Открытки Заставки Рисунки Фото

Механические явления примеры 7 класс картинки

механические явления примеры 7 класс картинки механические явления примеры 7 класс картинки механические явления примеры 7 класс картинки
По запросу «механические явления примеры 7 класс картинки» нашлось 83089 фото

Механические Явления Примеры 7 Класс Картинки

Элементы термохимии. Термохимия – раздел химии, в котором рассматриваются тепловые явления, происходящие в процессе химических реакций.

механические явления примеры 7 класс картинки Все вредители огурцов в теплице и их лечение фото химические реакции можно разделить на два типа: реакции, идущие с выделением теплоты, их называют экзотермические, и реакции, идущие с поглощением теплоты эндотермические. Критерием таких процессов является тепловой эффект реакции. Как правило, к экзотермическим реакциям относятся реакции окисления, т. Е. Взаимодействия с кислородом, например сгорание метана. Сн 4 + 2o 2 = со 2 + 2н 2о + q (1). А к эндотермическим реакциям – реакции разложения. Знак q в конце уравнения указывает на то, выделяется ли теплота в процессе реакции (+ q) или поглощается ( q): Саco 3 = саo + co 2 -q (2). При химических процессах может выделяться или поглощаться не только тепловая, но и другие виды энергии: электрическая, световая, механическая и др. Тепловые эффекты прямой и обратной реакций одинаковы по числу, но противоположны по знаку, например, оксид кальция (сао) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция (са(он) 2). Процесс сопровождается выделением большого количества теплоты: Сао + н 2о = са(он) + 108 кдж (3). А реакция разложения гидроксида кальция (са(он) 2) осуществляется с поглощением такого же количества теплоты извне. Са(он) 2 = сао + н 2о 108 кдж (4). Если тепловой эффект реакции определяется при постоянном давлении, температуре, то он будет соответствовать стандартной энтальпии реакции, обозначаемой ∆н, которая противоположна по знаку величине теплового эффекта реакции. Например, если в процессе экзотермической реакции во взаимодействие вступают алюминий (аl) и оксид железа (fe 2o 3), то в конце уравнения это обозначится следующим образом: 2аl + fe 2o 3 = 2fe + al 2o 3 (+q) или (-∆н) (5). А в случае эндотермической реакции значения этих тепловых величин будут иметь противоположные знаки: С + со 2 = 2со (-q) или (+∆н) (6). Это объясняется тем, что выделяющаяся в процессе экзотермической реакции теплота как энергия, теряется системой (-∆н), а при эндотермических процессах, наоборот – приобретается (+∆н). Величина (н) называется энтальпией системы. Часто её называют так же теплосодержанием или теплотой образования ∆н данного вещества. В расчётах применяют справочные значения тепловых эффектов образования (или сгорания) одного моля вещества, отнесённые к 298к (25 0с) и р = 101,325 кпа (1 атм). Эти условия считаются стандартными и поэтому используемые значения тепловых эффектов называют стандартными теплотами образования(или сгорания) вещества и обозначают как ∆н 0 298. Например, тепловой эффект реакции взаимодействия графита с кислородом, выраженный через изменение энтальпии, следует записать как ∆н 0 298 = 393,6 кдж, а так как при этом из простых веществ образуется 1 моль со 2, то данный тепловой эффект является теплотой образования со 2, выраженной в кдж/моль. Главной характеристикой топлив являются их теплоты сгорания. Тепловой эффект реакции горения одного моля вещества называется теплотой сгорания данного вещества. Следовательно, исходя из вышеприведённых положений, теплота сгорания одного моля графита (12 г) составляет 393,6 кдж/моль. Уравнение химической реакции, в котором указан тепловой эффект, называется термохимическим уравнением. На практике это имеет большое значение. При строительстве тепловых трасс, доменных печей, котельных и т. П. Теплотопотребляющих промышленных объектов, необходимо предусмотреть или приток энергии для поддержания процессов, или наоборот, отвод избытка теплоты, чтобы не было перегрева вплоть до взрыв. Расчёт теплового эффекта реакции между простыми веществами не предоставляется затруднительным.

Например, для реакции образования хлористого водорода: Н 2 + cl 2 = 2нcl (7).

механические явления примеры 7 класс картинки Энергия затрачивается на разрыв двух химических связей н–н и cl cl. При этом энергия выделяется при образовании двух химических связей н cl. Значения энергий этих связей можно найти в справочных таблицах и по разности между ними определить тепловой эффект (q) реакции (7): Е н–н = 436 кдж/моль, е cl – cl = 240 кдж/моль, Е н– cl = 240 кдж/моль, Q = 2 х 430 ( 1 х 436 1 х 240 ) = 184 кдж. Приведённая в качестве примера термохимическая реакция (7) является экзотермической. Теплоты образования простых веществ при стандартных условиях приняты равными нулю. Термохимические почему картинка не перетаскивается в фотошопе уравнения имеют особую форму записи. Они отличаются от обычных уравнений тем, что: 1). В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатные состояния веществ (жидкое, твёрдое, газообразное) это связано с тем, что одна и та же реакция может иметь различный тепловой эффект в зависимости от фазового состояния вещества. 2). Коэффициенты в термохимическом уравнении равны количеству веществ ( в молях), вступивших в реакцию. Например, дана реакция сгорания ацетилена: 2с 2н 2(г) + 5о 2(г) = 4со 2(г) + 2н 2о (+q) (8). При сгорании одного моль ацетилена с 2н 2 выделяется 1257кдж теплоты. Поэтому, относительно одного моль с 2н 2 необходимо все коэффициенты перед реагентами поделить на 2, тогда получим следующую запись термохимического уравнения: С 2н 2 + 5/2о 2 = 2со 2 + н 2о + 1257 кдж (9). Или другая тождественная запись: С 2н 2 + 2,5о 2 = 2со 2 + н 2о + 1257 кдж (10). Например, дано термохимическое уравнение сгорания метана: Сн 4 + 2о 2 = со 2 + 2н 2о + 802 кдж (11). Необходимо вычислить, какое количество теплоты выделится при сгорании 20 г метана? Поскольку 1 моль метана имеет массу 16 г, а 20 г метана соответственно составляют. N = m/mr = 20:12 = 1,25 моль, То, составив пропорцию: при сгорании. 1 моль сн 4 выделяется 802 кдж теплоты. 1,25 сн 4 --------«-------х кдж теплоты. Определим, что на сгорание 20г метана потребуется. Х = 1,25 х 802 / 1 = 1002,5 кдж. Приведём другой пример. Дано уравнение реакции сгорания оксида азота(+4): 4nо 2(г) + o 2(г) + 2h 2o(г) = 4нnо 3(ж) + 448 кдж (12). Необходимо составить термохимическое уравнение относительно сгорания одного моль оксида азота. Определить: какой объём оксида азота потребуется на образование 4258 кдж теплоты в процессе данной реакции? Для составления термохимического уравнения относительно одного моль оксида азота(+4) необходимо все коэффициенты, стоящие перед реагентами, разделить на коэффициент, стоящий перед nо 2, т. Е. На «4», тогда уравнение примет вид: Nо 2(г) + 1/4o 2(г) + 1/2h 2o(г) = нnо 3(ж) +112 кдж (13). В уравнении изменится количество выделяющейся теплоты, оно станет равным 112, т. Е. В четыре раза меньше, чем в приведённом уравнении.

В соответствии с уравнением (13) 1 моль оксида азота(nо 2) или 22,4 л в данной реакции образует 112 кдж теплоты, а х л соответственно 4258 кдж: 22,4 моль nо 2 при сгорании образуют 112 кдж теплоты.

механические явления примеры 7 класс картинки Х л ----------------«-------------4258 кдж теплоты. Хг = 22,4 х 4258 / 112 = 851,6 кдж. Важнейшим законом термохимии является закон г. И. Гесса (1840): тепловой картинки спокойной ночи сладких снов солнышко эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. При помощи закона гесса можно рассчитывать такие тепловые эффекты реакции, которые измерить трудно или невозможно. Например, теплоту образования угарного газа(со) можно вычислить, если полное сгорание углерода. С (графит) + о 2 = со 2 (∆н 1) (14). Разбить на стадии: С (графит) + 0,5о 2 = со (∆н 2) (15). Со + 0,5о 2 = со 2 (∆н 3) (16). Зная, что ∆н 1 = -393,6 кдж/моль и ∆н 3 = 283,1 кдж/моль, из равенства ∆н 1 = ∆н 2 + ∆н 3. Находим, что ∆н 2 = 110,5 кдж/моль. В качестве другого примера можно привести образование сульфата алюминия при сгорании алюминия и серы ромбической согласно реакции: 2al(к) + 3s(ромб) + 6о 2(г) = al 2(so 4) 3(к) (17). ∆н может быть найдена по тепловым эффектам отдельных стадий: 2al + 1,5о 2 = al 2o 3 ∆н 1= -1670,2 кдж/моль (18). 3s + 1,5о 2 = so 3 ∆н 2= -395,3 кдж/моль (19). Al 2o 3 + 3so 3 = al 2(so 4) 3 ∆н 3= -579,7 кдж/моль (20). Тогда ∆н = ∆н 1 + 3∆н 2 + ∆н 3 = ( 1670,2) – 3х (-395,3) – (579,7) = 3435,8 кдж/моль. На основании закона гесса термохимические уравнения можно разбивать на отдельные стадии независимо от того, осуществимы они на практике или нет. Из закона гесса вытекает важное следствие: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования получающихся веществ за вычетом суммы теплот образования исходный веществ: ∆н = ∑ (𝘮 ∆н) продукты ∑ (𝘯 ∆н) реагенты, Где 𝘮 и 𝘯 – число молей каждого вещества в уравнении реакции. Например, теплоту сгорания ацетилена (10) можно рассчитать, зная теплоты образования с 2н 2, со 2 и н 2о (∆н 0 02 = 0), как ∆н 0 = 2 ∆н со2 + ∆н н2о ∆н с2н2 = -2 х 393,6 281 (+226,8) = -1295 кдж/моль. Начала термодинамики. Среди многообразия химических реакций, термохимические занимают особое положение. Если рассуждать с точки зрения эволюции жизни на земле, то в конечном итоге, действительно, от этих процессов зависит жизнь на нашей планете. А что касается человеческой цивилизации в целом, то здесь мы имеем прямую зависимость её развития от термохимических явлений. Ведь благодаря именно данным процессам произошёл отрыв человечества в развитии от всех других видов живых организмов, населяющих нашу планету. С древнейших времён, начиная от пассивного использования огня в качестве средства для согревания и приготовления примитивной пищи, человечество пришло к активному использованию этого явления (изготовление гончарных изделий – плавка меди, железа и других металлов – паровые двигатели – двигатели внутреннего сгорания – управление ядерными реакциями). Если можно было бы предложить создать проект монумента человеческому прогрессу, то на его фронтоне надо было бы начертать уравнение химической реакции. С + о 2 = со 2. Именно со сгорания дров, угля, торфа начался отсчёт человеческой цивилизации. В настоящее время наше с вами существование просто немыслимо без тепловых процесов. Но кроме приведённой выше реакции существует великое множество других термодинамических процессов.

Почему именно углероду дано такое предпочтение?

механические явления примеры 7 класс картинки Может быть его собрату по iv-й группе – кремнию более выгоден данный процесс? Si + о 2 = si о 2. Тем более, что кремний по массе составляет 27,6% земной коры. Это несравненно больше, чем запасы древесины и её ископаемых на нашей планете. Чего же проще? Кидай в топку кремнезём! Его ведь целая планета! Правда надо оговорить тот факт, что чистого кремния в природе не существует. В наличии только его оксид si о 2. Но на то и химики, чтобы придумать что-нибудь? А может быть для более сильного окислителя, чем кислород – фтору окисление углерода более выгодно термодинамически? C + 2 f 2 = с f 4. Как во всём этом разобраться? И возможно ли вообще предсказать осуществления того или иного процесса, ведь на бумаге можно написать уравнение любой химической реакции, а возможна ли она практически? Придётся начинать всё по порядку. Одним из самых важных и очевидных законов природы является закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, она только переходит из одной формы в другую. Аналогичным является закон сохранения массы вещества: массы веществ вступивших в реакцию равны массам веществ, образовавшихся в процессе данной реакции. Поэтому и при экзотермической и при эндотермической обратимых реакциях одного и того же процесса как количество затрачиваемой и расходуемой энергии равны, но противоположны по знаку, так и массы веществ распадающихся и вновь образующихся равны: Сао + н 2о = са(он) 2 + 108 кдж. Mr=56 mr=18 mr=74. Са(он) 2 = сао + н 2о 108 кдж. Mr=74 mr=56 mr=18. Но всё дело в том, что в приведённых выше двух реакциях уже указано, какая из них экзотермическая, а какая эндотермическая. А можно ли так, как говорится «на вскидку» по одному только уравнению реакции определить: какая это реакция? В принципе, в большинстве случаев, возможно. К экзотермическим реакциям, в основном, относятся реакции соединения и как их разновидность – реакции окисления. (8,11,12,14). А к реакциям эндотермическим, соответственно – реакции разложения (2,4). Ещё раз уточним: в большинстве случаев. Поскольку реакция окисления: 0,5n 2 + 0,5o 2 = nо 90 кдж. Требует расхода энергии и является эндотермической, а реакция разложения нитрата натрия. 2nano 3 = 2nano 2 + o 2 (+q). Осуществляется с выделением большого количества теплоты и является экзотермической. Значит, принцип «на вскидку» не годится. Но каким же принципом тогда следует руководствоваться в определении реакций данного типа?

В приводимых выше примерах (10), (14-20) указывалось, что стандартные теплоты образования веществ (∆н) являются справочными данными.

механические явления примеры 7 класс картинки Такие данные скрупулёзно составлялись на протяжении десятилетий для многочисленных термодинамических реакций. С этой целью использовался прибор калориметр. Именно по этим данным в настоящее время мы можем установить, какой является та или иная реакция: экзотермической или эндотермической. Теперь попробуем заглянуть как бы внутрь термохимической реакции. Как она начинается? Что способствует её осуществлению? В качестве примера приведём ещё раз две реакции (14) и (2): С(графит) + о 2 = со 2 + 393,3 кдж. Сасо 3 = сао + со 2 (-q). Представим себе, что химическими символами (с) и (о 2) будут обозначаться не элемент «углерод» и простое вещество «кислород», а дрова (или уголь, торф) и воздух (атмосфера). А в качестве соединения сасо 3 не карбонат кальция, а известное всем вещество: мел (или известняк). Первую реакцию будем проводить для того, чтобы нагреть печь и вскипятить чайник, а вторую – чтобы получить негашёную известь (сао) в дальнейшем используемую для побелки садовых деревьев. Для разжигания печи приготовим щепки и, поместив сверху них дрова, зажжём огонь спичками. Во втором случае, поместим в металлическое ведро мелко накрошенный мел, поставим на плиту и такими же действиями, как в случае разжигания огня в печи, разведём костёр под ведром. Стоп! Тут что-то не так! Ведь мы установили, что первая реакция экзотермическая, протекает с выделением теплоты, а вторая реакция – эндотермическая, протекает с поглощением теплоты. А мы в обоих случаях разводим огонь, т. Е. Передаём этим процессам извне тепловую энергию. Значит, обе реакции эндотермические – идут с поглощением теплоты! Да, идут с поглощением теплоты, но это только на первом этапе. Некоторым экзотермическим реакциям требуется небольшой «толчок» первоначальная подача энергии, а спустя некоторое время, когда загорятся дрова, процесс будет сопровождаться с выделением энергии в окружающую среду и во многие сотни, тысячи раз превзойдёт по величине первоначальное значение этой энергии. А второй процесс ка был так и останется эндотермическим. Ведь с прекращением подачи тепловой энергии мел перестанет разлагаться: реакция остановится. И всё-таки, почему в одних случаях процесс окисления (горения) является экзотермическим, а в других – эндотермическим процессом? И что является движущей силой эндотермических реакций, в ходе которых тепловая энергия поступает из окружающей среды? Ни у кого не вызывает удивление такое явление, как остывание со временем горячего чайника. Это нормально. А почему бы этому же чайнику, уже остывшему, холодному, взять, да и нагреться самому по себе? Вот это уже вызовет удивление. Так вот, эта самая сила связана со стремлением любой системы к наиболее вероятному состоянию, характеризующимся максимальным беспорядком, называемым энтропией.

Это одно из важнейших понятий в термодинамике.

механические явления примеры 7 класс картинки Энтропия обозначается символом «s». К примеру, при экзотермических реакциях, при проведении процессов плавления, кипения, переходов из жидкостей к газообразному состоянию, энтропия приобретает максимальное значение, поскольку при тепловых явлениях кинетическая энергия атомов, молекул, ионов возрастает, усиливаются беспорядочные колебания этих частиц. И наоборот, самый большой порядок в химических системах – в идеальном кристалле при температуре абсолютного нуля. Энтропия в данном случае равна нулю. Энтропия имеет численные значения, единицей её измерения является дж/(моль. К); к примеру энтропия алмаза равна 2,4 дж/(моль. К), пропана – 269,9 дж/(моль. К). Энтропия газов значительно превышает энтропию жидких и тем более твёрдых тел. Поскольку в газообразных веществах постоянно происходит беспорядочное распределение молекул по всему объёму. Существуют экспериментальные и теоретические методы определения энтропий различных химических соединений. Используя их, можно количественно рассчитать изменения энтропии при протекании конкретной реакции аналогично тому, как это делается для теплового эффекта реакции. Составлены специальные справочные данные, которые включают сравнительную характеристику этих величин с учётом температуры. Подтянуть знания по химии можно записавшись на урок к онлайн-репетиторам tutoronline. © blog. Tutoronline. Ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Новые галереи:

© 2016- 2021, pohudeem.msk.ru