ТЕРМОХИМИЯ. ЗАКОН ГЕССА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ, ТЕПЛОТВОРНОЙ СПОСОБНОСТИ КОРМОВ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТРОПИИ РЕАКЦИИ.

Область науки, изучающей отношение между теплотой и работой, получила название термодинамики. Термодинамика изучает законы превращения энергии, законы перехода одного вида энергии в другой. Превращения энергии подчиняются первому, второму и третьему началам (законам) термодинамики. Причем, если первое начало формирует законы взаимного перехода, то второе и третье определяет направленность превращения энергии.

Первое начало термодинамики представляет собой всеобщий закон природы – закон сохранения энергии, открытый М.В. Ломоносовым в 1758 году. Затем он нашел свое развитие в трудах таких ученых как Г.И. Гесс, Д.Джоуль, Р. Майер, Г. Гельмгольц. Наиболее общей формулировкой закона сохранения энергии является следующая:

Общая сумма энергии материальной системы остается постоянной независимо от изменений, происходящих в ней.

Математически этот закон выражается уравнением:

å Е = const,

где Е – энергия, å - сумма, const – сокращенное constans – постоянный, неизменный.

Из этого закона следует, что энергия данной системы не исчезает и не появляется вновь, а только переходит из одной формы в другую в строго эквивалентных количествах. Это иесть современная формулировка первого начала термодинамики.

Первое начало термодинамики устанавливает связь между количеством энергии, полученной или выделенной системой в каком-либо процессе в виде теплоты Q, количеством произведенной или полученной работы W и изменением внутренней энергии системы DU:

DU = W ± Q,

Внутренняя энергия (U) является полной энергией системы и представляет собой сумму потенциальной и кинетической энергий всех составляющих частей системы (молекул, атомов, ионов и пр.) за исключением потенциальной и кинетической энергии самой системы, как материального тела. Данное уравнение является математическим выражением первого начала термодинамики.

Если процесс изохорный, т.е. если он совершается при постоянном объеме (V = const), то работа не совершается, поскольку при V = const, DV = 0 и, следовательно:

W = -P DV = 0

Знак минус в этом уравнении указывает на то, что система работает против сил внешней среды. В этом случае:

DU = Q_n ,

где Q_v - количество энергии (Дж/моль или кал/моль), выделенной или поглощенной системой в виде теплоты в ходе процесса при постоянном объеме. Теплота процесса равна изменению внутренней энергии системы и зависит только от конечного и начального состояния системы, т.е.

U₂ – U₁ = DU = Q_n

В реальной жизни часто встречаются изобарные процессы, протекающие при постоянном давлении (Р = const), например, химические реакции, идущие при атмосферном давлении. Изменение внутренней энергии систе­мы в этом случае будет равно

DU = U₂ – U₁ = W + Q_p

где Q_p - количество энергии (Дж/моль или кал/моль), выделенной или поглощенной системой в виде теплоты в ходе процесса при постоянном давлении. Поскольку в ходе процессов, идущих при Р = const объем системы изменяется, то работа в таких процессах будет равна величине

W = -P (V₂ - V₁)

Отсюда:

U₂ – U₁ = Q_p – P(V₂ - V₁).

В результате тепловой эффект процесса, протекающего при Р = const будет равен Q_p = U₂ – U₁ + P× (V₂ - V₁)

Q_p = (U₂ + P× V₂) – (U₁ + P× V₁).

Величина (U + P× V) обозначается буквой Н и называется энтальпией. Энтальпия, также как внутренняя энергия, является функцией состояния, т.е. изменение энтальпии (DН = H₂ – Н₁) при переходе системы из состоя­ния 1 в состояние 2 при постоянном давлении не зависит от пути пере­хода, а зависит только от величин энтальпии в конечном (2) и началь­ном (1) состояниях. Таким образом, тепловой эффект процесса, идущего при постоянном давлении будет равен:

Q_p = H₂ – Н₁ = DН

Следует отметить, что физико-химический смысл функций “внутренняя энергия” и “энтальпия” одинаков. Термин “внутренняя энергия” используется для энергетической характеристики процессов, идущих при V = const, а “энтальпия” – для процессов, идущих при P = const. При этом для конденсированных систем DН = DU, для газов DН ≠ DU.

Первое начало термодинамики дает только энергетическую оценку процессов, протекающих при постоянном объеме или постоянном давлении, но не дает никаких указаний о направлении процесса и предела, до которого изучаемый процесс может идти самопроизвольно. На эти вопросы отвечает второе начало термодинамики посредством новой термодинамической функции, которая называется энтропия и обоз­начается буквой S.

Наблюдения и опыт показывают, что процессы, происходящие в природе, идут в определенном направлении. Жидкость течет от высокого уровня к низкому, вещество диффундирует из области большей концентрации к меньшей, теплота переходит от тела с более высокой температурой к телу с менее высокой и т.д. Все эти процессы происходят самопроизвольно. Второе начало термодинамики гласит:

Каждая материальная система сама по себе стремится к состоянию термодинамического равновесия.

Таким образом, второй закон термодинамики ограничивает превращение энергии в материальной системе. Клаузиус, подобно Ломоносову, так формулирует второе начало термодинамики: теплота не может сама собой перейти от тела менее нагретому к телу более нагретому.

В современной трактовке второе начало термодинамики звучит таким образом:

Энергия самопроизвольно перемещается от системы с более высоким потенциалом к системе с более низким потенциалом энергии того же вида, до тех пор, пока не наступит термодинамическое равновесие.

Изменение энтропии равно тепловому эффекту про­цесса, деленному на абсолютную температуру, при которой он происхо­дит, и измеряется в . Для обратимых изотермических превращений изменение энтропии равно

∆ S = ,

где Q_обр – часть общего количества энергии, выделенной системой в виде тепла. Таким образом, если DS = 0, то процесс обратимый. Данное уравнение является математическим выражением второго начала термодинамики для обратимых процессов, происходящих в изолированной системе.

Для необратимых химических процессов, протекающих в изолированной системе, второе начало термодинамики имеет следующий вид:

∆ S >

Таким образом, если в изолированной системе протекает самопроизвольный (необратимый) процесс, то DS > 0.

Процессы, для которых

∆ S <

самопроизвольно осуществляться в изолированной системе при постоянной температуре не будут. Энтропия как критерий направленности самопроизвольных (необратимых) процессов может быть использована только для характеристики процессов в изолированных системах.

Физический смысл энтропии сводится к характеристике меры хаоса (беспорядка) в системе. Чем больше изменение энтропии в системе, тем меньше полезной работы может совершить данная система.

Изолированная система является идеальным случаем, т.е. такая система не взаимодействует с окружающей средой ни путем обмена энергией, ни путем обмена веществом. Реальные термодинамические системы являются либо закрытыми (могут обмениваться с окружающей средой энергией), либо открытыми (могут обмениваться с окружающей средой и энергией, и веществом). Для указания на направленность самопроизвольного процесса в таких системах используется другая термодинамическая функция - свободная энергия Гиббса (G).

Термодинамическая функция G = H - T× S называется свободной энергией Гиббса, или изобарно-изотермическим потенциалом, или полезной работой. Используется для характеристики системы с точки зрения совершения полезной работы, а также для указания на направленность самопроизвольных процессов, идущих при Р = const и Т = const. В случае самопроизвольных (необратимых) процессов DG < 0, Если в ре­зультате процесса DG увеличивается (DG > 0), то такой процесс идет самопроизвольно в обратном направлении. В обратимых процессах в момент достижения равновесия DG = 0.

Термохимия - это раздел термодинамики, в котором изучаются химические реакции с точки зрения их тепловых эффектов. Рассмотрим закрытую термодинамическую систему, в которой происходит химическая реакция

аА + вВ = сС + dD.

В начальном состоянии такая система имеет запас внутренней энергии U₁, (а) молей реагента А и (в) молей реагента В. В конечном состоянии, т.е. после прохождения реакции, система будет иметь запас внутренней энергии U₂, (с) молей продукта С и (d) молей продукте D. Тепловым эффектом реакции будет называться количество энергии, которая выделяется либо поглощается в форме тепла при взаимодейст­вии реагентов А и В с образованием продуктов С и D с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. В зависимости от условий, в которых будет протекать химическая реакция (либо V = const, либо Р = сonst), тепловым эффектом реакции будет либо Q_v = DU, либо Q_p = DН.

Чтобы сравнить между собой тепловые эффекты разных реакций, необходимо указать точные условия, при которых они протекают. В термодинамике и термохимии за стандартные условия приняты Р = 1 атм и

Т = 298º К, при этом вещество в этих условиях должно находиться в наиболее устойчивом агрегатном состоянии. Для реакций, проходящих в стандартных условиях, изменение энтальпии обозначается символом DН⁰_298K.

Для реакций, протекающих в газовой фазе, было установлено соотношение между Q_p и Q_n:

Q_p = Q_v + Dn× RT.

Это соотношение устанавливает связь между теплотой реакции при постоянном давлении (Q_p или DН) и теплотой реакции при постоянном объеме (Q_v или DU), является следствием из закона Джоуля. В данном уравнении Dn - разность между числом молей образовавшихся газообразных продуктов и числом молей газообразных реагентов, т.е. Dn = n_{газовых продуктов} – n_{газовых реагентов}. Для реакций в конденсированных фазах (твердых и жидких), объем которых в ходе реакции практически не изменяется, т.е. Dn = 0, DН практи­чески не отличается от DU. В этих случаях справедливы равенства

Q_p = Q_v и DH = DU

Реакции, в результате которых вещество получается из элементов, называются реакциями образования. Изменение энтальпии в ходе таких реакций называется энтальпией образования данного соединения. Не все реакции образования можно реализовать практически. Например, реакция

2С + 3H₂ + 1/2O₂ = C₂H₅OH

теоретически является реакцией образования, но практически самопро­извольно не идет. Реакция

С + О₂ = СО₂

тоже является реакцией образования, но в отличие от первой, она достаточно легко может быть проведена практически.

Стандартной энтальпией образования химического соединения называется изменение энтальпии в ходе реакции образования 1 моль данного соединения из элементов в стандартных условиях и обозначается сим­волом .

В ходе реакций образования тепловой эффект представляет собой именно стандартную энтальпию образования соединений, потому что стандартная энтальпия образования самих элементов принята рав­ной нулю ( _{(элементов)} = 0).

Знание стандартных энтальпий образования позволяет рассчитать тепловой эффект любой химической реакции (Q_p = DH) не прибегая к экспериментальным измерениям. Из элементов можно: 1) получить непо­средственно продукты. Соответствующее изменение энтальпии этой реакции будет равно _{(продуктов)}. Из элементов можно: 2) получить реагенты. Эта реакция сопровождается изменением энтальпии _{(реагентов)}. И, наконец, 3) из реагентов можно получить продукты. Изменение энтальпии в ходе этой реакции будет равно DН. Если эти три процесса проходили в стандартных условиях, то термоди­намический баланс этих реакций будет равен:

DН⁰_298K = å _{298К (продукты)} - å _{298К (реагенты)}

Таким образом, стандартная энтальпия химической реакции равна разности сумм стандартных энтальпий образования всех продуктов и всех реаген­тов. Так записывается математически закон Гесса.

Если из данных исходных реагентов можно различными путями полу­чить одни и те же конечные продукты, то, независимо от путей получе­ния продуктов, т.е. от вида и количества промежуточных реакций, суммарный тепловой эффект для всех путей будет одним и тем же. Иначе говоря, тепловой эффект химической реакции не зависит от пути перехода " реагенты - продукты", т.е. от промежуточных реакций, а зависит только от вида и состояния продуктов и реагентов. Это положение было постулировано русским ученым Г.И. Гессом в 1840 году и известно как закон Гесса, являющийся основ­ным законом термохимии.

Следствия из закона Гесса:

1. Закон Лавуазье-Лапласа. Тепловой эффект реакции разложения точно равен и противоположен по знаку тепловому эффекту реакции соединения.

Пример:

Са + О₂ = СаО + 634, 71 кДж

СаО = Са + О₂ - 634, 71 кДж

Q_разл + (-Q_соед ) = 0.

2. Если совершаются две реакции, приводящие из различных начальных состояний к одинаковым конечным, то разница между тепловыми эффектами представляет тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое.

Пример:

С + О₂ = СО₂ + 409, 20 кДж (1)

СО + ½ О₂ = СО₂ + 284, 93 кДж (2)

Вычитая из (1) уравнение (2), можно вычислит тепловой эффект реакции сжигания углерода до окиси углерода:

С + ½ О₂ = СО + 124, 27 кДж

Таким образом, можно определять тепловые эффекты таких реакций, которые или нереализуемы, или не могут быть проведены чисто и до конца.

3. Если совершаются две реакции, приводящие из одинаковых начальных состояний к различным конечным, то разница между тепловыми эффектами представляет тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

Пример:

С_уг + О₂ = СО₂ + 409, 20 кДж

С_гр + О₂ = СО₂ + 393, 51 кДж

Таким образом, можно рассчитать тепловой эффект перехода от угля к графиту, который будет равен 409, 00 – 393, 51=15, 69 кДж/моль.

Биологическое значение.

Живые организмы не являются исключением из законов природы. Любой организм, растительный и животный, находится в постоянном обмене

 

энергии и веществ с окружающей средой. Он поглощает разнообразные вещества в виде пищи, ассимилирует и трансформирует их в составные части своего тела, разрушает их в процессе диссимиляции и удаляет их в качестве отработанных продуктов во внешнюю среду. Многочисленными экспериментами была установлена подчиненность этих процессов закону сохранения материи и энергии.

Приведем для иллюстрации опыты Биддера и Шмидта над взрослой кошкой, находящейся в состоянии пищевого равновесия (цифры даны в г/1кг веса животного в сутки):

поступления	общий вес	Н2О	С	Н	N	О	S	соли
мясо	44.118	32.957	6.109	0.851	1.390	2.184	0.086	0.441
вода	27.207	27.207	-	-	-	-	-	-
кислород	18.632	-	-	-	-	18.632	-	-
ИТОГО	89.957	60.164	6.209	0.851	1.390	20.816	0.086	0.441
выделения
моча	53.350	49.817	0.592	0.197	1.380	0.858	0.042	0.409
кал	0.910	0.718	0.075	0.010	0.002	0.031	0.044	0.032
Н2СО3	20.322	-	5.542	-	-	14.870	-	-
вода (через легкие и кожу)	15.355	9.569	-	0.644	-	5.152	-	-
потери азота	0.008	-	-	-	0.008	-	-	-
ИТОГО	89.957	60.164	6.209	0.851	1.390	20.816	0.086	0.441

Таблица 13

 

Сравнение потребляемых и выделяемых веществ свидетельствует о глубоких превращениях пищи в организме. Эти превращения связаны с производством энергии, возникающей в процессе распада пищевых веществ и необходимой организму для производства работы (мышечное сокращение), для синтеза и ассимиляции, для выработки тепла.

Живые организмы также подчинены законам термохимии, в частности закону Гесса. Этот закон имеет огромное значение для физиологии и биохимии. Действительно, окисление пищевых продуктов в организме происходит через серию сложных реакций, однако, количество теплоты, выделяемое при этом, сравнимо с количеством теплоты, которое можно получить при непосредственном сжигании этих веществ в колориметрической бомбе (прибор для определения теплоты сгорания).

Закон Гесса дает основание использовать теплоты сгорания пищевых веществ для суждения об энергии окисления в организме. Экспериментальными исследованиями многих ученых были определены теплоты сгорания пищевых веществ в калориметрической бомбе и они оказались тождественны с калорийной ценностью при окислении в организме:

Таблица 14

вещество	теплота сгорания в организме (ккал)	теплота сгорания в калориметре (ккал)
углеводы	4, 1	4, 1
жиры	9, 3	9, 3
белки	4, 1	5, 7

 

Белки в организме окисляются не полностью. В качестве продукта неполного окисления белков выделяется мочевина, чем и обусловливается расхождение теплы сгорания в организме и калориметре.

Таким образом, приведенные данные неопровержимо свидетельствуют о том, что энергетические процессы в организме подчиняются закону сохранения энергии, как и любые химические реакции вне организма, идут по законам термохимии.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что изучает термодинамика?

2. Что такое тепловой эффект химической реакции?

3. В каких единицах измеряются тепловые эффекты?

4. Как формулируется первое начало термодинамики? Его математическая запись.

5. Что представляет собой энтальпия и её физический смысл?

6. Тепловые эффекты при постоянном объеме и постоянном давлении?

7. Как формулируется второе начало термодинамики? Его математическая запись.

8. Изобарно-изотермический потенциал. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.

9. Что изучает термохимия?

10. Закон Гесса, его математическая запись и следствия.

Экспериментальная часть:

При выполнении работы необходимо обращать внимание на знаки «+» или «-», которые характеризуют тепловые эффекты реакций. В термодинамике приняты следующие правила при обозначении обмена энергией между системой и внешней средой. В какой бы форме не происходил обмен энергией количество энергии, полученное системой, обозначается знаком «+». Количество энергии, отданное системой во внешнюю среду – знаком «-». В термохимии наоборот. Таким образом, в термодинамике и термохимии пользуются обратной сис­темой знаков. Если система отдает энергию во внешнюю среду, в термо­химии это обозначается плюсом (экзоэффект), а в термодинамике мину­сом. Если система приобретает энергию из внешней среды, в термохимии будет знак минус (эндоэффект), а в термодинамике знак плюс.

Приборы, при помощи которых определяют тепловые эффекты химических реакций, называются калориметрами. В этой работе для эксперимен­тального определения теплового эффекта химической реакции используется калориметр с воздушной изотермической оболочкой. Подобные приборы обеспечивают точность определения тепловых эффектов до ± 2 % при изме­нении температуры системы на 0, 5° и больше. Поскольку в калориметрах такой конструкции реакция происходит при постоянном (атмосферном) давлении, то измеряемый тепловой эффект будет представлять собой Q_p. Калориметр состоит из толстостенного сосуда А емкостью 2 - 3 литра, в который на корковых пробках устанавливается стеклянный или пласт­массовый стакан Б емкостью 500 -600 мл. Сосуд А закрывается стеклян­ной или пластмассовой крышкой с тремя отверстиями: для мешалки М, для термометра Т и для воронки В, через которую вносится реагент (рис. 4).

Рис.4. Калориметр.

А – внешний сосуд, Б – внутренний сосуд, в который заливается реагент, Т – термометр, М – мешалка, В – воронка, через которую всыпается второй реагент.

 

Задание 1. Определение постоянной калориметра

Теплота химической реакции, принимаемая или отдаваемая водяным калориметром, будет изменять температуру воды, находящейся в стакане Б, и температуру других частей прибора, находящихся в воде. В этом случае количество теплоты будет равно

Q = (M₁C₁ + M₂C₂) × Dt

где M₁ - масса воды, С₁ - теплоемкость воды, М₂ и С₂ - усредненные значения масс и теплоемкости для стекла стакана, мешалки и других частей калориметра.

При наполнении стакана Б и неизменности частей, погружаемых в воду, М₁С₁ + М₂C₂ = const = Z - постоянной калориметра. Таким образом,

Q = Z× Dt

из чего следует, что при Dt = 1°, Q = Z, иначе говоря, постоянная калориметра - это количество теплоты, необходимое для изменения темпе­ратуры всех частей калориметра на 1°. Следовательно, до проведения эксперимента по определению теплового эффекта химической реакции Q_p следует прокалибровать прибор (калориметр), т.е. определить постоян­ную калориметра Z. Этого можно достичь, вводя или отнимая известное количество теплоты (Q_p) в данном калориметре с одновременным точным измерением изменения температуры. Тогда постоянную калориметра можно определить по формуле

Существует большое число способов определения постоянной калориметра. В нашей работе постоянная Z устанавливается по теплоте растворения KCl.

В стакан Б калориметра наливают 400 мл дистиллированной воды. Опускают крышку калориметра так, чтобы она плотно соприкасалась с верхней частью сосуда А (рис.4). Нижняя часть термометра и мешалки при этом должны находиться на расстоянии 1-2 см от дна стакана В. Включают мотор для вращения мешалки и снимают температуру с точностью до 0, 01°, пользуясь при этом лупой. Начинается предварительный период эксперимента, в течение которого записывают показания термометра через каждую минуту. Предва­рительный период длится 10 минут, время фиксируется по секундомеру.

На 11-ой минуте в отверстие крышки калориметра вставляется воронка, через которую в воду всыпается 7, 2 г КСl. В процессе растворения КСl температура начинает резко изменяться. Начинается главный период эксперимента, в течение которого температура фиксируется через каждые полминуты.

После того как температура, достигнув минимума, начнет равно­мерно повышаться, начинается заключительный период эксперимента, который длится 10 минут. В заключительном периоде температура фиксируется через каждую минуту,

Полученные данные наносят на миллиметровую бумагу, откладывая по оси абсцисс время в минутах, а по оси ординат – температуру. Через точки предварительного и заключительного периодов проводят прямые линии. Из середины главного периода (точка С, рис.5) проводят перпендикуляр до пересечения с продолжением прямых предварительного и заключительного периодов (точки М и N рис. 5). Из точек пересечения опускают перпендикуляры на ось ординат. Отсекаемый отрезок на оси ординат (t₁ - t₂) равен Dt.

Рис. 5. Графическое определение Dt для вычисления постоянной калориметра.

 

Тепловой Q_p, как ранее было сказано, вычисляется на 1 моль прореагировавшего вещества, но в данном случае в калориметре нахо­дилось g г вещества, а потому

где g - навеска КСl, М – молекулярная масса для КСl, Q_p в случае растворения KCl в воде равно 4440 кал/моль.

Задание 2. Определение теплового эффекта реакции окисления

метал­лического цинка и восстановления ионов меди в водном растворе

Тепловые эффекты реакций измеряются так же, как постоянная калориметра. Тепловой эффект вычисляется по уравнению

Исследуемая реакция является окислительно-восстановительной, и механизм её заключается в переносе электронов от металлического цинка к ионам меди согласно уравнению

Cu²⁺ + Zn⁰ = Cu⁰ + Zn²⁺ + Q_p

Измеряемый тепловой эффект будет равен Q_p = DH. Данный процесс необратим, т.к. цинк, переходя в раствор, не восстанавливается, и реакция идет до полного исчезновения ионов меди в растворе с эквивалентной заменой их на ионы цинка.

400 мл 0, 05 М раствора CuSО₄× 5H₂O наливают в стакан Б калориметра. Закрывают сосуд А так, чтобы нижние концы термометра и мешалки не доставали дна стакана Б на 1 - 2 см. Включают мотор мешалки и измеряют температуру, точно следуя тем записям, которые проводились при измерении водяного числа (постоянной калориметра). На 11-й минуте через воронку в стакан В высыпают 3 г цинковой пыли.

По полученным данным строят график изменения температуры и находят Dt (рис.6).

Тепловой эффект реакции рассчитывают по уравнению

,

где g_{CuSO4 5H2O} – количество кристаллогидрата, содержащегося в 400 мл 0, 05 М раствора.

Тепловой эффект химической реакции является следствием изменения внутренней энергии реагирующих веществ и без воздействия внешних сил на

Рис. 6. Графическое определение Dt для вычисления теплового эффекта реакции.

 

условия протекания реакции она полностью превращается в теплоту. Если эта реакция осуществляется в гальваническом элементе, то часть внутренней энергии будет превращаться в полезную работу. Эта работа будет максимальной, когда химический или физический процесс протекает изотермически и обратимо. Именно этим условиям соответствуют процессы, протекающие в гальванических элементах. Реакция окисления Zn и восстановления Cu²⁺ наблюдается в элементе Даниэля - Якоби:

Cu | Cu²⁺ | KCl | Zn²⁺ | Zn

Максимальная работа по перенесению заряда равна (Дж× моль^-1)

W = n × F × E,

где n – число переносимых электронов, F - число Фарадея (96500 Кл), E - электродвижущая сила (1, 10 В). Максимальная работа равна, но противоположна по знаку изменению свободной энергии DG. Следовательно, DG процесса можно рассчитать по уравнению

W = - DG

Свободная энергия является частью энтальпии и связана с ней соотношением DG = DH - T× DS, где T× DS – связанная энергия. Зная DH и DG, можно рассчитать энтропию окисления цинка и восстановления ионов меди по уравнению

,

где Т – температура, при которой проводился эксперимент (температура окончания реакции окисления Zn с точностью до 1⁰). При расчете DS следует свободную энергию (DG) и тепловой эффект реакции (DH) привести в единую систему измерения величин, т.е. тепловой эффект, рассчитанный в калориях перевести в джоули (1 калория = 4, 18 Дж).

Таблица 15

Определение Z

Масса KCl 7, 2 г

Периоды, мин
Предварительный	Главный	Заключительный
Время, мин	Температура, град	Время, мин	Температура, град	Время, мин	Температура, град
		10, 5 11, 5 12, 5 13, 5 14, 5

 

Таблица 16

Определение теплового эффекта реакции

Периоды, мин
Предварительный	Главный	Заключительный
Время, мин	Температура, град	Время, мин	Температура, град	Время, мин	Температура, град
		10, 5 11, 5 12, 5 13, 5 14, 5

 

Таблица 17

Результаты вычислений

Опыт	Dt, OC	Z	QP, ккал/моль	DG, кДж/моль	DS, Дж/моль К
Определение Z				___	___
Определение QP		___

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. A. законом, иными правовыми актами или договором.
2. B. Сущность закона Мосеева завета
3. I. Имущественные права в силу закона
4. I. Когда все это закончится?
5. I.Закончите предложения, употребляя сложное дополнение.
6. II – Предопределение, избрание и свобода воли
7. II. СВЯЩЕНСТВО. ЖЕРТВА. ЗАКОН
8. III. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ
9. IХ.Определение рыночной стоимости затратным подходом
10. NFMC-30 -инновационный коктейль оказывает комплексное интенсивное воздействие на все аспекты старения, запускает ряд биохимических реакций, восстанавливающих кожу.
11. VI. ПРЕСТУПЛЕНИЯ ПРОТИВ МЕЖДУНАРОДНОГО МИРА В УГОЛОВНОМ ЗАКОНОДАТЕЛЬСТВЕ РОССИИ
12. А.1 Определение условий выполнения проекта