Olimpiada Chemiczna – jak zacząć ?

1. Olimpiada Chemiczna – przecież to nie dla mnie!

Tak, tak, zwłaszcza jak zbierasz trójki w szkole… A nie czekaj, przecież ja też ledwo ogarniałem te trójki w pierwszej klasie (czyli Waszej drugiej). Temat szkolnych ocen i ich zupełnego oderwania od rzeczywistości to coś na osobną długą posiadówkę przed monitorem[1].

Nie chcę też być osobą, która będzie Wam wkręcać, że Olimpiada Chemiczna jest prosta i każdy da radę. Bo to jest zwyczajnie nieprawda. Ale nie z tego powodu, co myślisz.

Główną trudnością OlChemu nie jest ,,trudność zadań” , chociaż do łatwych one oczywiście nie należą, ale coś zupełnie innego! Otóż najtrudniejsza jest wytrwałość, regularność i motywacja. Umówmy się, to nie są cechy, którymi można by opisać przeciętnego licealistę. Dlatego też rocznie w całej Polsce w Olimpiadzie bierze udział raptem 700–800 zawodników, z czego około 100 zostanie finalistami, co automatycznie wiąże się ze zwolnieniem z matury rozszerzonej z chemii (100%, normalnie nie przychodzisz na maturę).

Z roku na rok w OlChemie bierze udział coraz mniej zawodników (tym większe szanse dla Ciebie!) Skąd to się bierze? Jest to wypadkowa ogromnej ilości czynników, poczynając od takich prozaicznych jak te, że nauczyciele nie opowiadają w szkołach o Olimpiadzie (czemu[2])? Ale moim zdaniem, i uwaga, tego się nie spodziewasz, ale wzięło się to z naszego dopaminowego spierdolenia.

Słucham!? Otóż dzisiejszy świat nieskończonego scrollowania na Tik Toku, łatwo dostępnej pornografii (pewnie w tym momencie zastanawiasz się czy na pewno jesteś na stronie chemii maturalnej?) i wielu innych rzeczy, sprawił ogromną zmianę w naszym trybie życia. Otóż musimy mieć nagrodę na teraz, na już! Nie chce nam się iść na siłownię ani pobiegać, bo efektu nie będzie od razu. To samo z nauką.

A tym bardziej z nauką do Olimpiady Chemicznej. Bo tam czas nauki jest wyrażony w miesiącach. Ale jest w tym wszystkim jedno małe światełko nadziei, które powoduje że myśl o Olimpiadzie staje się ekscytująca…

Zobacz – ile uczysz się np. do sprawdzianu z biologii czy geografii? Osoby żyjące na krawędzi uczą się pewnie w przerwach przed sprawdzianem, ale z reguły większość osób zaczyna naukę dzień (wieczór) przed. Ok, zdajesz na czwórkę, piątkę. Ile trwa Twoja satysfakcja? Następnego dnia nikt nie pamięta już o tym sprawdzianie.

A teraz wyobraź sobie, że całymi miesiącami siedzisz i ciśniesz do tej Olimpiady Chemicznej. Uczysz się tak, żeby zrozumieć, żeby napisać na jak najlepszy wynik. Wgłębiasz się w tajniki zawodów, kładziesz nacisk nawet na takie ,,detale” jak kolejność rozwiązywania zadań, w domu ćwiczysz rozwiązywanie zadań pod presją czasu, dzielisz przygotowania na okresy budowania bazy, robienia zadań mało złożonych oraz okres przedstartowy, gdzie przerabiasz arkusze z poprzednich lat. Żyjesz i oddychasz tą Olimpiadą. I potem czekasz na wyniki, emocje sięgają zenitu.

I udaje się. Jesteś w finale. Nie idziesz na maturę, jesteś na medycynie czy w sumie czymkolwiek chcesz. Te parę miesięcy wyrzeczeń okazały się tego warte. Inni zaczynają srać w portki ze strachu przed maturą, bo jest połowa lutego i żarty dla ,,zwykłych licealistów” się skończyły. A Ty właśnie… zaczynasz wakacje!

I właśnie dlatego Olimpiada Chemiczna nie jest dla każdego.

2. Co daje Olimpiada Chemiczna?

Aby nie zniechęcać do startu w Olimpiadzie Chemicznej to właśnie od tego powinienem zacząć. Tylko że ja nie chcę być dla Ciebie niespełnionym rodzicem, które pcha swoje biedne dziecko na takie wyzwanie. Udział w Olimpiadzie Chemicznej to musi być Twój pomysł. Ba! Wypadałoby nawet lubić chemię[3]. Wszystkie możliwe argumenty, żeby wziąć udział w Olimpiadzie znajdziesz tutaj, ja wymienię najważniejsze

➦ zwolnienie z matury rozszerzonej z chemii (100%)

➦ automatycznie dostajesz się na najtrudniejsze do dostania się kierunki, czyli lekarski + stomatologia

➦ stypendia

➦ najdłuższe wakacje w życiu (wyniki są w lutym, więc od marca do października masz wakacje)

To są takie najbardziej ,,medialne” korzyści z udziału w Olimpiadzie Chemicznej. To znaczy takie, którymi ja staram się przekonać początkujących adeptów, że warto i fajnie wziąć udział. Te kilka argumentów z reguły wystarcza, aby 90% osób stwierdziło ,,faktycznie super byłoby zostać finalistą”. Po prostu mało komu się chce. W końcu będąc w szkolnym trybie jesteśmy przyzwyczajeni do nauki na ostatnią chwilę, więc uczenie się bez przymusu, bez deadline’a i krzyczących rodziców jest po prostu… nienaturalne.

I ja to doskonale rozumiem. Właśnie dlatego Olimpiada Cheimczna nie jest dla każdego!

Psst! Co ciekawe, te wymienione korzyści wcale nie są najważniejszą wartością, którą możemy wyciągnąć z OlChemu. Zaintrygowany/a ? To zajrzyj tutaj.

3. Jak i kiedy zacząć ?

Zacząć należy jak najszybciej! W końcu nigdy w życiu nie napiszesz pięciogodzinnego egzaminu, nawet Lekarski Egzamin Końcowy trwa tylko 4h. Dlatego też musisz zbierać doświadczenie. Zwłaszcza, że trzeba zakładać, że za pierwszą próbą się nie uda, bo mało komu udaje się dokonać takiego wyczynu.

Od czego zacząć natomiast, to temat na kompletnie inny temat. Są generalnie dwa podejścia. Ostatnio jestem adwokatem metody, aby najpierw przyswoić całą wiedzę maturalną, a potem rozbudowywać ją o wiedzę typowo Olimpijską. Jeśli nie chcesz korzystać z zewnętrznych źródeł pomocy i uczyć się samodzielnie (jak najbardziej wykonalne, po prostu może Ci to zająć nieco dłużej, bo będziesz uczyć się na własnych błędach) to można zaproponować następujący schemat :

  1. Przyswojenie materiału licealnego na poziomie rozszerzonym (z jednoczesnym robieniem zadań celem ugruntowania tej wiedzy).
  2. Chemia ogólna Atkinsa
  3. Chemia organiczna McMurry
  4. Robienie zadań z poprzednich lat

Jak widzisz wystarczą tylko dwie książki + ewentualnie poszerzanie tematyki zaprezentowanej w Folderze Wstępnym.

Jeśli natomiast chcesz zdać się na kogoś, to można uzbroić się w najlepszy kurs do Olimpiady Chemicznej (wideo). Znajdziesz go tutaj : Chemicy z Zasadami.

4. Co dalej?

Tym artykułem otwieramy serię dotyczącą Olimpiady Chemicznej. Mam nadzieję, że uda mi się przekonać nawet jedną osobę do spróbowania swoich sił w tym pięknym konkursie. Bo nie ma przecież nic do stracenia!


[1] Trochę czasu minęło już od mojego szału blogowego, kiedy to napisałem 150 postów w trzy miesiące, więc w sumie sam już nie pamiętam czy poruszałem ten temat, ale bardzo możliwe. Nie chcę zabrzmieć jakoś staro, ale ,,za moich czasów” złe oceny to był generalnie mega przypał. Rodzina od razu narzucała Ci łatkę przegrywa i automatycznie zakładała, że pewnie walisz browary na długich przerwach.

Ja miałem w życiu takie ogromne szczęście, że mam starszego o 6 lat brata. Oznacza to, że oprócz nietykalności na dzielni mógł on się ze mną podzielić życiowymi mądrościami, jakkolwiek to by nie zabrzmiało z ust nastoletniego brata. On już wtedy zdradził mi tajemnicę, że oceny w szkole są zupełnie… nieistotne, niepotrzebne i też niesprawiedliwe.

Zacznijmy od tego ostatniego. Oceny są niesprawiedliwe z wielu powodów. Po pierwsze szkoła szkole nie równa, a także nauczyciel nauczycielowi nie równy i wiele ocen jest wystawianych zgodnie z kompletnie innymi standardami. Po drugie, wiele osób ściąga (zwłaszcza na zdalnych), więc taka ocena wygląda dobrze tylko na elektronicznym papierze librusa.

Ok, a dlaczego oceny są nieistotne i niepotrzebne? No weź, przecież każdy w głębi duszy potrafi odpowiedzieć na to pytanie. Z jednej prostej przyczyny – one nie są brane pod uwagę podczas rekrutacji na studia. I tak potrzebujesz dobrych wyników z matury. W takim razie co bardziej się opłaca : jechać na samych dwójach i trójkach i mieć po 90% z matury czy mieć same piąteczki, zbierać pochwały rodziców oraz nauczycieli, ale zawalić maturę i napisać ją na 65% ?

Jedynym sensownym argumentem wydaje się zarabianie pieniędzy na stypendiach, ale prawda jest taka, że ten argument również nie działa. Nie opłaca się marnować czasu na przyswajanie wiedzy, która potem Ci się nie przyda (ups, właśnie przypadkiem zdefiniowałem 90% czasu spędzonego w szkole).

Ja jestem zdania, że świat potrzebuje specjalistów w swojej dziedzinie. Ja na przykład chcę być najlepszym edukatorem chemii w Polsce. Mam nieodpartą potrzebę bycia najlepszym, ciągłego dokształcania się. Co roku tok przygotowań moich zawodników do Olimpiady Chemicznej wygląda kompletnie inaczej, ponieważ zawsze da się coś zrobić lepiej. I teraz wyobraźmy sobie, że ktoś potrzebuje 20–30 lat, żeby stać się tym specjalistą. Tak jest np. po medycynie. To zdecydowanie za długo. Ja uważam, że należy jak najszybciej odnaleźć swoją życiową pasję i poświęcać jej każdą wolną chwilę, aby być z tej dziedziny ekspertem. Wówczas pieniądze same przyjdą. I właśnie wracając do argumentu o stypendiach, w liceum miałem kolegę, który po nocach dorabiał jako programista zarabiając 5000 zł/miesiąc. Trochę śmiesznie zaczynają wyglądać te stypendia, hmm? Zwłaszcza, że jemu płacili za pasję, a każda godzina spędzona w tej pracy tak naprawdę sprawiała, że stawał się jeszcze lepszy. A stypendium za zajebistą ocenę z WoSu niespecjalnie coś Ci daje. Chyba nie wpiszesz tego potem w swoim CV?

[2] Już Ci mówię czemu! W 95% dlatego, że nie potrafią rozwiązać zadań z I etapu, nie wspominając o kluczowym, II etapie. A bariera wejścia do nauczania olimpijczyków dla nauczyciela jest bardzo duża. Każdy porządny nauczyciel powinien ogarniać bardzo dobrze WSZYSTKIE zadania z poprzednich lat, a jest ich około 2000 stron A4 do zrobienia. I im się to zwyczajnie nie opłaca, bo wszystko ze studiów zdążyli już pozapominać, innych rzeczy nawet nigdy na studiach nie mieli/nie ogarniali, a do tego wszystkiego na Olimpiadzie Chemicznej ta wiedza jest jeszcze do wykorzystania w kreatywny sposób. Do tego nauczyciel, który sam nie brał w tym udziału nie ma doświadczenia praktycznego i też ciężko to nadrobić.

[3] To w sumie niekoniecznie jest kryterium, które musi być od razu spełnione! Chodzi tutaj o to, że chemia maturalna w ogóle nie jest ścisłym, pięknym i logicznym przedmiotem. Tutaj wszystko sprowadza się do kucia na blachę, a śmiech przez łzy mogą wywołać jedynie maturalne, kuriozalne akcje. Chemia staje się piękna i logiczna dopiero na Olimpiadzie. Problem jest taki, że z poziomu liceum nikt z Was w to nie uwierzy 🙁 . Ale setki Olimpijczyków potwierdza jedno : powrót do maturalnej rzeczywistości po Olimpiadzie to jak powrót z najlepszego snu w Twoim życiu do widoku wściekle brzęczącego budzika, na którym widniej godzina 5:45 w listopadowy, deszczowy, ciemny poranek.

NOWE nazewnictwo związków organicznych (matura chemia 2023)

0. Wszyscy kochamy zmiany

Pisanie teraz artykułu o nazewnictwie związków organicznych jest jak tworzenie clickbaitowych postów nagłówków typu : CZY W TĄ NIEDZIELĘ SKLEPY BĘDĄ OTWARTE?! 

Jakby jednak nie patrzeć, nazewnictwo się ,,zmieniło”, więc dobrze byłoby opracować to wszystko w jednym artykule. Oznacza to, że troszkę czytania masz, ale żeby nie przeciągać tego w nieskończoność, to odsyłam od razu do stronki, na której to przećwiczysz (KLIKNIJ. Bo umówmy się, najlepiej uczymy się na przykładach. Do dzieła!

Od razu Wam powiem, co z dużym prawdopodobieństwem będziecie słyszeli od nauczycieli w szkołach. Zapewne coś w stylu ,,Ojej, znowu zmiany, bez sensu wprowadzają to nowe nazewnictwo, kiedy już wszyscy potrafią to stare nazewnictwo. Teraz w książkach jest inaczej, na maturze będzie inaczej i wszędzie jest inaczej. Po co robić te zmiany!?”. 

Każdy tak reaguje na zmiany, zwłaszcza jeśli już czegoś się nauczył, a teraz trzeba to robić na nowo. Na szczęście na medycynie zostałem od razu zaprogramowany na ciągłe zmiany. Ogólna prawda, która zawsze krąży wśród wykładowców to ,,Połowa tego, co się nauczyliście na studiach, będzie już nieaktualna gdy dostaniecie dyplom[1]”. 

1. Matura chemia 2023 – co głównie się zmienia ?

Przede wszystkim chodzi o to, że teraz będziemy szukali głównego, najdłuższego łańcucha. Wcześniej też go szukaliśmy, ale byliśmy ograniczeni tym, że w naszym łańcuchu musiała się zawierać grupa funkcyjna. A teraz jest łatwiej : łańcuch węglowy ma zawierać jak najwięcej atomów węgla.

2. Węglowodory

Jeśli chodzi o alkany, to tak naprawdę nie zmienia się nic. Znajdujemy zatem najdłuższy łańcuch, szukamy podstawników i tak numerujemy atomy węgla, aby nasze podstawniki miały jak najmniejsze cyferki.

Przypomnienie nazewnictwa : szukamy najdłuższej gałęzi

Skorzystajmy z okazji, aby przypomnieć najbardziej klasyczne podstawniki (już za chwilę docenisz jak proste i przyjemne są te nazwy) :

Podstawnikmetyletylpropylbutyl
Wzór–CH3–CH2CH3–CH2CH2CH3–CH2CH2CH2CH3
Najprostsze podstawniki
Schemat nazewnictwa

W bardziej skomplikowanych przypadkach dalej działają nasze proste reguły : 

  1. Podstawniki mają mieć najmniejsze cyferki
  2. Jeśli oba podstawniki zaczynałyby się od tej samej cyferki, to decyduje alfabet, co pokazuje przykład poniżej. Alfabet w ogóle jest ważny, bo gdy wymieniamy podstawniki, to robimy to właśnie według alfabetu.
Alfabet w akcji
Alfabet w akcji

Płynnie przechodzimy do alkenów i alkinów. Tutaj zaczyna się momentami coś ,,dziwnego”.

Teraz jest nawet prościej : mamy znaleźć najdłuższy łańcuch, ale będzie się to wiązało z pojawieniem się dziwnych podstawników

Szokujących zmian nie ma. To co może szokować to dziwne nazwy podstawników. Dlatego też, zestawiłem je dla Ciebie w podsumowaniu poniżej Teraz tylko kwestia wykucia na blachę, czyli to co kochamy najbardziej w przedmiocie ścisłym. 

Zaczniemy od tego, w jaki sposób konstruować podstawniki ,,alkanowe” , czyli bez żadnych wiązań podwójnych czy potrójnych.

Do tych podstawników można ewentualnie dodać jeszcze podstawnik neopentylowy, który można wyobrazić sobie jako maksymalnie rozgałęziony podstawnik pentylowy, czyli –CH2C(CH3)3 . Jak widzisz, kiedy chcemy nazwać podstawnik w podstawniku, to numerację podstawnika zaczynamy od tego węgla, przez który jest przyłączenie do reszty cząsteczki.

Ok, te podstawniki nie są aż takie straszne. W sumie one były już wcześniej, więc co najważniejsze – nie jest to nic nowego. Teraz pora na podstawniki ,,alkenowe oraz alkinowe” :

To jest hardkor, żeby nie powiedzieć koszmar. Trzeba to koniecznie sobie przerobić kilka razy, aby weszło do głowy! Na szczęście po jakimś czasie widać nawet jakieś prawidłowości, serio!

3. Węglowodory aromatyczne

Węglowodory aromatyczne wykorzystamy w sumie do treningu nowo poznanych nazw podstawników :

4. A cała reszta ?

Pora na jakąś dobrą wiadomość! Klasycznie jest tak, że kiedy nauczymy się już nazywać węglowodory, to poznawanie nazewnictwa w innych grupach funkcyjnych, np. alkoholach czy kwasach karboksylowych przychodzi nam z naturalną łatwością, ponieważ widzimy, że robi się to analogicznie.

Dlatego też odsyłam do strony z ćwiczeniami, gdzie mamy miks wszystkich istotnych pod kątem matury przykładów.


[1] W sumie jeszcze tego nie zweryfikowałem, bo po studiach zamiast zająć się lekarzowaniem, to podążam za swoją największą pasją, przygotowując zawodników do Olimpiady Chemicznej czy też pisząc dla Was tę stronkę. Ale myślę, że to może być prawda.

Energetyka reakcji chemicznych – ćwiczenia

1. Energetyka reakcji chemicznych : zadania

Zakładam, że jesteś już po przerobieniu entalpii reakcji i masz nieposkromioną ochotę przećwiczyć to na zadaniach, to jesteś w świetnym miejscu!

Zadanie 1 − Oblicz ile ciepła wydzieli się podczas spalania 17,4 g acetonu o wzorze sumarycznym C3H6O.     ΔHsp (C3H6O) = − 1820 kJ/mol

Zadanie 2 − Entalpia spalania sacharozy (C12H22O11)  wynosi −16,52 kJ • gー1  . Oblicz entalpię spalania sacharozy w przeliczeniu na jeden mol sacharozy. 

Zadanie 3 − Entalpia neutralizacji opisuje reakcję zobojętnienia, czyli reakcji kwasu z zasadą. Oblicz entalpię neutralizacji dla reakcji kwasu solnego z wodorotlenkiem sodu. Entalpie tworzenia zostały podane niżej. 

SubstancjaHClNaOHNaClH2O
ΔHtw (kJ/mol)− 167− 470,11− 411,3− 285,8

Zadanie 4 − Oblicz ile ciepła wydzieli się podczas spalania 3,78 dm3 etanolu o gęstości d = 0,79 g • cmー3 . Entalpia spalania etanolu (C2H6O)  wynosi −1357,2 kJ/mol/

Zadanie 5 −  Oblicz entalpię następujących reakcji, wiedząc że ΔHtw (NH3) =  − 45,9 kJ/mol

  1. N2 + 3H2 ⟶ 2NH3
  2. 3N2 + 9H2 ⟶ 6NH3 
  3. ¼  N2 + ¾ H2 ⟶ ½ NH3   

Zadanie 6 −  Oblicz entalpię następujących reakcji, na podstawie entalpii tworzenia podanych w tabeli. 

SubstancjaNONO2FeS (s)H2S (g)HCl (aq)HCl (g)FeCl2 
ΔHtw (kJ/mol)91,334,2− 95,1− 20,6− 167− 92,3− 342
  1. 2NO + O2  ⟶ 2NO2
  2. FeS (s) + 2HCl (g)  ⟶ FeCl2 + H2S (g)

 Zadanie 7 −  Oblicz entalpię reakcji, na podstawie entalpii spalania podanych w tabeli. 

SubstancjaAl (s)Ba (s)
ΔHsp (kJ/mol)− 838− 553,5

2Al (s) + 3BaO (s)  ⟶  Al2O3 (s) + 3Ba (s)

2. Rozwiązania

Zadanie 1 :   n = 17,4/58 = 0,3 mola acetonu. Przy spalaniu 1 mola acetonu wydziela się 1820 kJ ciepła, więc spalanie 0,3 mola da  0,3 • 1820 = 546 kJ ciepła. 

Zadanie 2 :  Masa molowa sacharozy to M = 342 g/mol. Z proporcji mamy, że 1 g sacharozy daje 16,52 kJ ciepła, więc  342 g  to  nasze   x. W takim razie  x = 5649,84 kJ. Entalpia spalania sacharozy wynosi zatem ΔHsp (C12H22O11) = − 5649,84 kJ/mol

Zadanie 3 :  Zaczynamy od napisania równania reakcji :   HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O . Entalpia reakcji to suma entalpii tworzenia produktów odjąć suma entalpii tworzenia substratów. Czyli :   ΔH = (− 411,3 + − 285,8) − (− 167 + − 470,11) = − 59,99 ≅   − 60 kJ/mol

Zadanie 4 :  Najpierw równanie reakcji!  C2H6O +3O2  ⟶ 2CO2 + 3H2O . Korzystając z gęstości oraz objętości możemy obliczyć masę użytego do spalania etanolu, czyli :  d = m/V  ;  0,79 = m/3780 ⇒  m = 2986,2 g etanolu (musisz pamiętać o ujednoliceniu jednostek, przecież gęstość jest w centymetrach, a objętość w zadaniu została podana w decymetrach). Masę etanolu zamieniamy na liczbę moli (M = 46 g/mol), otrzymując 2986,2/46 = 64,92 moli. Dalej korzystamy z entalpii spalania. Spalenie jednego molu etanolu wiąże się z wydzieleniem 1357,2 kJ ciepła, więc 64,92 mola  da 88109,4 kJ ciepła. 

Zadanie 5 :  Zadanie sprawdza znajomość entalpii tworzenia danej substancji, która zawsze jest przeliczona na 1 mol tej substancji (czyli u nas amoniaku). Dalej liczymy z proporcji. Skoro entalpia tworzenia 1 mola amoniaku wynosi  −45,9 kJ , to entalpia tworzenia dwóch moli amoniaku (reakcja 1) wynosi −91,8 kJ. Dla drugiej reakcji ΔH = −275,4 kJ , dla trzeciej ΔH = −22,95 kJ 

Zadanie 6 :  W tym zadaniu w drugim przykładzie trzeba uważać, na poprawny stan skupienia substancji (więc z tabelki dla HCl bierzemy wartość −92,3 , a nie −167). Natomiast w pierwszej reakcji w tabelce ,,brakuje tlenu” , jednak tlen w takiej formie występuje w stanie standardowym, więc entalpia tworzenia wynosi dla niego zero.  Dla pierwszej reakcji :  ΔH = 2 • 34,2 − (2 • 91,3) = − 114,2  kJ/mol .  Dla drugiej reakcji :  ΔH =(− 20,6 + − 342) − (− 95,1 + 2 • − 92,3) = − 82,9 kJ/mol

Zadanie 7 :  Entalpie reakcji na podstawie spalań liczy się w taki sposób, że od sumy entalpii spalania substratów należy odjąć sumę entalpii spalań produktów. Zatem: ΔH =(2 • − 838) − (3 • − 553,5) = − 15,5 kJ/mol

Nieorganiczne związki wapnia

1. Wszystkie ważne reakcje w jednym miejscu

Zaczniemy od razu od najważniejszej kwestii, a więc wypisania wszystkich reakcji, które trzeba znać, niestety wraz z ich nazwami. Nie będę Cię tutaj czarował i udawał, że to coś, czego się przyjemnie uczy. 

Nazwa reakcjiRównanie reakcji
Otrzymywanie wapna palonego.CaCO3 ⟶ CaO + CO2
Otrzymywanie wapna gaszonego.CaO + H2O ⟶ Ca(OH)2
Twardnienie zaprawy wapiennej (reakcja mętnienia wody wapiennej).Ca(OH)2 + CO2⟶ CaCO3 + H2OCa(OH)2 + SiO2⟶ CaSiO3 + H2O
Rozpuszczanie skał wapiennych.CaCO3 + CO2 + H2O ⟶ Ca(HCO3)2
Usuwanie twardości przemijającej wodyCa(HCO3)2  ⟶ CaCO3 + CO2 + H2O
Otrzymywanie gipsu palonego2(CaSO4  • 2H2O) ⟶ 2CaSO4  • H2O + 3H2O
Twardnienie zaprawy gipsowej.2CaSO4 • H2O + 3H2O ⟶ 2(CaSO4  • 2H2O)
Wszystkie reakcje z ważnymi związkami wapnia w jednym miejscu

2. Skały wapienne, czyli węglan wapnia

Generalnie jeśli jakiś związek chemiczny występuje w skorupie ziemskiej, to mówimy że jest to minerał. Często jest tak, że jeden związek chemiczny tworzy różne kryształy (ładnie byśmy powiedzieli, że tworzy różne odmiany krystaliczne) i wtedy już każdy taki kryształ to inny minerał. Więc mamy taką sytuację, że marmur, kreda i wapień, to różne minerały, ale każdy z nich jest w rzeczywistości odmianą węglanu wapnia, czyli CaCO3

Odmiany krystaliczne różnią się właściwościami fizycznymi (np. barwa, twardość, połysk), ale mają takie same właściwości chemiczne (bo to wciąż ta sama substancja). 

Minerały nie lubią być same, więc często występują w większych skupiskach, co już nazywa się skałą. W takiej skale z reguły dominuje jakiś związek chemiczny. I właśnie dominującym składnikiem skał wapiennych jest węglan wapnia. 

3. Zjawiska krasowe

W górach wapiennych (u nas w Polsce np.  w okolicach Kielc) znajdziemy podziemne groty, a tam sople, które zwisają zarówno ze sklepienia (z góry, czyli stalaktyty) jak i takie, które wystają z podłoża (stalagmity). Tworzenie tych sopli nazywa się właśnie zjawiskami krasowymi, których podstawą jest reakcja chemiczna związana z węglanem wapnia. 

Woda, która przepływa przez skały wapienne zawiera w sobie tlenek węgla CO2 , co prowadzi do reakcji chemicznej, w wyniku której powstaje wodorowęglan wapnia, który jest lepiej rozpuszczalny niż CaCO3  : 

CaCO3 ↓ + CO2 + H2O ⟶ Ca(HCO3)2

W wodzie może być jednak różna ilość rozpuszczonego w niej tlenku węgla, co zależy m.in od ciśnienia i temperatury. I jeśli wzrośnie temperatura lub zmaleje ciśnienie, to ta rozpuszczalność maleje i mamy do czynienia z odwróceniem procesu : 

Ca(HCO3)2 ⟶  CaCO3 ↓  + CO2 + H2O

4. Twardość wody

Twardość wody jest spowodowana obecnością w niej soli wapnia i magnezu − zatem zależy od stężenia jonów Ca2+  oraz  Mg2+ . Twardość wody przejawia się w tym, że dodatek mydła powoduje powstawanie białego osadu palmitynianu wapnia (także stearynianu wapnia). 

Gotowanie twardej wody może zmniejszyć jej twardość, jeśli odpowiada za nią wodorowęglan wapnia, który podczas ogrzewania przejdzie w CaCO3 − mówimy wtedy o twardości przemijającej. 

Trwała twardość wody to taka, której nie da się pokonać przez gotowanie, która jest wynikiem obecności np. CaSO4 . Wtedy, aby zmniejszyć twardość  można  dodać  Na2CO3 , aby wytrącić węglan wapnia lub dodać polifosforany wapnia (obecne w proszkach do prania), które będą tworzyć kompleksy z wapniem i magnezem.

Tlenek krzemu, czyli krzemionka

1. Tlenek krzemu (IV), czyli krzemionka

Tlenek krzemu (IV) o wzorze SiO2 to potocznie krzemionka. Jest to twarda, wytrzymała substancja stała. Nie rozpuszcza się w wodzie, a w naturze występuje jako kwarc czy też piasek. Piasek to w rzeczywistości drobne okruchy kwarcu z domieszką jakichś zanieczyszczeń żelaza, skąd charakterystyczny żółtawy (,,plażowy”) kolor piasku. Minerały, które zostały wykonane z krzemionki czy też na krzemianach cechują się dużą trwałością, wytrzymałością, a także odpornością na korozję. 

Czysta krzemionka ma kilka odmian krystalicznych (a zatem różnią się one ułożeniem atomów, natomiast ciągle na jeden atom krzemu statystycznie przypadają dwa atomy tlenu). Te odmiany (niektóre) to kwarc, trydymit czy krystobalit. 

Kończąc już te zapewne nieinteresujące Cię informacje, pomówmy o właściwościach chemicznych tlenku krzemu. Sam tlenek krzemu jest tlenkiem kwasowym, ale nie rozpuszcza się w wodzie (zawsze przypomnij sobie : Czy piasek rozpuszcza się w wodzie?). Jednak skoro jest to tlenek kwasowy, to będzie on reagował z zasadami, np. wodorotlenkiem sodu tworząc wówczas krzemiany. 

Odpowiedni rysunek:
Przewidywane spostrzeżenia:W probówce pierwszej brak zmian w drugiej osad roztwarza się.
Wniosek i odpowiednie równanie reakcji:Tlenek krzemu IV ma charakter kwasowy
SiO2 + 2KOH ⟶ K2SiO3 + H2O
Doświadczenie z tlenkiem krzemu

2. Szkło

Kiedy mamy krystaliczne ciało stałe (czyli potocznie ,,kryształ”), to atomy czy też cząsteczki, które tam się znajdują są ładnie, schludnie, regularnie upakowane/poukładane. Gdzie się nie obrócisz − tam porządek. 

Zupełnie inaczej jest w ciele amorficznym, które można nazwać właściwie pod tym względem przeciwieństwem ciała krystalicznego. Atomy czy też cząsteczki (albo i jony) są porozrzucane zupełnie bez ładu i składu. Gdzie się nie obrócisz − tam losowy chaos. Przykładem takiego ciała amorficznego jest właśnie szkło. 

Można powiedzieć, że prekursorem szkła jest kwarc, a więc odmiana tlenku krzemu (IV), która jest ciałem stałym krystalicznym, a więc cząsteczki atomy krzemu i tlenu są tam bardzo ładnie poukładane. Kiedy jednak zastosujemy bardzo wysoką temperaturę, kwarc zaczyna się topić, a atomy zaczynają się ruszać, tworząc bezładną sieć atomów, czyli szkło. Poniżej schematyczny rysunek przejścia struktury krystalicznej, uporządkowanej w bezładną sieć. 

Zestawmy jeszcze w tabeli właściwości szkła wraz z jego rodzajami i zastosowaniem. 

Właściwości szkłaRodzaje szkła i jego zastosowanie
➦ Jest to substancja bezpostaciowa, o czym już mówiliśmy (czyli nie ma uporządkowanej budowy). ➦ Jest słabym przewodnikiem elektryczności. ➦ Jest substancją o dużej odporności na czynniki chemiczne (ulega jednak trawieniu przez kwasu fluorowodorowy : HF). Szkło kwarcowe (główny składnik to oczywiście kwarc). a Cechuje się dużą odpornością na nagłe zmiany temperatury oraz działanie kwasów (zastosowanie w laboratoryjnym szkle). ➦ Szkło budowlane (po nazwie mam nadzieję domyślasz się jego zastosowania). Oprócz krzemianów, ma w sobie z reguły wapń, sód oraz potas. 
Właściwości szkła oraz jego zastosowanie.

Generalnie główną zaletą szkła jest jego przezroczystość, a główną wadą jest jego kruchość (i gwarantowane wówczas siedmioletnie pasmo nieszczęść). Obie jego cechy są Tobie doskonale znane z życia codziennego, więc to akurat nie jest coś, czego musielibyśmy się uczyć. Ważną cechą odróżniającą szkło od ciał krystalicznych jest to, że nie ma ono charakterystycznej, określonej temperatury topnienia. Wynika to oczywiście z różnicy w budowie ciała krystalicznego i szkła.

Dlatego podczas ogrzewania szkło mięknie stopniowo w jakimś tam określonym zakresie temperatur, aż w końcu staje się płynne. Właściwości szkła można modyfikować przyprawiając go dodatkami. Przykładowo zielone, butelkowe szkło to zasługa dodania związków żelaza. Tlenek glinu Al2O3 dodaje się, aby jeszcze bardziej zwiększyć odporność chemiczną.

3. A sam krzem ?

Moim zdaniem wypadałoby także cokolwiek wiedzieć na temat samego krzemu, głównie chodzi nam o zachowanie wobec kwasów i zasad. 

➤  Krzem nie ulega działaniu kwasów! Jest rozpuszczalny tylko w mieszaninie HF  +  HNO3

➤ Co jednak charakterystyczne, krzem reaguje z wodorotlenkami z utworzeniem krzemianów i wydzieleniem wodoru. 

Si  +  2NaOH  +  H2O  ⟶  Na2SiO3  + 2H2

Si  +  4NaOH   ⟶  Na4SiO4  + 2H2

Si  +  4HF     SiF4  +  H2


Obliczenia w elektrolizie − prawa Faradaya

1. Prawa Faradaya to po prostu stechiometria

Jak zwykle, najprościej jest po prostu strzelić w szkole wzór, nazwać to prawami Faradaya i kazać się tego Wam nauczyć na pałę. Spróbujmy jednak dojść do wszystkiego samodzielnie. Co ten Faraday takiego odkrył ciekawego?

Zastanówmy się, skoro ładunek przepływający przez ogniwo elektrolityczne, powoduje powstawanie produktów na elektrodach, to sensowne wydaje się założenie, że im więcej ładunku przepłynie, tym więcej produktów powstanie!

Problem jest taki, że my nie możemy bezpośrednio zmierzyć ładunku, ale za to możemy zmierzyć natężenie prądu (I), czyli ilość ładunku (Q) która przepłynęła w danym czasie (t).

\displaystyle I = \frac{Q}{t} \implies Q = I \cdot t

Jednostką natężenia prądu był amper (A) , ładunku kulomb (C) , a czas podajemy w sekundach (s).

1C = 1A  • 1s

W takim razie jeśli zmierzymy czas trwania elektrolizy znając jednocześnie natężenie prądu, którego używamy do przeprowadzenia tej elektrolizy, to bez problemu obliczymy jaki ładunek przepłynął, a o to nam właśnie chodzi!

2. Stała Faradaya to pomost pomiędzy ładunkiem, a liczbą moli

Brakuje nam jeszcze łącznika pomiędzy ładunkiem, a ilością substancji czy to masą, czy liczbą moli, nie ma to znaczenia, bo potrafimy przeliczyć jedno na drugie. Zerknijmy teraz na tablice maturalne :

W tablicach maturalnych znajdziemy ładunek jednego elektronu wyrażony w kulombach

Super, znamy już ładunek jednego elektronu (czyli skala mikro), teraz musimy przejść na skalę makro, a więc na liczbę moli. Dlaczego? Bo jak weźmiemy dowolną reakcję połówkową, która zachodzi w trakcie elektrolizy, np. na katodzie :

Zn2+ + 2eー  ⟶  Zn

To widzimy, że 1 mol kationów cynku przyjmuje 2 mole elektronów, a nie dwa elektrony! Dlatego teraz układamy prostą proporcję :

1 e ー 1,602 • 10ー19 C

6,02 • 1023 e ー x

Wyliczamy, że x = 96440  ≅ 96500 C/mol (zaokrąglamy do takiej tabelarycznej wartości, bo zarówno stałą Avogadro wzięliśmy zaokrągloną jak i ładunek elektronu).Mam nadzieję, że rozumiesz skąd w proporcji wzięła się nagle liczba 6,02 • 1023 , jest to oczywiście 1 mol elektronów (liczba Avogadro). To co obliczyliśmy nasz iks, będzie się nazywać stałą Faradaya z symbole F.

Stała Faradaya oznacza ładunek (w kulombach) 1 mola elektronów. Wynosi około 96500 C/mol.

Musisz zrozumieć czym jest stała Faradaya, inaczej obliczenia w elektrolizie będą jedynie kuciem wzorów na pamięć.

3. Łączymy wszystko w całość : prawa Faradaya

Od razu rozpoczynamy od robienia zadań. Zaczniemy od ogólnego schematu, swego rodzaju drogowskazu do układania proporcji w zadaniach obliczeniowych z elektrolizy.

Jak rozwiązywać zadania obliczeniowe z elektrochemii ?

Podobne schematy widzieliśmy na przykład w dziale dotyczącym pH. Przykładowo :

Nie ważne w którym miejscu schematu jesteś, znając dowolną wartość (np. pH) jesteś w stanie obliczyć wszystkie pozostałe. Na powyższym schemacie o elektrolizie jest dokładnie tak samo.

Dobrze, to działamy od razu na zadaniach.

Zadanie 1

Oblicz jaką objętość zajmie wydzielający się tlen (w temperaturze 30℃ i pod ciśnieniem 1100 hPa) otrzymany w wyniku elektrolizy wodnego roztworu zawierającego 120 g CuSO4 w momencie, gdy cała ilość jonów Cu2+ ulegnie redukcji.

Rozwiązanie :

Zawsze zaczynamy od napisania równań reakcji elektrolizy : będę je zapisywał zawsze dla katody (K) i anody (A) w ramach treningu, nawet jeśli do obliczeń przyda się tylko jedna z nich.

K:  Cu2+ + 2eー  ⟶  Cu

A:    2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e

Mamy 120 g CuSO4 , co od razu można przeliczyć na mole, otrzymując około 0,75 mola. Siarczan miedzi ulega dysocjacji :

CuSO4 ⟶ Cu2+ +  SO42ー

Więc z 0,75 mola siarczanu miedzi powstanie też 0,75 mola kationów Cu2+  . Patrząc po reakcji zachodzącej na katodzie możemy obliczyć ile w takim razie potrzeba elektronów do redukcji naszej miedzi.

1 mol Cu2+ ー 2 mole e

0,75 mol Cu2+ ー x

Czyli x = 1,5 mola elektronów zostanie zużytych do tej reakcji. Teraz chcemy poznać ilość tlenu, która w tym czasie wydzieliła się na anodzie. Układamy taka samą proporcję :

1 mol O2 ー 4 mole e

y ー 1,5 mola e

Czyli y = 0,375 mola tlenu powstanie. Teraz wystarczy przeliczyć to na objętość korzystając z równania Clapeyrona :

pV = nRT

1100 • V = 0,375  • 83,14  • 303 ⇒ V = 8,59 dm3 

Zadanie 2

Pewien licealista prowadzi elektrolizę wodnego roztworu azotanu chromu (III), celem pokrycia pewnego naczynia warstwą chromu o łącznej masie 0,86 g. Stwierdził, że chce mu się czekać maksymalnie 12,5 minuty. Jakie zatem natężenie prądu będzie potrzebne do przeprowadzenia tej elektrolizy?

Rozwiązanie :

K:  Cr3+ + 3eー  ⟶  Cr

A:    2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e

Ma powstać 0,86 g Cr , co od razu można przeliczyć na mole, otrzymując około 0,0165 mola. Patrzymy na reakcję przebiegającą na katodzie i układamy odpowiednią proporcję :

1 mol Cr3+ ー 3 mole e

0,0165 Cu2+ ー x

Czyli x = 0,05 mola elektronów zostanie zużytych do tej reakcji. Korzystamy teraz ze stałej Faradaya, aby obliczyć ładunek, który wtedy przepłynie :

1 mol e ー 96500 C

0,05 mola e ー y

Skąd mamy y = 4825 kulombów (to jest nasz ładunek, czyli Q = 4825 C). Teraz wystarczy połączyć to z natężeniem prądu i czasem trwania elektrolizy (t = 12,5 min , co musimy od razu zamienić na sekundy, otrzymując 750 s) :

\displaystyle  Q = I \cdot t \implies I = \frac{Q}{t}

\displaystyle I  \frac{4825}{750} = 6,43 \ A

Czyli trzeba użyć natężenia prądu równego 6,43 ampera.

4. Prawa Faradaya, gorsze podejście

Są osoby, które najlepiej reagują na szkolne podejście, czyli ,,daj mnie ten wzór i będę podstawiać”. I ja to rozumiem, sam na początku nauki elektrolizy prezentowałem takie podejście. Dlatego też teraz połączymy wszystko w jedną kupę i zobaczymy jaki z tego da się zmajstrować wzór :

\displaystyle (1) : \ \ Q = I \cdot t

\displaystyle (2) : \ \ Q = n \cdot F

Te dwa wzory możemy oczywiście do siebie przyrównać. W takim razie :

\displaystyle I \cdot t = n \cdot F

Możemy także wyrazić liczbę moli jako stosunek masy substancji do jej masy molowej, czyli że n = m/M . Wtedy :

\displaystyle I \cdot t = \frac{m}{M} \cdot F

I teraz dowolnie pomanipulować tym wzorem, często przybiera on taką postać :

\displaystyle  MIt = mF

Używając tego wzoru można także liczyć zadania z elektrolizy, no problemo. Zróbmy nasze dwa zadania, które pojawiały się wcześniej właśnie taka metodą ,,podstawiania do wzoru”


Elektroliza

1. Ogniwo elektrolityczne

Mam nadzieję, że pamiętasz, że w ogniwie galwanicznym (też : woltaicznym) biegła samorzutna reakcja redoks, która wytwarzała prąd. Teraz, w ogniwie elektrolitycznym, będzie wszystko odwrotnie. Będziemy chcieli wymusić (sztucznie), żeby zachodziła jakaś reakcja. W tym celu musimy użyć energii (przymusu), oczywiście elektrycznej.

Przykładowo reakcja syntezy wody jest samorzutna, natomiast rozkład wody jest czymś, co trzeba wymusić (reakcja niesamorzutna).

Synteza wodyRozkład wody
2H2 + O2 ⟶ 2H2O 2H2O ⟶ 2H2 + O2
Wytwarza (generuje)
prąd elektryczny.
Pochłania prąd
elektryczny.
Zachodzi w ogniwie
galwanicznym.
Zachodzi w ogniwie
elektrolitycznym
.
Porównanie ogniwa elektrolitycznego oraz galwanicznego

Czyli żeby przeprowadzić elektrolizę, potrzebujemy zewnętrznego źródła prądu (musimy ,,podłączyć do gniazdka”).

Elektroliza ma jednak ciekawe zastosowania, skoro możemy wymusić ,,nienormalne reakcje” , czyli takie które normalnie nie zachodzą. Przykładowo w skorupie ziemskiej znajduje się sporo metali, tylko niestety nie występują one w postaci samego metalu, tylko w jakichś związkach chemicznych, często tlenkach. Dzięki elektrolizie można taki tlenek rozłożyć na tlen i metal, otrzymując czysty metal.

Elektrolizę używa się także, aby ,,okryć” metalem jakiś przedmiot. Na przykład jak chcemy mieć srebrne łyżeczki, to wrzucamy je do elektrolizera, włączamy prąd i srebro będzie się osadzać na naszej łyżeczce.

2. Ogniwo elektrolityczne

Ogniwo elektrolityczne najłatwiej zrozumieć ,,wyprowadzając” je jakby z ogniwa galwanicznego, które już poznaliśmy. Bierzemy znane nam już ogniwo Daniela, w którym zachodzi sumaryczna reakcja :

Cu2+   + Zn ⟶ Zn2+ + Cu (➤ogniwo galwaniczne)

SEM tego ogniwa wynosi około 1,1 V. Jest to reakcja samorzutna. Nas teraz z kolei interesuje reakcja odwrotna! Chcielibyśmy żeby zaszła taka reakcja :

Zn2+ + Cu ⟶ Cu2+   + Zn (➤ogniwo galwaniczne)

Jak to zrobić? Należy wtedy przełamać przepływ elektronów z cynku do miedzi, czyli przełamać generowany potencjał równy 1,1 V. Jeśli zatem użyjemy zewnętrznego źródła prądu, które wygeneruje więcej niż 1,1 V to elektrony zostaną siłą zmuszone do przepływu w drugą stronę, powodując redukcję jonów cynku i utlenianie miedzi. Świat staje wtedy na głowie, a anoda staje się katodą i odwrotnie. Wynika to z naszej świętej definicji anody oraz katody, a więc miejsc, gdzie zachodzi utlenianie i redukcja (to nigdy się nie zmienia!)

Porównanie ogniwa galwanicznego oraz elektrolitycznego

W ogniwie elektrolitycznym chodzi w takim razie o to, aby przełamać prąd elektronów, który płynie w przeciwną stronę. To tak samo jakbyśmy płynęli pod prąd jakiejś rzeki – potrzebujemy określonej siły, żeby ten prąd przełamać, a ta siła jest zależna od tego jaka to rwąca rzeka czy może słabiutki strumyczek. Tak samo w elektrolizie będzie to zależało od tego jaka jest reakcja chemiczna.

Napięcie, które należy użyć do przeprowadzenia elektrolizy nazywamy potencjałem rozkładowym.

3. Znaki plus i minus się też zmieniają

Ogniwo
galwaniczne
Ogniwo
elektrolityczne
Katoda+
Anoda+
Znaki katody i anody w ogniwach elektrochemicznych, które dzielą się na galwaniczne i elektrolityczne

Reakcje, które zachodzą podczas elektrolizy będą opisane w osobnym dziale.

4. Z gazami jest trochę inaczej

W wyniku elektrolizy da się otrzymać gazy, typowo będą to halogenki (np. chlor) , ale także wodór i tlen. Załóżmy, że robimy elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu. Skoro jest to wodny roztwór, to oprócz kationów Na+ oraz anionów Cl znajdują się tam także cząsteczki wody.

Będziemy dokładniej o tym mówić w następnym rozdziale o reakcjach elektrolizy, ale nie będzie dla Ciebie niczym nowym to, że patrzymy po wartościach potencjałów standardowych co będzie się tworzyć na anodzie, a co na katodzie. W końcu po to właśnie były potencjały! Ok, to spisujemy wszystkie teoretycznie możliwe reakcje, które mogą zachodzić na anodzie i katodzie : woda może się utleniać albo redukować!

Co może być na katodzie?

2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH E° = − 0,41 V

lub Na+ + eー  ⟶  Na E° = − 2,71 V

Co może być na anodzie?

2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e E° = 0,82 V

lub 2Clー  ⟶ Cl2 + 2e E° = 1,36 V

Ok, to teraz porównujemy potencjały. Jeśli chodzi o katodę, to patrzymy, że woda chętniej będzie ulegała redukcji (większy potencjał), więc na katodzie będzie elektroliza wody, powstanie wodór.

Na anodzie natomiast potencjał dla chloru jest wyższy, więc on bardziej by chciał się redukować, a mniej utleniać. Więc na anodzie też powinna być elektroliza wody, powinien powstawać tlen. Okazuje się, że tylko w połowie mamy rację. Na katodzie faktycznie powstaje wodór, ale na anodzie powstaje chlor. Jak to możliwe?!

Okazuje się, że aby zaszło utlenianie wody i powstał gaz (tlen) trzeba wyższego napięcia niż 0,82 V , który został podany. Wynika to z przyczyn kinetycznych oraz termodynamicznych (w skrócie : potrzeba więcej energii, aby uformować gaz), a ta dodatkowa ,,energia” nazywa się nadpotencjałem. Jeśli weźmiemy nadpotencjał pod uwagę, to w rzeczywistości potrzebne jest napięcie około 1,4 V , a to oznacza, że jednak łatwiej, aby powstał chlor!

Jak napisać reakcje elektrolizy ?

1. Reakcje elektrolizy to jedna z ważniejszych umiejętności

Patrząc na zadania maturalne, to faktycznie reakcje elektrolizy pojawiają się bardzo często. Dlatego musimy to wszystko zebrać do jednej kupy i mieć podsumowane z podziałem na wszystkie możliwości, które możemy dostać na maturze.

Z poprzedniego postu wiemy, że elektroliza to po prostu ogół reakcji zachodzących ze względu na to, że nastąpił przepływ prądu elektrycznego przez elektrolit 

2. Reakcje elektrolizy stopionych związków

To jest najprostszy, najprzyjemniejszy przypadek. Samo słowo ,,topnienie” raczej powinno nam się kojarzyć z wysoką temperaturą. I faktycznie, w pierwszym etapie pod wpływem wysokiej temperatury następuje kryształ związku jonowego topnieje i powstaje ciecz jonowa.

Cóż to za wynalazek, ta ciecz jonowa? To jest taka substancja, która składa się tylko z jonów, a dla nas co ważniejsze, nie ma tam po prostu wody! Bo inaczej, woda również może ulegać elektrolizie, utleniać się lub redukować, a tutaj skoro jej nie ma, to nie będzie nam przeszkadzać.

Czyli mamy jakiś stopioną sól, powiedzmy KCl, który nam dysocjuje (jest to dysocjacja termiczna) :

 KCl ⟶ K+ + Cl  

Potem do naczynia, w którym znajdują się te jony wkładamy elektrody. Kationy podążają do katody i na niej ulegają redukcji do anody podążają aniony, na której ulegają utlenieniu.

(Katoda) : K+ + 1e ⟶ K  

(Anoda) : 2Cl  ⟶ Cl2 + 2e

Jeśli tylko będziesz pamiętać, że na anodzie zawsze jest utlenianie, a na katodzie zawsze redukcja to musisz sobie poradzić!

Cytaty elektrochemicznych mądrości.

To ćwiczymy. Napiszmy równania zachodzące na katodzie (K) oraz anodzie dla stopionych : CaO, AgCl, NaBr oraz Al2O3 .

ZwiązekAnodaKatoda
CaO 2O2ー  ⟶ O2 + 4e Ca2+ + 2eー  ⟶  Ca
AgCl 2Clー  ⟶ Cl2 + 2e Ag+ + eー  ⟶  Ag
NaBr 2Brー  ⟶ Br2 + 2e Na+ + eー  ⟶  Na
Al2O3 2O2ー  ⟶ O2 + 4e Al3+ + 3eー  ⟶  Al
Elektroliza stopionych związków

Sumaryczna reakcja jest natomiast rozpadem cząsteczki na atomy/cząsteczki :

2CaO ⟶ 2Ca + O2

2AgCl ⟶ 2Ag + Cl2

2NaBr ⟶ 2Na+ Br2

2Al2O3 ⟶ 4Al + 3O2

Przy okazji warto jeszcze porównać dwa rodzaje dysocjacji, które już znamy!

Dysocjacja
elektrolityczna
Dysocjacja
termiczna (termoliza)
HCl \xrightarrow{H_{2}O} H^{+} + Cl^{-} 2NaBr \xrightarrow{T} 2Na + Br_{2}
Rozpad cząsteczki na jony
pod wpływem rozpuszczalnika
(najczęściej wody).
Rozpad cząsteczki na atomy/cząsteczki
pod wpływem temperatury.
Porównanie dysocjacji elektrolitycznej oraz termicznej

3. Reakcje elektrolizy wodnych roztworów elektrolitów

W pierwszym etapie pod wpływem wody następuje dysocjacja danego związku. Czyli teraz mamy dysocjację elektrolityczną, a poprzednio była termiczna (pod wpływem temperatury).

KCl ⟶ K+ + Cl    

Następnie do naczynia w którym znajdują się jony wkładamy elektrody. Kationy podążają do katody, a aniony do anody. Niestety, teraz w roztworze znajduje się już woda, które może brać udział w elektrolizie i być w centrum naszej uwagi w zadaniach. Kolejność rozładowywania jonów w wodnych roztworach elektrolitów.

Dlatego też należy patrzeć na wartości potencjałów standardowych, żeby zadecydować co się nam będzie ,,elektrolizować”. Można to ująć w pewien algorytm :

Co będzie na katodzie?KatodaAnoda Co będzie
na anodzie?
Krok 1 : na
katodzie
najpierw
metale
o niższym
potencjale
od glinu
Mn+ + ne ⟶ M
2X ⟶ X2 + 2e
X = F, Cl, Br, I
Krok 1 : najpierw
aniony
kwasów
beztlenowych
(najsilniejsze reduktory)
Krok 2 : potem
jony wodorowe
(środowisko
kwaśne)
2H+ + 2e ⟶ H2   4OH ⟶ 2H2O + O2 + 4e Krok 2 : potem
jony wodorotlenowe
Krok 3 :
potem woda
2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH   2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e Krok 3 :
potem woda
Algorytm rozwiązywania zadań, w których trzeba napisać reakcje elektrolizy

Algorytm rozwiązywania zadania polega na tym, że sprawdzamy jakie jony znajdują się w roztworze po dysocjacji a następnie a następnie porównujemy je z kolejnością w tabeli. W przypadku braku danego jonu przechodzimy niżej aż dotrzemy do wody, która jest na pewno w roztworze[1].

Zacznijmy od soli kwasów beztlenowych :

Sól kwasu beztlenowego, gdzie metal
jest mniej aktywny od glinu
(ma wyższy potencjał)
Sól kwasu beztlenowego, gdzie metal
jest aktywniejszy od glinu
(ma niższy potencjał)
CuBr2 NaI
K:  Cu2+ + 2eー  ⟶  Cu
A:   2Brー  ⟶ Br2 + 2e
K:  2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH
A:   2Iー  ⟶ I2 + 2e
ZnCl2MgCl2
K:  Zn2+ + 2eー  ⟶  Zn
A:   2Clー  ⟶ Cl2 + 2e
K:  2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH
A:    2Clー  ⟶ Cl2 + 2e
Elektroliza wodnych roztworów soli kwasów beztlenowych

To teraz czas na sole od kwasów tlenowych :

Sól kwasu tlenowego, gdzie metal
jest mniej aktywny od glinu
(ma wyższy potencjał)
Sól kwasu tlenowego, gdzie metal
jest aktywniejszy od glinu
(ma niższy potencjał)
AgNO3 NaNO3
K:  Ag+ + eー  ⟶  Ag
A:   2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e
K:  2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH
A:    2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e
Fe2(SO4)3 BaSO4
K:  Fe3+ + 3eー  ⟶  Fe2+
A:    2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e
K:  2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH
A:   2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e
Elektroliza wodnych roztworów soli kwasów tlenowych

Teraz wodorotlenki :

Wodorotlenki, gdzie metal
jest aktywniejszy od glinu
(ma niższy potencjał)
Wodorotlenki, gdzie metal
jest mniej aktywny od glinu
(ma wyższy potencjał)
LiOHCu(OH)2
K:  2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH
A:   4OH ⟶ 2H2O + O2 + 4e
Problem jest taki, że te
wodorotlenki są trudno
rozpuszczalne. Takich
przykładów nie powinno
być na maturze.
Elektroliza wodnych roztworów wodorotlenków

I zostały nam jeszcze kwasy.

Kwasy tlenoweKwasy beztlenowe
HNO3HCl
K:  2H+ + 2eー  ⟶  H2 
A:   2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e
K:  2H+ + 2eー  ⟶  H2 
A:   2Clー  ⟶ Cl2 + 2e
H2SO4 HBr
K:  2H+ + 2eー  ⟶  H2 
A:   2H2O ⟶ O2 + 4H+ + 4e
K:  2H+ + 2eー  ⟶  H2 
A:   2Brー  ⟶ Br2 + 2e
Elektroliza wodnych roztworów kwasów tlenowych oraz beztlenowych

I też na koniec odwieczne pytanie – co z solami glinu? Jeśli mamy roztwór soli glinu to na katodzie będzie redukcja wody, a nie glinu. Jeśli mamy stopioną sól, gdzie wody po prostu nie ma, to na katodzie wtedy będzie się redukował glin.

Roztwór soli glinuStopiona sól glinu
AlCl3 (aq)(stopiony) AlCl3
K:  2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH
A:   2Clー  ⟶ Cl2 + 2e
K:  Al3+ + 3eー  ⟶  Al
A:   2Clー  ⟶ Cl2 + 2e
Elektroliza wodnych roztworów kwasów tlenowych oraz beztlenowych

4. Reakcje elektrolizy, kiedy jest mieszanina

Mam nadzieję, że zdążyłeś się już zorientować, że potencjał standardowy stoi w absolutnym centrum elektrochemii. Również na podstawie wartości potencjałów standardowych będziemy oceniać co będzie ulegać elektrolizie w roztworze, gdzie znajduje się mieszanina anionów i kationów! Zatem szybkie odświeżenie :

➦ Duży (dodatni) potencjał oznacza, że coś chce się redukować, a nie chce się utleniać.

➦ Mały (bardziej ujemny) potencjał oznacza, że coś nie chce się redukować, czyli chce się utleniać.

Załóżmy, że mamy mieszaninę stopionych soli KCl oraz NaCl. Patrzymy na wartości potencjałów standardowych[2] :

Na+ + eー  ⟶  Na

K+ + eー  ⟶  K

E° = − 2,71 V

E° = − 2,92 V

Jak widać po wartościach potencjałów, to sód bardziej chciałby się redukować, więc to on by się wydzielał na katodzie. Na anodzie natomiast powstawałby chlor.

K:  Na+ + eー  ⟶  Na
A:   2Clー  ⟶ Cl2 + 2e

Teraz weźmy stopione sole NaBr oraz NaCl. Postępujemy analogicznie. Patrzymy na wartości potencjałów standardowych[2] :

  Cl2 + 2e⟶ 2Cl

Br2 + 2e⟶ 2Br

E° = 1,36 V

E° = 1,09 V

Jak widać po wartościach potencjałów, to chlor bardziej chciałby się redukować, ale to jeszcze nam nie wystarcza, bo przecież na anodzie zachodzi utlenianie, więc też na to musimy sobie ,,przetłumaczyć” potencjał. Skoro chlor bardziej chciałby się redukować, to znaczy, że mniej chciałby się utleniać. W takim razie na anodzie wydzieli się brom!

K:  Na+ + eー  ⟶  Na
A:   2Brー  ⟶ Br2 + 2e


[1] Kolejność procesów elektronowych jest uwarunkowana zarówno czynnikami termodynamicznymi (potencjały elektrod) jak i kinetycznymi (energię aktywacji – wyrażane przez nadpotencjały).  Stąd też na katodzie i anodzie mogą równocześnie zachodzić więcej niż jeden rodzaj procesu utlenienia/redukcji

[2] Tak naprawdę wartości potencjałów standardowych, które mamy podane w tabelach dotycząc wodnych roztworów, a nie stopionych soli, ale dobrze one z nimi korelują, więc można się na tym wzorować na maturze.

Korozja, czyli znienawidzona reakcja redoks

1. Co to jest korozja ?

Korozja to zwykle stopniowy proces, w wyniku którego metale ulegają utlenieniu pod wpływem warunków środowiskowych. Jest to niemalże zawsze niechciana reakcja, stąd tytuł tego postu. Zerknijmy na wycinek z tablic maturalnych (potencjały standardowe) :

O2 + 2H2O + 4e ⟶ 4OH

E° = 0,4 V

Jak widzimy tlen (czynnik środowiskowy, bo w końcu jest obecny w powietrzu w znaczniej ilości, około 21%) co oznacza, że z chęcią się redukuje, co oznacza że jest dobrym utleniaczem.

Ale! W środowisku kwaśnym jego zdolności utleniające jeszcze bardziej rosną, ponieważ tlen wtedy jeszcze chętniej się redukuje (większa wartość potencjału standardowego) :

O2 + 4H+ + 4e ⟶ 2H2O

E° = 1,23 V

W takim razie tlen jest w stanie utlenić wiele metali, których potencjał standardowy jest niższy od tych wartości. Można powiedzieć, że korozja to przeciwny proces do tych reakcji redoks, w których metal jest otrzymywany. Przykładowo wspominaliśmy o tym, że chrom otrzymuje się w wyniku reakcji :

Cr2O3  +  2Al  ⟶  2Cr  + Al2O3

Czyli tutaj chrom ulega redukcji. Natomiast korozja będzie procesem przeciwnym, w którym metal ulega utlenieniu.

Można by zatem zadać pytanie − czemu w takim razie w przemyśle do konstrukcji budowli używa się tak często metali? Dlatego, że jeśli weźmiemy taki glin ( E° = − 1,66 V ) to on od razu ulegnie utlenieniu do Al2O3 , który jest twardą, wytrzymałą substancją, mało aktywną chemicznie. Zresztą, taki proces właśnie nazywaliśmy pasywacją! Na glinie powstaje taka ochronna warstwa tlenku, która zapobiega dalszym reakcjom, w tym korozji. Więc glin sam sobie z korozją poradzi

Nieco inaczej jest w przypadku żelaza, ponieważ jego tlenki są strukturalnie niestabilne i maja tendencję do odrywania się w postaci płatów od metalu, odkrywając go i narażając na dalszą korozję.

2. Jakie mamy reakcje chemiczne w korozji ?

Procesy chemiczne składające się na korozję są dość skomplikowane i różnią się jeszcze w zależności od podręcznika. Na pewno żelazo ulega reakcji utlenienia zgodnie z równaniem :

Fe ⟶ Fe2+ + 2e

Mówimy, że ta reakcja następuje w tak zwanych regionach anodowych, a nazwa oczywiście bierze się stąd, że jest to reakcja utlenienia (taka była definicja anody). Powstałe tam elektrony wędrują przez metaliczne żelazo do regionów katodowych, gdzie reagują z tlenem i jonami H+ i następuje oczywiście redukcja.

Skąd się tam biorą jony H+ ? Otóż w wodzie (wilgoć) mamy niewielką ilość rozpuszczonego z powietrza tlenku węgla CO2 , który łączy się z wodą dając kwas węglowy, co odpowiada za leciutko kwaśne środowisko. W regionie katodowym zachodzi zatem reakcja :

O2 + 4H+ + 4e ⟶ 2H2O

A sumaryczna reakcja wygląda wówczas następująco :

2Fe + O2 + 4H+ ⟶ Fe2+ + 2H2O

A potencjał standardowy dla tej reakcji wynosi : 1,23 − ( −0,44) = 1,67 V , zatem taka reakcja zachodzi bardzo sprawnie (co dla nas jest niekorzystne). Na nieszczęście to jeszcze nie koniec! Powstałe jony żelaza Fe2+ , mogą dalej migrować w wodzie (wilgoci) do powierzchni żelaza (regionów katodowych), gdzie są dalej utlenianie w obecności (środowiskowego) tlenu.

2Fe2+ + ½ O2 + 5H2O ⟶ 2Fe(OH)3 + 4H+

Problem dodatkowy jest taki, że wodorotlenek żelaza (III) to nie jest dokładnie Fe(OH)3 , tylko bardziej dokładnie uwodniony tlenek żelaza (III), który ma zmienną ilość cząsteczek wody, więc wyrażamy go jako hydrat z n cząsteczkami wody, czyli Fe2O3 H2O Problem dodatkowy jest taki, że wodorotlenek żelaza (III) to nie jest dokładnie Fe(OH)3 , tylko bardziej dokładnie uwodniony tlenek żelaza (III), który ma zmienną ilość cząsteczek wody, więc wyrażamy go jako hydrat z n cząsteczkami wody, czyli Fe2O3 • n H2O (rdza!) . Więc tą reakcję chemiczną utleniania jonów żelaza (II) moglibyśmy zapisać również tak :

4Fe2+ + O2 + (4+ 2n) H2O ⟶ 2 Fe2O3 • n H2O + 8H+


W uproszczonej maturalnej wersji może być też taka opcja, że nie uwzględnia się kwasowego środowiska, czyli wówczas tlen redukuje się do jonów OH . Wtedy :

Fe ⟶ Fe2+ + 2e

O2 + 2H2O + 4e ⟶ 4OH

 Reakcja sumaryczna wygląda wtedy następująco :

2Fe + O2 + 2H2O ⟶ 2Fe(OH)2

i na koniec mamy utlenianie powstałego wodorotlenku żelaza (II):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ⟶ 4Fe(OH)3

3. Kiedy będzie rdza ?

➦ do utworzenia rdzy potrzebna jest wilgoć, ponieważ w ostatnim etapie woda jest reagentem, a ponadto woda jest potrzebna, aby umożliwić przepływ ładunków pomiędzy regionem anodowym oraz katodowym.

A co wpływa na szybkość tworzenia rdzy ?

obecność kwasu (kwasowe środowisko). Jak widzieliśmy po wartościach potencjałów standardowych, tlen lepiej się redukuje w środowisku kwaśnym (niskim pH), więc jest wtedy lepszym utleniaczem.

obecność elektrolitu, np. NaCl. Obecność elektrolitu powoduje, że mamy lepszy przepływ ładunków, co przyspiesza tworzenie rdzy. Dlatego też samochody rdzewieją w zimie, kiedy drogi posypywane są właśnie solami (w żargonie samochodowym funkcjonuje dość agresywne sformułowanie : ,,pokrywają się rudą szmatą” , które przy okazji obrazują nam jak niekorzystny jest proces korozji w tym przypadku).

Te czynniki również wpływają na przyspieszenie korozji.

4. Jak się chronić przed korozją ?

Na wstępie jeszcze chciałbym powiedzieć, jakie są w ogóle rodzaje korozji.

Korozja chemiczna ― korozja spowodowana działaniem substancji chemicznych w warunkach, w których reakcjom chemicznym nie towarzyszy przepływ prądu (elektrony są wymieniane bezpośrednio między utlenianym metalem i utleniaczem).

Korozja elektrochemiczna ― korozja metali spowodowana procesami elektrochemicznymi. W wyniku tego procesu tworzą się ogniwa/mikroogniwa galwaniczne i reakcji towarzyszy przepływ prądu – elektronowego w metalu i jonowego w otaczającym metal elektrolicie.

A jak się uchronić przed korozją? Jest kilka metod.

➤ Oczywistym pomysłem jest ochrona fizyczna przed wilgocią. Dlatego używa się niemetaliczne powłoki ograniczające kontakt ze środowiskiem powłoki metaliczne (np. malowanie ). Wystarczy jednak zrobić zadrapanie i już odsłaniamy nasz metal na korozję.

➤ Można także użyć powłoki z metalu, który się sam poświęci (jak kamikadze), a więc musi to być metal, który łatwiej będzie się utleniał niż żelazo.


Obliczanie SEM (siły elektromotorycznej) ogniwa

1. Obliczanie SEM to różnica potencjałów

Dzisiejszy post to bułka z masłem dla tych, którzy przeczytali już opracowanie dotyczące ogniwa galwanicznego. Jeśli tego nie zrobiłeś, to masz zaległości do nadrobienia.

Już wtedy powiedzieliśmy, że siła elektromotoryczna to po prostu różnica potencjałów między katodą ( EK ), a anodą ( EA ). Siła elektromotoryczna to po prostu potencjał całego ogniwa Eog .

Eog = EK − EA

Symbol Eog jest rzadko spotykany, zwykle jest to sama literka E, czyli wzór wygląda następująco : E = EK − EA

W książkach spotkacie się także z zapisem SEM zamiast potencjału ogniwa :

SEM = EK − EA

Jako że na maturze nie obowiązuje równanie Nernsta[1], to my będziemy tylko liczyć potencjał standardowy ogniwa :

\huge \displaystyle E^{\circ} = E^{\circ}_{K} -  E^{\circ}_{A}

2. Obliczanie SEM − zadania

Poniższe trzy zadania pochodzą ze zbioru zadań : Chemia 1 Jakubiec Wiśniewski

Zadanie 1

W półogniwach A oraz B zachodzą reakcje opisane równaniami (reakcje podano jako proces redukcji, jak w tablicach maturalnych) : 

półogniwo AB
reakcja[Fe(CN)6]3ー + e  ⇄  [Fe(CN)6]4ー Cr3+  +  3e  ⇄  Cr   
potencjał
standardowy
E° =  0,36 VE° = ー0,74 V

Zbudowano ogniwo z półogniw A i B. na podstawie podanych wartości potencjałów standardowych określ, w którym półogniwie (A czy B) zachodzi proces utleniania, a w którym redukcji. Napisz równanie sumarycznej reakcji zachodzącej w ogniwie w formie jonowej oraz oblicz SEM tego ogniwa.

Rozwiązanie :

Oczywiście patrzymy na wartości potencjałów standardowych i widzimy, że to związek żelaza bardziej chce się redukować. Zatem redukcja zachodzi w półogniwie:  A , a utlenianie w półogniwie B. Równanie reakcji :

3 [Fe(CN)6]3ー +  Cr  ⟶  Cr3+  + 3[Fe(CN)6]4ー

SEM = 0,36 − ( −0,74 ) = 1,1 V

Zadanie 2

Podczas pracy pewnego ogniwa zachodzą procesy elektrodowe, których przebieg można przedstawić następującym równaniem reakcji: 

3Cd  +  2Bi3+  ⟶ 3Cd2+ +  2Bi

Korzystając z szeregu elektrochemicznego metali, przedstaw schemat ogniwa, w którym zachodzi powyższa reakcja. Oblicz SEM tego ogniwa dla warunków standardowych. 

Rozwiązanie :

Cd | Cd2+ || Bi3+ | Bi  

SEM = 0,31 − ( − 0,4) = 0,71 V

Zadanie 3

Pewne ogniwo można opisać schematem  X | X+ || Y| Y . Potencjał standardowy dla pary X, X+ wynosi E° = − 0,44 V, a dla pary Y, Y wynosi E° = 0,33 V. 

Uzupełnij tabelę wpisując w odpowiednie miejsce P lub F

Reakcja  X + Y ⟶ X+ + Y jest samorzutna. 
Reakcja  X+ + Y ⟶ X + Y  jest samorzutna. 
SEM ogniwa w warunkach standardowych wynosi 0,77 V. 
SEM ogniwa w warunkach standardowych wynosi ー0,77 V. 
Uzupełnij tabelę

Rozwiązanie :

Prawda, Fałsz, Prawda, Fałsz. Po wartościach potencjałów widzimy, że to Y bardziej chce się redukować. W pierwszej reakcji to Y się redukuje, więc wszystko jest ok, a w drugiej redukuje się X+ , więc to fałsz. SEM ogniwa obliczamy jako : SEM = 0,33 − (−0,44) = 0,77 V

3. Obliczanie SEM − zadania maturalne

2018 maj – poziom rozszerzony (stara matura)

Z szeregu elektrochemicznego odczytujemy wartości potencjałów standardowych dla niklu i manganu równych odpowiednio 1,18 V oraz –0,26 V. W takim razie to nikiel się redukuje, a SEM wynosi :

SEM = 1,18 – ( – 0,26 ) = 0,92 V

Równanie reakcji :

Mn + Ni2+ ⟶ Mn2+ + Ni


2017 maj – poziom rozszerzony (stara matura)

Widzimy, że potencjał dla manganu jest większy, więc to on będzie się redukował, a chrom utleniał. W takim razie równanie reakcji jest następujące :

2Cr + 3MnO2 + 12H+ ⟶ 2Cr3+ + 3Mn2+ + 6H2O

Oczywiście musisz zadbać o to, aby elektrony się ,,skróciły” , dlatego też pierwszą reakcję połówkową podaną w zadaniu pomnożyliśmy przez 2 , a drugą przez 3. Obliczanie SEM ogniwa to już prosta sprawa :

SEM = 1,224 – ( – 0,744) = 1,968 V


[1] Wartość potencjału ogniwa czy też samego półogniwa zależy także od temperatury i stężeń. Mówiąc potencjał standardowy mamy na myśli stężenia równe c = 1 mol/dm3 , a dla każdego innego stężenia jest inna wartość potencjału. Jak można się domyślić, rzadko wręcz mamy sytuacje, w których jest takie idealnie stężenie.

Potencjał
standardowy
Potencjał
SymbolE
ZnaczeniePotencjał ogniwa/półogniwa zmierzony dla T = 298 K oraz stężeń
reagentów równych 1 mol/dm3
Potencjał ogniwa/półogniwa zmierzony
w dowolnej temperaturze, dla dowolnych stężeń reagentów
Różnica między potencjałem, a potencjałem standardowym

Równanie Nernsta natomiast pokazuje nam jak obliczyć potencjał ogniwa czy półogniwa w zależności od temperatury oraz stężeń. Przykładowo dla ogniwa Daniela, które już omawialiśmy o schemacie :

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

równanie Nernsta będzie wyglądało następująco :

\displaystyle E = E^{ \circ} + \frac{RT}{zF} \ ln \ \frac{[Cu^{2+}]}{[Zn^{2+}]}

Nie musisz tego równania się uczyć, ani rozumieć w nim wszystkich symboli.