1
1
Sprawy organizacyjne
• Politechnika Wrocławska
• Wydział Chemiczny
• WYKŁAD: CHEMIA NIEORGANICZNA
• CHC13005w
• wtorek godz. 9.15 – 11.00, sala 220 A-3
•
• Wykładowca:
• Dr hab. Leszek RYCERZ
• Zakład Metalurgii Chemicznej
• Budynek A-3, pokój 113
• email: leszek.rycerz@pwr.wroc.pl
•
• Konsultacje: PN: 11-13, WT 11-13, p.113 (A-3)
2
2
Sprawy organizacyjne
• Podręczniki
1) Literatura podstawowa
A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej,
PWN, Warszawa, 2006.
• 2) Literatura uzupełniająca
• P. Mastalerz, Elementarna chemia
nieorganiczna, Wyd. Chemiczne, Wrocław,
1997.
• P. A. Cox, Chemia nieorganiczna – krótkie
wykłady, Wyd. Naukowe PWN, Warszawa, 2003.
• F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia
nieorganiczna - podstawy, Wyd. Naukowe PWN,
Warszawa, 1995.
• J. E. Brady, General Chemistry, Principles and
Structure, John Wiley & Sons, New York, 1990.
3
3
Materiały internetowe
•
http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/ind
ex/Notes_Chapter_08.pdf
•
http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/po
wer_point/Ch24.ppt
•
http://web.mit.edu/2.813/www/Class
%20Slides/Lecture%207%20Mat.Prod.pdf
•
http://www.google.pl/search?
hl=pl&lr=&client=firefox-
a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=
uklad+okresowy+pierwiastkow
%2BPower+Point&start=20&sa=N
•
http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture
%20Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic
%20Trends.pdf
4
4
Wykorzystane materiały
Wykorzystane materiały
– S. Thomas, M. Zalbowitz, Fuel Cells-Green Power, Los
Alamos National Laboratory, 1999
• www.education.lani.gov
• http://fuelcellworks.com
• www.h-tec.com
• www.hynet.info
• Vailant GmbH
5
5
Pierwiastki
Pierwiastki
88 występuje w przyrodzie w łatwo
wykrywalnych ilościach
kilka
otrzymano
za
pomocą
reakcji
jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości
zaś ostatnie otrzymano w najmniejszej nie
dającej się oznaczyć ilości
współcześnie
znanych jest
118 pierwiastków
6
6
Wszystkie pierwiastki pogrupowane
są w tablicy nazywanej
Układem okresowym pierwiastków.
Już na początku XIX wieku
podejmowano próby ułożenia w
logiczny sposób tablicy pierwiastków.
Próby takie podejmowali: Dobereiner,
Newlands i Meyer.
7
7
W 1870 Mendelejew opracował
prawo okresowości, którego
wyrazem jest układ okresowy.
8
8
Można zatem ułożyć tablicę
pierwiastków, kierując się
następującymi zasadami:
ustawia się pierwiastki w ciąg rosnących liczb
atomowych
ciąg ten „zawija” się tak, aby pierwiastki o
podobnych konfiguracjach elektronowych
powłoki walencyjnej znalazły się w tych
samych kolumnach
Uzyskuje się układ okresowy
:
9
9
O własnościach pierwiastka
decyduje ilość elektronów w
atomie a szczególnie ilość
elektronów na powłokach
zewnętrznych i ich kształt
.
Współczesna teoria budowy
atomu wyjaśniła PRAWO
OKRESOWOŚCI
UKŁAD OKRESOWY
PIERWIASTKÓW jest pochodną
konfiguracji elektronowej
atomów
10
10
Elektrony uczestniczące w tworzeniu
wiązań chemicznych to elektrony
najwyższego poziomu energetycznego
mogą to
być
elektrony
umieszczon
e w
różnych
powłokach,
jak i
podpowłok
ach
w znacznej mierze określają
one właściwości chemiczne
pierwiastków
11
11
Konfiguracje elektronowe POWŁOK WALENCYJNYCH
atomów powtarzają się co 2, 8, 18 lub 32
pierwiastki
12
12
13
13
2
pierwsze
kolumny
układu
Układ
okresow
y składa
się z 18
kolumn
blok
s
14
14
10 kolumn układu od 3
do 12
blok d
104
104
Db
Db
104
104
Db
Db
105
105
Jl
Jl
105
105
Jl
Jl
106
106
Rf
Rf
106
106
Rf
Rf
107
107
Bh
Bh
107
107
Bh
Bh
10
10
8
8
H
H
n
n
10
10
8
8
H
H
n
n
10
10
9
9
Mt
Mt
10
10
9
9
Mt
Mt
15
15
blok
f
16
16
Rozmiary atomów
wielkosc atomu lub jonu okresla
promien najbardziej
zewnetrznej powłoki
elektronowej
Promień atomowy
połowa odległości między środkami
sąsiednich atomów mierzony w
pm (pikometry 1pm = 10
-12
m)
17
17
Rozmiary atomów i jonów
Promień atomowy - połowa eksperymentalnie
wyznaczonej odległości pomiędzy środkami
sąsiednich atomów w ciele stałym
Promień atomowy - połowa eksperymentalnie
wyznaczonej odległości pomiędzy środkami
sąsiednich atomów w ciele stałym
Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych
- połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości
pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym
Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych
- połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości
pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym
Promień jonowy - wielkość związana z odległością
pomiędzy środkami
sąsiadujących jonów
Promień jonowy - wielkość związana z odległością
pomiędzy środkami
sąsiadujących jonów
18
18
Zmiana promienia
atomowego
19
19
Ekranowanie
Energia elektronu jest funkcją Z
2
/n
2
.
Ładunek jądra (Z) wzrasta szybciej niż główna liczba
kwantowa (n).
Dlatego też ciągły wzrost energii jonizacji EI następuje ze
wzrostem liczby atomowej.
Ale:
EI dla H wynosi 1312 KJ mol
-1
a dla Li tylko 520 KJ mol
-1
Dlaczego?
Przyczyny:
Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa niż
elektronów 1s.
Elektrony 2s są też odpychane przez elektrony 1s
2
,
dlatego też mogą być łatwiej usunięte – ekranowanie
jądra przez wewnętrzne elektrony. Elektrony walencyjne
„widzą” tylko część ładunku jądra
Efektywny Ładunek Jądra
Z* = Z – σ ( σ= Stała ekranowania)
20
20
Jak wyznaczyć Z*?
Dla elektronów orbitali s lub p
1. Electrony powłoki wyższej niż ta na której znajduje się
rozpatrywany elektron e, niewnosza wkładu do σ
2. Każdy elektron tej samej powłoki głównej wnosi 0.35
do σ
3. Każdy elektron powłoki (n-1) wnosi 0.85 do σ
4. Każdy eelektron głębszej powłoki wnosi 1.00 do σ
Przykład: Obliczyć Z* dla elektronu 2p fluoru (Z = 9) 1s
2
2s
2
2p
5
Stała ekranowania dla elektronu (2p):
6 (sześć) (dwa elektrony 2s i cztery 2p) = 6 X 0.35 = 2.10
2 (dwa) elektrony 1s = 2 X 0.85 = 1.70
σ= 1.70+2.10 = 3.80
Z* = 9 - 3.80 = 5.20
21
21
Jak wyznaczyć Z*?
Dla elektronu na orbitalu
d
lub
f
• 1. Wszystkie elektrony na wyższych
powłokach wnoszą wkład 0
• 2. Każdy elektron tej samej powłoki
wnosi wkład 0.35
• 3. Każdy elektron powłoki (n-1) i
niższych wnosi wkład 1.00
22
22
Efektywny Ładunek Jądra
Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta
nieznacznie wraz z przesuwaniem się w dół
grupy
…..ale wzrasta wyraźnie w okresie
…..ale wzrasta wyraźnie w okresie
Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych
Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych
23
23
24
24
Promień atomowy
W okresie przesuwając się z lewa na prawo
1. n pozostaje stałe.
2. Z wzrasta (o jeden)
3. Z* wzrasta (o 0.65 )
Elektrony są przyciągane silniej z powodu
wzrastającego Z*
Promień atomowy maleje ze
wzrostem liczby atomowej
W grupie (przesuwając się ku dołowi)
1. n wzrasta
2. Z wzrasta
3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie
pozostaje stała
Promień atomowy wyraźnie wzrasta
przy przesuwaniu się w dół grupy
W okresie przesuwając się z lewa na prawo
1. n pozostaje stałe.
2. Z wzrasta (o jeden)
3. Z* wzrasta (o 0.65 )
Elektrony są przyciągane silniej z powodu
wzrastającego Z*
Promień atomowy maleje ze
wzrostem liczby atomowej
W grupie (przesuwając się ku dołowi)
1. n wzrasta
2. Z wzrasta
3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie
pozostaje stała
Promień atomowy wyraźnie wzrasta
przy przesuwaniu się w dół grupy
25
25
Promień atomowy
26
26
Rozmiary jonów
okresowym zmianom ulegają również jony
pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest
większa od objętości atomów, dodatnich zaś
znacznie mniejsza
27
27
Promienie jonowe
28
28
Energia jonizacji (EI)
minimalna energia potrzebna do usunięcia
elektronu z atomu w fazie gazowej
• Z
ależy od:
• (a) rozmiaru atomu -
EI maleje ze wzrostem promienia
atomowego
• (b) ładunku jądra -
EI wzrasta ze wzrostem ładunku jądra
• (c) rodzaju elektronu - efekt ekranowania
• I pot. Jonizacyjny -
H 1312 KJ mol
-1
, Li 520 KJ mol
-1
• Przyczyny
• 1. Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa
niż elektronów 1s
• 2. Efekt ekranowania przez elektromy 1s
29
29
Energia jonizacji (EI)
• Przesuwając się w dół grupy
• 1. ładunek jądra wzrasta
• 2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt
ekranowania)
• 3. Liczba powłok elektronowych wzrasta,
wzrasta promień atomowy.
• 4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych
powłokach, ekranujących elektrony walencyjne
• EI wzrasta w dół grup
• Przesuwając się od lewa do prawa w okresie
• 1. Promień atomowy maleje
• 2. Ładunek jądra i efektywny ładunek jądra
wzrastają
• EI wzrasta od lewej do prawej strony okresu
30
30
Energia jonizacji (EI)
31
31
Powinowactwo elektronowe E
p
Energia wydzielona podczas przyłączenia
elektronu do atomu
Z definicji, E
p (
E.A) jest dodatnie gdy energia jest
wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)
Z definicji, E
p (
E.A) jest dodatnie gdy energia jest
wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)
32
32
Powinowactwo
elektronowe
Powinowactwo
elektronowe pierwiastka X
= Energii jonizacji anionu X
-
• Z lewa na prawo w okresie,
• promień atomowy maleje, więc siła przyciągania
elektronów przez jądro wzrasta. W konsekwencji atom
wykazuje większą tendencję do przyciągania
dodatkowego elektronu, czyli ma większe
powinowactwo elektronowe.
• wartości Ep metali sa małe, niemetali duże.
• Fluorowce posiadają duże powinowactwo elektronowe.
Wynika to z ich tendencji do uzyskania konfiguracji
ns2np6.
• Przesuwając się w dół grupy,
• promień atomowy wzrasta i siła przyciągania elektronu maleje.
Powinowactwo elektronowe maleje.
33
33
największe
wartości
powinowactw
a
elektronowego
posiadają
pierwiastki
prawej górnej
części układu
okresowego
(chlorowce F,
Cl
)
34
34
Elektroujemność
Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów
Przesuwając się w dół grupy
,
-
Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe
- liczba powłok elektronowych(n) wzrasta
- promień atomowy wzrasta
- siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i
jądrem maleje
Elektroujemność maleje
Przesuwając się z lewa na prawo w okresie
-
Z i Z* rośnie
- liczba powłok elektronowych pozostaje stała
- promień atomowy maleje
- siła przyciągania dodatkowego elektronu przez jądro
wzrasta
Elektroujemność wzrasta
35
35
Elektroujemność
pierwiastki, których atomy w reakcjach
chemicznych
przyłączają elektrony
, przyjmując
w związkach
ujemne stopnie utlenienia
lub
tworzą jony ujemne nazywamy
elektroujemnymi
pierwiastki, których atomy w reakcjach
chemicznych
"tracą" elektrony
lub tworzą jony
dodatnie nazywamy
elektrododatnimi
36
36
w kolejnych
pierwiastkach
grupy charakter
elektroujemny pierwiastków maleje
w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta
charakter elektroujemny pierwiastków
37
37
Elektroujemność
38
38
znane są trzy
skale
elektroujemności: Mullikena,
Paulinga, Allreda i Rochowa
(w zależności od sposobu
wyznaczania)
Pauling ułożył skalę
elektroujemności
pierwiastków
zawierającą się w
granicach
od 0,7 (cez)
do 4,0 (fluor)
skala
elektroujemności
pozwala na
przybliżone
szacowanie
trwałości
i mocy wiązania
39
39
Skala elektroujemności
Paulinga
Skala elektroujemności
Paulinga
40
40
Elektroujemność
• Pierwiastki różniące się znacznie elektroujemnością
wytwarzają pomiędzy sobą wiązania o dominującym
charakterze jonowym. Charakter ten najbardziej
zaznacza się w połączeniach fluoru, chloru i tlenu z
fransem, cezem, rubidem, radem i barem
• Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i
kowalencyjnego pojawia się przy różnicy
elektroujemności ok. 1.7
• W miarę jak różnica elektroujemności maleje,
wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań
kowalencyjnych lub wiązań metalicznych
• Wiązania kowalencyjne powstają gdy
elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej wartości powstają wiązania
metaliczne.
41
41
42
42
Przesuwając się z lewa na prawo, energia jonizacji wzrasta i
wzrasta powinowactwo elektronowe. Dlatego też charakter
metaliczny maleje gdy przesuwamy się z lewa na prawo w
danym okresie.
• Przesuwając się w dół grupy, energia jonizacji maleje, a
charakter metaliczny wzrasta
Przesuwając się z lewa na prawo, energia jonizacji wzrasta i
wzrasta powinowactwo elektronowe. Dlatego też charakter
metaliczny maleje gdy przesuwamy się z lewa na prawo w
danym okresie.
• Przesuwając się w dół grupy, energia jonizacji maleje, a
charakter metaliczny wzrasta
43
43
Zmiana charakteru
metalicznego grup
głównych
44
44
Metale, metaloidy,
niemetale
• metaloidy [gr.], chem. używana dawniej nazwa
pierwiastków, które w reakcjach chem. — w
zależności od warunków — mogą wykazywać
cechy metali (oddawać elektrony) lub niemetali
(pobierać je), jak german, antymon.
45
45
Właściwości metali i
niemetali
Metale
Niemetale
Własności atomowe
mało elektronów
walencyjnych
więcej elektronów
walencyjnych
większe promienie
atomowe
mniejsze promienie atomowe
niższe energie jonizacji
większe energie jonizacji
niższe elektroujemności
wyższe elektroujemności
Własności fizyczne
stałe w temperaturze
pokojowej
trzy stany skupienia
dobre przewodnictwo
elektryczne i cieplne
słabe przewodnictwo
elektryczne i cieplne
kowalne i ciągliwe
niekowalne, nieciągliwe
Własności
chemiczne
oddając elektrony stają
się kationami
przyjmując elektrony stają
się anionami
reagują z niemetalami
tworząc związki jonowe
reagują z metalami tworząc
związki jonowe
mieszane z innymi
metalami tworzą stopy
reagują z innymi
niemetalami tworząc związki
kowalencyjne
46
46
Okresowość własności
chemicznych
• Okresowość własności pierwiastków
znajduje swoje odbicie we własnościach
związków chemicznych
Wiązanie jonowe
Na• + Cl• = [Na]
Na• + Cl• = [Na]
+
+
[ Cl]
[ Cl]
-
-
Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą
Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą
elektroujemność; oddaje elektrony
elektroujemność; oddaje elektrony
Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;
Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;
przyjmuje elektrony
przyjmuje elektrony
Li• + H• = [Li]
Li• + H• = [Li]
+
+
[ H]
[ H]
-
-
Li niska EI, niskie Ep, niższa
Li niska EI, niskie Ep, niższa
elektroujemność; oddaje elektrony
elektroujemność; oddaje elektrony
H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa
H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa
elektroujemność; przyjmuje elektrony
elektroujemność; przyjmuje elektrony
Wiązanie jonowe
Na• + Cl• = [Na]
Na• + Cl• = [Na]
+
+
[ Cl]
[ Cl]
-
-
Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą
Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą
elektroujemność; oddaje elektrony
elektroujemność; oddaje elektrony
Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;
Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;
przyjmuje elektrony
przyjmuje elektrony
Li• + H• = [Li]
Li• + H• = [Li]
+
+
[ H]
[ H]
-
-
Li niska EI, niskie Ep, niższa
Li niska EI, niskie Ep, niższa
elektroujemność; oddaje elektrony
elektroujemność; oddaje elektrony
H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa
H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa
elektroujemność; przyjmuje elektrony
elektroujemność; przyjmuje elektrony
47
47
Położenie wodoru w układzie
okresowym i jego ogólne
właściwości
• 1. Struktura elektronowa atomu wodoru: 1s
1
• Stopnie utlenienia wodoru: +1 i –1:
• *Podobieństwo do litowców
• + 1 stopień utlenienia (H
+
), np. H, H
2
O, H
2
SO
4
• *Podobieństwo do fluorowców
• - 1 stopień utlenienia (H
-
) wodorki metali (np. LiH),
• - nietrwały w obecności wody:
• H
-
+ H
2
O = H
2
+ OH
-
•
• - elektroujemność (wg. P):
• H
2,1
• Litowce
1 - 0,7
• Fluorowce 4 - 2,2
48
48
Wodorki - X
m
H
n
Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków
przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne
.
Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków
przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne
.
49
49
Wodorki
W wodorkach stopień utlenienia wodoru
wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w
niektórych wodorkach metali przejściowych nie
jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia
wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z
niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z
metalami przejściowymi)
W wodorkach stopień utlenienia wodoru
wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w
niektórych wodorkach metali przejściowych nie
jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia
wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z
niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z
metalami przejściowymi)
50
50
Wodorki jonowe
Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H
-
ma własności zasadowe
(H
-
+ H
2
O = H
2
+ OH
-
wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH
2
są przenośnymi
źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl
3
dając
LiAlCl
4
będący użytecznym reduktorem w
chemii organicznej.
Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H
-
ma własności zasadowe
(H
-
+ H
2
O = H
2
+ OH
-
wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH
2
są przenośnymi
źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl
3
dając
LiAlCl
4
będący użytecznym reduktorem w
chemii organicznej.
51
51
Wodorki metaliczne
Wodorki metaliczne długo uważano za związki o
strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi
pozycje międzywęzłowe.
Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami
przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i
gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze
reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania
gazowego wodoru i sproszkowanego metalu.
Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne,
zmienny skład.
Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH
1.7
,
TiH
2
, PdH
0.65
, LaH
1.68
, UH
3
Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru
Wodorki metaliczne długo uważano za związki o
strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi
pozycje międzywęzłowe.
Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami
przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i
gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze
reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania
gazowego wodoru i sproszkowanego metalu.
Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne,
zmienny skład.
Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH
1.7
,
TiH
2
, PdH
0.65
, LaH
1.68
, UH
3
Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru
52
52
Odnawialne źródła energii
Odnawialne źródła energii
• energia słoneczna
• energia wiatru,
wody
• energia
geotermiczna
• biomasa
53
53
Wykorzystanie bezpośrednie
(energia elektryczna, ciepło)
Magazynowanie energii
(wodór)
Zbiorniki ciśnieniowe, ciekły wodór,
wodorotlenki metali, nanowłókna węglowe
Wykorzystanie bezpośrednie
(silniki spalinowe, cieplne)
Produkcja energii elektrycznej
(ogniwa paliwowe)
Energia ze źródeł odnawialnych
Energia ze źródeł odnawialnych
54
54
Sposoby magazynowania
Sposoby magazynowania
wodoru
wodoru
zbiorniki
ciśnieniowe
ciekły
wodór
nanowłókna
węglowe
wodorki
metali
55
55
Zasada działania ogniwa
Zasada działania ogniwa
energia elektryczna
woda
CO
2
?
tlen z powietrza
paliwo
H
2
, CH
3
OH
OGNIWO
PALIWOWE
56
56
Ogniwo
Elektrolit
Temp. pracy ( C)
PEM
Stały polimer organiczny
(kwas polinadfluorosulfonowy)
60-100
AFC
Wodny roztwór wodorotlenku
potasu
90-100
PAFC
Roztwór kwasu fosforowego
175-200
MCFC
Roztwór węglanów litu, sodu
i/lub potasu
600-1000
SOFC
Tlenek cyrkonu stabilizowany
itrem
600-1000
Rodzaje ogniw paliwowych
Rodzaje ogniw paliwowych
57
57
Ogniwo paliwowe PEM
Ogniwo paliwowe PEM
nadmiarowe
paliwo
woda i ciepło
paliwo
powietrze
H
2
O
2
H
2
O
H
+
H
+
H
+
H
+
e
e
e
anoda elektrolit katoda
2H
2
= 4H
+
+ 4e
4H
+
+ O
2
+4e = 2H
2
O
58
58
Membrana polimerowa
Membrana polimerowa
z porowatymi elektrodami
z porowatymi elektrodami
ścieżka przewodzenia
jonów wodorowych
ścieżka przewodzenia
elektronów
ścieżka dostępu gazu
do
powierzchni
katalizatora
platyna
węgiel
membrana
polimerowa
59
59
Przekrój zespołu
Przekrój zespołu
elektroda - membrana
elektroda - membrana
warstwa zewnętrzna
warstwa zewnętrzna
zespół
membrana - elektrody
ścieżki dostępu gazu do
elektrody
elektrody
membrana
polimerow
a
60
60
Pojedyncze ogniwo paliwowe PEM
Pojedyncze ogniwo paliwowe PEM
kolektor prądu
anodowego
kolektor prądu
katodowego
wlot
wodoru
powietrze
i woda
wlot
powietrza
zewnętrzna warstwa
anodowa
zewnętrzna
warstwa katodowa
wylot
wodoru
ZEM
ZEM = zespół elektrody - membrana
e
e
61
61
Ogniwo paliwowe z polimerową
Ogniwo paliwowe z polimerową
membraną protonowymienną
membraną protonowymienną
• silniki elektryczne
• w pojazdach
• badania kosmiczne
• mobilne generatory
elektryczności
• elektrociepłownie
• niska temperatura pracy (60-
100°C)
• wysoka sprawność (80%)
• brak emisji zanieczyszczeń
• łatwość łączenia w baterie o
mocy od kilku watów do
kilkunastu megawatów
•
ZALETY
ZALETY
•
ZASTOSOWANIA
ZASTOSOWANIA
WADY:
WADY:
- wysoka cena
- wysoka czystość wodoru
62
62
Schemat samochodu z wodorowym
Schemat samochodu z wodorowym
ogniwem paliwowym
ogniwem paliwowym
wodór
zbiornik
wodoru
energia
chemiczna
energia
mechaniczna
energia
elektryczna
powietrze
z turbokompresora
ogniwo
paliwowe
turbokompresor
konwerter
trakcyjny
silnik elektryczny
z przekładnią
63
63
Przykłady zastosowań
Przykłady zastosowań
ogniw paliwowych
ogniw paliwowych
• P-2000 Ford (PEM FC) zerowa
emisja
• Opel Zafira (DM FC) zerowa
emisja SO
2
, N
x
O
y,
50% CO
2
• HydroGen3 (Opel) (PEM FC) -
zerowa emisja
• BMW 745h - silnik o mocy 135
kW zasilany wodorem
64
64
System energetyczny przyszłości
System energetyczny przyszłości
65
65
Wodorki kowalencyjne
Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3
wykazującym elektroujemność większa od
wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i
wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając
się w prawo w okresie następuje wzrost
właściwości kwasowych wodorków
kowalencyjnych
Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3
wykazującym elektroujemność większa od
wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i
wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając
się w prawo w okresie następuje wzrost
właściwości kwasowych wodorków
kowalencyjnych
66
66
Tlenki - X
m
O
n
Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków
przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne
.
Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków
przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne
.
67
67
Tlenki - przykłady i nazwy
68
68
Tlenki
69
69
Kwasowo-zasadowe
własności tlenków
Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie
Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie
70
70
Kwasowo-zasadowe własności
tlenków
zasadowe
zasadowe
zasadowe
zasadowe
kwasowe
kwasowe
•
w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa
przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą
(uwalnianie OH
-
)
• tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i
przyłączają dodatkowy O z H
2
O (uwalniając H
+
)
•
w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa
przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą
(uwalnianie OH
-
)
• tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i
przyłączają dodatkowy O z H
2
O (uwalniając H
+
)
71
71
Tlenki
72
72
Kwasy
• Najprostsza definicja kwasu, wg teorii Arheniusa:
• - kwasem jest związek chemiczny, który w wyniku dysocjacji
elektrolitycznej odczepia kation wodorowy (H
+
).
• Wyróżniamy:
• kwasy beztlenowe
:
• kwas solny HCl
• kwas bromowodorowy HBr
• kwas siarkowodorowy H
2
S
• Kwasy tlenowe (oksokwasy):
• kwas azotowy HNO
3
• kwas siarkowy(VI) H
2
SO
4
• kwas siarkowy(IV) H
2
SO
3
• kwas węglowy H
2
CO
3
• kwas nadchlorowy HClO
4
• kwas chlorowy HClO
3
• kwas fosforowy(V) H
3
PO
4
73
73
Kwasy organiczne
• kwas mrówkowy HCOOH
• kwas octowy CH
3
COOH
• Ogólnie:
• C
n
H
2n+1
COOH
• gdzie: – C
n
H
2n+1
rodnik węglowodorowy
• Każdy kwas rozpuszczony w wodzie ma
swoją moc, której miarą jest stała
dysocjacji tego kwasu.
• Im kwas mocniejszy tym większa
wartość stałej dysocjacji (Ka), czyli
mniejsza wartość pKa
• pKa = - logKa (a = acid = kwas)
74
74
IUPAC Nomenclature of
elements with atomic number
above 100
• Digit Name
Abbreviation
• 0 nil n
• 1 un u
• 2 bi b
• 3 tri t
• 4 quad q
• 5 pent p
• 6 hex h
• 7 sept s
• 8 oct o
• 9 enn e
• E. g.,
• 114 Un-un-quad-ium
Uuq
• 118 Un-un-oct-ium
Uuo
75
75