Efekty energetyczne reakcji chemicznych

rozdział 9 Efekty energetyczne reakcji chemicznych 9.1. Podstawowe pojęcia stosowane w termochemii.......220 9.2. Prawa termochemiczne..........222

220 Rozdział 9 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 Q p. Przekonajmy się o tym, wykonując proste doświadczenie. U Doświadczenie 9.1 Badanie efektu cieplnego towarzyszącego procesowi rozpuszczania W dwóch zlewkach o pojemności 50 cm 3 umieść ok. 30 cm 3 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 (NH 4 Cl) 3, zamieszaj pręcikiem i ponownie zmierz temperaturę. Podczas tego doświadczenia do mierzenia temperatury można użyć bezpiecznego termometru stosowanego w akwarystyce. stały NaOH stały NH Cl 4 HO 2 HO 2 1 2 3

Efekty energetyczne reakcji chemicznych 221 W zlewce, w której rozpuszczono stały NaOH, temperatura wzrasta, a w zlewce, do której wsypano stały NH 4 Cl, 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 Q p ze znakiem ujemnym, np.: C + O 2 = CO 2 + 393,1 kj (Q p = 393,1 kj/mol) ½ N 2 + ½ O 2 = NO 90,4 kj (Q p = 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) + O 2(g) = CO 2(g) H = 393,1 kj/mol ½ N 2(g) + ½ O 2(g) = NO (g) H = +90,4 kj/mol Ciepło danej reakcji zależy m.in. od stanu skupienia reagentów. Ilustruje to poniższy przykład: H 2(g) + ½ O 2(g) = H 2 O (c) H = 285,8 kj/mol H 2(g) + ½ O 2(g) = H 2 O (g) H = 242,0 kj/mol

222 Rozdział 9 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 H o jako entalpię standardową. Równania reakcji: ½ N 2(g) + 3 2H 2(g) = NH 3(g) H o = 46,1 kj/mol ½ H 2(g) + ½ I 2(g) = HI (g) H o = 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) C 3 H 6(g) + 9/2O 2(g) = 3CO 2(g) + 3H 2 O (c) H o = 2058,5 kj/mol b) N 2(g) + 2O 2(g) = 2NO 2(g) H o = 33,1 kj/mol c) H 2 O (c) H 2 O (g) H o = 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 (1802 1850) 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.

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) + H 2 O (g) = CO 2(g) + H 2(g) CO 2(g) + H 2(g) = CO (g) + H 2 O (g) H o = 39,1 kj/mol H o = +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: C 3 H 6(g) + H 2(g) = C 3 H 8(g) znając standardowe entalpie spalania następujących substancji: a. H 2(g) + 1/2 O 2(g) = H 2 O (c) H o a = 285,8 kj/mol b. C 3 H 6(g) + 9/2O 2(g) = 3CO 2(g) + 3H 2 O (c) H o b = 2058,5 kj/mol c. C 3 H 8(g) + 5O 2(g) = 3CO 2(g) + 4H 2 O (c) H o c = 2220,0 kj/mol Zgodnie z prawem Lavoisiera Laplace a możemy przekształcić równanie c w c, zamieniając stronami: c. 3CO 2(g) + 4H 2 O (c) = C 3 H 8(g) + 5O 2(g) H o c = +2220,0 kj/mol Dodając stronami równania a, b i c, otrzymujemy równanie, dla którego efekt energetyczny chcemy oznaczyć. a. H 2(g) + 1/2O 2(g) = H 2 O ( c ) Zgodnie z prawem Hessa: H o x = H o a + H o b + H o c b. C 3 H 6(g) + 9/2O 2 ( g ) = 3CO 2 ( g ) + 3H 2 O ( c ) c. 3CO 2 ( g ) + 4H 2 O ( c ) = C 3 H 8(g) + 5O 2 ( g ) C 3 H 6(g) + H 2(g) = C 3 H 8(g)

224 Rozdział 9 H o x = 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 H o x reakcji: CH 4(g) + 2O 2(g) = CO 2(g) + 2H 2 O (c), znając standardowe entalpie tworzenia następujących substancji: H o tw. CO 2(g) = 393,1 kj/mol H o tw. H 2 O (c) = 285,8 kj/mol H o tw. CH 4(g) = 74,8 kj/mol H o tw. O 2(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) + O 2(g) = CO 2(g) H o a = 393,1 kj/mol b. H 2(g) + 1 / 2 O 2(g) = H 2 O (c) H o b = 285,8 kj/mol c. C (s) + 2H 2(g) = CH 4(g) H o c = 74,8 kj/mol Aby otrzymać równanie wyjściowe, musimy równanie b pomnożyć przez 2: b. 2H 2(g) + O 2(g) = 2H 2 O (c) H o b = 2 ( 285,8 kj/mol) oraz równanie c zamienić stronami: c. CH 4(g) = C (s) + 2H 2(g) H o c = +74,8 kj/mol Dodając równania a, b i c, otrzymujemy równanie spalania metanu. Efekt cieplny tej reakcji można obliczyć zgodnie z prawem Hessa: H o x = H o a + H o b + H o c H o x = 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: CaCO 3(s) = CaO (s) + CO 2(g), wiedząc, że standardowe entalpie tworzenia reagentów wynoszą: H o tw. CaCO 3(s) = 1190,3 kj/mol H o tw. CaO (s) = 636,4 kj/mol H o tw. CO 2(g) = 393,1 kj/mol

Efekty energetyczne reakcji chemicznych 225 Postępując jak w przykładzie 2, otrzymujemy: a. Ca (s) + C (s) + 3/2O 2(g) = CaCO 3(s) H o a = 1190,3 kj/mol b. Ca (s) + 1/2O 2(g) = CaO (s) H o b = 636,4 kj/mol c. C (s) + O 2(g) = CO 2(g) H o c = 393,1 kj/mol Zgodnie z omówionymi zasadami równanie a zamieniamy stronami: a. CaCO 3(s) = Ca (s) + C (s) + 3/2O 2(g) H o a = +1190,3 kj/mol Dodając równania a, b i c, otrzymujemy równanie rozkładu CaCO 3. Efekt cieplny tej reakcji będzie wynosił: H o x = H o a + H o b + H o c H o x = 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 CaCO 3 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 CO 2, które są odpowiednio równe: H o grafit = 393,5 kj/mol H o diament = 395,4 kj/mol oblicz efekt cieplny przemiany alotropowej grafit diament. a. C grafit + O 2(g) = CO 2(g) H o a = 393,5 kj/mol b. C diament + O 2(g) = CO 2(g) H o b = 395,4 kj/mol Równanie b zamieniamy stronami: b. CO 2(g) = C diament + O 2(g) H o b = 395,4 kj/mol H o grafit 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.

226 Rozdział 9 Oblicz efekt cieplny reakcji zachodzącej podczas opisanego procesu. H o tw. Fe 3 O 4(s) = 1118,4 kj/mol H o tw. Al 2 O 3(s) = 1675,7 kj/mol 8Al (s) + 3Fe 3 O 4(s) = 4Al 2 O 3(s) + 9Fe (s) Najpierw zapiszmy odpowiednie równania pomocnicze: a. 2Al (s) + 3/2O 2(g) = Al 2 O 3(s) H o a = 1675,7 kj/mol b. 3Fe (s) + 2O 2(g) = Fe 3 O 4(s) H o b = 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. a. 8Al (s) + 6O 2(g) = 4Al 2 O 3(s) H o a = 4 ( 1675,7 kj/mol) b. 3Fe 3 O 4(s) = 9Fe (s) + 6O 2(g) H o b = 3 (+1118,4 kj/mol) Dodając stronami równania a i b, otrzymujemy równanie szukanej reakcji. Teraz już bez trudu możemy obliczyć jej efekt cieplny: H o x = H o a + H o b = 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 3000 o C. (( zadania )) 1. Oblicz standardową entalpię reakcji: C grafit + 1/2 O 2(g) = CO (g) mając następujące dane: a. C grafit + O 2(g) = CO 2(g) H o a = 393,5 kj/mol b. CO (g) + 1/2 O 2(g) = CO 2(g) H o b = 283,0 kj/mol 2. Oblicz standardową entalpię reakcji: 2NO 2(g) = 2NO (g) + O 2(g) znając ciepła tworzenia następujących substancji: H o tw. NO 2(g) = +33,1 kj/mol H o tw. NO (g) = +90,4 kj/mol H o tw. O 2(g) = 0 kj/mol 3. Oblicz standardową entalpię reakcji: 6C grafit + 3H 2(g) = C 6 H 6(c) znając ciepła spalania następujących substancji:

Efekty energetyczne reakcji chemicznych 227 H o sp. C grafit = 393,5 kj/mol H o sp. H 2(g) = 285,8 kj/mol H o sp. C 6 H 6(c) = 3268,8 kj/mol 4. Oblicz standardową entalpię reakcji: Fe 2 O 3(s) + 3SO 3(g) = Fe 2 (SO 4 ) 3(s), znając następujące ciepła tworzenia: H o tw. Fe 2 O 3(s) = 831,0 kj/mol H o tw. SO 3(g) = 395,8 kj/mol H o tw. Fe 2 (SO 4 ) 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 Q p. Dla interpretacji wyników wprowadzono funkcję termodynamiczną entalpię, która w przemianie izotermiczno-izobarycznej równa się ciepłu reakcji. W reakcjach: egzoenergetycznych H < 0, a Q p > 0, endoenergetycznych H > 0, a Q p < 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.

228 Rozdział 9 ( Zadania maturalne wykorzystane podczas sesji egzaminacyjnych od 2005 roku 1. Proces spalania pewnego węglowodoru przebiega według równania: C 4 H 8(g) + 6O 2(g) 4CO 2(g) + 4H 2 O (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. 3. Na wykresie przedstawiono zmiany energii podczas przebiegu reakcji zachodzącej zgodnie ze schematem: A + B C + D Energia E 1 substraty A + B E 2 produkty C + D Czas przebiegu reakcji Dokonaj analizy wykresu. Wybierz i podkreśl wszystkie określenia charakteryzujące tę reakcję. Reakcja: egzoenergetyczna, endoenergetyczna, o efekcie energetycznym E 1, o efekcie energetycznym E 2, o energii aktywacji E 1, o energii aktywacji E 2.

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: H o MgCl 2 = 154 kj mol 1 H o NH 4 NO 3 = 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: N 2(g) + O 2(g) 2NO (g) 2NO (g) + O 2(g) 2NO 2(g) Oblicz standardową entalpię reakcji: N 2(g) + 2O 2(g) 2NO 2(g) H o = 182,5 kj H o = 114,1 kj 6. Oblicz standardową entalpię (DH o ) reakcji opisanej równaniem: Al 2 O 3(korund) + 3SO 3(g) Al 2 (SO 4 ) 3(krystaliczny) znając standardowe entalpie tworzenia: 2Al (s) + 3/2O 2(g) Al 2 O 3(korund) H o 1 = 1671,0 kj mol 1 S (rombowa) + 3/2O 2(g) SO 3(g) H o 2 = 395,5 kj mol 1 2Al (s) + 3S (rombowa) + 6O 2(g) Al 2 (SO 4 ) 3(krystaliczny) H o 3 = 3437,4 kj mol 1 Wynik podaj z dokładnością do jednego miejsca po przecinku. 7. Poniżej podano wartości standardowej entalpii tworzenia trzech związków chemicznych. CO 2(g) H o 1 = 394 kj mol 1 CaO (s) H o 2 = 635 kj mol 1 CaCO 3(s) H o 3 = 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 DH o x reakcji rozkładu 50 gramów węglanu wapnia, która zachodzi zgodnie z równaniem: CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(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