Основные законы термохимии реферат
Обновлено: 04.07.2024
Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплот фазовых переходов.
Содержание
Основные понятия и законы термохимии
Термохимические уравнения
Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов
Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования (стандартная энтальпия образования). Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю.
В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение
показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531 кДж теплоты, при давлении 101 кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.
В термохимии также используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.
Закон Гесса
В основе термохимических расчётов лежит закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Следствия из закона Гесса:
- Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.
- Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учётом коэффициентов в уравнении реакции (то есть помноженные на них).
Закон Гесса может быть записан в виде следующего математического выражения:
.
С помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпии образования веществ и тепловые эффекты реакций, которые невозможно измерить экспериментально.
Закон Кирхгофа
Закон Кирхгофа устанавливает зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры: температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Закон Кирхгофа лежит в основе расчёта тепловых эффектов при разных температурах.
Методы термохимии
См. также
Литература
| Теоретическая химия • Координационная химия • Прикладная неорганическая химия • Неорганический синтез |
Wikimedia Foundation . 2010 .
Полезное
Смотреть что такое "Термохимия" в других словарях:
термохимия — термохимия … Орфографический словарь-справочник
ТЕРМОХИМИЯ — учение о связи разных тепловых и химических явлений, о зависимости первых от вторых. Полный словарь иностранных слов, вошедших в употребление в русском языке. Попов М., 1907. ТЕРМОХИМИЯ учение о тепловых явлениях, вызываемых химическими… … Словарь иностранных слов русского языка
ТЕРМОХИМИЯ — изучает тепловые явления, сопровождающие химические реакции. Термохимические данные (теплоты образования и сгорания химических соединений, тепловые эффекты реакций и др.) используют в химической технологии, напр., при расчетах тепловых балансов… … Большой Энциклопедический словарь
ТЕРМОХИМИЯ — ТЕРМОХИМИЯ, раздел физической химии, изучающий ТЕПЛОВЫЕ эффекты, сопровождающие химические процессы. Примером служит выделение или поглощение тепла при химической реакции, растворении вещества или изменении агрегатного состояния, например, при… … Научно-технический энциклопедический словарь
ТЕРМОХИМИЯ — ТЕРМОХИМИЯ, термохимии, мн. нет, жен. (от греч. therme теплота и слова химия) (хим.). Отдел химии, изучающий тепловые явления в химических процессах. Толковый словарь Ушакова. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 … Толковый словарь Ушакова
термохимия — сущ., кол во синонимов: 2 • аэротермохимия (1) • теплохимия (1) Словарь синонимов ASIS. В.Н. Тришин. 2013 … Словарь синонимов
термохимия — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN thermochemistry … Справочник технического переводчика
ТЕРМОХИМИЯ — раздел химии, изучающий тепловые изменения при хим. реакциях. Получаемые Т. данные и закономерности используют для расчётов тепловых балансов технологических процессов, что способствует выбору оптимальных хим. технологий. Тепловые эффекты хим.… … Большая политехническая энциклопедия
Термохимия — раздел физической химии (См. Физическая химия) вообще и термодинамики химической (См. Термодинамика химическая) в частности, включающий измерение и вычисление тепловых эффектов реакций (См. Тепловой эффект реакции), теплот фазовых… … Большая советская энциклопедия
ТЕРМОХИМИЯ — раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физ. хим. параметров. В задачу Т. входит также измерение и вычисление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и др.… … Химическая энциклопедия
термохимия — изучает тепловые явления, сопровождающие химические реакции. Термохимические данные (теплоты образования и сгорания химических соединений, тепловые эффекты реакций и др.) используют в химической технологии, например при расчётах тепловых балансов … Энциклопедический словарь
В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи и законы. В материале содержится большое количество теоретической информации, объясняющей основные и фундаментальные законы термохимии. Рассмотрены методы измерения тепловых эффектов реакций как теоретическим, так и практическим способом. Приведены примеры установок для определения тепловых эффектов. Особое внимание уделяется практической части работы. Здесь необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли на примере хлорида калия. Даная работа требует высокой аккуратности в выполнении, осторожности и внимательности в оформлении результатов. По результатам можно сказать, что работа была выполнена вполне успешно.
Содержание
Вложенные файлы: 1 файл
печать курсовая.docx
В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи, а также главные законы. Курсовая работа имеет 36 страниц, 2 раздела, 2 таблицы, 2 рисунка, 3 графика. При написании работы было использовано 5 источников информации. В практической части работы необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли. В качестве исследуемого вещества был взят хлористый калий.
В работе рассматриваются основные законы термохимии, методы измерения тепловых эффектов реакций, виды калориметров, а также сама калориметрия.
ТЕПЛОВОЙ ЭЭФЕКТ, ЗАКОН ГЕССА, ЗАКОН КИРХГОФА, ПЕРВАЯ ИНТЕГРАЛЬНАЯ ТЕПЛОТА РАСТВОРЕНИЯ, КАЛОРИМЕТР, КАЛОРИМЕТРИЯ.
В даній курсовій роботі об’єктом спостереження є термохімія, її основні задачі, а також головні закони. Курсова робота містить 36 сторінок, 2 розділи, 2 таблиці, 2 малюнки, 3 графіка. При написанні роботи було використано 5 джерел інформації. У практичній частині роботи необхідно визначити першу інтегральну теплоту розчинення солі. В якості досліджуваної речовини був взятий хлорид калію.
В роботі розглядаються основні закони термохімії, методи визначення теплових ефектів реакцій, види калориметрів, а також сама калориметрія.
ТЕПЛОВИЙ ЕФЕКТ, ЗАКОН ГЕСА, ЗАКОН КІРХГОФА, ПЕРША ІНТЕГРАЛЬНА ТЕПЛОТА РОЗЧИНЕННЯ СОЛІ, КАЛОРИМЕТР, КАЛОРИМЕТРІЯ.
In this project the main object of research is termochemistry, basic problems and rules. This project consist 36 pages, 2 sections, 2 tables, 2 pictures, 3 graphs. During the time, when was written this work, was using 5 source of information. In experimental part I need identify the first integral heat disolution of salt.. For this work I brought cloride of potassium.
In this project I was considering a basic rules of termochemistry, the methods of determine the heats effects in reactions, different calorimeters and calorimetry.
The heat effect, Gess rule, Kirhgof’s rules, the first integral heat of dissolution of salt, calorimeter, calorimetry.
Студента химического факультете группы Х-133
В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи и законы. В материале содержится большое количество теоретической информации, объясняющей основные и фундаментальные законы термохимии. Рассмотрены методы измерения тепловых эффектов реакций как теоретическим, так и практическим способом. Приведены примеры установок для определения тепловых эффектов.
Особое внимание уделяется практической части работы. Здесь необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли на примере хлорида калия. Даная работа требует высокой аккуратности в выполнении, осторожности и внимательности в оформлении результатов. По результатам можно сказать, что работа была выполнена вполне успешно.
Рецензент Тимченко Виктория
2.1 Калориметрическая установка. Диатермический калориметр……………..30
2.2 Основной источник погрешности результатов калориметрических опытов31
Энергетические изменения, сопровождающие протекание химических реакций, имеют большое практическое значение. Иногда они даже важнее, чем происходящее при данной реакции образование новых веществ. В качестве примера достаточно вспомнить реакции горения топлива. Поэтому тепловые эффекты реакций уже давно тщательно изучаются. Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакций, получил название термохимии. В настоящее время можно говорить о полном слиянии термохимии с химической термодинамикой, так как с одной стороны, для характеристики веществ и химических процессов наряду с тепловыми эффектами необходимо знать и другие термодинамические функции, а с другой стороны – расчет тепловых эффектов можно производить с помощью термодинамических зависимостей, например по приведенному уравнению или из температурной зависимости Кр.
Развиты методы определения ∆H°сгор. неорганических веществ во фторе (фторная калориметрия), хлоре, определение теплот гидрирования. Для осуществления таких реакций исходные вещества в калориметрической бомбе часто приходится нагревать до высоких температур (иногда до 1000-1300 °С). Другой универсальный метод термохимии – определение теплот растворения веществ в воде или теплот реакций с водными растворами кислот, щелочей и т.п. Эти данные позволяют включить в термохимические циклы большой круг веществ и рассчитать для них ∆H°обр. или определить теплоты неизученных реакций. В 20 веке совершенствование методов термохимических измерений привело к резкому повышению их точности.
Целью работы является рассмотрение основных и главных задач термохимии, изучение и вывод законов термодинамики, а также осуществление и определение интегральной теплоты растворения соли в ходе практической части выполнения данной работы.
Раздел 1. Литературный обзор
1.1 Основные задачи термохимии
Термохимия – раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физико-химических
параметров. В задачу термохимии входит также измерение и вычисление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и других процессов, изучение теплоемкостей, энтальпий и энтропий веществ. Основным экспериментальным методом термохимии является калориметрия. Иногда используются некалориметрические методы (расчет тепловых эффектов из результатов измерения констант равновесия, эдс и т.п.), однако в этих случаях результаты обычно менее точны.
В 1840 году химик Гесс открыл закон, названный позднее его именем. Этот закон дает возможность определять расчетным путем тепловые эффекты реакций по
теплотам образования исходных веществ и продуктов по теплотам их сгорания, тем самым, открывая путь для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно осуществимы, а иногда и невозможно. Необходимые для расчета стандартные теплоты образования ∆H о обр. собраны в фундаментальные термохимические справочники.
В середине XIX века Томсен и Бертло высказали идею, согласно которой химические реакции, происходящие без подвода энергии извне, протекают в направлении максимального выделения теплоты. Ими и их учениками были разработаны основные экспериментальные методики термохимии и измерены тепловые эффекты многих реакций.
Хотя в общем виде принцип Бертло-Томсена оказался неверен, но за термохимией сохранилась ведущая роль в исследовании возможности протекания химических реакций в заданных условиях. Так, уравнение ∆H - T∆S= −RTlnKp являющееся обобщением первого и второго начал термодинамики (∆H – изменение энтальпии, ∆S – изменение энтропии при химической реакции, T – температура, R –
газовая постоянная), позволяет рассчитать константу равновесия Kp любой реакции через тепловые величины.
1.2 Принцип изменения теплового эффекта реакции
Для процессов растворения характерна склонность к самопроизвольному протеканию к отрицательному изменению энергии Гиббса в результате смешивания частиц растворителя и растворенного вещества.
Основные различия в поведении растворов зависят от баланса выделяемой и
поглощаемой энергии, связанной с изменениями межчастичных расстояний. Величины ∆H для процессов растворения отличаются друг от друга. Образование раствора является экзотермическим процессом (изменение энтальпии отрицательно), если при смешении частиц освобождается больше энергии, чем необходимо для первоначального разделения частиц. Если же для разделения деления частиц требуется больше энергии, чем освобождается при смешении, процесс растворения – эндотермичен (изменение энтальпии положительно). Поскольку энтальпийная функция дает вклад в изменение энергии Гиббса ∆G=∆H− T∆S, можно ожидать, что именно для эндотермического процесса наиболее вероятна ограниченная растворимость; это в действительности подтверждается термодинамическими измерениями. Однако на молекулярном уровне эндотермический ход процесса растворения обусловлен тем, что однородные частицы в чистых жидкостях притягивают друг друга в смеси в среднем сильнее по сравнению с разнородными.
Следовательно, для разделения однородных частиц в систему необходимо ввести больше энергии, чем выделится при сближении разнородных частиц в процессе смешения.
Приведенные рассуждения включают ряд допущений, в действительности поведение растворов часто значительно сложнее. Например, конечный раствор представляет собой систему с совершенно случайным распределением частиц, при рассмотрении которой была исключена возможность существования в растворе некоторой упорядоченной структуры. Если наличие упорядоченной структуры вносит свой вклад в образование раствора, то изменение энтропии будет иметь меньшее положительное значение, которое трудно поддается анализу. Тем не менее корреляция положительных отклонений от поведения идеальных растворов и ограниченной растворимости с энергиями притяжения между однородными частицами является достаточно хорошим первым приближением. Образование раствора может продолжаться до тех пор, пока химические потенциалы компонентов заметно понизятся при переходе в раствор.
1.2.1 Растворения веществ друг в друге
Теоретическая модель процесса растворения объясняет понижение химического потенциала как результат разупорядочения при смешении частиц и влияния энергетических эффектов за счет притяжения между частицами.
Если энергия притяжения между однородными частицами больше энергии притяжения между разнородными частицами, то снижение химического потенциала велико только для очень разбавленных растворов, а затем становится незначительным. Тогда можно предсказать, будут ли два вещества обладать высокой или низкой взаимной растворимостью; для этого необходимо только оценить степень притяжения между однородными частицами.
Термодинамика - наука, изучающая взаимные переходы теплоты и работы в равновесных системах и при переходе к равновесию. Химическая термодинамика - раздел физической химии, в котором термодинамические методы применяются для анализа химических явлений: химических реакций, фазовых переходов и процессов в растворах.
Объект изучения термодинамики - термодинамические системы , т.е. макроскопические объекты, отделенные от окружающего пространства реальной или мысленной поверхностью. Системы бывают:
открытые , в которых существует обмен энергией и веществом с окружающей средой;
закрытые , в которых существует обмен энергией с окружением, но нет обмена веществом;
изолированные , в которых нет обмена с окружением ни энергией, ни веществом.
Состояние системы описывают с помощью макроскопических параметров . Параметры бывают:
внутренние , которые определяются только координатами тел системы, например: плотность или внутренняя энергия U ;
внешние , которые определяются координатами тел в окружающей среде, например, объем V (при фиксированном положении стенок сосуда) или напряженность электрического поля E ;
экстенсивные , которые прямо пропорциональны массе системы или числу частиц, например, объем V , энергия U , энтропия S , теплоемкость C ;
интенсивные , которые не зависят от массы системы или числа частиц, например, температура T , плотность , давление p . Отношение любых двух экстенсивных параметров является интенсивным параметром, например парциальный мольный объем V или мольная доля x .
Среди термодинамических параметров выделяют обобщенные силы и обобщенные координаты . Обобщенные силы описывают состояние равновесия. К ним относят давление p , химический потенциал , электрический потенциал , поверхностное натяжение . Обобщенные силы - интенсивные параметры.
Обобщенные координаты - это величины, которые изменяются под действием соответствующих обобщенных сил. К ним относятся объем V , количество вещества n , заряд e , площадь W . Все обобщенные координаты - экстенсивные параметры.
Состояние системы описывается также с помощью термодинамических функций , которые зависят от параметров. Различают:
функции состояния , которые зависят только от состояния системы и не зависят от пути, по которому это состояние получено;
функции перехода , значение которых зависит от пути, по которому происходит изменение системы.
Примеры функций состояния: энергия U , энтальпия H , энергия Гельмгольца F , энергия Гиббса G , энтропия S . Термодинамические параметры объем V , давление p , температуру T также можно считать функциями состояния, т.к. они однозначно характеризуют состояние системы. Примеры функций перехода: теплота Q и работа A .
Функции состояния характеризуются следующими свойствами:
бесконечно малое изменение функции f является полным дифференциалом (обозначается df );
изменение функции при переходе из состояния 1 в состояние 2 определяется только этими состояниями: ;
в результате любого циклического процесса функция состояния не изменяется:
Параметры системы могут зависеть или не зависеть от времени. В зависимости от этого различают следующие состояния термодинамических систем:
стационарное , когда параметры системы не зависят от времени, но в системе есть потоки (например, массы или энергии);
равновесное , когда параметры системы не зависят от времени и нет потоков;
неравновесное , когда параметры системы зависят от времени.
Если хотя бы один из параметров системы меняется со временем, то говорят, что в системе происходит процесс . Процессы бывают:
обратимые , когда переход системы из одного состояния в другое и обратно может происходить по одному и тому же пути, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остается макроскопических изменений;
квазистатические , или равновесные , которые происходят под действием бесконечно малой разности обобщенных сил;
необратимые , или неравновесные , когда параметры меняются с конечной скоростью.
Все выводы и соотношения термодинамики основаны на двух постулатах (исходных положениях) и трех законах (началах).
Первое исходное положение, или основной постулат термодинамики:
Любая изолированная система с течением времени приходит в равновесное состояние и самопроизвольно не может из него выйти.
Это положение ограничивает размер систем, которые описывает термодинамика. Оно не выполняется для систем астрономического масштаба и микроскопических систем с малым числом частиц. Системы галактического размера самопроизвольно не приходят в состояние равновесия благодаря дальнодействующим гравитационным силам. Микроскопические системы могут самопроизвольно выходить из состояния равновесия; это явление называют флуктуациями . В статистической физике показано, что отклонение от положения равновесия имеет амплитуду порядка , где N - число частиц в системе. Таким образом, нижний предел для числа частиц в термодинамической системе - порядка 10 18 .
Переход системы в равновесное состояние называют релаксацией . Основной постулат термодинамики ничего не говорит о времени релаксации. В классической равновесной термодинамике вообще нет времени . Термодинамика позволяет установить только возможность протекания процессов, но не может определить скорость этих процессов.
Второе исходное положение, или нулевой закон термодинамики описывает свойства систем, находящихся в состоянии теплового равновесия:
Если система А находится в тепловом равновесии с системой В, а та, в свою очередь, находится в равновесии с системой С, то системы А и С также находятся в тепловом равновесии.
Это свойство говорит о существовании особого интенсивного параметра, характеризующего состояние теплового равновесия. Этот параметр называют температурой . Системы, находящиеся в тепловом равновесии, имеют одинаковую температуру. Таким образом, нулевой закон - это постулат о существовании температуры.
Из нулевого закона следует, что при равновесии внутренние параметры системы являются функциями внешних параметров и температуры. Уравнение, связывающее внутренние параметры с внешними параметрами и с температурой, называют уравнением состояния термодинамической системы. В общем случае уравнение состояния имеет вид:
или , где a - совокупность внутренних параметров, b - совокупность внешних параметров, T - температура. Если внутренним параметром является давление, а внешним - объем, то уравнение состояния
(1.1) называют термическим . Если внутренним параметром является энергия, а внешним - объем, то уравнение состояния
(1.2) называют калорическим .
Если известны термическое и калорическое уравнения состояния, то с помощью законов термодинамики можно определить все термодинамические свойства системы, т.е. получить ее полное термодинамическое описание. Сами уравнения состояния нельзя вывести методами классической термодинамики, но их можно определить экспериментально.
Простейшее уравнение состояния описывает систему невзаимодействующих частиц точечного размера - идеальный газ:
, (1.3) где n - количество вещества (в молях), R - универсальная газовая постоянная:
R = 8.314 Дж/(моль . К) = 1.987 кал/(моль . К) = 0.0821 л . атм/(моль . К).
Для описания реальных газов, в которых частицы имеют конечные размеры и взаимодействуют друг с другом, используют более сложные уравнения состояния:
(I уравнение Дитеричи)
(II уравнение Дитеричи)
Все эти уравнения записаны для одного моля газа; величины a и b - индивидуальные постоянные газов.
С высокой точностью поведение любого реального газа можно описать с помощью вириального разложения по степеням обратного объема:
(1.4) или давления , (1.5)
где B i , B i ' - i -ые вириальные коэффициенты, которые зависят от температуры.
Уравнение состояния идеального газа и вириальное уравнение состояния реального газа можно вывести методами статистической термодинамики.
Иногда уравнения состояния реальных газов записывают через так называемые приведенные переменные , которые определяют через параметры критического состояния газов: p r = p / p кр , V r = V / V кр , T r = T / T кр , где критические параметры определяются как координаты точки перегиба на изотерме реального газа:
Пример 1-1. Докажите, что при больших объемах уравнение Ван-дер-Ваальса переходит в уравнение идеального газа.
Решение . Уравнение Ван-дер-Ваальса:
При больших объемах вторым слагаемым в правой части можно пренебречь: a / V 2 0. В знаменателе первого слагаемого можно пренебречь постоянной b : V - b V . В пределе получаем уравнение идеального газа:
Пример 1-2. Найдите вириальные коэффициенты B i для газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса.
Решение . В уравнении Ван-дер-Ваальса выделим сомножитель RT / V :
Если разложить первое слагаемое в скобке в ряд по степеням b / V , получим:
Из этого разложения следует, что второй вириальный коэффициент газа Ван-дер-Ваальса зависит от температуры:
, а остальные - постоянны: .
Пример 1-3. Найдите критические параметры и приведенное уравнение состояния для газа Дитеричи (I уравнение).
Решение . Запишем уравнение Дитеричи в виде:
и продифференцируем левую и правую часть этого уравнения два раза по объему при постоянной температуре:
и учтем, что в критической точке первая и вторая производная равны 0:
Если продифференцировать обе части уравнения состояния по объему один раз с учетом равенства нулю первой производной, то можно найти второе соотношение между критическими объемом и температурой:
Подставляя сюда первое найденное соотношение для критических параметров, получим:
И, наконец, подставляя эти параметры в уравнение состояния, находим критическое давление:
Для вывода приведенного уравнения состояния подставим в уравнение Дитеричи приведенные переменные:
В результате получаем приведенное уравнение Дитеричи, не содержащее индивидуальных параметров:
1-1. Приведите пример термодинамического процесса, который может совершаться как обратимо, так и необратимо. Назовите для этого процесса по одной функции состояния и перехода.
1-2. Приведите примеры систем со временем релаксации порядка: а) секунд; б) часов; в) десятилетий.
1-3. Изменение теплоты в зависимости от температуры и объема в некоторой системе описывается уравнением:
( C и R - постоянные). Является ли теплота функцией состояния в данном случае? Ответ обоснуйте.
1-4. Докажите, что при больших объемах первое уравнение Дитеричи переходит в уравнение идеального газа.
1-5. Найдите частные производные и для: а) идеального газа; б) газа Ван-дер-Ваальса; в) газа, подчиняющегося I уравнению Дитеричи. Докажите, что .
1-6. Используя вириальные разложения (1.4) и (1.5), найдите связь между вириальными коэффициентами B 2 , B 3 и B 2 ', B 3 '.
1-7. Найдите критические параметры и приведенные уравнения состояния для газов: а) Ван-дер-Ваальса; б) Бертло.
1-8. Предложено следующее уравнение состояния (для одного моля):
Выразите критические параметры через постоянные B и C и найдите фактор сжимаемости PV / RT в критической точке.
Похожие страницы:
Химическая термодинамика (2)
. окружающей средой). Наибольшее значение в химической термодинамике имеют изобарно-изотермические (Р,Т=const) . Основы термохимических расчётов 2.1 Основные понятия термохимии Термохимия – раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических .
Химическая термодинамика. Термохимия, термохимические уравнения.
. . Экзотермические и эндотермические реакции. Приведите примеры. Химическая термодинамика – это раздел химии, изучающий энергетику . реакций. В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: «тепловой эффект химической реакции зависит .
Химическая термодинамика (3)
. Белинского КУРСОВАЯ РАБОТА Химическая термодинамика Выполнила студентка группы . теоретической основой всей химической науки и технологии химических производств. . , И.А. Успенская, Н.Е. Кузьменко, В.В. Лунин. Основы физической химии. Теории и задачи. – М: .
Химическая термодинамика. Скорость химических процессов
. процессы. Свободная и связанная энергия. Энтропия Химическая термодинамика - наука, изучающая условия устойчивости систем . . Эта идея составила основу химической теории растворов: образование раствора - химический процесс взаимодействия молекул .
Химическая термодинамика (4)
. Казань 2010 Задача 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА рассматривает взаимосвязи между работой . лежащее в основе термохимических расчетов: Тепловой эффект химической реакции зависит . в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным .
Читайте также: