Efekty energetyczne reakcji chemicznych

Komentarze

Transkrypt

Efekty energetyczne reakcji chemicznych
rozdział 9
Efekty
energetyczne
reakcji
chemicznych
9.1. Podstawowe pojęcia
stosowane w termochemii . . . . . . .220
9.2. Prawa termochemiczne . . . . . . . . . .222
Rozdział 9
220
9. Efekty energetyczne reakcji chemicznych
Poznając świat reakcji chemicznych, zwróciliście zapewne uwagę, że możemy je klasyfikować według różnych kryteriów. Poznaliście reakcje syntezy, analizy czy wymiany, reakcje
utleniania-redukcji, a także reakcje endo- i egzoenergetyczne, czyli przebiegające z pochłanianiem lub wydzielaniem energii (z gr. endon „do wewnątrz”, ekso „na zewnątrz”).
Jednym z działów chemii fizycznej jest termodynamika, która formułuje ogólne prawa
przemian w układach makroskopowych. Efekty cieplne towarzyszące reakcjom chemicznym to zakres badań termochemii.
9.1. Podstawowe pojęcia stosowane w termochemii
Na początku musimy poznać kilka nowych pojęć. Zacznijmy od zdefiniowania układu
i otoczenia. Przestrzeń, w której zachodzą określone procesy, wraz z reagującymi substancjami nazywamy układem. Wszystko to, co znajduje się poza rozważanym układem,
nazywamy otoczeniem. Układ może być otwarty lub zamknięty, czyli izolowany od otoczenia. Układami są więc: gaz w butli, substancje reagujące w zlewce, pojedyncza komórka
czy cały organizm człowieka. Układ możemy scharakteryzować, podając tzw. parametry
stanu, czyli objętość, ciśnienie, temperaturę i skład.
W laboratoriach chemicznych najczęściej mamy do czynienia z procesami zachodzącymi pod stałym ciśnieniem. Ilość ciepła wydzielonego lub pochłoniętego w procesach
izobarycznych oznacza się zwykle jako Qp. Przekonajmy się o tym, wykonując proste
doświadczenie.
U
Doświadczenie 9.1
Badanie efektu cieplnego towarzyszącego procesowi rozpuszczania
W dwóch zlewkach o pojemności 50 cm3 umieść ok. 30 cm3 wody i zmierz jej temperaturę 1 . Następnie do pierwszej zlewki wsyp ok. 1 g stałego wodorotlenku sodu 2 , a do drugiej taką samą ilość
stałego chlorku amonu (NH4Cl) 3 , zamieszaj pręcikiem i ponownie zmierz temperaturę.
Podczas tego doświadczenia do mierzenia temperatury można użyć bezpiecznego termometru stosowanego w akwarystyce.
stały NaOH
H2O
stały NH4Cl
H2O
1
2
3
Efekty energetyczne reakcji chemicznych
W zlewce, w której rozpuszczono stały NaOH, temperatura wzrasta, a w zlewce, do której wsypano stały NH4Cl, temperatura się obniża. Możemy więc stwierdzić, że proces rozpuszczania
w zależności od rodzaju substancji jest procesem egzotermicznym lub endotermicznym.
Pozostaje nam zdefiniować pojęcie ciepła reakcji.
Ciepłem reakcji nazywamy ilość ciepła wydzielonego lub pobranego przy powstaniu lub
rozkładzie 1 mola reagentów.
Jeżeli 12 g węgla reaguje z 32 g tlenu i tworzą się 44 g tlenku węgla(IV), to wydziela się
wtedy 393,1 kJ ciepła (ta wartość to ciepło spalania).
Dawniej ciepło mierzono w kaloriach (łac. calor – ‘ciepło’), dzisiaj zaś w dżulach (J):
1J = 0,239 cal
Dla interpretacji wyników dogodne jest wprowadzenie tzw. funkcji termodynamicznej
– entalpii.
Entalpia (H) jest funkcją stanu (zmiana entalpii – ∆H − zależy tylko od stanu początkowego
i końcowego). Dla przemian izotermiczno-izobarycznych ciepło reakcji liczbowo równa się
zmianie entalpii.
Zgodnie z umową międzynarodową ciepło reakcji, które wydziela się w reakcjach
egzoenergetycznych, ma wartość dodatnią, natomiast pisząc równanie reakcji endoenergetycznej, oznaczamy wartość Qp ze znakiem ujemnym, np.:
C + O2 = CO2 + 393,1 kJ
(Qp = 393,1 kJ/mol)
½N2 + ½O2 = NO – 90,4 kJ
(Qp = –90,4 kJ/mol)
Musimy jednak pamiętać, że zmiana entalpii ∆H ma znak odwrotny. Dla reakcji egzoenergetycznych ujemny, a endoenergetycznych − dodatni. Dla reakcji wymienionych
powyżej zmiana entalpii wynosi odpowiednio:
C(s) + O2(g) = CO2(g)
∆H = –393,1 kJ/mol
½N2(g) + ½O2(g) = NO(g)
∆H = +90,4 kJ/mol
Ciepło danej reakcji zależy m.in. od stanu skupienia reagentów. Ilustruje to poniższy
przykład:
H2(g) + ½O2(g) = H2O(c)
∆H = –285,8 kJ/mol
H2(g) + ½O2(g) = H2O(g)
∆H = –242,0 kJ/mol
221
Rozdział 9
222
Zapisując równania reakcji, w których uwzględniamy efekt energetyczny, musimy więc
zaznaczyć również stan skupienia reagentów, wpisując odpowiednie indeksy:
g – gaz
c – ciecz
s – ciało stałe
aq – roztwór wodny
Zwykle wyznacza się ∆H dla temperatury 298 K i dla ciśnienia 1000 hPa – czyli dla
tzw. warunków standardowych, oznaczając ∆Ho jako entalpię standardową.
Równania reakcji:
½N2(g) + 3⁄2H2(g) = NH3(g)
∆Ho = –46,1 kJ/mol
½H2(g) + ½I2(g) = HI(g)
∆Ho = 26,5 kJ/mol
noszą nazwę równań termochemicznych, ponieważ uwzględniają zarówno stan skupienia reagentów, jak i efekt cieplny reakcji. Zapis ten pozwala również na stwierdzenie, że
pierwsza reakcja jest egzoenergetyczna, w trakcie jej przebiegu energia będzie się wydzielać
w postaci ciepła, a w drugim wypadku − aby otrzymać jodowodór w reakcji syntezy z pierwiastków – musimy dostarczyć energii do układu (reakcja endoenergetyczna).
(( zadaNIa ))
1. Analizując poniższe równania termochemiczne, określ, które z nich ilustrują przebieg
procesów egzoenergetycznych, a które endoenergetycznych:
a) C3H6(g) + 9/2O2(g) = 3CO2(g) + 3H2O(c)
∆Ho = –2058,5 kJ/mol
b) N2(g) + 2O2(g) = 2NO2(g)
∆Ho = 33,1 kJ/mol
c) H2O(c) → H2O(g)
∆Ho = 43,8 kJ/mol
9.2. Prawa termochemiczne
Jednym z praw, na którym będziemy opierać obliczenia termochemiczne, jest sformułowane
przez Germana Hessa prawo − nazwane na cześć swojego odkrywcy prawem Hessa.
Prawo Hessa – całkowite ciepło pobrane lub oddane w reakcjach chemicznych nie zależy
od drogi, którą biegnie reakcja, a jedynie od stanu początkowego i końcowego.
Jest ono jednak słuszne dla procesów izobarycznych (zachodzących pod stałym ciśnieniem) lub izochorycznych (zachodzących w stałej objętości).
German Hess − rosyjski chemik i mineralog. Od 1832 roku był profesorem
Instytutu Górniczego w Petersburgu. W 1830 został członkiem Petersburskiej Akademii Nauk. W 1840 roku sformułował podstawowe prawo termodynamiki zwane od jego nazwiska prawem Hessa.
German Hess
(1802−1850)
Efekty energetyczne reakcji chemicznych
223
Drugie prawo, które będzie nam bardzo pomocne w obliczaniu efektów energetycznych
reakcji chemicznych, sformułowali Lavoisier i Laplace. Brzmi ono następująco:
Prawo Lavoisiera–Laplace’a – ciepło danej reakcji i ciepło reakcji przebiegającej w kierunku
przeciwnym różni się tylko znakiem.
Np.:
CO(g) + H2O(g) = CO2(g) + H2(g)
CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g)
∆Ho = –39,1 kJ/mol
∆Ho = +39,1 kJ/mol
Dlaczego oba te prawa, stanowiące podstawę termochemii, są tak ważne? Najczęściej
doświadczalne wyznaczenie efektu energetycznego danej reakcji jest bardzo trudne, a niekiedy wręcz niemożliwe. Dużo łatwiej jest wyznaczyć ciepło tworzenia 1 mola poszczególnych reagentów czy molowe ciepło spalania (czyli ciepło potrzebne do spalenia jednego
mola danej substancji) i na tej podstawie obliczyć efekt energetyczny danej reakcji.
Standardowe entalpie tworzenia i spalania można znaleźć w tzw. tablicach termochemicznych. Wiedząc, że równania termochemiczne, podobnie jak matematyczne, możemy
dowolnie przekształcać (mnożyć, dzielić, zmieniać znaki), tak aby otrzymać równanie
reakcji, której efekt chcemy wyznaczyć. Aby utrwalić poznane prawa, rozwiążmy wspólnie
kilka problemów:
( Przykład 9.1 )
Oblicz standardową entalpię reakcji:
C3H6(g) + H2(g) = C3H8(g)
znając standardowe entalpie spalania następujących substancji:
a. H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(c)
∆Hoa = –285,8 kJ/mol
b. C3H6(g) + 9/2O2(g) = 3CO2(g) + 3H2O(c)
∆Hob = –2058,5 kJ/mol
c. C3H8(g) + 5O2(g) = 3CO2(g) + 4H2O(c)
∆Hoc = –2220,0 kJ/mol
Zgodnie z prawem Lavoisiera–Laplace’a możemy przekształcić równanie c w c’, „zamieniając” stronami:
c’. 3CO2(g) + 4H2O(c) = C3H8(g) + 5O2(g)
∆Hoc’ = +2220,0 kJ/mol
Dodając stronami równania a, b i c’, otrzymujemy równanie, dla którego efekt energetyczny chcemy oznaczyć.
a. H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(c)
b. C3H6(g) + 9/2O2(g) = 3CO2(g) + 3H2O(c)
c’. 3CO2(g) + 4H2O(c) = C3H8(g) + 5O2(g)
C3H6(g) + H2(g) = C3H8(g)
Zgodnie z prawem Hessa:
∆Hox = ∆Hoa + ∆Hob + ∆Hoc’
Rozdział 9
224
∆Hox = –285,8 kJ/mol + (–2058,5 kJ/mol) + 2220,0 kJ/mol = –124,3 kJ/mol
Odp.: Zmiana standardowej entalpii reakcji uwodornienia propenu wynosi –124,3 kJ/mol.
Reakcja uwodornienia propenu jest więc reakcją egzoenergetyczną.
( Przykład 9.2 )
Oblicz standardową entalpię ∆Hox reakcji:
CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(c) ,
znając standardowe entalpie tworzenia następujących substancji:
∆Hotw. CO2(g) = –393,1 kJ/mol
∆Hotw. H2O(c) = –285,8 kJ/mol
∆Hotw. CH4(g) = –74,8 kJ/mol
∆Hotw. O2(g) = 0 kJ/mol (Entalpia tworzenia każdej substancji pierwiastkowej równa się 0).
Najpierw musimy napisać równania reakcji otrzymywania 1 mola wyżej wymienionych
substancji:
a. C(s) + O2(g) = CO2(g)
∆Hoa = –393,1 kJ/mol
b. H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(c)
∆Hob = –285,8 kJ/mol
c. C(s) + 2H2(g) = CH4(g)
∆Hoc = –74,8 kJ/mol
Aby otrzymać równanie wyjściowe, musimy równanie b pomnożyć przez 2:
b’. 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(c)
∆Hob ’ = 2 ∙ (–285,8 kJ/mol)
oraz równanie c „zamienić” stronami:
c’. CH4(g) = C(s) + 2H2(g)
∆Hoc’ = +74,8 kJ/mol
Dodając równania a, b’ i c’, otrzymujemy równanie spalania metanu.
Efekt cieplny tej reakcji można obliczyć zgodnie z prawem Hessa:
∆Hox = ∆Hoa + ∆Hob ’ + ∆Hoc’
∆Hox = –393,1 kJ/mol + 2 ∙ (–285,8 kJ/mol) + 74,8 kJ/mol = –889,9 kJ/mol
Odp.: Ze spalenia 1 mola metanu wydzieli się 889,9 kJ energii.
Spalanie metanu dostarcza energii w postaci ciepła.
( Przykład 9.3 )
Oblicz standardową entalpię reakcji rozkładu węglanu wapnia:
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g),
wiedząc, że standardowe entalpie tworzenia reagentów wynoszą:
∆Hotw. CaCO3(s) = –1190,3 kJ/mol
∆Hotw. CaO(s) = –636,4 kJ/mol
∆Hotw. CO2(g) = –393,1 kJ/mol
Efekty energetyczne reakcji chemicznych
225
Postępując jak w przykładzie 2, otrzymujemy:
a. Ca(s) + C(s) + 3/2O2(g) = CaCO3(s)
b. Ca(s) + 1/2O2(g) = CaO(s)
c. C(s) + O2(g) = CO2(g)
Zgodnie z omówionymi zasadami równanie a zamieniamy stronami:
a’. CaCO3(s) = Ca(s) + C(s) + 3/2O2(g)
∆Hoa’ = +1190,3 kJ/mol
∆Hoa = –1190,3 kJ/mol
∆Hob = –636,4 kJ/mol
∆Hoc = –393,1 kJ/mol
Dodając równania a’, b i c, otrzymujemy równanie rozkładu CaCO3.
Efekt cieplny tej reakcji będzie wynosił:
∆Hox = ∆Hoa’ + ∆Hob + ∆Hoc
∆Hox = 1190,3 kJ/mol + (–636,4 kJ/mol) + (–393,1 kJ/mol) = +160,8 kJ/mol
Odp.: Zmiana standardowej entalpii reakcji rozkładu węglanu wapnia wynosi 160,8 kJ/mol.
Reakcja rozkładu CaCO3 jest reakcją endoenergetyczną. Należy więc dostarczyć energii
na sposób ciepła, aby przeprowadzić wyżej wymienioną reakcję.
( Przykład 9.4 )
Znając standardowe entalpie spalania grafitu i diamentu do CO2, które są odpowiednio równe:
∆Hografit = –393,5 kJ/mol
∆Hodiament = –395,4 kJ/mol
oblicz efekt cieplny przemiany alotropowej grafit → diament.
a. Cgrafit + O2(g) = CO2(g)
b. Cdiament + O2(g) = CO2(g)
∆Hoa = –393,5 kJ/mol
∆Hob = –395,4 kJ/mol
Równanie b zamieniamy stronami:
b’. CO2(g) = Cdiament + O2(g)
∆Hob ’ = 395,4 kJ/mol
∆Hografit → diament = –393,5 kJ/mol + 395,4 kJ/mol = 1,9 kJ/mol
Odp.: Efekt cieplny przemiany alotropowej grafitu w diament wynosi 1,9 kJ/mol.
Aby można było przeprowadzić wyżej wymienioną przemianę, musimy dostarczyć energii
z otoczenia do układu.
( Przykład 9.5 )
Obecnie do spawania szyn tramwajowych używa się tzw. termitu, czyli mieszaniny sproszkowanego glinu i tlenków żelaza. Mieszaninę tę sypie się na końce szyn i zapala. W trakcie
reakcji wydziela się tyle ciepła, że żelazo topi się i spawa szyny. Elementy stalowe łączone tą
metodą są bardziej wytrzymałe niż spawane np. za pomocą palnika tlenowo-acetylenowego.
Rozdział 9
226
Oblicz efekt cieplny reakcji zachodzącej podczas opisanego procesu.
8Al(s) + 3Fe3O4(s) = 4Al2O3(s) + 9Fe(s)
∆Hotw. Fe3O4(s) = –1118,4 kJ/mol
∆Hotw. Al2O3(s) = –1675,7 kJ/mol
Najpierw zapiszmy odpowiednie równania pomocnicze:
a. 2Al(s) + 3/2O2(g) = Al2O3(s)
∆Hoa = –1675,7 kJ/mol
b. 3Fe(s) + 2O2(g) = Fe3O4(s)
∆Hob = –1118,4 kJ/mol
Równanie a mnożymy przez 4, a równanie b przez 3. Jednocześnie równanie b zamieniamy stronami. Jest to konieczne, aby po dodaniu tych równań otrzymać równanie
reakcji, dla której chcemy obliczyć efekt cieplny.
∆Hoa’ = 4 ∙ (–1675,7 kJ/mol)
a’. 8Al(s) + 6O2(g) = 4Al2O3(s)
b’. 3Fe3O4(s) = 9Fe(s) + 6O2(g)
∆Hob ’ = 3 ∙ (+1118,4 kJ/mol)
Dodając stronami równania a’ i b’, otrzymujemy równanie szukanej reakcji. Teraz już bez
trudu możemy obliczyć jej efekt cieplny:
∆Hox = ∆Hoa’ + ∆Hob ’ = –3347,6 kJ/mol
Odp.: Zmiana standardowej entalpii opisanej reakcji wynosi –3347,6 kJ/mol.
W tej reakcji, zwanej reakcją Goldschmidta, wydziela się bardzo dużo ciepła, ok. 15 kJ na
1 g glinu, a wytworzona temperatura sięga nawet 3000oC.
(( zadaNIa ))
1. Oblicz standardową entalpię reakcji:
Cgrafit + 1/2O2(g) = CO(g)
mając następujące dane:
a. Cgrafit + O2(g) = CO2(g)
∆Hoa = –393,5 kJ/mol
b. CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g)
∆Hob = –283,0 kJ/mol
2. Oblicz standardową entalpię reakcji:
2NO2(g) = 2NO(g) + O2(g)
znając ciepła tworzenia następujących substancji:
∆Hotw. NO2(g) = +33,1 kJ/mol
∆Hotw. NO(g) = +90,4 kJ/mol
∆Hotw. O2(g) = 0 kJ/mol
3. Oblicz standardową entalpię reakcji:
6Cgrafit + 3H2(g) = C6H6(c)
znając ciepła spalania następujących substancji:
Efekty energetyczne reakcji chemicznych
∆Hosp. Cgrafit = –393,5 kJ/mol
∆Hosp. H2(g) = –285,8 kJ/mol
∆Hosp. C6H6(c) = –3268,8 kJ/mol
4. Oblicz standardową entalpię reakcji:
Fe2O3(s) + 3SO3(g) = Fe2(SO4)3(s),
znając następujące ciepła tworzenia:
∆Hotw. Fe2O3(s) = –831,0 kJ/mol
∆Hotw. SO3(g) = –395,8 kJ/mol
∆Hotw. Fe2(SO4)3(s) = –2735,2 kJ/mol
POdSUMOWaNIE
 Termochemia to dział termodynamiki zajmujący się efektami energetycznymi reakcji chemicznych.
 Wyróżniamy dwa typy reakcji:
• egzoenergetyczne (w trakcie których wydziela się energia w postaci ciepła
z układu do otoczenia);
• endoenergetyczne (aby mogły zajść, musimy dostarczyć energii z otoczenia do
układu).
 W laboratorium chemicznym najczęściej mamy do czynienia z reakcjami zachodzącymi pod stałym ciśnieniem. Ilość ciepła wydzielonego lub pochłoniętego w reakcjach izobarycznych oznacza się jako Qp.
 Dla interpretacji wyników wprowadzono funkcję termodynamiczną − entalpię, która
w przemianie izotermiczno-izobarycznej równa się ciepłu reakcji. W reakcjach:
• egzoenergetycznych ∆H < 0, a Qp > 0,
• endoenergetycznych ∆H > 0, a Qp < 0.
 Efekt cieplny reakcji niejednokrotnie trudno wyznaczyć doświadczalnie. Możemy
jednak obliczyć entalpię reakcji, znając ciepła tworzenia lub spalania poszczególnych reagentów. Obliczenia te można wykonać na podstawie prawa: Hessa i Lavoisiera–Laplace’a. W równaniu termochemicznym musimy uwzględniać stan
skupienia reagentów.
227
Rozdział 9
228
(
Zadania maturalne wykorzystane
podczas sesji egzaminacyjnych od 2005 roku
1. Proces spalania pewnego węglowodoru przebiega według równania:
C4H8(g) + 6O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(g) + energia cieplna
Proces chemiczny można zakwalifikować m.in. do poniższych grup reakcji:
I. egzotermicznych
II. endotermicznych
III. spalania całkowitego
IV. spalania niecałkowitego
Wskaż grupy reakcji, do których można zaliczyć proces opisany w informacji wstępnej.
a) I i III b) I i IV c) II i III d) II i IV
2. Przeczytaj poniższe zdania i zakwalifikuj opisane reakcje (a, b i c) do egzotermicznych
lub endotermicznych.
a) W wyniku spalania tlenku węgla(II) powstaje tlenek węgla(IV). Tlenek węgla(II) jest wysokoenergetycznym paliwem.
b) W wyniku ogrzewania manganianu(VII) potasu otrzymuje się tlen. Przerwanie ogrzewania
powoduje zaprzestanie wydzielania się gazu.
c) Podczas reakcji cynku z kwasem solnym można zaobserwować wzrost temperatury reagentów w probówce.
Energia
3. Na wykresie przedstawiono zmiany energii podczas przebiegu reakcji zachodzącej zgodnie
ze schematem: A + B → C + D
E1
substraty
A+B
E2
produkty
C+D
Czas przebiegu reakcji
Dokonaj analizy wykresu. Wybierz i podkreśl wszystkie określenia charakteryzujące tę
reakcję.
Reakcja: egzoenergetyczna, endoenergetyczna, o efekcie energetycznym E1,
o efekcie energetycznym E2, o energii aktywacji E1, o energii aktywacji E2.
Efekty energetyczne reakcji chemicznych
229
4. W dwóch probówkach znajdowała się woda destylowana o temperaturze 25ºC. Do probówki I wprowadzono pewną liczbę moli soli A, a do probówki II – taką samą liczbę moli soli B.
Stwierdzono, że w probówce I powstały roztwór jest cieplejszy od użytej wody destylowanej,
natomiast zawartość probówki II nieco ochłodziła się w czasie rozpuszczania w niej soli B.
Wiedząc, że do przygotowania roztworów użyto chlorku magnezu i azotanu(V) amonu,
a standardowe entalpie rozpuszczania w wodzie tych soli wynoszą:
∆HoMgCl2 = –154 kJ · mol–1
∆HoNH4NO3 = 26 kJ · mol–1
napisz wzór soli, której roztwór otrzymano w probówce I.
Na podstawie: K.-H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007
5. W silnikach spalinowych – w wysokiej temperaturze – przebiegają różne reakcje uboczne.
Powstające spaliny w kontakcie z tlenem ulegają dalszym przemianom. Ze względu na szkodliwość produktów do najważniejszych należą procesy:
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)
∆Ho = 182,5 kJ
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
∆Ho = –114,1 kJ
Oblicz standardową entalpię reakcji:
N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g)
6. Oblicz standardową entalpię (DHo) reakcji opisanej równaniem:
Al2O3(korund) + 3SO3(g) → Al2(SO4)3(krystaliczny)
znając standardowe entalpie tworzenia:
2Al(s) + 3/2O2(g) → Al2O3(korund) ∆Ho1 = –1671,0 kJ ∙ mol–1
S(rombowa) + 3/2O2(g) → SO3(g) ∆Ho2 = –395,5 kJ ∙ mol–1
2Al(s) + 3S(rombowa) + 6O2(g) → Al2(SO4)3(krystaliczny) ∆Ho3 = –3437,4 kJ ∙ mol–1
Wynik podaj z dokładnością do jednego miejsca po przecinku.
7. Poniżej podano wartości standardowej entalpii tworzenia trzech związków chemicznych.
∆Ho1 = –394 kJ · mol–1
CO2(g)
CaO(s)
∆Ho2 = –635 kJ · mol–1
CaCO3(s)
∆Ho3 = –1207 kJ · mol–1
Na podstawie: K.-H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007
Korzystając z powyższych danych, oblicz wartość entalpii DHox reakcji rozkładu 50 gramów węglanu wapnia, która zachodzi zgodnie z równaniem:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Z chemią w tle
Komórka – mała siłownia energetyczna
W wielu procesach fizjologicznych również uwalnia się
energia, np. reakcję spalania (utleniania) glukozy możemy zapisać za pomocą uproszczonego równania:
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O
∆Ho = –2816 kJ/mol
Oznacza to, że w wyniku spaIania 1 moIa glukozy organizmy uzyskują duże ilości energii,
która częściowo jest magazynowana w postaci innych związków chemicznych − głównie ATP
(pod tym skrótem kryje się złożony związek organiczny o nazwie kwas adenozynotrifosforowy), a częściowo ulega rozproszeniu. Przedstawiony powyższym równaniem proces zachodzi
w mitochondriach − organellach, które występują w każdej komórce naszego ciała i zajmują
średnio od 6−15% jej objętości.
Defekty mitochondriów mogą powodować poważne zaburzenia funkcjonowania
organizmu, a nawet jego śmierć. Przekonała
się o tym pewna kobieta, której przypadek
opisano w 1962 roku. Otóż pomimo niebywałego apetytu (dziennie zjadała ponad
3000 kcal) była niezwykle szczupła – przy
159 cm wzrostu ważyła zaledwie 39 kg!
Uskarżała się ponadto na ciągłe zmęczenie,
jej mięśnie były słabo rozwinięte i musiała
wypijać olbrzymie ilości płynów. U kobiety
zdiagnozowano defekt mitochondriów, który powodował, że wykorzystywały one tylko
niewielką część dostarczonego „paliwa” do
tworzenia energii (ATP). Pozostała część była
przemieniana w ciepło. Kobieta była zmuszona wypijać ogromne ilości płynu, ponieważ w ten sposób regulowała temperaturę
ciała, zatem większość tych płynów musiała
wypocić. Podstawowa przemiana materii zachodziła w jej organizmie aż o 180% szybciej
niż u przeciętnego człowieka.
Fot. 9.1. Znaczne
ilości mitochondriów
występują
w zakończeniach
komórek nerwowych
(synapsach)
Bo kiedy nadchodzi zima…
Obok ciepła spalania funkcjonuje także pojęcie wartości opałowej odnoszone do węgla czy drewna − paIiw,
które nie są czystymi substancjami.
Wartość opałowa to ilość ciepła
wydzielona podczas spalania 1 kg paliwa w tlenie (zakłada się, że otrzymane
produkty są gazami). Np.:
Rodzaj spalanej
materii
Przybliżona
wartość opałowa
[kJ/kg]
20000
drewno
węgiel
kamienny
34000
38000
antracyt
Tab. 9.1. Wartość opałowa wybranych paliw
Jeśli nie węgiel to co?
Nasze zapotrzebowanie na energię elektryczną jest olbrzymie. Jej roczne światowe zużycie (netto) w 2004 roku wyniosło 15,5 mln
gigawatogodzin (15,5 ∙ 1012 kWh1). Jak przewidywano w 2010 roku, zużycie energii elektrycznej wzrosło do wartości 19,4 mln gigawatogodzin, a prognozowana wartość na rok
2030 to już ok. 30 mln gigawatogodzin!
Wciąż w niewielkim stopniu wykorzystana, choć niezwykle łatwo dostępna jest energia słoneczna. Szacuje się, że powierzchnia
1 km2 Sahary otrzymuje średnio ok. 2 tys.
gigawatogodzin energii słonecznej w ciągu roku! Zakładając, że 20% tej wartości
potrafilibyśmy przetworzyć na prąd, w celu
zaspokojenia obecnej konsumpcji energii
elektrycznej na świecie wystarczyłoby tylko
50 tys. km2 pustyni (co stanowi ok. 0,55%
całkowitej powierzchni Sahary!). Dlatego na
szeroką skalę prowadzone są badania nad
wykorzystaniem ogniw fotowoltaicznych
(popularnie zwanych solarami lub ogniwami
słonecznymi). Są to urządzenia przetwarzające energię promieniowania słonecznego na
energię elektryczną, dlatego montuje się je
w miejscach nasłonecznionych.
1
Dla porównania: roczne zużycie prądu przez
przeciętnego Polaka wynosiło ok. 550 kWh.
Fot. 9.3. Lampy
drogowe zasilane
energią słoneczną
(Włochy)
Fot. 9.2. Panele słoneczne stacji kosmicznych
obracają się automatycznie w kierunku Słońca
w trakcie ruchu po orbicie okołoziemskiej
Obecnie dość dużą barierą wykorzystania
ogniw jest ich wysoka cena oraz mała sprawność (nie przekracza kilkunastu procent).
Szacuje się, że koszt wytworzenia określonej
ilości energii elektrycznej przy użyciu solarów (uwzględniając ich cenę, okres pracy)
jest o rząd wielkości wyższy niż w przypadku energetyki jądrowej. Mimo to stosowanie
fotoogniw staje się opłacalne w miejscach
trudno dostępnych, o ile zapotrzebowanie
na moc elektryczną jest niewielkie (np. pojedynczy dom). Fotoogniwa wykorzystuje się
również w przenośnych urządzeniach małej
mocy, np. zegarkach, kalkulatorach wyposażonych w akumulatory, które magazynują
energię słoneczną gromadzoną w ciągu dnia.
Prowadzone są badania nad wykorzystaniem do produkcji ogniw fotowoltaicznych
innych materiałów niż krzem, german czy
selen, co powodowałoby znaczny spadek
kosztów ich wytworzenia.
Fot. 9.4.
Montaż
fotoogniw
na dachu
domu

Podobne dokumenty