jakie przyjmuje entalpia dla reakcji egzo-

i endotermicznej?



10) wyjaśnić, co oznacza pojęcie równanie termochemiczne?



11) określić wartość entalpii dla reakcji: N

+ 3 H

→

2 NH

+ 91,88 kJ?



12) zdefiniować prawo Hessa?



13) wyjaśnić, kiedy stosujemy prawo Hessa?



14) wyjaśnić zapis:

∆

H =

∑

∆

produkty

–

∑

∆

substraty



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.5. Reakcje w fazie stałej

4.5.1. Materiał nauczania

Reakcje w fazie stałej polegają zazwyczaj na ogrzaniu mieszaniny dwu lub więcej stałych

składników w celu utworzenia stałego produktu końcowego. Sama reakcja jednak, nie zawsze
naprawdę przebiega w fazie stałej. Niektóre składniki mogą się topić, może kondensować się
para.

Czynnikami determinującymi reakcję w fazie stałej są między innymi:

–

dyfuzja,

–

kontakt pomiędzy reagentami,

–

szybkość zarodkowania nowej fazy.

MgO + Al

→ MgAl

Rys. 21. Etapy reakcji w fazie stałej na przykładzie powstawania MgAl

(Spinelu)

Aby otrzymać optymalną szybkość reakcji stała dyfuzji musi być większa niż 10

-12

/s.

Reakcja  w  fazie  stałej  będzie  przebiegać  dopiero  w  temperaturze  równej  około  2/3
temperatury  topnienia  co  najmniej  jednego  ze  składników.  Szybkość  dyfuzji  można
zwiększyć zwiększając temperaturę.

Aby zmaksymalizować powierzchnię kontaktu należy użyć substratów o dużej

powierzchni.

Aby zwiększyć szybkość zarodkowania można na przykład zwiększyć ją poprzez

zastosowanie substratów o strukturze krystalicznej zbliżonej do struktury produktu.

Spiekanie jest jednym z ważniejszych i lepiej poznanych procesów technologicznych

w których zachodzą reakcje w fazie stałej. Zbiór stykających się ze sobą ziaren wiąże się ze
sobą wzajemnie po ogrzaniu do odpowiedniej temperatury. Wiązaniu towarzyszy skurcz
całego układu i przemiana sypkiego proszku w lity polikryształ. W czasie spiekania zachodzą
jednocześnie przemiany fazowe, reakcje chemiczne i przemiany mikrostruktury.

Rys. 22. Zmiana mikrostruktury ceramiki podczas spiekania

W czasie spiekania może nastąpić powstawanie fazy szklistej, dzięki czemu materiał staje się
mniej porowaty. Może powstać faza ciekła, wtedy spiekanie polega na reakcji fazy ciekłej
z materiałem sypkim.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Odmianą spiekania jest łączenie dyfuzyjne. Jest to proces zachodzący w stanie stałym

poprzez migrację atomów bez makrodeformacji łączonych składników. Łączone w takich
procesach powierzchnie powinny być płaskie, czyste i gładkie. Proces przebiega pod
ciśnieniem od kilku godzin w średniej temperaturze do kilku minut w wyższej temperaturze.

Rys. 23. Schemat łączenia dyfuzyjnego

4.5.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Na czym polegają reakcje w fazie stałej?
2.  Jakie znasz czynniki determinujące reakcję w fazie stałej?
3.  Jaki jest warunek temperaturowy przebiegu reakcji w fazie stałej?
4.  W jaki sposób można

zmaksymalizować powierzchnię kontaktu?

5. Czym charakteryzuje się proces spiekania?
6. Co to jest łączenie dyfuzyjne i na czym polega?

4.5.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Zanalizuj zjawisko odwadniania boraksu.

Wprowadzenie

Boraks (Na

·10H

O), dziesięciohydrat tetraboranu sodu, bezbarwne kryształy

rozpuszczalne w wodzie. Powoli ogrzewany traci wodę hydratacyjną, przechodząc
w temperaturze 300–400

C w bezwodną sól o temperaturze topnienia 878

C. Po stopieniu

roztwarza tlenki metali (powstają sole zawierające jony BO

i BO

) z wytworzeniem

tzw. barwnych pereł (perła boraksowa). Jest stosowany do produkcji szkieł odpornych
chemicznie i termicznie, emalii, do oczyszczania powierzchni metali przed lutowaniem,
zmiękczania wody, jako mikronawóz oraz do otrzymywania innych związków boru.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) przeanalizować informacje dotyczące boraksu,
2) zważyć tygiel porcelanowy i zanotować jego masę – m

3) odważyć w tyglu na wadze analitycznej próbkę około 200 mg boraksu– m

4) obliczyć dokładna masę odważonego boraksu ze wzoru:

= m

– m

5) suszyć próbkę boraksu w temperaturze 400

C przez 30 minut,

6) przełożyć próbkę do eksykatora na 15 minut,
7) zważyć wysuszoną próbkę – m

8) obliczyć ilość wody, która wydzieliła się podczas ogrzewania próbki, korzystając ze

wzoru:

H2O

= m

– m

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

9) obliczyć, jaki procent masy boraksu stanowiła woda, która wydzieliła się podczas

prażenia według wzoru:

H2O

= ——— ∙ 100%

10) obliczyć teoretyczną zawartość wody hydratacyjnej w boraksie (w %),
11) porównać teoretyczną zawartość wody hydratacyjnej w boraksie z wynikiem uzyskanym

praktycznie podczas prażenia,

12)  wyciągnąć wnioski,
13)  sporządzić sprawozdanie z ćwiczenia,
14)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

boraks,

−

waga analityczna,

−

eksykator,

−

piec muflowy,

−

kalkulator,

−

notatnik,

−

przybory do pisania.

Ćwiczenie 2

Zbadaj ubytek masy podczas termicznego rozkładu CaCO

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zważyć tygiel porcelanowy i zanotować jego masę – m

2) odważyć w tyglu na wadze analitycznej próbkę około 200 mg węglanu wapnia – m

tw1

3) obliczyć dokładna masę odważonego CaCO

ze wzoru:

= m

– m

4) prażyć próbkę CaCO

w temperaturze 200

C przez 5 minut,

5) przełożyć próbkę do eksykatora na 15 minut,
6) zważyć wysuszoną próbkę – m

tw2

7) obliczyć dokładna masę CaCO

po pierwszym prażeniu ze wzoru:

= m

tw2

– m

8) suszyć próbkę CaCO

w temperaturze 500

C przez kolejne 5 minut,

9) przełożyć próbkę do eksykatora na 15 minut,
10) zważyć wysuszoną próbkę – m

tw3

11) obliczyć dokładna masę CaCO

po drugim prażeniu ze wzoru:

= m

tw3

– m

12)  powtórzyć czynności 8 – 11 jeszcze trzykrotnie,
13)  z otrzymanych wyników sporządzić wykres zależności masy od czasu prażenia,
14)  wyciągnąć wnioski,
15)  sporządzić sprawozdanie z ćwiczenia,
16)  zaprezentować efekty pracy.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

CaCO

−

waga analityczna,

−

eksykator,

−

piec muflowy,

−

notatnik,

−

przybory do pisania.

Ćwiczenie 3

Przeanalizuj postęp procesu wypalania mas ceramicznych.

Wypalanie mas ceramicznych jest najtrudniejszą i najbardziej skomplikowaną czynnością

technologiczną  w  całym  procesie  produkcyjnym.  Skomplikowane  i  do  dziś  całkowicie  nie
wyjaśnione  zjawiska  fizyko-chemiczne  zachodzące  w  czasie  wypalania  pozwalają  na
uzyskanie  odpowiedniej  struktury  materiału  nadające  mu  parametry  mające  decydujące
znaczenie  w  budownictwie.  Do  dziś  nie  uzyskano  lepszego  materiału  budowlanego  niż
wyroby  ceramiczne  posiadające  wymaganą  wytrzymałość  i  odporność  na  wpływy
atmosferyczne.

Znaczny wpływ na własności wyrobów wywierają surowce wyjściowe, ich sposób

formowania oraz suszenia. Dla każdego rodzaju wyrobów należy opracować oddzielny
sposób przeprowadzania procesu wypalania.

W pierwszym okresie wypalania w zakresie do 200

C następuje dosuszenie wyrobów.

Odparowanie reszty wilgoci mechanicznie związanej wymaga powolnego wzrostu
temperatury 7–10

C/godz. Materiał dosuszony nie wykazuje w tym czasie żadnych zmian

objętości. Woda mikrokapilarna uchodzi przy temperaturze 120

C, pomimo to proces

dosuszania uważa się za zakończony, po osiągnięciu temperatury ok. 200

W drugim okresie wypalania zwanym okresem dehydratacji obejmującym zakres

temperatur od 200–600

C następuje wydzielanie się wody chemicznie związanej.

Wydzielanie się wody chemicznie związanej zaczyna się już przy temperaturze ok. 200

maksimum wydzielania przypada na zakres temperatur 400–600

C. Równocześnie w okresie

dehydratacji następuje częściowe rozłożenie substancji organicznych. Produktem tego
rozkładu jest pewna ilość gazów i węgla pozostająca w surówce. Postęp temperatur może być
szybszy 30–50

C/godz. Równocześnie z utratą wody masy ceramiczne tracą plastyczność.

W zakresie temperatur 500–600

C następuje przemiana krystalograficzna kwarcu oraz

rozpoczynają się reakcje dysocjacji termicznej węglanów oraz rozpad pirytów.

W temperaturze 950–1000

C zaczyna pojawiać się faza szklista, powstała

z  niskotopliwych  krzemianów  o  skomplikowanym  składzie  chemicznym.  Temperatura,
w której  rozpoczyna  się  proces  wytwarzania  fazy  szklistej  nazywa  się  temperaturą  początku
klinkieryzacji  lub  ogólnie  początkiem  spiekania.  Procesowi  spiekania  towarzyszy  wzrost
skurczliwości  przy  równoczesnym  obniżaniu  porowatości  i  nasiąkliwości.  Nasiąkliwość
czerepu  klinkierowego  w  początku  spiekania  jest  rzędu  5–8  %,  a  przy  dalszym  ogrzewaniu
spada  do  1  %.  Równocześnie  następuje rozpuszczenie szkieletu krzemionkowego w wyniku
czego  wyrób  mięknie  i  deformuje  się  pod  własnym  ciężarem.  Należy  pamiętać,
że temperatura spiekania bywa różna co jest zależne od składu mineralnego surowca. Bywa
tak – że przy większej ilości topników temperatura spiekania leży poniżej 1000

C. Najlepsze

gliny do wypalania klinkieru są takie, które posiadają  mieszaninę różnych topników, a więc
tlenki:  potasu,  sodu,  żelaza,  wapnia  i  magnezu.  Ten  ostatni  wpływa  zdecydowanie  na
zwiększenie  wytrzymałości  mechanicznej  wyrobów.  Gliny  zawierające  różne  topniki
posiadają największy przedział początku spiekania i początku deformacji.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

W czasie studzenia od temperatury szczytowej do ok. 900

C zachodzą procesy

rekrystalizacji  w  wyniku  których  z  fazy  szklistej  powstają  drobnokrystaliczne  minerały
nadające  klinkierowi  zbitą  drobnoziarnistą  strukturę  (duża  wytrzymałość).  Szybkość
studzenia  do  900

C może być większa niż przy studzeniu w zakresie niższych temperatur.

Należy  jednak  unikać  w  miarę  możliwości  stosowania  nadmuchów  zimnego  powietrza
w  strefie  studzenia  pieców,  chyba  że,  temperatura  wytaczanego  wsadu  uniemożliwia
rozładunek  lub  przekracza  60

C. Szybkie studzenie należy wówczas stosować przed

zakończeniem procesu rekrystalizacji tj. powyżej 900

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) przeanalizować wiadomości dotyczące wypalania mas ceramicznych,
2) uzupełnić na podstawie tekstu tabelę,

Etap wypalania

Zakres temperatur

Zjawiska charakterystyczne

1. Dosuszanie wyrobu

120 – 200

brak zmian objętości

3)  przedyskutować w grupie sposób uzupełnienia tabeli,
4)  wkleić tabelę do notatnika,
5)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

tekst przewodni,

−

tabela do uzupełnienia,

−

notatnik,

−

przybory do pisania.

Ćwiczenie 4

Zanalizuj postęp procesu zagęszczania czerepu podczas odlewania tygielków w formach

gipsowych.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  przygotować gęstwę,
2)  napełnić 5 form gipsowych,
3)  przetrzymać, każdy z nich, w formie przez określony przez nauczyciela czas,
4)  wylać kolejno nadmiar gęstwy z formy po określonym czasie,
5)  odczekać, aż każdy tygielek wyschnie, aby można go było wyjąć z formy,
6)  zmierzyć  grubość  ścianek  –  czyli  powstającego  czerepu,  każdego  tygielka  za  pomocą

śruby mikrometrycznej,

7) wyniki pomiaru zanotować w tabeli:

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Numer tygielka

Czas przetrzymywania w formie [min]

Grubość ścianek [mm]

8) narysować wykres zależności grubości ścianek tygielków od czasu przetrzymywania

w formie,

9)  wyciągnąć wnioski dotyczące przebiegu powstawania czerepu,
10)  sporządzić sprawozdanie z ćwiczenia,
11)  zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

materiał do przygotowania gęstwy,

−

formy gipsowe na tygielki,

−

śruba mikrometryczna,

−

tabela do wypełnienia,

−

notatnik,

−

przybory do pisania.

4.5.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wyjaśnić, na czym polegają reakcje w fazie stałej?



2) wymienić czynniki determinujące reakcję w fazie stałej?



3) określić warunek temperaturowy przebiegu reakcji w fazie stałej?



4) wyjaśnić, w jaki sposób można zmaksymalizować powierzchnię

kontaktu w czasie reakcji w fazie stałej?



5) scharakteryzować proces spiekania?



6) wyjaśnić, co to jest i na czym polega łączenie dyfuzyjne?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.6. Przewodnictwo ciał stałych

4.6.1. Materiał nauczania

Przewodnictwo elektryczne w ciałach stałych polega na ruchu nośników ładunków

elektrycznych, np. elektronów. Wartość przewodnictwa zależy więc od liczby tych nośników
w ciałach stałych. Pod tym względem ciała stałe dzielimy na 3 grupy:
–

przewodniki (metale),

–

izolatory,

–

półprzewodniki.
Wraz ze wzrostem temperatury przewodnictwo elektryczne przewodników (metali)

maleje, natomiast w temperaturach bliskich 0

K staje się ono bardzo duże

(nadprzewodnictwo).  Przewodnictwo  półprzewodników  i  dielektryków  rośnie  ze  wzrostem
temperatury.  W  temperaturach  niskich  półprzewodniki,  praktycznie  biorąc,  nie  przewodzą
prądu elektrycznego.

W atomie elektron może przyjmować tylko dozwolone wartości energii zwane

poziomami  energii.  W  krysztale  w  skutek  oddziaływań  między  elektronami  sąsiednich
atomów  poziomy  energetyczne  „rozmywają  się”,  tworząc  pasma.  Zgodnie  z  zakazem
Pauliego  w  danym  paśmie  może  być  skończona  ilość  elektronów.  Pasmo  całkowicie
zapełnione  elektronami  nazywamy  pasmem  walencyjnym  (podstawowym),  nie  bierze  ono
udziału  w  przewodzeniu  prądu.  Pasmo  częściowo  zapełnione  elektronami  nazywa  się
pasmem przewodnictwa. Odstęp między tymi pasmami nosi nazwę pasma zabronionego lub
przerwy zabronionej. Ze względu na sposób zapełniania elektronowych pasm energetycznych
możemy dokonać podziału ciał stałych na przewodniki, izolatory i półprzewodniki.

Rys. 24. Schemat poziomów energetycznych w przewodniku, izolatorze i półprzewodniku [8]

W przypadku przewodnika pasma przewodnictwa i walencyjne zachodzą na siebie. Nie

ma przerwy energetycznej, którą trzeba przezwyciężyć dla uwolnienia elektronu, a więc opór
elektryczny przewodnika nie jest duży. W izolatorze niemal puste pasmo przewodnictwa jest
oddzielone  od  wypełnionego  pasma  walencyjnego  znaczną  przerwą,  w  której  nie  ma
poziomów  dozwolonych  dla  elektronów.  W  przypadku  ruchu  termicznego  niewiele
elektronów  uzyskuje  wysoką  energię,  by  przejść  do  pasma  przewodnictwa.  A  więc
w  izolatorze  jest  bardzo  mało  elektronów  swobodnych,  czego  wynikiem  jest  duży  opór
izolatora.  W  półprzewodniku  szerokość  pasma  zabronionego  jest  mniejsza  niż  w  izolatorze,
co  umożliwia  elektronom  o  większej  energii  kinetycznej  przejście  z  pasma  podstawowego
do  pasma  przewodnictwa.  Opór  półprzewodnika  jest  zatem  znacznie  mniejszy  od  oporu
izolatora.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Podział i właściwości półprzewodników

Obecnie bardzo często w nauce i technice wykorzystywane są półprzewodniki, którym

stosunkowo łatwo można zwiększyć liczbę elektronów poprzez ogrzewanie, naświetlanie lub
wprowadzanie  domieszek.  Należą  do  nich  niektóre  pierwiastki  (german,  selen,  krzem),
związki  nieorganiczne  (siarczek  ołowiu,  siarczek  talu)  oraz  szereg  związków  organicznych.
Podczas  wzrostu  temperatury  półprzewodnika  zwiększa  się  energia  ruchu  cieplnego
elektronów, dzięki czemu niektóre z nich mogą uzyskać energię wystarczającą do przejścia do
pasma  przewodnictwa.  Tym  samym  ze  wzrostem  temperatury  zwiększa  się  łączna  liczba
elektronów  swobodnych  i  maleje  opór  elektryczny  półprzewodnika.  Zjawiska  to  ma  więc
odwrotny  charakter  niż  w  przypadku  metali,  które  w  tych  samych  warunkach  wykazują
wzrost oporu. Nośnikami energii w półprzewodnikach są elektrony i dziury (które zachowują
się jak cząstki dodatnie).

Półprzewodniki możemy podzielić na:

–

samoistne  –  aby  elektron  mógł  przedostać  się  z  pasma  walencyjnego  do  pasma
przewodnictwa,  musi  uzyskać  tzw.  energię  aktywacji,  która  wynosi  tyle,  co  wyrażona
w elektronowoltach  szerokość  pasma  wzbronionego.  Samoistny  półprzewodnik  ma
energię aktywacji równą około 1,1eV. Jednak w temperaturze pokojowej średnia energia
ruchu  termicznego  wynosi  tylko  0,026eV,  więc  nadal  tylko  nieliczne  elektrony
o wyjątkowo wysokiej  energii  mogą „przeskoczyć” przerwę zabronioną i dlatego pasmo
przewodnictwa  w  krzemie  jest  puste.  Półprzewodnik  zachowuje  się  wtedy  jak  izolator.
Najszersze  zastosowanie  w  produkcji  przyrządów  półprzewodnikowych  znalazł  krzem.
Jego  sieć  krystaliczna  jest  tak  zbudowana,  że  każdy  atom,  mając  cztery  elektrony
walencyjne,  ma  równocześnie  czterech  sąsiadów  rozmieszczonych  w  wierzchołkach
czworościanu  foremnego,  z  którymi  jest  powiązany  za  pomocą  par  elektronów
wspólnych dla sąsiadujących atomów, tworząc tzw. wiązania kowalencyjne,

Rys. 25. Rzut prostokątny sieci przestrzennej krzemu [8]

–

domieszkowe – kryształy półprzewodnikowe zawierające w swojej budowie atomy
innych pierwiastków nazywamy półprzewodnikami domieszkowymi. Dzielą się one na:

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Dodanie pierwiastka z grupy 13 układu okresowego powoduje zwiększenie przewodnictwa
dziurowego. Wówczas jedno z wiązań jest niepełne i tworzy się poziom akceptorowy.

Rys. 29. Schemat poziomów energetycznych w półprzewodniku typu p [8]

4.6.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Na czym polega przewodnictwo ciał stałych?
2.  Jak dzielimy substancje ze względu na przewodnictwo?
3.  Jak  zmienia  się  zdolność  przewodnictwa przewodników,  półprzewodników  i  izolatorów

w zależności od temperatury?

4.  Jak układają się poziomy energetyczne w przewodniku, półprzewodniku i izolatorze?
5.  Jakie znasz rodzaje półprzewodników?
6.  Na czym polega przewodzenie prądu w półprzewodnikach typu p i typu n?

4.6.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Scharakteryzuj właściwości materiałów ceramicznych wykorzystywanych jako

przewodniki elektryczności.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) wyszukać w Internecie wiadomości dotyczące właściwości materiałów ceramicznych,
2) scharakteryzować

właściwości

materiałów

ceramicznych

jako

przewodników

elektryczności,

3) wyszukać w Internecie wiadomości dotyczące elektrotermicznego wykorzystania

materiałów ceramicznych,

4) zapisać wyniki w notatniku,
5) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

stanowisko komputerowe z dostępem do Internetu,

−

notatnik,

−

przybory do pisania.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Ćwiczenie 2

Korzystając z układu okresowego pierwiastków dokonaj analizy i podziału następujących

substancji na przewodniki, półprzewodniki i izolatory: miedź, siarka, neon, krzem, arsenek
galu, gal, cyrkon, żelazo, diament, węglik krzemu, fosforek indu, sześciofluorek siarki, tlenek
krzemu, german, azot, azotek galu. Wyniki zapisz w tabeli.

Przewodniki

Półprzewodniki

Izolatory

Rysunek do ćwiczenia 2 – Układ okresowy [9]

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) przeanalizować zbiór wymienionych substancji,
2) dokonać podziału tych substancji na przewodniki, półprzewodniki i izolatory (korzystając

z układu okresowego oraz Internetu),

3) zapisać wyniki analizy w tabeli,
4) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

układ okresowy pierwiastków,

−

stanowisko komputerowe z dostępem do internetu,

−

tabela do wypełnienia,

−

przybory do pisania.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.6.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wyjaśnić, na czym polega przewodnictwo ciał stałych?



2) sklasyfikować substancje ze względu na przewodnictwo?



3) wyjaśnić, jak zmienia się zdolność przewodnictwa przewodników,

półprzewodników i izolatorów w zależności od temperatury?



4) określić, jak układają się poziomy energetyczne w przewodniku,

półprzewodniku i izolatorze?



5) sklasyfikować rodzaje półprzewodników?



6) wyjaśnić, na czym polega przewodzenie prądu w półprzewodnikach

typu p i typu n?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.7. Ogniwa galwaniczne, technologiczne zastosowanie elektrochemii

4.7.1. Materiał nauczania

Elektrochemia bada zjawiska związane z przemianą energii chemicznej

w elektryczną i przemianą energii elektrycznej w chemiczną.
Procesy  elektrochemiczne  można  podzielić  na  dwie grupy. Do  pierwszej  zaliczamy  procesy,
w  których  reakcje  chemiczne  są  źródłem  energii  elektrycznej  (np.  procesy  przebiegające
w  bateriach  do  latarek),  do  drugiej  –  procesy  chemiczne  zachodzące  dzięki  przepływowi
prądu  elektrycznego  (np.  elektroliza  wody). Procesy pierwszej grupy  to  samorzutne reakcje.
Układy, w których takie procesy zachodzą, mogą wykonywać pracę. Znanym przykładem jest
akumulator  samochodowy.  Procesy  drugiej  nie  zachodzą  samorzutnie,  aby  przebiegały,
należy  dostarczyć  pracy  do  układu.  Procesem  z  tej  grupy  jest  na  przykład  ładowanie
akumulatora.

Ogniwo galwaniczne jest układem wytwarzającym energię elektryczną w wyniku

przebiegającej w nim reakcji chemicznej.
W  ogniwie  Daniella  płytka  cynkowa  zanurzona  jest  w  roztworze  siarczanu(VI)  cynku,
a  płytka  miedziana  w  roztworze  siarczanu(VI)  miedzi(II).  Roztwory  siarczanu(VI)  cynku
i  siarczanu(VI)  miedzi(II)  łączy  rurka  wypełniona  nasyconym  roztworem  elektrolitu,  czyli
klucz elektrolityczny. Umożliwia on przepływ jonów z jednego roztworu do drugiego. Klucz
taki  najczęściej  zawiera  roztwór  siarczanu(VI)  potasu  lub  azotanu(V)  potasu  i  jest
zabezpieczony  na  końcach  koreczkami  z  waty  lub  ciasno  zwiniętą  bibułą.  Jeżeli  obie  płytki
połączymy  zewnętrznym  przewodnikiem,  to  płytka  cynkowa  zacznie  się  powoli  roztwarzać
w roztworze  ZnSO

, więc do roztworu będą przechodziły jony Zn

, a elektrony przepłyną

przewodnikiem metalicznym do płytki miedzianej. Jony Cu

zawarte w roztworze CuSO

będą pobierały z powierzchni miedzi elektrony, osadzając się na niej jako metal. W miarę
ubywania jonów miedzi z roztworu CuSO

pojawia się w nim nadmiar jonów reszt

kwasowych. Jony te za pośrednictwem klucza elektrolitycznego przemieszczają się
do roztworu ZnSO

, w którym zaczyna brakować reszt kwasowych na skutek przybywania

dodatkowych jonów Zn

Rys. 30. Ogniwo Daniella [3, s. 308]

Elektrodę cynkową będziemy nazywać anodą, ponieważ na niej zachodzi utlenianie,
natomiast elektrodę miedzianą nazywać będziemy katodą, gdyż na niej zachodzi redukcja.
Nazwy: katoda i anoda wiążą się bowiem nie ze znakiem elektrody, ale z rodzajem procesu,

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

jaki  na  niej  zachodzi.  Elektroda  cynkowa  ma  znak ujemny,  gdyż  jony  cynku,  odrywając  się
od  niej,  pozostawiają  na  płytce  swoje  elektrony.  Elektroda  miedziana  ma  znak  dodatni,
ponieważ  dodatnie  jony  miedzi,  pobierając  z  niej  elektrony,  powodują  pojawienie  się
niedoboru  elektronów  w  stosunku  do  wszystkich  jąder  metalu  tworzących  płytkę.  Nadmiar
elektronów przepływa więc z płytki cynkowej do płytki miedzianej, aby uzupełnić niedobory
ładunku ujemnego na katodzie. Elektrony płyną  zatem od elektrody  cynkowej do elektrody
miedzianej, a prąd płynie od elektrody miedzianej do elektrody cynkowej.  Schemat

ogniwa

Daniella można zapisać w następujący sposób:

A(-) Zn







Cu (+)K

Od lewej strony zapisujemy symbol metalicznej anody. Pionowa kreska oznacza granicę faz:
metal-roztwór. Za kreską zapisujemy skład roztworu anodowego, w tym przypadku symbol
Zn

, który odczytujemy: wodny roztwór jonów cynku. Dwie równoległe kreski oznaczają

klucz elektrolityczny. Za nim zapisujemy skład roztworu katodowego, w tym przypadku
Cu

, co odczytamy wodny roztwór jonów miedzi(II). Następna pionowa kreska symbolizuje

granicę faz: roztwór-metal. Po prawej stronie umieszczamy symbol metalicznej katody. Zapis
taki jest uzgodniony z konwencją sztokholmską i został uchwalony przez Międzynarodową
Unię Chemii Czystej i Stosowanej w 1953 roku.

Istota budowy i działania ogniwa polega na specyficznej konstrukcji układu reakcyjnego,

w którym reakcja chemiczna zostaje podzielona na dwa procesy zachodzące w różnych
oddalonych od siebie miejscach.
Na anodzie ogniwa zachodzi utlenianie:

A (-) Zn

→

+ 2e

a na katodzie redukcja:

K(+) Cu

+ 2e

→

Fazy metaliczne ogniw, graniczące z elektrolitem, noszą nazwę półogniw lub elektrod.
Schemat półogniwa zapisujemy w następujący sposób: Cu



– oznacza elektrodę

miedzianą, a Zn



– elektrodę cynkową.

Czasem  zamiast  fazy  metalicznej  stosuje  się  inne  przewodniki  (np.  grafit)  lub  układy  faz
(np. metale  opłukiwane  strumieniem  gazu).  W  praktyce  termin  „półogniwo”  oznacza  układ,
w  którym  zachodzi  „pół  reakcji”,  czyli  proces  opisany  jonowo-elektronowym  równaniem
połówkowym.
Procesy  przedstawione  równaniami  połówkowymi  zachodzą  tylko  wtedy,  kiedy  ogniwo
pracuje,  kiedy  obie  elektrody  połączone  są  przewodnikiem  umożliwiającym  przepływ
elektronów  z  anody  na  katodę.  W  ogniwie  otwartym,  bez przewodnika  łączącego elektrody,
nie  zachodzi  ani  utlenianie  anodowe,  ani  redukcja  katodowa.    W  każdym  półogniwie
wytwarza się stan równowagi:

→

+ ne

Dopiero  połączenie  elektrod  zakłóca  równowagę  i  uruchamia  procesy  elektrodowe,
a  w  przewodniku  płynie  strumień  elektronów  i  wykonuje  pracę.  W  zależności  od  rodzaju
przewodnika  praca  elektryczna  może  być  zamieniona  na  ciepło  (spirala  grzejna),  światło
(żarówka) lub pracę mechaniczną (silnik). Dzięki temu ogniwo stanowi urządzenie, w którym
egzoenergetyczny  efekt  reakcji  chemicznej  może  być  wykorzystany  w  postaci  pracy.
Z równania termochemicznego:

(s)

+ CuSO

4(c)

→

ZnSO

4(c)

+ Cu

(s)

+ 218,3 kJ

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

wynika, że jeżeli reakcja przebiega w wyniku zwykłego zmieszania reagentów poza ogniwem
1 mol cynku reagując z roztworem siarczanu(VI) miedzi(II) przekazuje do otoczenia 218,3 kJ
energii  w  postaci  ciepła.  Z  uwagi  na  brak  zmiany  objętości  reagentów  ciepło  jest  wówczas
jedynym  sposobem  przekazywania  energii  z  układu  do  otoczenia.  Realizując  przemianę  za
pomocą  ogniwa,  teoretycznie  można  uzyskać  w  postaci  pracy  aż  97%  uwalnianej  energii.
Pozostałe  3%  zawsze  musi  być  oddane  w  postaci  ciepła.  Napięcie  elektryczne  między
elektrodami  półogniwa  galwanicznego  jest  niewielkie,  rzędu  kilku  woltów,  w  zależności  od
rodzaju  elektrod.  Można  jednak  uzyskać  źródło  dowolnie  wysokiego  napięcia  łącząc
szeregowo  odpowiednią  liczbę  ogniw.  Zestaw  połączonych  ogniw  nosi  nazwę  baterii.
Napięcie  elektryczne  między  końcowymi  elektrodami  baterii  szeregowej  jest  iloczynem
liczby  ogniw  i  napięcia  pojedynczego  ogniwa.  Zjawisko  to  odkrył  Volta  konstruując  stos
zawierający  szereg  złączonych  płytek  cynk-srebro. Pomiędzy  poszczególnymi  parami  płytek
umieścił  papier  nasycony  wodą  morską.  Uzyskał  w  ten  sposób  baterię  o  napięciu  około
180 V.

Współczesna teoria działania półogniw zakłada, że przyczyną przepływu elektronów

z  anody  na  katodę  jest  różnica  potencjałów  wewnętrznych  faz  metalicznych  półogniw.
Zetknięcie  się  ze  sobą  metalu  i  roztworu  powoduje  zmiany  w  rozkładzie  ładunków
elektrycznych  na  granicy  faz.  Różnica  potencjałów  elektrostatycznych  pojawiająca  się
na  granicy:  metal-roztwór  nazywa  się  potencjałem  elektrodowym  i  jest  dla  każdego  metalu
inna.  Ponieważ  nie  potrafimy  zmierzyć  bezpośrednio  takiej  różnicy  potencjałów  elektrody,
porównujemy,  o  ile  różnica  jest  większa  lub  mniejsza  od  układu  wzorcowego,  który
przyjmujemy za stan zerowy.

Półogniwem wzorcowym jest półogniwo wodorowe, nazywane często elektrodą

wodorową.

Półogniwo wodorowe zbudowane jest z płytki platynowej zanurzonej w roztworze

zawierającym jony wodorowe. W okolicach płytki platynowej wtłacza się do roztworu
gazowy wodór. Dzięki temu w roztworze może wytworzyć się równowaga:

⇔

2 H

+ 2 e

Położenie  stanu  równowagi  tej  reakcji  zależy  od  takich  czynników,  jak  ciśnienie  gazowego
wodoru,  stężenie  jonów  wodorowych  lub  powierzchnia  platyny.  Dlatego  standardowe
półogniwo  wodorowe  zawiera  płytkę  platynową  pokrytą  czernią  platynową  (platyną  silnie
rozdrobnioną  w  celu  maksymalnego  zwiększenia  powierzchni  elektrody),  zanurzoną
w  roztworze  jonów  wodorowych  o  stężeniu  1mol/dm

, a gazowy wodór wtłaczany jest

do roztworu pod ciśnieniem 1013 hPa. Tak przygotowane półogniwo ma potencjał równy
zero. Schematycznie takie półogniwo zapisujemy w następujący sposób:



2(g)



(c)

Aby porównać potencjał elektrodowy, należy zbudować ogniwo zawierające badaną elektrodę
i standardowe ogniwo wodorowe, po czy wyznaczyć  siłę elektromotoryczną takiego ogniwa.
Otrzymaną  w  ten  sposób  wartość  nazywamy  potencjałem  standardowym  badanej  elektrody
i  wyrażamy  w  woltach.  Jeżeli  wyznaczony  potencjał  jest  wyższy  od  potencjału  półogniwa
wodorowego, to uzyskuje znak plus, jeżeli jest niższy – otrzymuje znak minus.

Ujemny znak potencjału standardowego metalu oznacza, że atomy tego metalu łatwiej

oddają elektrony niż atomy wodór. Jeżeli więc zbudujemy ogniwo złożone z takiej elektrody
i standardowej elektrody wodorowej, to metal będzie w nim stanowił elektrodę ujemną.
W tabeli 2 podano wartości standardowych potencjałów wybranych elektrod.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Tabela. 2. Potencjały standardowe elektrod w roztworze wodnym (298 K)

Elektroda

[V]

Li/Li

-3,04

Ca/Ca

-2,86

Mg/Mg

-2,36

Al/Al

-1,69

Mn/Mn

-1,18

Zn/Zn

-0,76

Cr/Cr

-074

Fe/Fe

-0,44

Cd/Cd

-0,40

Co/Co

-0,28

Ni/Ni

-0,26

Sn/Sn

-0,14

Pb/Pb

-0,14

Fe/Fe

-0,04

0,00

Bi/Bi

+0,32

Cu/Cu

+0,34

Ag/Ag

+0,80

Hg/Hg

+0,85

Au/Au

+1,52

Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM) jest różnicą potencjałów między elektrodami

ogniwa  otwartego,  czyli  niepracującego.  Wyznaczamy  ją,  mierząc  napięcie  woltomierzem.
Jednak bezpośredni pomiar za pomocą woltomierza jest niedokładny, gdyż mierzymy różnicę
potencjałów  ogniwa  podczas  pracy,  czyli  wtedy,  gdy  przez  przewodnik  płynie  prąd.  Wynik
takiego  pomiaru  nazywamy  napięciem  ogniwa.  Napięcie  mierzone  między  elektrodami
byłoby  największe,  gdyby  ogniwo  nie  pracowało,  dlatego  pomiar  wykonywany  za  pomocą
woltomierza jest niższy od siły elektromotorycznej ogniwa.

Aby dokładnie obliczyć siłę elektromotoryczną ogniwa, którą oznacza się SEM, należy

odjąć od wartości potencjału katody wartość potencjału anody:

SEM = E

katody

– E

anody

Siłę elektromotoryczną ogniwa wyraża się w woltach.
Dla ogniwa Daniella siła elektromotoryczna wynosi:

SEM = E

Cu/Cu2+ –

Zn/Zn2+

czyli po podstawieniu odpowiednich wartości potencjałów elektrod:

SEM = 0,34 V – (– 0,76 V)

SEM = 1,1 V

Przykład  1.  Oblicz  siłę  elektromotoryczną  ogniwa  zbudowanego  z  elektrody  żelaznej
zanurzonej w roztworze siarczanu(VI) żelaza(II) i elektrody srebrnej zanurzonej w roztworze
azotanu(V)  srebra.  Wskaż  anodę  i  katodę,  napisz  równania  procesów  elektrodowych,
i  sumaryczne  równanie  reakcji  zachodzące  na  ogniwie.  Zaznacz  kierunek  przepływu
elektronów. Zapisz schemat tego ogniwa zgodnie z konwencją sztokholmską.
Potencjały  standardowe  elektrod,  z  których  ma  być  zbudowane  ogniwo,  wynoszą
odpowiednio:
E

Fe/Fe2+

= – 0,44 V

Ag/Ag+

= + 0,80 V

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Anodą będzie elektroda o niższym potencjale, zbudowana z aktywniejszego metalu, czyli
elektroda żelazna. Katodą będzie natomiast elektroda o wyższym potencjale, czyli elektroda
srebrna.
Równania procesów elektrodowych:

A (-) utlenianie: Fe

→

+ 2 e

K(+) redukcja: Ag

+ e

→

Zbilansowanie równań połówkowych:

→

+ 2 e

⋅ 1

+ e

→

Ag /

⋅

→

+ 2 e

2 Ag

+ 2 e

→

2 Ag

Sumaryczne równanie reakcji zachodzące na ogniwie:

Fe + 2 Ag

→

+ 2 Ag

Wyznaczenie  kierunku  przepływu  elektronów:  na  podstawie  równań  połówkowych  możemy
stwierdzić,  że  elektroda  żelazna  roztwarza  się,  czyli  powstałe  na  niej  elektrony  przepływają
od żelaza do srebra. Elektroda srebrna przyjmuje elektrony, następuje redukcja jonów srebra
z roztworu i osadzanie się metalicznego srebra na elektrodzie.

Zapisanie schematu ogniwa:

A (-) Fe

(s)



(c)



(c)



(s)

(+) K

Obliczenie siły elektromotorycznej:

SEM = E

katody

– E

anody

SEM = E

Ag/Ag+ – E

Fe/Fe2+

SEM = 0,80 V – (- 0,44 V)

SEM = 1,24 V

Ogniwa mające zastosowanie praktyczne

Przez długi czas ogniwo Daniella było najważniejszym źródłem prądu stałego stosowanym

do zasilania telegrafów i telefonów. Ogniwo Daniella budowano często w ten sposób, że oba
roztwory, anodowy i katodowy, mieściły się w tym samym naczyniu podzielonym na dwie
części porowatą ścianką, która pozwalała na wędrówkę jonów i ograniczała do minimum
mieszanie się roztworów.

Można zbudować wiele ogniw galwanicznych działającej na podobnej zasadzie,

zanurzając dwie płytki metali różniących się od siebie aktywnością w roztworach soli i łącząc
oba  roztwory  za  pomocą  klucza  elektrolitycznego.  Okazało  się  to  jednak  zbyt  niewygodne,
głównie  z  powodu  konieczności  posługiwania  się  pojemnikami  zawierającymi  ciecze.
Dopiero  opracowanie  ogniwa  suchego  pozwoliło  na  powszechne  wykorzystanie  takiego
źródła energii.

Suchym ogniwem nazywa się ogniwo, w którym znajduje się elektrolit w postaci pasty.

Pasta zawiera tyle wody, by możliwy był przepływ jonów, ale zawartość bateryjki nie wylewa
się na zewnątrz.

Ogniwo Leclanchego jest najbardziej rozpowszechnioną baterią tego typu. Ogniwo to

składa się z pręta grafitowego pełniącego rolę elektrody, otoczonego pastą zawierającą
sproszkowany węgiel, tlenek manganu(IV) MnO

, chlorek amonu NH

Cl i pewną ilość wody.

Całość owinięta osłoną z papieru umieszczona jest w puszce cynkowej, służącej jako druga

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

elektroda. Puszka cynkowa od góry zamknięta jest smołą lub woskiem. Schemat takiego
ogniwa można zapisać następująco:

A (-) Zn



(c)

, ZnCl

, MnO



C (+) K

Procesy zachodzące w tym ogniwie są różnie opisywane, gdyż w układzie składającym się
z tylu elementów może zachodzić wiele procesów. O ile proces anodowy jest prosty do
opisania, gdyż cynk ulega utlenianiu zgodnie z równaniem:

→

+ 2 e

o tyle proces katodowy jest nieco trudniejszy. Można przyjąć, że na elektrodzie węglowej
zachodzi redukcja jonów wodorowych pochodzących z jonu amonowego:

2 NH

+ 2 e

→

2 NH

+ H

pewna część amoniaku rozpuszcza się w wodzie zawartej w paście, część natomiast tworzy
z jonami cynku połączenie kompleksowe Zn(NH

)

Wodór reaguje z tlenkiem manganu(IV):

+ 2 MnO

→

+ H

Dwa ostatnie procesy można zapisać jako sumaryczny proces katodowy:

2 NH

+ 2 MnO

+ 2 e

→

2 NH

+ Mn

+ H

Podczas procesów powstawania [Zn(NH

)

]

lub Mn

zostają związane gazy tworzące się

przy  pracy  ogniwa.  Zapobiega  to  zmniejszaniu  napięcia  pracującego  ogniwa.  Na  początku
eksploatacji  ogniwo  Leclanchego  ma  napięcie  1,5  V,  jednak  używane  przez  dłuższy  czas
może  obniżyć  napięcie  nawet  do  0,8  V.  Dzieje  się  tak  dlatego,  że  reakcje  wiązania  gazów
zachodzą  powoli  i  grafit  jest  coraz  bardziej  izolowany  warstewką  gazu.  Pozostawione
na  pewien  czas  bez  poboru  prądu  ogniwo  zwiększa  swoje  napięcie,  gdyż  gazy  zostają
związane  i  odprowadzone  z  okolic  elektrody,  dlatego  też  tlenek  manganu(IV)  nazywa  się
depolaryzatorem.

W wielu bateriach dostępnych w sprzedaży źródłem prądu jest pojedyncze ogniwo

Leclanchego lub kilka takich ogniw połączonych szeregowo. Ogniwo Leclanchego jest typem
ogniwa nieodwracalnego i po wyczerpaniu nie nadaje się do regeneracji. Przestaje ono
działać, gdy zużywają się składniki tworzące baterię.

Najwygodniejsze są ogniwa, które po wyczerpaniu można ładować – zwane ogniwami

odwracalnymi. Opracowano wiele ich typów, z których najbardziej znany jest akumulator
ołowiowy.

Akumulator ołowiowy składa się z pojemnika zawierającego roztwór kwasu

siarkowego(VI) o stężeniu 5 mol/dm

i zanurzonych w tym kwasie siatek lub płytek

ołowianych. W zagłębieniach połowy płytek umieszczony jest gąbczasty ołów,
w zagłębieniach drugiej połowy płytek znajduje się tlenek ołowiu(IV) PbO

Akumulator  taki  stanowi  układ  połączonych  szeregowo  ogniw  składających  się  z  płytki
ołowianej  i  płytki  zawierającej  tlenek  ołowiu(IV),  zanurzonych  we  wspólnym  elektrolicie.
Napięcie  pojedynczego  ogniwa  wynosi  około  2  V,  a  schematycznie  zapisujemy
je w następujący sposób:

A (-) Pb

(s)



PbSO

4(s)



, HSO



PbO

2(s)



(s)

(+) K

Podczas pracy ogniwa ołów metaliczny utlenia się do jonów ołowiu(II) Pb

, które

natychmiast tworzą z jonami siarczanowymi(VI) nierozpuszczalny osad PbSO

. Proces

anodowy ma więc postać:

Pb + SO

→

PbSO

+ 2 e

Proces katodowy polega na redukcji ołowiu(IV) zawartego w tlenku ołowiu(IV) do jonów
Pb

. Jony ołowiu(II) tworzą z jonami siarczanowymi(VI) nierozpuszczalny siarczan(VI)

ołowiu(II), podobnie jak to miało miejsce na anodzie. Proces katodowy ma więc postać:

PbO

+ 4 H

+ SO

+ 2 e

→

PbSO

+ 2 H

Sumarycznie zachodzi więc reakcja opisana równaniem:

Pb + PbO

+ H

→

2 PbSO

+ 2 H

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Widać, że podczas pracy akumulatora zużywa się kwas siarkowy(VI), gdyż z ołowiu i tlenku
ołowiu(IV)  powstaje  siarczan(VI)  ołowiu(II).  Sól  ta  zaczyna  coraz  szczelniej  pokrywać
płytki,  dlatego  elektrody  maja  coraz  trudniejszy  kontakt  z  roztworem.  Zmniejsza  się  też
powoli  siła  elektromotoryczna  ogniwa.  Gdy  napięcie  spadnie  do  1,9  V,  należy  akumulator
naładować.  W  tym  celu  musimy  go  podłączyć  do  prądu,  aby  w  ogniwie  zaszedł  proces
odwrotny, niesamorzutny, nazywany elektrolizą.

Półogniwo ołowiowe podłączamy do ujemnego zacisku źródła prądu, natomiast płytkę

zawierającą  tlenek  ołowiu(IV)  –  do  dodatniego  źródła  prądu.  Reakcje  jakie  teraz  zaczynają
zachodzić,  są  reakcjami  przeciwnymi  do  procesów  przebiegających  podczas  pracy
akumulatora.  W  czasie  ładowania  wzrasta  stężenie  kwasu  siarkowego(VI)  i  na  jednej
elektrodzie  regeneruje  się  gąbczasty  ołów,  natomiast  na  drugiej  tlenek  ołowiu(IV).  Reakcje
odwracalne mają postać:

PbSO

+ 2 H

→

PbO

+ 4 H

+ SO

+ 2 e

PbSO

+ 2 e

→

Pb + SO

Ładowanie i wyładowywanie akumulatora można przedstawić za pomocą jednego

równania:

wyładowanie

Pb + PbO

+ 2 H

2 PbSO

+ 2 H

ładowanie

Każdy  użytkownik  akumulatora  samochodowego  wie  jednak,  że  co  jakiś  czas  trzeba
uzupełniać  wodę  zawartą  w  akumulatorze.  Wody  ubywa  wskutek  parowania  i  ulega
elektrolizie  (czyli  rozkładowi)  podczas  ładowania  akumulatora.  Baterie  samochodowe
składają  się zwykle z trzech  lub sześciu ogniw spiętych  szeregowo (napięcie 6 V lub 12 V).
Wadą akumulatora ołowiowego jest duży ciężar i obecność kwasu siarkowego(VI), natomiast
zaletą prawie stałe napięcie podczas długiego czasu pracy akumulatora.

Ogniwa paliwowe, zwane inaczej generatorami elektrochemicznymi, są ogniwami,

w  których  można  przeprowadzać  reakcje  bezpłomieniowego  spalania  lekkich  paliw,  takich
jak wodór lub węglowodory.
Ważnym  źródłem  energii  są  ogniwa  paliwowe  wodorowo  –  tlenowe  stosowane  w  statkach
kosmicznych.  Paliwem  jest  w  nich  wodór,  a  reakcja  sumaryczna  jest  reakcją  syntezy  wody.
Elektrody  w  ogniwie  paliwowym  zbudowane  są  z  porowatego  węgla  wzbogaconego
o katalizatory, takie  jak  nikiel, platyna, srebro, a niekiedy także tlenki  metali przejściowych.
Przestrzeń  między  elektrodami  wypełnia  gorący  stężony  roztwór  wodorotlenku  potasu.
Elektroda  będąca  anodą  wysycana  jest  gazowym  wodorem,  który  w  obecności  jonów
wodorotlenkowych ulega utlenieniu zgodnie z równaniem:

A(-) H

+ 2 OH

→

2 H2O + 2 e

Na katodzie zachodzi redukcja gazowego tlenu:

K(+) O

+ 2 H

O + 4 e

→

4 OH

Po zbilansowaniu obu reakcji połówkowych reakcja sumaryczna utleniania i redukcji
ma postać:

2 H

+ O

→

2 H

Nadmiar  pary  wodnej  odprowadzany  jest  na  zewnątrz  ogniwa  specjalną  dyszą.  Do  ogniwa
paliwowego  należy  dostarczyć  paliwa  (w  tym  przypadku  wodoru)  oraz  utleniacza  (w  tym
wypadku  tlenu).  Podobne  procesy  wykorzystuje  się  w  innych  ogniwach  paliwowych,
w  których  paliwem  jest  tlenek  węgla  CO  lub  metan  CH

, a utleniaczem tlen lub chlor.

Ogniwo wodorowo – tlenowe ma jednak ogromną zaletę – nie dostarcza szkodliwych
produktów spalania, gdyż jedynym produktem ubocznym powstającym w tym ogniwie jest
czysta woda, wykorzystywana przez kosmonautów do picia.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Niesamorzutne procesy elektrochemiczne

Jeżeli do roztworu elektrolitu zostaną zanurzone dwie elektrody, do których przyłoży się

napięcie elektryczne z zewnątrz, wówczas nastąpi przepływ prądu przez elektrolit. Podczas
przepływu prądu w elektrolicie zachodzą różnego rodzaju przemiany chemiczne.

Elektrolizą nazywamy procesy chemiczne zachodzące na elektrodach pod wpływem

przepływu prądu elektrycznego.

Urządzenie, w którym prowadzona jest elektroliza nazywa się elektrolizerem. W jego

skład  wchodzą;  naczynie  zawierające  substancję  poddawaną  elektrolizie  i  dwie  elektrody,
jedna połączona z dodatnim, a druga z ujemnym  źródłem prądu. Przewodzenie prądu polega
na  ruchu  ładunków;  w  przewodniku  metalicznym  nośnikiem  prądu  są  elektrony,
a  w  roztworach  prąd  przenoszony  jest  przez  jony.  Jeżeli  prąd  przepływa  przez  roztwór
związku  jonowego,  to  w  roztworze  tym  zmienia  się  miejscowe  stężenie  jonów,  gdyż
przemieszczają  się  one  pod  wpływem  pola  elektrycznego  w  sposób  uporządkowany.  Jony
ujemne  przemieszczają  się  w  stronę  elektrody  dodatniej,  natomiast  jony  dodatnie    w  stronę
elektrody  ujemnej.  Dalszą  konsekwencją  przepływu  prądu  są  procesy  redukcji  i  utlenienia
zachodzące na elektrodach. Powodują one trwałą zmianę stężeń i składu roztworu.

Procesy chemiczne zachodzące podczas elektrolizy są uzależnione od składu roztworu i

materiału  elektrod.  Elektroliza  przebiega  tylko  wówczas,  gdy  do  elektrod  przyłożone  jest
napięcie  nie  niższe  od  pewnej  wartości  charakterystycznej  dla  danego  układu:  przewodniki
metaliczne  –  przewodnik  elektrolityczny.  Najmniejsze  napięcie,  jakie  jest  potrzebne  do
zapoczątkowania  procesu  elektrolizy,  nosi  nazwę  napięcia  rozkładowego.  Teoretycznie
powinno  ono  być  równe  co  do  wartości  sile  elektromotorycznej  ogniwa  galwanicznego
(SEM), w którym zachodzą procesy odwrotne w stosunku do reakcji przebiegających podczas
elektrolizy.  W  praktyce  wartość  napięcia  rozkładowego  jest  nieco  wyższa  od  SEM.
Niezbędna nadwyżka nosi nazwę nadnapięcia.

Jeżeli do wodnego roztworu kwasu solnego zanurzymy dwie elektrody platynowe

i podłączymy je do źródła prądu (np. baterii), wówczas na elektrodach można zaobserwować
wydzielanie się pęcherzyków gazów. Na elektrodzie ujemnej (katodzie) wydzielać się będzie
gazowy wodór, zaś na dodatniej (anodzie) – gazowy chlor. Procesy zachodzące
na elektrodach (procesy elektrodowe) można zapisać w następujący sposób:

K(-): 2 H

+ 2 e

→

redukcja

A(+): 2 Cl

→

+ 2 e

utlenianie

Nazwy: katoda i anoda nie wiążą się ze znakiem elektrody, ale z rodzajem procesu, jaki na
niej zachodzi.

Produktami elektrolizy wodnego roztworu chlorku miedzi(II) są: gazowy chlor na anodzie
i metaliczna miedź na katodzie:
równanie dysocjacji wodnego roztworu CuCl

CuCl

→

+ 2 Cl

procesy elektrodowe:

K(-): Cu

+ 2 e

→

Cu redukcja

A(+): 2 Cl

→

+ 2 e

utlenianie

Elektroliza wodnego roztworu siarczanu (VI) potasu prowadzi do otrzymania dwóch

gazowych produktów: wodoru i tlenu. Dlaczego nie nastąpiło pobranie elektronów przez jony
potasu i oddanie elektronów przez jony siarczanowe(VI) SO

? Na ogół atom metalu,

na przykład atom potasu, łatwo traci elektrony, przechodząc w jon dodatni, to powstałe jony
niechętnie  przyjmują  na  nowo  elektrony.  Z  kolei  aniony  reszt  kwasów  tlenowych  dużo
trudniej tracą elektrony niż cząsteczki wody, które również znajdują się w roztworze.  Jeżeli
prowadzimy  elektrolizę  wodnego  roztworu  K

, to w efekcie prowadzimy elektrolizę

wody.

K(-) 2 H

O + 2 e

→

+ 2 OH

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

A(+) 2 H

→

+ 4 H

+ 4 e

Jeżeli prowadzimy elektrolizę zasad, to zapis procesów katodowych jest identyczny

z zapisem elektrolizy soli zawierającej taki sam kation, na anodzie natomiast wydziela się tlen
pochodzący z rozkładu jonów wodorotlenkowych, zgodnie z równaniem:

A(+) 4 OH

→

+ 2 H

O + 4 e

Można wprowadzić pewne ogólne zasady pozwalające przewidzieć kolejność

wydzielania się jonów z roztworów wodnych:
1.  Na  katodzie  wydziela  się  wodór,  nie  wydzielają  się  natomiast  metale  o  bardzo  ujemnych
potencjałach (czyli metale o położone w szeregu elektrochemicznym przed glinem).
Metale  o  potencjałach  wyższych  od  wodoru  wydzielają  się  na  elektrodzie  bez  ograniczeń.
Najłatwiej  redukują  się  kationy  metali  mało  aktywnych:  Au

, Ag

, Cu

, potem jony

wodorowe, niezbyt łatwo jony metali średnio aktywnych.
2. Na anodzie wydziela się tlen, wydzielają się produkty utleniania anionów reszt kwasów
beztlenowych w kolejności: S

, I

, Br

, Cl

. Nie utleniają się natomiast reszty kwasów

tlenowych.

4.7.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Czym zajmuje się elektrochemia?
2.  Co to jest ogniwo galwaniczne?
3.  Jak zbudowane jest ogniwo galwaniczne?
4.  Co rozumiesz pod pojęciem elektroda?
5.  Co to jest półogniwo?
6.  Jakie procesy zachodzą na katodzie, a jakie na anodzie?
7.  Jakie znaki przyjmują: katoda i anoda?
8.  Co to jest klucz elektrolityczny i jaką rolę pełni w ogniwie?
9.  Co oznacza pionowa kreska w schemacie ogniwa?
10.  Co oznaczają dwie pionowe kreski w schemacie ogniwa?
11.  Jak zbudowane jest ogniwo Daniella?
12.  Jakie znasz praktyczne zastosowania ogniwa Daniella?
13.  Co to jest potencjał elektrodowy?
14.  Które półogniwo nazywamy wzorcowym?
15.  Jaki potencjał elektrodowy przyjmuje elektroda wzorcowa?
16.  Co to jest siła elektromotoryczna ogniwa?
17.  W jaki sposób obliczamy siłę elektromotoryczną ogniwa?
18.  Jakie znasz przykłady ogniwa suchego?
19.  Gdzie znajduje zastosowanie ogniwo Leclanchego?
20.  Jak zbudowany jest akumulator ołowiany?
21.  Jakie znasz przykłady ogniwa odwracalnego i nieodwracalnego?
22.  Jakie znasz przykłady ogniwa paliwowego?
23.  Jakie znasz zastosowanie ogniwa paliwowego?
24.  Co to jest elektroliza?
25.  Jakie są produkty elektrolizy roztworów kwasów tlenowych i beztlenowych?
26.  Jakie są produkty elektrolizy wodnych roztworów zasad i soli?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.7.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Dokonaj przeglądu kolekcji baterii różnego typu. Określ rodzaj ogniwa, narysuj schematy

ogniw, napisz w postaci równań, reakcje elektrodowe oraz sumaryczne równanie zachodzące
w ogniwach.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  przeanalizować kolekcję baterii różnego typu,
2)  przeanalizować wiadomości z rozdziału 4.7.1. dotyczące ogniw,
3)  określić rodzaj ogniwa, dla każdej baterii,
4)  narysować schematy ogniw,
5)  zapisać,  w  postaci  równań,  reakcje  elektrodowe  oraz  sumaryczne  równanie  zachodzące

w ogniwach,

6) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

kolekcja baterii,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca elektrochemii.

Ćwiczenie 2

Scharakteryzuj proces ochrony przedmiotów stalowych przed korozją. Wyjaśnij, która

powłoka katodowa czy anodowa i w jakich warunkach jest skuteczniejszą ochroną
przedmiotów stalowych przed korozją.

Wiele elementów otaczającego nas świata człowiek wytworzył z metalu. Najczęściej są

to  konstrukcje,  metalowe  sprzęty  lub  opakowania  żywności.  Procesy  niszczenia  metali  i  ich
stopów na skutek reakcji z otoczeniem nazywamy korozją. Powoduje ona osłabienie trwałości
konstrukcji  metalowych,  zmniejsza  walory  estetyczne  wyrobów,  a  w  przypadku  opakowań
produktów spożywczych obniża wartość odżywczą tych produktów lub nawet jest przyczyną
ich  nieprzydatności  do  spożycia  –nie  można  zbyt  długo  pozostawiać  żywności  w  otwartej
puszce metalowej.
Rozróżnia się dwa rodzaje korozji; chemiczną i elektrochemiczną.
Korozja  elektrochemiczna  jest  wynikiem  działania  lokalnych  ogniw  galwanicznych
tworzących  się  na  powierzchni  metalu  w  momencie  zetknięcia  z  wilgocią,  która  pełni  rolę
elektrolitu.

Jednym ze sposobów ochrony przedmiotów stalowych przed korozją jest pokrywanie ich

warstewką  innego  metalu  odpornego  na  korozję.  Jeżeli  metal  pokrywający  stal  jest
aktywniejszy  od  żelaza,  wówczas  tworzy  się  warstwa  zwana  powłoką  anodową.  Natomiast
powłoka katodowa powstaje, gdy metal pokrywający stal jest mniej aktywny od żelaza.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) przeanalizować wiadomości z rozdziału 4.7.1. dotyczące procesów elektrochemicznych
2) zapoznać się z treścią tekstu przewodniego,

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

3) przeanalizować szereg napięciowy metali,
4) podać przykłady dwóch metali, które mogą być zastosowane jako powłoki anodowe

chroniące przedmioty ze stali,

5)  wyjaśnić, co się stanie gdy powłoka anodowa ulegnie uszkodzeniu,
6)  nazwać reakcje, które wówczas zachodzą,
7)  nazwać proces, któremu ulega metal będący anodą,
8)  uzasadnić odpowiedź odpowiednim równaniem reakcji,
9)  zapisać  schemat  ogniwa,  które  tworzy  się  w  czasie  uszkodzenia  powłoki  anodowej

chroniącej przedmioty ze stali,

10) podać przykłady dwóch metali, które mogą być zastosowane jako powłoki katodowe

chroniące przedmioty ze stali,

11)  wyjaśnić, co się stanie gdy powłoka katodowa ulegnie uszkodzeniu,
12)  nazwać reakcje, które wówczas zachodzą,
13)  nazwać proces, któremu ulegnie żelazo,
14)  uzasadnić odpowiedź odpowiednim równaniem reakcji,
15)  zapisać  schemat  ogniwa,  które  tworzy  się  w  czasie  uszkodzenia  powłoki  katodowej

chroniącej przedmioty ze stali,

16) zaprezentować efekty pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

szereg elektrochemiczny metali,

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca ogniw elektrochemicznych.

Ćwiczenie 3

Przeprowadź elektrolizę wodnego roztworu siarczanu (VI) miedzi(II). Zapisz reakcje

zachodzące na elektrodach i na podstawie równań procesów elektrodowych podaj produkty
elektrolizy roztworu tej soli. Zbadaj efekty energetyczne zachodzących reakcji.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) przygotować w zlewce około 150 cm

0,1 – molowego roztworu siarczanu (VI)

miedzi(II),

2)  zmierzyć temperaturę roztworu,
3)  włożyć do roztworu dwie elektrody grafitowe,
4)  połączyć elektrody z baterią,
5)  obserwować zmiany zachodzące na elektrodach (po upływie 5 minut),
6)  zmierzyć temperaturę roztworu,
7)  zapisać równania procesów elektrodowych,
8)  podać produkty elektrolizy,
9)  określić,  na  podstawie  różnicy  temperatur,  rodzaj  reakcji  ze  względu  na  efekt

energetyczny,

10) zapisać obserwacje i wnioski z doświadczenia w notatniku,
11) zaprezentować efekty pracy.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zlewka o pojemności 250 cm

−

elektrody grafitowe,

−

bateria płaska 4,5 V,

−

termometr,

−

siarczan (VI) miedzi(II),

−

notatnik,

−

przybory do pisania,

−

literatura z rozdziału 6 dotycząca elektrochemii.

4.6.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) określić, czym zajmuje się elektrochemia?



2) wyjaśnić pojęcie ogniwo galwaniczne?



3) wyjaśnić pojęcia: elektroda i półogniwo?



4) określić, jak zbudowane jest ogniwo galwaniczne?



5) określić, z jakich elektrod zbudowane jest ogniwo Daniella?



6) wyjaśnić procesy, które zachodzą na katodzie i na anodzie?



7) określić znaki katody i anody?



8) wyjaśnić rolę, jaką pełni w ogniwie klucz elektrolityczny?



9) określić, co oznacza pionowa kreska w schemacie ogniwa?



10) określić, w jaki sposób oznaczamy klucz elektrolityczny w schemacie

ogniwa?



11) określić, co to jest półogniwo wzorcowe?



12) wyjaśnić pojęcie siła elektromotoryczna ogniwa?



13) określić sposób, w jaki obliczamy siłę elektromotoryczną ogniwa?



14) podać przykład ogniwa suchego?



15) określić zastosowanie ogniwa Leclanchego?



16) podać, podać przykład ogniwa paliwowego?



17) określić zastosowanie ogniwa paliwowego?



18) wyjaśnić znaczenie pojęcia elektroliza?



19) określić produkty elektrolizy roztworów kwasów?



20) określić produkty elektrolizy wodnych roztworów zasad i soli?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

ZESTAW ZADAŃ TESTOWYCH

1. Atom zbudowany jest z dodatnio naładowanego jądra, w skład którego wchodzą

a)  wyłącznie protony.
b)  neutrony i elektrony.
c)  protony i neutrony.
d)  protony i elektrony.

2. Ciśnienie gazu doskonałego w stałej temperaturze jest

a)  niezależne od jego objętości.
b)  wprost proporcjonalne do jego objętości.
c)  odwrotnie proporcjonalne do jego objętości.
d)  żadna odpowiedź nie jest prawidłowa.

3. Rysunek przedstawia uporządkowanie cząsteczek odpowiednio w fazie

a)  a – stałej, b – gazowej, c – ciekłej.
b)  a – ciekłej, b – gazowej, c – stałej.
c)  a – stałej, b – ciekłej, c – gazowej.
d)  a – gazowej, b – ciekłej, c – stałej.

4. Substancja, która wskutek oziębienia przeszła ze stanu cieczy o niedużej lepkości do

stanu o bardzo dużej lepkości jest
a)  cieczą.
b)  substancją szklistą.
c)  ciałem stałym krystalicznym.
d)  ciałem stałym bezpostaciowym.

5. Kryształami nazywa się

a) ciała stałe, w których atomy, cząstki lub jony ułożone są regularnie i periodycznie

w tak zwane sieci przestrzenne.

b) ciała, w których takie właściwości jak twardość, współczynnik załamania światła,

przewodnictwo cieplne i elektryczne zależą od kierunku.

c) ciała zbudowane z regularnie ułożonych i powtarzających się w przestrzeni tzw.

komórek elementarnych.

d) wszystkie odpowiedzi są prawidłowe.

6. Kryształy będące dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności, to kryształy

a)  jonowe.
b)  atomowe.
c)  metaliczne.
d)  z wiązaniem wodorowym.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

7. Zjawisko występowania pierwiastka, zależnie od warunków fizykochemicznych, w kilku

postaciach krystalograficznych nazywa się
a)  alotropią.
b)  amorficznością.
c)  polimorfizmem.
d)  bezpostaciowością.

8. Trzy odmiany polimorficzne krzemionki to

a)  kwarc, szkło, agat.
b)  kwarc, trydymit, krystobalit.
c)  agat, jaspis, chalcedon.
d)  agat, trydymit, krystobalit.

9. Przewodnictwo elektryczne metali wraz ze wzrostem temperatury

a)  maleje.
b)  rośnie.
c)  nie ulega zmianie.
d)  staje się bardzo duże.

10. Na rysunku przedstawiony jest schemat poziomów energetycznych w

a)  izolatorze.
b)  przewodniku.
c)  półprzewodniku typu n.
d)  półprzewodniku typu p.

11. Równowaga fazowa określa stan, w którym

a)  szybkości dwóch przeciwstawnych procesów, np. parowania i skraplania, są równe.
b)  współistnieją wszystkie trzy fazy skupienia.
c)  nastąpiło przekształcenie substratów w produkty.
d)  następuje przejście jednej fazy w drugą.

12. Proces, w którym ciało stałe bezpośrednio zamienia się w gaz bez przejścia przez

pośredni stan ciekły, to
a)  sublimacja.
b)  parowanie.
c)  skraplanie.
d)  topnienie.

13. Dla roztworu o stężeniu c = 1 mol/kg, wartość stałej ebulioskopowej jest równa

a)  molalnemu obniżeniu temperatury krzepnięcia roztworu.
b)  molalnemu podwyższeniu temperatury krzepnięcia roztworu.
c)  molalnemu podwyższeniu temperatury wrzenia roztworu.
d)  molalnemu obniżeniu temperatury wrzenia roztworu.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

14. Kształtem komórki elementarnej występującej w sieci krystalograficznej ciała stałego

nie może być
a)  walec.
b)  sześcian.
c)  równoległościan.
d)  prostopadłościan o podstawie prostokąta.

15. Układ izolowany

a)  może wymieniać masę i energię z otoczeniem.
b)  może wymieniać masę, ale nie może wymieniać energii z otoczeniem.
c)  może wymieniać energię, ale nie może wymieniać masy z otoczeniem.
d)  nie może wymieniać ani masy ani energii z otoczeniem.

16. Dla reakcji egzotermicznej entalpia i ciepło przyjmują wartości

∆

H < 0 i Q > 0

∆

H < 0 i Q < 0

∆

H > 0 i Q > 0

∆

H > 0 i Q < 0

17. Ogniwo galwaniczne jest układem

a) w którym zachodzą procesy chemiczne pod wpływem przyłożonego prądu

elektrycznego.

b) wytwarzającym energię elektryczną w wyniku przebiegających w nim reakcji

chemicznych.

c) składającym się z elektrody zanurzonej do roztworu elektrolitu.
d) fazy metalicznej graniczącej z elektrolitem.

18. Schemat M



oznacza

a)  półogniwo.
b)  ogniwo galwaniczne.
c)  równowagę fazową.
d)  przemianę fazową.

19. SEM ogniwa obliczamy z następującej zależności

a) SEM = E

anody

– E

katody

b) SEM = E

katody

– E

anody

c) SEM = E

katody

+ E

anody

d) SEM = E

anody

+ E

katody

20. Produktami elektrolizy wodnego roztworu azotanu(V) srebra będą

a)  na katodzie wodór i na anodzie tlen.
b)  na katodzie srebro i na anodzie tlen.
c)  na anodzie wodór i na katodzie tlen.
d)  na anodzie srebro i na katodzie tlen.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

KARTA ODPOWIEDZI

Imię i nazwisko ............................................................................................................................

Badanie przemian fazowych w materiałach ceramicznych

Zakreśl poprawną odpowiedź.

zadania

Odpowiedź

Punkty

10.

11.

12.

13.

14.

15.

16.

17.

18.

19.

20.

Razem: