OBLICZENIA

1. OBLICZENIA • Ułamek molowy xi=ni/Σni • Ułamek masowy wi • Ułamek objętościowy vi • Stężenie molowe ci=ni/Vr • Stężenie procentowe cp=ms/mr • Stężenie molalne cm=ni/mR • Gęstość d • Stężenie równoważnikowe cn=(1/z)ni/Vr

2. Obliczyć stężenie proc. roztworu otrzymanego przez rozpuszczenie 30g soli kuchennej w 130g wody. W 155cm3 roztworu znajduje się 3,35g czystego KCl. Obliczyć stężenie molowe. MKCl=74,551g/mol. Obliczyć molalność 15% roztworu Na2SO4. M=142,037g/mol Obliczyć stężenie molowe 13% roztworu KOH. Gęstość roztworu wynosi 1,1187g/cm3. MKOH=56,105g/mol Ile gram wody należy dodać do 200g 40% roztworu aby otrzymać roztwór 32% Podaj skład 60% roztworu K2SO4 w ułamkach molowych MK2SO4=174,25g/mol MH2O=18,02 g/mol

3. Stechiometria • Ustalenie równania reakcji • Ustalenie bilansu materiałowego – równania mas • Ułożenie proporcji

4. Ile wapna palonego można otrzymać z 500kg wapienia, przyjmując zawartość CaCO3 równą 100%?

5. Równowaga chemiczna • Układ znajduje się w stanie równowagi jeśli nie zachodzi w nim zmiana stężeń jego składników. aA+bB↔cC+dD, T=cons., p=const. K= cCccDd cAacBb

6. Stan równowagi zależy od: • temperatury • ciśnienia • dodatku reagentów

7. Termodynamika procesów chemicznych Służy do: • określania kierunków i możliwości przemian chemicznych • obliczania bilansów energetycznych • kolejności przebiegu przemian • określania trwałości układów • określania warunków procesów

8. Termodynamika procesów chemicznych FUNKCJE TERMODYNAMICZNE U = ENERGIA WEWNĘTRZNA U - jest sumą energii ruchu cząsteczek, drgań atomów, stanu jąder i elektronów U - nie może być wyznaczona, ale można określić jej zmianę (U) Zmiana energii wewnętrznej jest równa pracy wymienianej przez układ z otoczeniem w przemianie adiabatycznej (Q = 0)

9. ENTROPIA S - opisuje sposób dystrybucji energii w układzie S - jest miarą uporządkowania układu

11. Procesy prowadzone są zwykle w specyficznych warunkach: adiabatycznie Q = 0 izotermiczne T = const izobarycznie P = const izochorycznie V = const izentalpowe H = const termoelastyczne T, V, P zmienne Rodzaje pracy: objętościowa, mechaniczna, chemiczna, powierzchniowa, elektryczna, itp

12. I zasada termodynamiki W układzie izolowanym (bez wymiany ciepła i masy) ilość energii pozostaje stała ∆U=Q+W ∆U – zmiana energii wewnętrznej układu Q – ilość energii przekazana na sposób ciepła W – ilość energii przekazana na sposób pracy

13. II zasada termodynamiki • Podstawą tej zasady jest nieodwracalność samorzutnych procesów przyrody. Zachodzą one od stanu o wyższym potencjale do stanów o potencjale niższym, dążąc do osiągnięcia stanu równowagi S- entropia Q – ciepło przemiany odwracalnej T=const dQ dS= T

14. III zasada termodynamiki Układowi można odebrać pewną skończoną ilość energii na sposób ciepła, wówczas temperatura zmierza do zera bezwzględnego a entropia do pewnej minimalnej wartości. W temp. zera bezwzględnego entropia dla materiałów krystalicznych wynosi 0

15. Kinetyka reakcji chemicznych • opisuje przebieg reakcji w czasie, • w czasie trwania reakcji zmienia się stężenie reagentów • chwilowa szybkość reakcji chemicznej: v=-dcs/dt lub v=dcp/dt

16. Zmiana stężenia reagentów w czasie

17. Szybkość reakcji chemicznej zależy od: • stężenia substratów • stanu skupienia reagentów • stopnia kontaktu: stopnia rozdrobnienia (ciała stałe) intensywności mieszania (ciecze) ciśnienia (gazy) • temperatury • katalizatorów

18. Równanie opisujące szybkość reakcji -dcA v= =kcn dt k – stała szybkości reakcji, n – rząd reakcji cA – stężenie substratu

19. Zależność szybkości reakcji od temperatury wzór Arrheniusa k=koe-Ea/RT lnk=lnko-(Ea/RT)

20. Zmiany energii podczas przebiegu reakcji • egzotermicznej, b) endotermicznej • Es- energia substratów, Ea – energia aktywacji, Ep – energia produktów

21. ELEKTROCHEMIA • przemiana energii elektrycznej w chemiczną (elektroliza) • przemiana energii chemicznej w elektryczną (ogniwa galwaniczne)

22. I prawo Faraday’a Masa substancji wydzielonej na elektrodzie jest proporcjonalna do wielkości ładunku elektrycznego, który przepłynął przez elektrolit m = kIt [g] k=M/(z*F) M – masa molowa [g/mol], F – stała Faradaya=96500[C/mol], z – liczba elektronów wymienionych w reakcji I – natężenie prądu elektrycznego [A] t – czas przepływu prądu [s]

23. II prawo Faraday’a Masy różnych substancji wydzielonych na elektrodach podczas przepływu jednakowego ładunku elektrycznego są proporcjonalne do ich równoważników elektrochemicznych m1/m2=k1/k2

24. OGNIWA ELEKTRYCZNE • proces odwrotny do elektrolizy – reakcji chemicznej towarzyszy przepływ prądu elektrycznego, • Ogniwo – dwa półogniwa (elektrody) zanurzone w elektrolicie (roztworze swoich jonów) • SEM – różnica potencjałów półogniw SEM=E1 – E2

25. Potencjał normalny elektrody (E0): płytka metalu zanurzona w 1M roztworze elektrolitu, potencjał mierzony w stosunku odniesienia do elektrody wodorowej

27. Im bardziej ujemny potencjał normalny, tym większa skłonność metalu do przejścia w stan jonowy, czyli oddania elektronów, • Potencjały normalne metali szlachetnych – dodatnie, nieszlachetnych – ujemne • Metale nieszlachetne wypierają metale szlachetne z ich roztworów, np. Zn+Cu2+→Zn2++Cu • Metale o ujemnym potencjale normalnym przeprowadzają wodór ze stanu jonowego w cząsteczkowy, rozpuszczają się w kwasach • Skłonność niemetali do przechodzenia w stan jonowy jest tym większa im bardziej dodatni E0