Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия в строительстве. В 2 частях. Ч.2. Химическая термодинамика вяжущих веществ. Электронное учебное пособие.pdf
Таблица 2
∆
,
кДж
моль
Δ
,
моль
моль
Термодинамические свойства гидратных соединений системы типа ВаО – ЭО
Коэффициент уравнения
Ср = а + bТ + сТ–2,
Дж/моль град.
a b10
3
№
п/п
Соединения
Н
кДж
,
кДж
– Н2О
2
с10–5
1 BaO ∙ SiО2 ∙ H2O 1946,3 1804,9 151,6 147,4 56,1 –31,2
2 BaO ∙ SiО2 ∙ 6H2O 3450,8 3019,9 348,3 410,7 100,7 –143,6
3 BaO ∙ 2SiО2 ∙ 2H20 3196,6 2943,3 233,2 253,7 88,3 –55,7
4 3BaO ∙ 2SiО2 ∙ 3H2О 4837,8 4468,1 414,5 390,2 146,1 –90,0
5 2BaO ∙ 3SiО2 ∙ 2,5H2О 4861,7 4495,4 364,7 383,1 123,9 –77,9
6 5BaO ∙ 6SiO
∙ 5,5H2О 10 776,8 9985.9 819,3 856,6 269,2 –212,6
2
7 BaО ∙ 2SiО2 ∙ 3H2О 3500,2 3189,1 272,5 304,4 105,1 –71,6
8 BaO ∙ 2SiO2О ∙ 5H2О 2748,2 2581,2 174,2 174,2 67,0 –30,1
9 ВаО ∙ РbО2 ∙ H2О 1356,5 1211,6 186,3 157,0 60,3 –37,3
10 ВаО ∙ РbО2 ∙ 6H2О РвО2 ∙ 6H2О 2860,8 2427,1 383,1 418,3 138,6 –121,8
11 ВаО ∙ РbО2 ∙ 6H2О 2РвО2 ∙ 2H2О 2017,2 1731,7 302,3 278,0 87,1 –94,6
12 3ВаО ∙ 2РbО2 ∙ 3H2О 3658,4 3281,2 482,3 419,5 141,9 –105,0
13 2ВаО ∙ 3РbО2 ∙ 2,5H2О 3092,4 2716,0 468,9 386,0 152,8 –128,9
14 5ВаО ∙ 6РbО2 ∙ 5,5H2О 7237,3 6445,1 1027,8 844,9 383,1 –67,8
15 BaO ∙ TiO ∙ H2О 2030,6 1863,5 147,4 148,6 53,6 –32,2
16 BaO ∙ TiO ∙ 6H2О 3534,9 3098,6 344,1 403,2 135,2 –110,9
17 BaO ∙ 2TiO ∙ 2H2О 3364,9 3105,3 237,0 247,8 98,4 –52,3
18 3BaO ∙ 2TiO ∙ 3H2О 5006,1 4633,5 429,5 399,0 148,6 –92,1
19 2BaO ∙ 3TiO ∙ 2,5H2О 5116,3 4747,0 389,8 382,2 139,4 –82,9
20 5BaO ∙ 6TiO ∙ 5,5H2О 11 281,7 10 484,6 869,5 805,5 321,5 –157,8
31
Окончание табл. 2
∆
,
кДж
моль
Δ
,
моль
моль
Коэффициент уравнения
Ср = а + bТ + сТ–2,
Дж/моль град.
a b10
3
с10–5
№
п/п
Соединения
Н
кДж
,
кДж
21 BaO ∙ 3TiO ∙ 2H2О 4408,7 4097,6 299,8 290,1 116,0 –63,6
22 BaO ∙ ZrO2 ∙ H2O 2080,0 2037,7 164,1 144,0 64,9 –29,3
23 BaO ∙ ZrO2 ∙ H2O 3685,2 3151,8 360,9 407,8 140,7 –113,0
24 BaO ∙ ZrO2 ∙ 6H2O 3666,4 333,6 249,5 261,7 88,3 –59,4
25 BaO ∙ 2ZrO2 ∙ 2H2O 5307,6 4927,0 429,5 413,2 123,9 –104,2
26 3BaO ∙ 2ZrO2 ∙ 3H2O 5566,3 5185,8 377,2 382,7 136,1 –80,0
27 5BaO ∙ 6ZrO2 ∙ 5H2O 12 186,1 11 361,7 869,6 805,5 321,5 –157,8
Для всех реакций рассчитывались уравнения изменения изобарно-изотермического
потенциала ΔG = f(T) в интервале температур 300–600 К, исходя из температуры при
автоклавном твердении.
Результаты расчетов ΔG0 = f(T) приведены в табл. 3–6.
Таблица 3
Уравнения ΔG0 = f(T) и значения ΔG0 в интервале 300–600 К для реакций
в системе ВаО – SiО2 – H2О
№
п/п
G0 = 53 393,8 + 62,0ТlnТ – 135,2 ∙ 10–3Т
1
– 85,8 ∙ 105Т
G
2
+ 0,46 ∙ 105Т
G0 = –55 861,1 + 36,0Т1пТ – 98,510–3Т2 –
3
– 85,2 ∙ 105Т
G
4
– 80,4 ∙ 105T'
G
5
– 83,7 ∙ 105T
G0 = –865 694,2 + 50,7TlnT – 127,1 ∙ 10
6
– 80,6 ∙ 105Т
G0 = –91 991,5 + 19,7TlnT – 70,7 ∙ 10–3T2 –
7
– 60,7 ∙ 105Т
Уравнение ΔG0 = f(T), Дж/моль
–1
– 670,7Т
0
= –93 459,4 – 35,3ТlnТ + 19,9 – 10–3Т
0
= 100 247,1 + 63,6TlnT – 137,l ∙ 10–3T2 –
0
= –138 121,7 + 49,8TlnT – 122,7 ∙ 10–3T
–1
– 138,2Т
–1
– 488,2Т
–1
– 679,5T
–1
– 825,6T
–1
– 2444,2Т
–1
– 339,5T
2
–
2
–3 Т2
+
2
–
–
ΔG0, кДж/моль при Т, К
300 400 500 600
82,59 109,48 148,71 174,09
110,77 119,71 129,16 138,94
177,96 201,92 229,76 260,55
35,5 62,34 93,21 126,96
63,38 11342 167,47 224,64
84,10 –192,80 –465,78 –
186,81 207,20 230,56 256,07
32
№
п/п
G0 = –23 786,0 + 66,1TlnT – 141,1 ∙ 10–3Т
8
– 9 5,4 ∙ 105Т
Уравнение ΔG0 = f(T), Дж/моль
–1
– 7 27,2T
Уравнения Δ= f(T) и значения Δ в интервале 300–600 К для реакций
в системе ВаО – SrО2 – H2О
№
п/п
G
1
– 75,8 ∙ 105T
G0 = –92 258,2 – 36,8ТlnТ + 0,8 ∙ 10–3T2 –
2
– 5,6 ∙ 105T
G0 = – 88 556,3 + 23,8ТlnТ –100,7 ∙ 10–3T2 –
3
– 41,6 ∙ 105T
G0 = 93 796,5 + 57,8ТlnТ – 138,2 ∙ 10–3T2 –
4
– 76,8 ∙ 105T
G
5
– 60,9 ∙ 105T
G
6
– 87,7 ∙ 105T
Уравнение ΔG0 = f(T), Дж/моль
0
= 45 398,3 + 58,2TlnT – 139,2 ∙ 10–3T
0
= 51 503,l + 57,3TlnT – 130,0 ∙ 10–3T
0
= 46 263,7 + 59,9TlnT – 140,2 ∙ 10–3T
Уравнения G
–1
– 630,9T
–1
+ 154,9Т
–1 –
274,6Т
–-1
– 634,ЗТ
–1
– 258,7T
–1
– 670,2T
0 =
f(T) и значения G
в системе ВаО – TiO
Окончание табл. 3
ΔG0, кДж/моль при Т, К
300 400 500 600
2
–
174,89 202,76 236,45 273,53
Таблица 4
ΔG0, кДж/моль при Т, К
300 400 500 600
2
–
82,18 108,88 139,40 173,04
110,71 120,04 130,50 141,83
153,10 167,81 185,32 205,18
35,76 62,92 93,93 128,06
2
–
2
–
63,07 53,75 47,53 43,99
58,31 87,06 119,87 156,02
Таблица 5
0
в интервале 300–600 К для реакций
– H
O
2
2
№
п/п
G
1
– 87,5 ∙ 105Т
G0 = 1 017 038,6 + 0,4TlnT – 14,0 ∙ 10–3Т2 –
2
– 40,6 ∙ 105Т'
G
3
– 81,0 ∙ 105Т
G
4
– 85,2 ∙ 105Т'
G
5
– 86,0 ∙ 105Т'
G
6
– 89,6 ∙ 105Т'
Уравнение ΔG0 = f(T), Дж/моль
0
= 60 947,2 + 88,8TlnT – 50,5 ∙ 10–3Т2 –
–1
– 899,ЗТ
–1
+ 3081,9T
0
= 44 128,9 + 98TlnT – 36,9 ∙ 10–3Т2 –
–1
– 859,5Т
0
= 114 803,3 + 116,8TlnT – 148,8 ∙ 10–3Т2 –
0
= 86176,5 + 92,2lnT – 149,5 ∙ 10–3Т2 –
0
= 55 585,6 + 94,6TlnT – 152,2 ∙ 10–3Т2 –
–1
–1027,0T
–1
– 885,9T
–1
– 878,4T
ΔG0, кДж/моль при Т, К
300 400 500 600
99,83 132,26 168,02 202,76
93,69 –209,40 –517,64 –
173,84 195,56 219,84 247,30
35,46 61,47 90,40 121,62
64,27 93,27 125,51 160,67
89,75 116,01 145,90 178,70
33
Окончание табл. 5
0
298
G
298
,
№
п/п
7
G
– 84,6 ∙ 105Т'
Уравнение ΔG0 = f(T), Дж/моль
0
= 131 539,2 + 130,6TlnT – 145,l ∙ 10–3Т2 –
Уравнения Δ= f(T) и значения G
№
п/п
G
1
– 86,9 ∙ 105Т–1 – 775,0T
G
2
– 16,7 ∙ 105Т
G
3
– 73,5 ∙ 105Т
G
4
– 81,8 ∙ 105Т
G
5
– 83,9 ∙ 105Т
G
6
87,3 ∙ 105Т
Уравнение ΔG0 = f(T), Дж/моль
0
= 59 352,5 + 75,4TlnT – 118,5 ∙ 10–3Т2 –
0
= –59 604,l + 51,5TlnT – 13,4 ∙ 10–3Т2 –
0
= –55 107,l + 73,3TlnT – 125,4 ∙ 10–3Т2 –
0
= 103 280,4 + 71,2TlnT – 142,6 ∙ 10–3Т2 –
0
= 73 583,4 + 83,7TlnT – l43,6 ∙ 10–3Т2 –
0
= 523 86,5 + 87,9TlnT – 48,2 ∙ 10–3Т2 –
–1
– 1092,3T
–1
+ 103,8T
–1
– 449,7T
–1
– 718,4T
–1
– 776,2T
–1
– 826,5T
300 400 500 600
277,19 292,57 325,45 352,72
0
в интервале 300–600 К для реакций
в системе ВаО – ZrO2 – H2O
300 400 500 600
83,97 110,95 141,22 172,20
–52,78 –98,88 –145,46 –
96,23 97,99 98,57 101,62
30,69 57,03 87,04 120,14
57,04 80,42 107,32 137,13
87,70 112,83 142,46 174,60
ΔG0, кДж/моль при Т, К
Таблица 6
ΔG0, кДж/моль при Т, К
Анализ зависимости ΔG0 от температуры позволяет определить термодинамическую
устойчивость и предпочтительность одних реакций перед другими в одной и той же системе.
Данные табл. 5–8 показывают, что:
1) в системе BaO – SiO2 – H2O реакции (1)–(5) и (7)–(8) термодинамически невоз-
можными, т. к. значения
являются положительной величиной. Наиболее предпочти-
тельной реакцией в этой системе можно считать реакцию (7), протекающую с образованием
продукта состава BaO ∙ 2SiO2 ∙ 3H2O;
2) в системе BaO – PbO2 – H2O все шесть рассмотренных реакций являются термоди-
намически невозможными. Наиболее предпочтительной реакцией в этой системе, исходя из
0
величин
G
можно считать реакцию (3), протекающую с образованием устойчивого про-
дукта состава BaO ∙ 2PbO2 ∙ 2H2O;
3) в системе BaO – TiO2 – H2O реакция является термодинамически невозможной
в данных условиях, все остальные рассмотренные реакции термодинамически невозможны.
Наиболее предпочтительной из возможных реакций являtтся реакция (9), протекающая с образованием продукта состава BaO ∙ 3TiO2 ∙ 2H2O;
4) в системе BaO – ZrO2 – H2O реакция (2) также является термодинамически невозможной, а остальные реакции (1), (3)–(6) являются возможными. Термодинамически предпо-
34
чтительнее из всех возможных реакций в этой системе являются реакция (1) и реакция (6).
0
298
G
По величине
и молекулярному отношению BaO/ЭO2 продуктов (BaO ∙ ЭO2 ∙ H2O
и 5BaO ∙ 6ЭO2 ∙ 5,5H2O) эти реакции мало различимы.
Полученные результаты термодинамического анализа позволяют сделать вывод, что
в изученных системах типа BaO – ЭiO2 – H2O в условиях автоклавного твердения возможно
образование соединений аналогичных гидросиликатов кальция.
35
3. ТИПОВЫЕ ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
ПО ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКЕ ВЯЖУЩИХ ВЕЩЕСТВ
В настоящей главе приводятся примеры лабораторных работ и тестовые задания.
3.1. Лабораторная работа № 1. Определение термодинамических характеристик процесса гидролиза солей
Цель работы: определить термодинамические характеристики процесса гидролиза.
Задачи:
– изучить влияние концентрации раствора на процесс гидролиза;
– изучить влияние температуры на процесс гидролиза;
– изучить методику измерения рН растворов при различных температурах;
– изучить методику расчета термодинамических характеристик процесса гидролиза;
– определить вклад энтальпийного и энтропийного факторов в энергию Гиббса
гидролиза соли.
Реактивы и оборудование:
– рН-метр (включая ячейку электроды);
– термостат;
– мерная колба емкостью 100 мл (10 шт.);
– растворы хлорида (нитрата, ацетата) аммония 0,4; 0,1; 0,025 М концентрации
(приготовленные на дистиллированной воде);
– пипетка емкостью 50 мл (10 шт.);
– дистиллированная вода (свежеприготовленная) с рН = 6,8–7,0.
Теоретическая часть
Химическая активность воды проявляется не только в ее высокой растворяющейся
способности, но и в химических превращениях растворенных веществ под воздействием
воды. Вода способна разлагать растворенные вещества, действуя на них как кислота или как
основание. Реакции разложения вещества водой называют гидролизом («гидро» – вода,
«лиз» – разложение). Это ионообменная реакция между растворенным веществом и растворителем с образованием слабодиссоциирующих, газообразных или малорастворимых
веществ. Гидролиз солей является процессом обратным реакции нейтрализации. Например:
NaOH+HCN → NaCN+H2O (реакция нейтрализации);
NaCN+H2O → NaOH+HCN (реакции гидролиза).
Различают три типа гидролиза:
а) соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой. Например, Na2CO3 –
карбонат натрия. Наличие ионов ОН– указывает на щелочную реакцию среды (рН > 7);
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH,
2Na+ + CO
2–
+ H2O Na+ + HCO
3
2–
CO
+ H2O HCO
3
–
+ Na+ + OH–,
3
–
+ OH–.
3
б) соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Например, NH4Cl –
хлорид аммония. Присутствие ионов H+ указывает на кислую реакцию среды (рН < 7);
36
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl,
+
NH
+ Cl– + H2O NH4OH + H+ + Cl–,
4
+
NH
+ H2O NH4OH + H+.
4
в) соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой. Например, Al2S3 –
сульфид алюминия. Отсутствие ионов Н+ и ОН– в ионной форме уравнения указывает
на нейтральную реакцию среды (рН ≈ 7).
Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S,
2Al3+ = 3S2– + 6H2O 2Al(OH)
+ 3H2S.
3
Как видно из приведенных уравнений реакций, первый тип гидролиза протекает
по аниону, т. е. идет процесс обмена анионами, а второй тип – по катиону, т. е. идет обмен
катионами. При обычных условиях гидролиз протекает, как правило, в одну стадию.
Последующие стадии можно реализовать при повышенных температурах. Соли,
образованные сильным основанием и сильной кислотой, а также соли, нерастворимые
в воде, гидролизу не подвергаются.
Количественно процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза h и константой
гидролиза Кг. Степенью гидролиза называют отношение числа гидролизованных молекул Ni
к общему исходному числу молекул растворенной соли No: h = Ni/No.
Константа гидролиза представляет собой произведение константы равновесия процесса
гидролиза на концентрацию воды, которую для разбавленных растворов можно считать
постоянной. Например, для реакции:
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl,
+
NH
+ H2O NH4OH + H+.
4
Константа гидролиза Кг запишется в виде:
+
4
4+
2
NH OH H
К ,
равн
NH H O
4
NH
4+
NH OH H
К = К H O .
г равн 2
+
Константа гидролиза – постоянная величина, которая не зависит от концентрации
ионов в растворе. Константу гидролиза солей, образованных одновалентными катионом или
анионом, можно вычислить по формулам.
Гидролиз по катиону:
K
H O
К = : К .
Г Г
K 1
диссоциации основания
2
h C
2
m
h
Гидролиз по аниону
K
H O
К = : К .
Г Г
K 1
диссоциации кислоты
2
2
h C
m
h
Гидролиз по катиону и аниону
K
H O
К = : К ,
Г Г
K K
диссоциации кислоты диссоциации основания
2
2
h C
1
h
m
2
где Кг – константа гидролиза; – константа ионизации воды; h – степень гидролиза; Сm –
молярная концентрация соли.
37
Если степень гидролиза в растворе невелика (h < 0,01), то при вычислениях пользуются
.
Г
m
КhС
2
К .
2
К .
Г Г
К 19, 5ln К ,
2,3lg ,
T T
0 0
.
T T
H G
T
Концентрация соли (
Сm),
приближенным уравнением:
При гидролизе по катиону (тип б в нашем случае) концентрация гидролизованных
молекул равна концентрации ионов водорода [Н+], поэтому можно записать:
h
(10)
;
C С
m m
Г
При гидролизе по аниону (тип а) степень и константу гидролиза рассчитывают
по формулам:
Г
(11)
С
m
C
;
m
h
Термодинамические характеристики процесса гидролиза – изменение энергии Гиббса,
энтальпия, энтропия можно найти по следующим формулам:
Кг1, К
– константы гидролиза, определенные при температуре Т1 и Т
г2
0
G RT
T
H
(14)
0
T
S
0
T
ln
К
Г2 2 1
К
Г1 2 1
T T
(12)
(13)
соответственно.
2
Экспериментальная часть
Включают термостат и устанавливают температуру 25 С. С помощью рН-метра
измеряют рН дистиллированной воды. Затем этой водой промывают ячейки и электроды,
колбы и измеряют рН растворов 0,4; 0,1 и 0,025 М при умеренном перемешивании.
Аналогично измеряют при 50 и 75 С. Результаты изменений заносят в табл. 7.
Таблица 7
Результаты определения степени и константы гидролиза растворов при различных
температуре и концентрации
t, C
моль/л
рН [Н+] h Кг К
г,ср
25
50
75
Строят график в координатах h = f(1/C). Объясняют характер полученных
зависимостей. По уравнениям (13)–(14) рассчитывают термодинамические величины и заносят
в табл. 8.
38
Таблица 8
0 0
,
T T
H T S
0
0.T
T
HTS
Результаты определения термодинамических характеристик процесса гидролиза
t, C
25
50
75
Кг
G0, кДж/моль
H0,
кДж/моль
S0,
кДж/моль
H0/S0
Строят график в координатах G = f(1/T) и проводят анализ полученных
термодинамических величин. Оценивают вклад в изменение энергии Гиббса этальпийного
и энтропийного факторов. Определяют температуру равновесия процесса гидролиза: при
G = 0,
откуда
равн
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Напишите реакции гидролиза следующих солей AlBO3; НСООК; КНSO3; К2НРО4;
Li2SO3; Са(NO3)2; ZnCl2; FeСl3.
2. Вычислите константу гидролиза карбоната цезия, степень гидролиза в 0,01 М
растворе и рН раствора.
3. Рассчитайте степень гидролиза 0,1М раствора соли, если константа гидролиза при
25 С равна 1,8 ∙ 10–5.
4. Рассчитайте рН солей, подвергающихся гидролизу по катиону.
5. Определите рН солей, гидролиз которых протекает по аниону.
3.2. Лабораторная работа № 2. Определение термодинамических характеристик процесса гидролиза солей клинкерных материалов
Цель работы: определение термодинамических характеристик процесса гидролиза
минералов портландцементного клинкера.
в основном к процессам частичного гидролиза и гидратации:
4CaO ∙ Al2O3 ∙ Fe2O3 + nH2O → 3CaO ∙ Al2O3 ∙ 6H2O + CF ∙ (n + 6)H2O. (18)
повышение температуры приводят к полному гидролизу составляющих цемента.
Теоретическая часть
Химизм процессов твердения минералов портландцементного клинкера сводится
3CaO ∙ SiO2 + nH2O → Ca(OH)2 + 2CaO ∙ SiO
2(n–1)H2
O, (15)
2CaO ∙ SiO2 + nH2O → 2CaO ∙ SiO2 ∙ nH2O, (16)
3CaO ∙ Al2O3 + 6H2O → 3CaO ∙ Al2O3 ∙ 6H2O, (17)
Длительная обработка порошка цементного клинкера большим количеством воды или
39
Экспериментальная часть
1
.
T
1
.
T
Навеску цемента в 0,5 г добавьте соответственно к 50 мл воды и при умеренном
перемешивании по методике, описанной в основной части, измерьте рН водных растворов
порошка цемента при 25, 50, 75 С. Гидролиз минералов портландцементного клинкера
протекает по аниону (соли, образованные слабыми кислотами и сильным основанием
Са(ОН)2).
Поэтому по формулам (11) рассчитывают константу и степень гидролиза, пользуясь
следующими данными:
K
дис(H3
рН = –log[H+]; К
AlO3) = 1,38 ∙ 10–9; K
SiO3) = 2,2 ∙ 10
дис(H2
дис(H3
FeO3) = 1,82 ∙ 10
–10
;
–11
.
Данные заносят в таблицу, аналогичную табл. 1, и строят график в координатах h =
= f(1/c). Затем по формулам (12)–(14) рассчитывают термодинамические характеристики
процесса гидролиза. Данные заносят в таблицу, аналогичную табл. 2, и строят график
зависимости
0
G f
T
Проводят анализ результатов экспериментов и делают выводы о соотношении
энтальпийного и энтропийного факторов в значении величины энергии Гиббса процесса
гидролиза цементных составляющих.
Примечание. Аналогично можно определить термодинамические характеристики
процесса гидролиза и индивидуальных клинкерных минералов, например, алита С3S. Алит
подвергается гидролизу по схеме реакции (15) либо по реакциям (19), (20).
2(3СаО ∙ SiO2) + 6H2O = 3CaO ∙ 2SiO ∙ 4H2O + 5Ca(OH)2, (19)
3СаО ∙ SiO2 + 2,17H2O = 2СаО ∙ SiO2 ∙ 1,17H2O + Ca(OH)2.
(20)
Берут навеску алита и проводят эксперимент согласно порядку выполнения работы,
описанному выше. Строят график зависимости
0
G f
T
и делают вывод
о предпочтительности реакции (15), (19), (20).
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Что изучает химическая термодинамика?
2. Перечислите основные законы химической термодинамики и объясните их значение.
3. Какие функции называются функциями состояния? В чем суть и следствия закона
Гесса?
4. Не производя вычислений, определите знак изменения энтропии в следующих
реакциях:
С
+ О
(тв)
NH3 + Cl2 = NH4Cl
2(г)
= СО
2(г);
(тв);
P + O2 = P2O5.
5. Выразите зависимость теплоемкости от температуры в виде многочлена.
6. Значение уравнения Кирхгофа в термохимии.
7. Какова зависимость теплоемкости от энергии Гиббса по уравнению Кирхгофа?
40