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


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 = Qn ,

где Qv - 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 = Qn

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 + Qp

где Qp - 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 = Qp – P(V2 - V1).

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

Qp = (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:

Qp = 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 Qобр – 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 Qv = DU, либо Qp = 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 = 298ºК, при этом вещество в этих условиях должно находиться в наиболее устойчивом агрегатном состоянии. Для реакций, проходящих в стандартных условиях, изменение энтальпии обозначается символом DН0298K.

Для реакций, протекающих в газовой фазе, было установлено соотношение между Qp и Qn:

Qp = Qv + Dn×RT.

Это соотношение устанавливает связь между теплотой реакции при постоянном давлении (Qp или DН) и теплотой реакции при постоянном объеме (Qv 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 = nгазовых продуктов – nгазовых 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

Qp = Qv 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 (Qp = 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:

0298K = 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

Qразл + (-Qсоед ) = 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:

Суг + О2 = СО2 + 409,20 кДж

Сгр + 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 Qp. 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 Qp следует прокалибровать прибор (калориметр), т.е. определить постоян­ную калориметра Z. Этого можно достичь, вводя или отнимая известное количество теплоты (Qp) 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 Qp, 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, Qp 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+ + Qp

Измеряемый тепловой эффект будет равен Qp = 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 gCuSO4 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   ___      

 









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 186;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная