| {"id": "open_agh_chemistry_pl_513", "text": "Dublet i oktet elektronowy\n\nBierność chemiczna, jaką wykazują gazy szlachetne (helowce) wynika ze szczególnie trwałej konfiguracji elektronowej. Konfiguracja (zewn.) dwuelektronowa (dublet elektronowy \\(\\ce{1s^{2}}\\) w przypadku atomu helu) lub ośmioelektronowa (oktet elektronowy \\(\\ce{ns^{2}np^{6}}\\)) najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej (tzw. walencyjnej) skutkuje najniższym stanem energetycznym pośród wszystkich pierwiastków.\n\nAtomy pozostałych pierwiastków nie posiadają takiej konfiguracji i, co za tym idzie, łącząc się z atomami innych pierwiastków (tworząc struktury bardziej stabilne od wolnych atomów) przyjmują konfigurację elektronową analogiczną do konfiguracji gazów szlachetnych. Obserwacja ta stała się podstawą elektronowej teorii wiązań opracowanej przez G. Lewisa i W. Kossela (zewn.).", "source": "open_agh_chemistry_pl", "added": "2026-11-07", "created": "2018-01-01", "token_count": 301, "license": "CC-BY-SA-4.0", "author": "Zbigniew Szklarz"} | |
| {"id": "open_agh_chemistry_pl_528", "text": "Kwasy\n\nKwasy są to związki zbudowane z wodoru i reszty kwasowej o ogólnym wzorze:\n\n\\begin{equation}\\ce{H_nR}\\end{equation}\n\nn – ilość atomów wodorów równa liczbowo wartościowości reszty kwasowej\n\nR - oznacza resztę kwasową: kwasów beztlenowych, np. \\(\\ce{S^{2-}}\\),\\(\\ce{Br^-}\\), lub kwasów tlenowych, np.\\(\\ce{PO_4^{3-}}\\), \\(\\ce{SO_4^{2-}}\\).\n\nNazewnictwo kwasów\n\nNazwy kwasów beztlenowych tworzy się dodając do nazwy pierwiastka tworzącego kwas końcówkę ”wodorowy”:\n\n\\(\\ce{HF}\\) – kwas fluorowodorowy\n\n\\(\\ce{HCl}\\) – kwas chlorowodorowy (tradycyjnie kwas solny)\n\n\\(\\ce{HBr}\\) – kwas bromowodorowy\n\n\\(\\ce{HI}\\) – kwas jodowodorowy\n\n\\(\\ce{H_2S}\\) – kwas siarkowodorowy\n\n\\(\\ce{HCN}\\) – kwas cyjanowodorowy\n\nNazwy kwasów tlenowych tzn. takich, które zawierają atomy tlenu połączone z atomem centralnym (niemetalem) wywodzą się od nazwy niemetalu z końcówką „-owy”. Jeżeli ten sam pierwiastek tworzy kwasy na różnych stopniach utlenienia, to w nawiasie za nazwą podaje się wartościowość tego niemetalu w danym kwasie.\n\n\\(\\ce{H_2SO_3}\\) – kwas siarkowy(IV)\n\n\\(\\ce{H_2SO_4}\\) – kwas siarkowy(VI)\n\n\\(\\ce{HNO_2}\\) – kwas azotowy(III)\n\n\\(\\ce{HNO_3}\\) – kwas azotowy(V)\n\n\\(\\ce{HClO}\\) – kwas chlorowy(I)\n\n\\(\\ce{HClO_2}\\) – kwas chlorowy(III)\n\n\\(\\ce{HClO_3}\\) – kwas chlorowy(V)\n\n\\(\\ce{HClO_4}\\) – kwas chlorowy(VII)\n\nKwasy tlenowe głównie otrzymujemy w reakcji tlenku niemetalu z wodą. Jeżeli tlenek kwasowy reaguje z różną ilością cząsteczek wody, wówczas powstające kwasy mają nazwy ”meta-”, ”piro-”,”orto-”, na przykład:\n\n\\(\\ce{P_2O_5 + H_2O \\rightarrow 2HPO_3}\\) kwas metafosforowy(V) (najmniejsza ilość kwasowych atomów wodoru)\n\n\\(\\ce{P_2O_5 + 2H_2O \\rightarrow H_4P_2O_7}\\) kwas pirofosforowy(V) lub zalecana nazwa - kwas dwufosforowy(V)\n\n\\(\\ce{P_2O_5 + 3H_2O \\rightarrow 2H_3PO_4}\\) kwas ortofosforowy(V)\n\nOtrzymywanie kwasów\n\n1. Reakcja syntezy pomiędzy tlenkiem kwasowym a wodą:\n\n\\begin{equation}\\ce{CO_2 + H_2O \\rightarrow H_2CO_3}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{N_2O_3 + H_2O \\rightarrow 2HNO_2}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{N_2O_5 + H_2O \\rightarrow 2HNO_3}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{P_4O_{10} + 6H_2O \\rightarrow 4H_3PO_4}\\end{equation}\n\n2. reakcja jonowa strącania osadu (pod warunkiem, że kwas jest słabo rozpuszczalny):\n\n\\begin{equation}\\ce{Na_2SiO_3 + H_2SO_4 \\rightarrow H_2SiO_3 + Na_2SO_4}\\end{equation}\n\n3. słaby kwas tlenowy można otrzymać działając na jego sól kwasem mocnym:\n\n\\begin{equation}\\ce{Ca(CH_3COO)_2 + H_2SO_4 \\rightarrow 2CH_3COOH + CaSO_4}\\end{equation}\n\n4. kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczanie odpowiednich wodorków w wodzie\n\nWłaściwości chemiczne, reaktywność kwasów\n\n1. kwasy reagują z zasadami (reakcja neutralizacji lub zobojętniania):\n\n\\begin{equation}\\ce{HCl + NaOH \\rightarrow NaCl + H_2O}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{2H_3PO_4 + 3Mg(OH)_2 \\rightarrow Mg_3(PO_4)_2 + 6H_2O}\\end{equation}\n\n2. większość kwasów reaguje z metalami nieszlachetnymi wypierając z nich wodór:\n\n\\begin{equation}\\ce{6HCl +2Al \\rightarrow 2AlCl_3 +3H_2}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{Mg + H_2SO_4 \\rightarrow MgSO_4 + H_2}\\end{equation}\n\n3. metale szlachetne i półszlachetne reagują z kwasami utleniającymi tj. stężonym \\(\\ce{H_2SO_4}\\) i \\(\\ce{HNO_3}\\), ale nie wypierają wodoru z tych kwasów:\n\n\\begin{equation}\\ce{3Cu + 8HNO_{3(rozc.)}\\rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{3Cu + 4HNO_{3(steż.)}\\rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{Cu + 2H_2SO_4 \\rightarrow CuSO_4 + SO_2 + 2H_2O}\\end{equation}\n\n4. kwasy reagują z tlenkami metali:\n\n\\begin{equation}\\ce{FeO + H_2SO_4 \\rightarrow FeSO_4 + H_2O}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}\\ce{MgO + 2HCl \\rightarrow MgCl_2 + H_2O}\\end{equation}", "source": "open_agh_chemistry_pl", "added": "2026-11-07", "created": "2018-01-01", "token_count": 1666, "license": "CC-BY-SA-4.0", "author": "Maria Starowicz"} | |
| {"id": "open_agh_chemistry_pl_556", "text": "Energetyka reakcji chemicznych\n\nPodczas reakcji chemicznej dochodzi do tworzenia nowych związków o budowie i składzie innym niż substraty, z których powstają. Towarzyszy temu zrywanie części wiązania pomiędzy atomami w cząsteczce, a także tworzenie nowych wiązań. Z każdą reakcją chemiczną związany jest pewien efekt energetyczny. Zerwanie wiązania wymaga bowiem pochłonięcia określonej porcji energii, z kolei utworzenie nowego wiązania powoduje jej wydzielenie. Procesy te prowadzą do zmiany energii wewnętrznej układu, w którym dana reakcja zachodzi.\n\nZgodnie z pierwszą zasadą termodynamiki (zewn.), zmiana energii wewnętrznej \\({\\Delta }U\\) układu zamkniętego (wymieniającego jedynie energię z otoczeniem) możliwa jest tylko poprzez wymianę ciepła z otoczeniem lub na drodze pracy.\n\n\\begin{equation}{\\Delta }U=Q+W\\end{equation}\n\nEntalpia układu, jest z kolei sumą energii wewnętrznej układu i iloczynu ciśnienia oraz objętości. Jest to energia niezbędna do utworzenia układu w próżni (\\(U\\)) powiększona o pracę (\\(pV\\)), jaką układ musi wykonać przeciwko siłom zewnętrznym aby uzyskać niezerową objętość.\n\n\\begin{equation}H=U+pV\\end{equation}\n\nNieskończenie mała zamiana entalpii układu, będąca wynikiem zachodzącej w tym układzie reakcji:\n\n\\begin{equation}dH=dU+dpV+pdV\\end{equation}\n\nPrzyjęcie warunków izobarycznych powoduje eliminację drugiego członu po prawej stronie równania (3), \\(dpV=0\\).\n\nPo zamianie różniczek na przyrosty skończone oraz podstawieniu do równania (3) wyrażenia na zmianę energii wewnętrznej układu, równanie (1):\n\n\\begin{equation}{\\Delta }H=Q+W+p{\\Delta }V\\end{equation}\n\nJeżeli założymy, że układ wykonuje pracę objętościową przy stałym ciśnieniu \\(W=-p{\\Delta }V\\):\n\n\\begin{equation}{\\Delta }H=Q-p{\\Delta }V+p{\\Delta }V\\end{equation}\n\nOstatecznie, zmiana entalpii układu, w którym zachodzi reakcja w warunkach stałego ciśnienia równa jest ciepłu przy stałym ciśnieniu:\n\n\\begin{equation}{\\Delta }H=Q_{p}\\end{equation}\n\nZe względu na kierunek przepływu energii wyróżnia się reakcje egzotermiczne (egzoenergetyczne) oraz endotermiczne (endoenergetyczne).\n\nReakcja egzotermiczna - reakcja, która zachodzi w wydzieleniem energii (np. w postaci ciepła) do otoczenia. Jeżeli suma entalpii produktów jest mniejsza niż sumaryczna entalpia substratów, nadmiar energii zostanie wydzielony do otoczenia np. w postaci ciepła, \\({\\Delta }H<0\\), Rys. 1.\n\nReakcja endotermiczna - reakcja, która zachodzi z pochłonięciem energii z otoczenia. W tym przypadku całkowita entalpia produktów jest większa niż substratów, \\({\\Delta }H>0\\).\n\nJeśli to niezbędne, efekt cieplny danej reakcji uwzględnia się w zapisie równania chemicznego. Dla reakcji endotermicznych, wartość energii pochłoniętej zapisuje się po stronie substratów, w przypadku reakcji egzotermicznych, po stronie produktów podaje się wartość bezwzględną wydzielonej energii.\n\n\\begin{equation}\\begin {array}{rl}{\\text{Reakcja endotermiczna:}}&2\\text{H}_{3}\\text{PO}_{4}+3\\text{Mg}(\\text{OH})_{2}+407{\\text{ kJ}}=\\text{Mg}_{3}(\\text{PO}_{4})_{2}+6\\text{H}_{2}\\text{O}\\\\{\\text{Reakcja egzotermiczna:}}&\\text{H}_{2}+\\frac{1}{2}\\text{O}_{2}=\\text{H}_{2}\\text{O}+285.5{\\text{ kJ}}\\end {array}\\end{equation}\n\nPrawo Hessa\n\nPrawo 1: Prawo Hessa\n\nNiezależnie od sposobu przeprowadzenia danej reakcji jej efekt cieplny jest taki sam.\n\nDzięki prawu Hessa możliwe jest wyliczenie zmiany entalpii reakcji, która dla warunków standardowych, t.j. ciśnienia \\(10^{5}{\\text{ Pa}}\\) oraz dowolnej temperatury nosi nazwę standardowej entalpii reakcji i oznaczana jest symbolem \\({\\Delta }_{r}H^{\\Theta }\\).\n\nPonieważ entalpia jest funkcją stanu, wartość jej zmiany zależeć będzie jedynie od wartości entalpii w stanach końcowym i początkowym, które dla reakcji chemicznej oznaczają odpowiednio stany produktów i substratów. Prawo Hessa można wyrazić równaniem:\n\n\\begin{equation}\\displaystyle {\\Delta }_{r}H^{\\Theta }=\\sum _{i}^{prod}\\nu _{i}{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{i}-\\sum _{j}^{subs}\\nu _{j}{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{j}\\end{equation}\n\ngdzie:\\(\\nu \\) są współczynnikami stechiometrycznymi w równaniu reakcji, \\({\\Delta }_{f}H^{\\Theta }\\) to standardowe molowe entalpie tworzenia dla substratów i produktów danej reakcji.\n\nDefinicja 1: Standardowa molowa entalpia tworzenia, \\({\\Delta }_{f}H^{\\Theta }\\)\n\nJest to entalpia utworzenia 1 mola danego związku z pierwiastków w ich stanach podstawowych.\n\nDefinicja 2: Stan podstawowy pierwiastka\n\nNajtrwalsza odmiana pierwiastka w danych warunkach.\n\nPrzykładowo, najtrwalszą odmianą tlenu w temperaturze \\(25^{\\circ }{\\text{C}}\\) i ciśnieniu \\(10^{5}{\\text{ Pa}}\\) są cząsteczki dwuatomowe tego pierwiastka:\\(\\text{O}_{2}\\). Z kolei najtrwalszą odmianą węgla w tych warunkach jest grafit, natomiast dla wysokich temperatur i ciśnień stabilną odmianą jest diament.\n\nJeżeli w reakcji bierze udział reagent będący w stanie podstawowym, przyjmuje się dla niego, że wartość standardowej molowej entalpii tworzenia wynosi zero. Reagentami takimi mogą być pojedyncze atomy pierwiastków, bądź w przypadku gazów innych niż szlachetne, cząsteczki tych gazów w najtrwalszej w danych warunkach odmianie.\n\nWartości standardowych molowych entalpii tworzenia związków są stabelaryzowane i zawsze podawane są dla ciśnienia standardowego (t.j. \\(10^{5}{\\text{ Pa}}\\)) oraz zwykle dla temperatury \\(25^{\\circ }{\\text{C}}\\).\n\nJednostką standardowej molowej entalpii tworzenia (oraz standardowej entalpii reakcji) jest:\n\n\\begin{equation}\\big {[}{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }\\big {]}=1{\\text{ J}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}\\end{equation}\n\nWartość zmiany entalpii reakcji nie jest zależna od drogi prowadzenia danej reakcji, zależy jedynie od wartości entalpii w stanie końcowym (stan produktów reakcji) oraz w stanie początkowym (stan substratów). Innymi słowy, na wartość entalpii reakcji nie wpływa ilość reakcji pośrednich prowadzących do uzyskania określonych produktów z tych samych substratów.\n\nPrzykład 1: Synteza dwutlenku węgla\n\nPorównajmy wartości zmian standardowych entalpii reakcji syntezy dwutlenku węgla z czystego węgla oraz czystego gazowego tlenu prowadzonej na dwa sposoby.\n\nSposób pierwszy - bezpośrednia synteza dwutlenku węgla:\n\n\\begin{equation}\\text{C}(s)+\\text{O}_{2}(g)=\\text{CO}_{2}(g)\\end{equation}\n\nSposób drugi - synteza tlenku węgla(II), a następnie utlenianie tego związku do dwutlenku węgla:\n\n\\begin{equation}\\begin {array}{c}\\text{C}(s)+\\frac{1}{2}\\text{O}_{2}(g)=\\text{CO}(g)\\\\\\text{CO}(g)+\\frac{1}{2}\\text{O}_{2}(g)=\\text{CO}_{2}(g)\\end {array}\\end{equation}\n\nWartości standardowych entalpii tworzenia dla poszczególnych reagentów wynoszą:\n\nZapiszmy równania na \\({\\Delta }_{r}H^{\\Theta }\\) oraz obliczmy wartości tej wielkości dla poszczególnych reakcji.\n\nDla sposobu pierwszego syntezy dwutlenku węgla:\n\n\\begin{equation}{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }=1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{CO_{2}}-\\Big {(}1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{C}+1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{O_{2}}\\Big {)}=-393.5-\\Big {(}0+0\\Big {)}=-393.5{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}\\end{equation}\n\nDla sposobu drugiego, dla pierwszej z reakcji:\n\n\\begin{equation}{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }_{1}=1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{CO}-\\Big {(}1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{C}+0.5{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{O_{2}}\\Big {)}=-110.5-\\Big {(}0+0\\Big {)}=-110.5{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}\\end{equation}\n\nDla drugiej reakcji:\n\n\\begin{equation}{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }_{2}=1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{CO_{2}}-\\Big {(}1{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{CO}+0.5{\\cdot }{\\Delta }_{f}H^{\\Theta }_{O_{2}}\\Big {)}=-393.5-\\Big {(}-110.5+0\\Big {)}=-283{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}\\end{equation}\n\nCałkowita zmiana entalpii reakcji dla drugiego sposobu syntezy dwutlenku węgla wynosi:\n\n\\begin{equation}{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }={\\Delta }_{r}H^{\\Theta }_{1}+{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }_{2}=-110.5+(-283)=-393.5{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}\\end{equation}\n\nWartości uzyskanych \\({\\Delta }_{r}H^{\\Theta }\\) są takie same niezależnie od sposobu prowadzenia reakcji.\n\n\\begin{equation}\\begin {array}{c}\\text{C}(s,{\\text{grafit}})\\\\\\text{O}_{2}(g)\\end {array}\\begin {array}{c}\\xrightarrow {\\text{C}{(}s,{\\text{grafit}})+\\text{O}_{2}(g)=\\text{CO}_{2}(g),{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }=-393.5{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}}\\xrightarrow {\\text{C}{(}s,{\\text{grafit}})+\\frac{1}{2}\\text{O}_{2}(g)=\\text{CO}(g),{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }=-110.5{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}}\\text{CO}(g)\\xrightarrow {\\text{CO}{(}g)+\\frac{1}{2}\\text{O}_{2}(g)=\\text{CO}_{2}(g),{\\Delta }_{r}H^{\\Theta }=-283{\\text{ kJ}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}}\\end {array}\\begin {array}{c}\\text{CO}_{2}(g)\\end {array}\\end{equation}\n\nUjemne wartości dla wszystkich reakcji wskazują na egzoenergetyczny ich charakter - utworzeniu jednego mola gazowego dwutlenku węgla w temperaturze \\(25^{\\circ }{\\text{C}}\\) i ciśnieniu standardowym towarzyszy wydzielenie \\(393.5{\\text{ kJ}}\\) energii.\n\nPrawo Kirchhoffa\n\nZmiana entalpii reakcji (oraz entalpia w ogólności) jest zależna od warunków ciśnienia i temperatury w jakich została wyznaczona. Termochemiczne prawo Kirchhoffa pozwala na przeliczenie wartości standardowej entalpii reakcji dla pewnej temperatury \\(T_{2}\\) jeżeli znana jest wartość tej wielkości w temperaturze \\(T_{1}\\).\n\nZależność standardowej entalpii reakcji od temperatury można wyprowadzić z definicji pojemności cieplnej ^{1} :\n\n\\begin{equation}\\displaystyle C(T)=\\frac{{\\delta }Q}{dT}\\end{equation}\n\nDla warunków izotermicznych ciepło równe jest zmianie entalpii:\n\n\\begin{equation}\\displaystyle C_{p}(T)=\\Bigg {(}\\frac{{\\delta }Q}{dT}\\Bigg {)}_{p}=\\Bigg {(}\\frac{{\\partial }{\\Delta }H}{{\\partial }T}\\Bigg {)}_{p}\\end{equation}\n\nScałkowanie tego równania oraz zastąpienie pojemności cieplnej przez zmianę standardowej pojemności cieplnej reakcji daje zależność wyrażającą prawo Kirchhoffa:\n\n\\begin{equation}\\displaystyle {\\Delta }_{r}H^{\\Theta }_{T_{2}}={\\Delta }_{r}H^{\\Theta }_{T_{1}}+\\int _{T_{1}}^{T_{2}}{\\Delta }_{r}C^{\\Theta }_{p}(T)dT\\end{equation}\n\nStandardowa zmiana pojemności cieplnej reakcji dana jest równaniem analogicznym jak (8) i jest zmianą pojemności cieplnej reakcji dla warunków standardowych:\n\n\\begin{equation}\\displaystyle {\\Delta }_{r}C_{p}^{\\Theta }=\\sum ^{prod}_{i}\\nu _{i}C_{p,i}^{\\Theta }-\\sum ^{substr}_{j}\\nu _{j}C_{p,j}^{\\Theta }\\end{equation}\n\ngdzie: \\(\\nu \\) są współczynnikami stechiometrycznymi w reakcji, \\(C_{p}^{\\Theta }\\) oznacza standardowe ciepło molowe danego reagenta.\n\nPrzy niewielkiej różnicy temperatur (do \\(100{\\text{ K}}\\)) przyjmuje się, że \\(C_{p}^{\\Theta }\\) nie zależy od temperatury - ma stałą wartość w danym zakresie. Dla większych różnic temperatur, stosuje się funkcję:\n\n\\begin{equation}C_{p}^{\\Theta }=\\alpha +\\beta T+\\gamma T^{2}+...\\end{equation}\n\nJednostką zmiany standardowej pojemności cieplnej reakcji jest:\n\n\\begin{equation}\\Big {[}{\\Delta }_{r}C_{p}^{\\Theta }\\Big {]}=\\Big {[}C_{p}^{\\Theta }\\Big {]}=1{\\text{ J}}{\\cdot }{\\text{mol}}^{-1}{\\cdot }{\\text{K}}^{-1}\\end{equation}\n\nPrzykłady obliczeń oraz zadania do samodzielnego rozwiązania oparte na prawach Hessa oraz Kirchhoffa można znaleźć w Obliczenia termochemiczne (zewn.).\n\nModuł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4], [5].\n\nBibliografia\n\n[1]\n\nBarrow G. Chemia fizyczna. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe PWN, 1966.\n\n[2]\n\nBrdicka R. Podstawy chemii fizycznej. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe PWN, 1970.\n\n[3]\n\nAtkins P. W. Podstawy chemii fizycznej. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe PWN, 1999.\n\n[4]\n\nAtkins P. W., Paula J. de. Chemia fizyczna. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2015.\n\n[5]\n\nPigoń K., Ruziewicz Z. Chemia fizyczna. Tom 1. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2018.\n\n^{1}Symbol \\(\\delta \\) oznacza różniczkę niezupełną stosowaną w termodynamice do podkreślenia zależności danej wielkości od sposobu prowadzenia procesu. Symbol \\(d\\) oznacza różniczkę zupełną i jest stosowany dla wielkości niezależnych od sposobu prowadzenia procesu.", "source": "open_agh_chemistry_pl", "added": "2026-11-07", "created": "2018-01-01", "token_count": 4709, "license": "CC-BY-SA-4.0", "author": "Bartosz Grysakowski"} | |
| {"id": "open_agh_chemistry_pl_573", "text": "Temperatura wrzenia i krzepnięcia roztworu\n\nW wyniku rozpuszczania w cieczy substancji nielotnej, prężność (ciśnienie) pary nasyconej tej cieczy obniża się. Na Rys. 1 przedstawiono schematycznie prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem \\(p_o\\) oraz nad roztworem substancji nielotnej w tym rozpuszczalniku \\(p\\).\n\nW czystym rozpuszczalniku cząsteczki mogą w każdym punkcie powierzchni przejść do fazy gazowej i w każdym punkcie mogą powrócić do fazy ciekłej. W roztworze natomiast część powierzchni jest zablokowana nielotnymi cząsteczkami substancji rozpuszczonej, toteż efektywna powierzchnia, z której cząsteczki rozpuszczalnika mogą przejść do fazy gazowej jest zmniejszona, natomiast cząsteczki powracające z fazy gazowej do ciekłej mają całą powierzchnię roztworu. Istnieje zatem większe prawdopodobieństwo przechodzenia fazy gazowej w fazę ciekłą, niż ciekłej w gazową. W rezultacie prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem jest większa niż nad roztworem. Zależność tę ujmuje ilościowo prawo Raoulta.\n\nKonsekwencją obniżenia prężności pary nad roztworem jest zmiana temperatury krzepnięcia i temperatury wrzenia roztworu w miarę zwiększania stężenia substancji rozpuszczonej.\n\nRoztwory zatem krzepną w niższych temperaturach i wrzą w wyższych temperaturach niż rozpuszczalniki.\n\nNa rysunku przedstawiono diagram fazowy wody i wodnego roztworu. Krzywa -1 przedstawia prężność pary czystej wody, krzywa -2- prężność pary nad roztworem. Przecięcie się krzywej prężności pary nad roztworem z krzywą sublimacji lodu (punkt A) odpowiada temperaturze krzepnięcia roztworu, niższą o \\(\\Delta T_k\\) od temperatury krzepnięcia czystej wody. Punkt, w którym prężność pary nad roztworem jest równa \\(10^5 Pa\\), oznacza temperaturę wrzenia roztworu, wyższą o wartość \\(\\Delta T_e\\) od temperatury wrzenia czystej wody.\n\nZależność pomiędzy obniżeniem temperatury krzepnięcia rozpuszczalnika i ilością rozpuszczonej substancji wyraża wzór:\n\n\\begin{equation}\\Delta T_k = E_k \\text{·} C_m\\end{equation}\n\n\\(\\Delta T_k\\) - obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu,\n\n\\(E_k\\) - stała krioskopowa rozpuszczalnika\n\n\\(C_m\\) - stężenie molarne roztworu (liczba moli rozpuszczonej substancji przypadająca\n\nna 1kg rozpuszczalnika)\n\nUwzględniając, że \\(C_m = \\frac{n}{m_r}\\) oraz \\(n = \\frac{m}{M}\\), otrzymujemy:\n\n\\begin{equation}\\Delta T_k = E_k \\frac{m}{M \\text{·} m_r}\\end{equation}\n\nGdzie:\n\n\\(M\\) - masa molowa substancji rozpuszczonej,\n\n\\(m\\) - masa substancji rozpuszczonej w kg\n\n\\(m_r\\) - masa rozpuszczalnika w kg.\n\nStała krioskopowa \\(K_k\\) jest równa zmianie temperatury krzepnięcia roztworu \\(\\Delta T_k\\), gdy w 1kg rozpuszczalnika rozpuszczony jest 1kg nielotnej substancji.\n\nWielkość ta jest charakterystyczna dla danego rozpuszczalnika i nie zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej.\n\nZmiana temperatury wrzenia roztworu w stosunku do czystego rozpuszczalnika wyraża się zależnością:\n\n\\begin{equation}T_e = E_e \\frac{m}{M \\text{·} m_r}\\end{equation}\n\nGdzie:\n\n\\(E_e\\) - stała ebulioskopowa rozpuszczalnika\n\nWynika stąd, że stała ebulioskopowa \\(K_e\\) jest równa zmianie temperatury wrzenia roztworu w stosunku do temperatury wrzenia rozpuszczalnika zawierającego 1 mol substancji rozpuszczonej w 1kg rozpuszczalnika.\n\nPrzytoczone wzory dają możliwość :\n\nwyliczenia temperatury krzepnięcia i wrzenia roztworów nieelektrolitów z ich stężeń,\n\noznaczania mas molowych substancji rozpuszczonych.\n\nWystarczy w tym celu rozpuścić znaną ilość substancji \\(m\\) w znanej ilości rozpuszczalnika \\(m_r\\) i zmierzyć \\(\\Delta T_k\\) lub \\(\\Delta T_e\\).", "source": "open_agh_chemistry_pl", "added": "2026-11-07", "created": "2018-01-01", "token_count": 1356, "license": "CC-BY-SA-4.0", "author": "Maria Starowicz"} | |
| {"id": "open_agh_chemistry_pl_593", "text": "Równanie Nernsta\n\nRównanie Nernsta pozwala obliczyć potencjał odwracalny metalu zanurzonego w roztworze elektrolitu zawierającego jony tego metalu. W takim przypadku między czystym metalem, a jego jonami w roztworze ustala się równowaga, zgodnie z równaniem reakcji (1).\n\n\\begin{equation}Me=Me^{n+}+ne\\end{equation}\n\nKorzystając z równania Nernsta możemy obliczyć potencjał elektrochemiczny metalu zanurzonego w roztworze jego jonów. Aktywność ”a” substancji utlenionej i zredukowanej jest miarą oddziaływania tej substancji z cząsteczkami rozpuszczalnika oraz innymi jonami, substancjami obecnymi w roztworze. Aktywność jest iloczynem stężenia substancji i współczynnika aktywności \\(a=c*f\\). W roztworach rozcieńczonych, gdzie oddziaływania między jonami są bardzo słabe, współczynnik aktywności jest równy jedności, natomiast aktywność jest równa stężeniu danej substancji.\n\n\\begin{equation}E=E^{0}+\\frac{RT}{nF}\\ln {\\frac{a_{utl}}{a_{red}}}\\end{equation}\n\n\\(E^{0}\\) - standardowy potencjał metalu\n\nR - stała gazowa (8,31 \\(\\frac{J}{mol*K}\\))\n\nT - temperatura bezwzględna wyrażona w stopniach Kelvinach\n\nn - liczba elektronów wymienionych w procesie elektrodowym\n\nF - stała Faradaya 96 500 C\n\n\\(a_{utl}\\)- aktywność formy utlenionej\n\n\\(a_{red}\\) - aktywność formy zredukowanej\n\nJeśli aktywność formy utlenionej jest równa aktywności formy zredukowanej, wówczas potencjał elektrochemiczny metalu jest równy potencjałowi standardowemu \\(E=E^{0}\\).\n\nJeśli reakcją elektrodową jest reakcją czystego metalu z jego jonami, wówczas równanie Nernsta przyjmuje uproszczona postać (3).\n\n\\begin{equation}E=E^{0}+\\frac{RT}{nF}ln a_{Me^{n+}}\\end{equation}\n\nJeśli aktywność jonów metalu w roztworze jest równa jedności, to potencjał równowagowy jest nazywany potencjałem standardowym metalu.\n\nPrzykład 1: Obliczanie potencjału metalu\n\nOblicz potencjał elektrody cynkowej zanurzonej w 1molowym roztworze siarczanu(VI) cynku. Współczynnik aktywności dla jonów cynku w tym roztworze wynosi 0,044, natomiast standardowy potencjał dla elektrody cynkowej wynosi -0,762 V, a temperatura pomiaru jest równa 298 K.\n\nKorzystając ze wzoru Nernsta można obliczyć potencjał odwracalny elektrody cynkowej.\n\n\\begin{equation}E=E^{0}+\\frac{RT}{nF}ln a_{Zn^{2+}}\\end{equation}\n\n\\begin{equation}E=-0,762 V+ \\frac{8,31 Jmol^{-1}K^{-1}*298 K}{2*96500Cmol^{-1}}ln(1*0,044)= -0,801V\\end{equation}", "source": "open_agh_chemistry_pl", "added": "2026-11-07", "created": "2018-01-01", "token_count": 923, "license": "CC-BY-SA-4.0", "author": "Halina Krawiec"} | |