11 Badanie przemian fazowych w materiałach ceramicznych

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

MINISTERSTWO EDUKACJI

NARODOWEJ

Agnieszka Taborek

Badanie przemian fazowych w materiałach ceramicznych
311[30].Z1.03

Poradnik dla ucznia

Wydawca

Instytut Technologii Eksploatacji – Państwowy Instytut Badawczy
Radom 2007

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Recenzenci:
mgr inż. Halina Bielecka
mgr inż. Jolanta Skoczylas

Opracowanie redakcyjne:
mgr Agnieszka Taborek

Konsultacja:
mgr inż. Gabriela Poloczek

Poradnik stanowi obudowę dydaktyczną programu jednostki modułowej 311[30].Z1.03.
„Badanie przemian fazowych w materiałach ceramicznych”, zawartego w modułowym
programie nauczania dla zawodu technik technologii ceramicznej.

Wydawca

Instytut Technologii Eksploatacji – Państwowy Instytut Badawczy, Radom 2007

„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”

2. WYMAGANIA WSTĘPNE

Przystępując do realizacji programu jednostki modułowej, powinieneś umieć:

–

posługiwać się podstawowymi pojęciami z zakresu fizyki, chemii,

–

posługiwać się podstawowymi przelicznikami miar,

–

stosować podstawowe przepisy bezpieczeństwa i higieny pracy,

–

korzystać z różnych źródeł informacji,

–

obsługiwać komputer,

–

wpółpracować w grupie.

„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”

Odchylenie ujemne wykazują roztwory, w których wiązanie między dwoma różnymi

cząsteczkami A i B jest silniejsze niż między cząsteczkami tego samego rodzaju (np. A i A).
Wskazuje na to wydzielanie się ciepła przy zmieszaniu obu składników roztworu. Ujemne
odchylenie wskazują między innymi układy: chloroform-aceton, chloroform-eter, chloroform-
woda, metanol – woda. Przyczyną wzrostu siły wiązania jest zazwyczaj utworzenie wiązania
wodorowego. Wskutek silniejszego przyciągania się cząsteczek prężność pary nad roztworem
jest niższa od prężności przewidzianej prawem Raoulta (rys.16).

Rys. 16. Prężności pary nad roztworem wykazującym ujemne odchylenie od prawa Raoulta [5, s. 218]

Rys. 17. Prężności pary nad roztworem wykazującym dodatnie odchylenie od prawa Raoulta [5, s. 218]

Dodatnie odchylenie od prawa Raoulta wykazują roztwory, w których siły wiążące

między tymi samymi cząsteczkami (A-A i B-B) są większe niż siły między różnymi
cząsteczkami (A-B). Zmieszaniu obu składników A i B towarzyszy pochłanianie ciepła, co
wskazuje, że przy zmieszaniu obu składników energia cząstek wzrasta i prężność pary nad
roztworem osiąga wartości większe od sumy prężności cząstkowych idealnych cieczy (rys. 17).
Przy dużych odchyleniach od prawa Raoulta na krzywej prężności pary nad roztworem mogą
powstać maksima i minima o składzie pary identycznym ze składem cieczy (azeotrop dodatni
lub ujemny). Roztwór o składzie azeotropowym destyluje w stałej temperaturze i bez zmiany
składu, toteż układów azeotropowych nie można rozdzielić na składniki przez destylację.

„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”

a) półprzewodniki typu n

Rys. 26. Sieć przestrzenna krzemu z domieszką arsenu [8]

Dodanie pierwiastka z grupy 15 układu okresowego, np. arsenu, a więc atomu

posiadającego pięć elektronów walencyjnych, sprawia, że zwiększa się przewodnictwo
elektronowe. Piąty elektron nie bierze udziału w tworzeniu wiązania kowalencyjnego, a więc
jest słabo związany z jądrem. Znajduje się on w stanie o energii tuż poniżej pasma
przewodnictwa (na które można łatwo „wskoczyć”, jeśli uzyska dość energii termicznej),
który nazywamy poziomem donorowym.

Rys. 27. Schemat poziomów energetycznych w półprzewodniku typu n [8]

b) półprzewodniki typu p

Rys. 28. Sieć przestrzenna krzemu z domieszką indu [8]

„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”

5. SPRAWDZIAN OSIĄGNIĘĆ

INSTRUKCJA DLA UCZNIA

1. Przeczytaj uważnie instrukcję.
2. Podpisz imieniem i nazwiskiem kartę odpowiedzi.
3. Zapoznaj się z zestawem zadań testowych.
4. Udzielaj odpowiedzi na załączonej karcie odpowiedzi.
5. Test zawiera 20 zadań wielokrotnego wyboru.
6. Za każdą poprawną odpowiedź możesz uzyskać 1 punkt.
7. Dla każdego zadania podane są cztery możliwe odpowiedzi: a, b, c, d. Tylko jedna

odpowiedź jest poprawna; wybierz ją i zaznacz kratkę z odpowiadającą jej literą, znakiem X.

8. Jeżeli się pomylisz i błędnie zaznaczysz odpowiedź, otocz ją kółkiem i zaznacz ponownie

odpowiedź, którą uważasz za poprawną.

9. Pracuj samodzielnie, bo tylko wtedy będziesz miał satysfakcję z wykonanego zadania.
10. Kiedy udzielenie odpowiedzi będzie sprawiało Ci trudność, wtedy odłóż rozwiązanie

zadania na później i wróć do niego, gdy zostanie Ci czas wolny.

11. Po rozwiązaniu testu sprawdź, czy zaznaczyłeś wszystkie odpowiedzi na KARCIE

ODPOWIEDZI.

12. Na rozwiązanie testu masz 60 minut.

Powodzenia!

„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:

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

6. LITERATURA

1. Barrow G.: Chemia fizyczna. PWN, Warszawa 1978
2. Gormaz G. G.: Atlas mineralogii. Wiedza i życie, Warszawa 1992
3. Karpiński W.: Chemia fizyczna. WSiP, Warszawa 1985
4. Libuś W.: Elektrochemia. PWN, Warszawa 1987
5. Pajdowski L.: Chemia ogólna. PWN, Warszawa 1993
6. Praca zbiorowa Oleś B. Duraj M.: Ćwiczenia laboratoryjne z fizyki. Politechnika

Krakowska, Kraków 2000

7. Szydłowski H.: Pracownia fizyczna. PWN, Warszawa 1989
8. http://fizyka.kopernik.mielec.pl
9. http://oen.dydaktyka.agh.edu.pl
10. http://portalwiedzy.onet.pl

Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Metody badania polimerów i tworzyw polimerowych Wyznaczanie temperatury i wartości entalpii przemian
Badanie przemian fazowych metodami magnetycznymi, Elektrotechnika, Downloads
sprawko gamma, Laboratoria FIZYKA PW, 11 (Badanie osłabienia promieniowania gamma przy przechodzeniu
11 - sprawozdanie z promieniowania WM (2), Laboratoria FIZYKA PW, 11 (Badanie osłabienia promieniowa
Instrukcja F, Poniedziałek - Materiały wiążące i betony, 10. (08.12.2011) Ćw F - Badanie właściwości
11. Badanie podstawowych właściwości warikapów, Elektrotechnika - notatki, sprawozdania, Inżynieria
konspekt (Badanie przemian zachodzących w metalach i stopach), Elektrotechnika, dc pobierane, pnom w
promieniowanie gamma (4, Laboratoria FIZYKA PW, 11 (Badanie osłabienia promieniowania gamma przy prz
Analiza dylatometryczna przemian fazowych (2), I Semestr - Materialoznawstwo - sprawozdania
Vickers badanie wybranych materiałów ceramicznych
Wyżarzanie bez przemiany, I Semestr - Materialoznawstwo - sprawozdania
Badania makroskopowe, uczelnia, materialoznastwo
Własności MC, STUDIA, SEMESTR III, Materiały Ceramiczne
BADANI~4, Akademia Morska -materiały mechaniczne, szkoła, Mega Szkoła, szkola, ELEKTRA, ELEKTRA
badania nieniszczace, Studia, Materiałoznastwo, Metaloznastwo i Podstawy Obrobki Cieplnej, Metelozna
Materiały ceramiczne ćw.1 mini, Studia, ZiIP, SEMESTR III, Materiały Ceramiczne (MC)
Badania kliniczne farmacja materialy cz1 2012

więcej podobnych podstron