203 matches
-
volumetrice cuprinse între 4% și 75%, iar în contact cu oxigenul pur între 4,65% și 93,9%. Limitele între care apare detonația sunt între 18,2% și 58,9% în aer, respectiv între 15% și 90% în oxigen. Variația entalpiei în urma combustiei (puterea calorifică, căldura de ardere) este de −286 kJ/mol: Amestecul dintre oxigen și hidrogen în diferite proporții este exploziv. Hidrogenul se autoaprinde și explodează în contact cu aerul în intervalul de concentrații cuprins între 4% și 75
Hidrogen () [Corola-website/Science/297141_a_298470]
-
de lichid este întotdeauna spontană (formula 64), dacă nu este însoțită de alte schimbări energetice. Deci, pentru a crește aria suprafeței, trebuie să se adauge o anumită cantitate de energie. Energia liberă Gibbs este definită de ecuația formula 65, unde formula 66 este entalpia și formula 67 este entropia. De aici și din faptul că tensiunea superficială este energia liberă Gibbs pe aria suprafeței, se poate obține următoarea expresie pentru entropia pe unitatea de arie: Ecuația lui Kelvin pentru suprafețe rezultă din rearanjarea ecuației de
Tensiune superficială () [Corola-website/Science/317039_a_318368]
-
aici și din faptul că tensiunea superficială este energia liberă Gibbs pe aria suprafeței, se poate obține următoarea expresie pentru entropia pe unitatea de arie: Ecuația lui Kelvin pentru suprafețe rezultă din rearanjarea ecuației de mai sus. Ea afirmă că entalpia suprafeței sau energia suprafeței depind ambele de coeficientul de tensiune superficială și de derivata ei în raport cu temperatura la presiune constantă prin relația: Presiunea din interiorul unui balon de săpun ideal (cu o singură suprafață) poate fi calculată din considerațiile termodinamice
Tensiune superficială () [Corola-website/Science/317039_a_318368]
-
pot scrie relațiile: Randamentul termic al ciclului este: Puterea consumată de pompă este mult mai mică față de puterea furnizată de turbină, de exemplu pentru ciclul de mai sus, care funcționează între presiunile de 50 bar și 0,06 bar valorile entalpiilor sunt: "i" = 151,49 kJ/kg, "i" = 160,56 kJ/kg ("η" = 0,60), "i" = 2794,23 kJ/kg, "i" = 1860,42 kJ/kg ("η" = 0,85), deci pompa consumă doar cca. 1 % din puterea produsă de turbină. Neglijând consumul
Ciclul Clausius-Rankine () [Corola-website/Science/318657_a_319986]
-
specificată de ITS-90. Pentru He și temperaturi sub 1,25 K există o relație mai simplă, suficient de exactă: unde formula 5 = 59,83 J/mol este căldura latentă de vaporizare la 0 K, formula 6 = 8,314510 J/mol K iar entalpia la temperatura de zero absolut este dată de relația: unde formula 8 = 6,646 g este masa He, formula 9 este constanta Boltzmann, iar formula 10 este constanta Planck. Măsurarea presiunii vaporilor se poate face cu diferite tipuri de manometre. Pentru măsurători obișnuite
Termometrie () [Corola-website/Science/320066_a_321395]
-
și căldură. Puterea calorifică a combustibililor solizi (și lichizi grei, care nu se evaporă) este măsurată cu bomba calorimetrică, iar cea a combustibililor gazoși (și lichizi volatili) cu calorimetrul cu circulație de apă. Ea poate fi calculată ca diferență dintre entalpiile produselor arderii și cea a combustibilului, dacă acestea sunt cunoscute. Termenul de "putere calorifică" nu este corect, deoarece unitatea de măsură nu se raportează la timp (nu este o „putere”). În limba română el provine din , la fel ca în
Putere calorifică () [Corola-website/Science/320259_a_321588]
-
ca în toate limbile latine, și, deși s-a propus înlocuirea sa cu termenul "căldură de ardere", în lucrările de specialitate din termoenergetică și în toate standardele de profil se folosește expresia "putere calorifică". Termenul căldură de ardere cu varianta entalpie de combustie se folosește în lucrările de termochimie și este acceptat în standardul general de terminologie privind căldura. Există două tipuri de putere calorifică: Se consideră că vaporii de apă rezultați din ardere provin din arderea hidrogenului, și din apa
Putere calorifică () [Corola-website/Science/320259_a_321588]
-
a potențialului chimic (care crește cu înălțimea) împotriva componentei derivate din difuzie a potențialului chimic (care crește cu densitatea). Potențialul chimic total este constant cu înălțimea, când aerul este în echilibru. Un alt exemplu de contribuție la potențialul chimic sunt entalpia și entropia pentru particule în diferite faze. De exemplu, deasupra punctului de îngheț al apei, gheața se va topi spontan, cu alte cuvinte moleculele de HO vor ieși din faza solidă și vor intra în faza lichidă. Din nou, se
Potențial chimic () [Corola-website/Science/321747_a_323076]
-
în condiții de temperatură și presiune constante. În aceste condiții, potențialul chimic este derivata parțială a energiei Gibbs ținându-se seama de numărul de particule O expresie similară pentru potențialul chimic poate fi scrisă în termeni de derivată parțială a entalpiei (în condiții de entropie și presiune constante). Aici, potențialul chimic a fost definit ca raportul energie pe moleculă. O variantă a acestei definiții este definirea potențialului chimic ca raportul energie pe mol. Potențialul chimic electronic este derivata funcțională a densității
Potențial chimic () [Corola-website/Science/321747_a_323076]
-
liber a fost proporțională cu formula 1. Ca urmare, în acest exemplu coeficientul de transformare adiabatică este de circa 1,4. Pentru un gaz perfect (nu și pentru un gaz ideal), capacitățile termice masice sunt constante cu temperatura. Ținând cont că entalpia are expresia formula 12 iar energia internă formula 13, se poate afirma că coeficientul de transformare adiabatică este raportul dintre entalpie și energia internă: În continuare, capacitățile termice masice se pot exprima în funcție de coeficientul de transformare adiabatică ( formula 3 ) și de "constanta caracteristică
Coeficient de transformare adiabatică () [Corola-website/Science/321857_a_323186]
-
4. Pentru un gaz perfect (nu și pentru un gaz ideal), capacitățile termice masice sunt constante cu temperatura. Ținând cont că entalpia are expresia formula 12 iar energia internă formula 13, se poate afirma că coeficientul de transformare adiabatică este raportul dintre entalpie și energia internă: În continuare, capacitățile termice masice se pot exprima în funcție de coeficientul de transformare adiabatică ( formula 3 ) și de "constanta caracteristică a gazului" ( formula 16 ): Dacă nu se dispune decât de un set de tabele cu capacitățile termice masice (de obicei
Coeficient de transformare adiabatică () [Corola-website/Science/321857_a_323186]
-
căldură și lucru mecanic, de exemplu încălzirea fluidului în urma disipației viscoase. Ecuația de conservare a energiei se bazează pe primul principiu al termodinamicii. Deoarece practic toate curgerile formează sisteme termodinamice deschise, ecuația folosită este în formă vectorială: unde formula 15 este entalpia masică, iar formula 16 este gradientul temperaturii. Câmpul de presiuni la curgerea unui fluid nu rezultă din ecuațiile de conservare, el reiese indirect din ecuația de continuitate și este determinant pentru curgere, apărând în termenii sursă din celelalte ecuații. Pentru calcului
Mecanica fluidelor numerică () [Corola-website/Science/322472_a_323801]
-
de obicei între aproximativ 1.4 și 1.6 g/cm3 (87-100 lb/ft3). Temperatura scăzută și sublimarea directă a gazului face din gheața carbonică un eficient lichid de răcire, fiind mai rece decât gheața și totodată nelăsând nici un reziduu. Entalpia sa de sublimare este de 571 kJ/kg (25.2 kJ/mol). Gheața carbonică este non-polară, cu un moment de dipol la zero, deci forțele van der Waals de atracție intermoleculară funcționează. Compoziția duce la un coeficient scăzut de conductivitate
Gheață carbonică () [Corola-website/Science/327487_a_328816]
-
Mărimile molare de exces sunt proprietăți ale amestecurilor de substanțe care caracterizează abaterea de la starea de amestec ideal. Cele mai frecvente sunt volumul, entalpia și potențialul chimic de exces. e mărimea extensiva exces e mărimea parțială exces Mărimile exces sunt legate de cele de amestecare care sunt definite prin: unde formulă 5 indică componenții puri, formula 6 mărimile (de) exces, formula 7 mărimea de interes. Folosind: prin
Mărimi molare de exces () [Corola-website/Science/323206_a_324535]
-
sunt legate de cele de amestecare care sunt definite prin: unde formulă 5 indică componenții puri, formula 6 mărimile (de) exces, formula 7 mărimea de interes. Folosind: prin substituire: Mărimile exces sunt identice cu cele de amestecare în cazul volumului, energiei interne și entalpiei care sunt nule la amestecurile ideale. Entropia și energiile libere exces sunt nenule pentru amestecurile ideale. Derivatele parțiale cu parametrii de stare Ț, P dau sau sunt incluse în expresiile unor mărimi derivate cum ar fi capacitea termică exces și
Mărimi molare de exces () [Corola-website/Science/323206_a_324535]
-
în mână, deoarece absoarbe căldură. Cea mai mare parte a transformărilor de stare și reacțiilor chimice, inclusiv ale sistemelor vii au loc la presiune constantă. Când este vorba despre căldura cedată sau absorbită la presiune constantă chimiștii folosesc mărimea numită entalpie, notată cu H. Entalpia de reacție reprezintă variația de căldură a reacțiilor chimice, la presiune constantă. Entalpia unui sistem nu se poate măsura, dar se poate evalua și calcula variația de entalpie, ΔH (variația de entalpie a unui sistem este
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
căldură. Cea mai mare parte a transformărilor de stare și reacțiilor chimice, inclusiv ale sistemelor vii au loc la presiune constantă. Când este vorba despre căldura cedată sau absorbită la presiune constantă chimiștii folosesc mărimea numită entalpie, notată cu H. Entalpia de reacție reprezintă variația de căldură a reacțiilor chimice, la presiune constantă. Entalpia unui sistem nu se poate măsura, dar se poate evalua și calcula variația de entalpie, ΔH (variația de entalpie a unui sistem este egală cu căldura primită
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
ale sistemelor vii au loc la presiune constantă. Când este vorba despre căldura cedată sau absorbită la presiune constantă chimiștii folosesc mărimea numită entalpie, notată cu H. Entalpia de reacție reprezintă variația de căldură a reacțiilor chimice, la presiune constantă. Entalpia unui sistem nu se poate măsura, dar se poate evalua și calcula variația de entalpie, ΔH (variația de entalpie a unui sistem este egală cu căldura primită sau cedată de un sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
absorbită la presiune constantă chimiștii folosesc mărimea numită entalpie, notată cu H. Entalpia de reacție reprezintă variația de căldură a reacțiilor chimice, la presiune constantă. Entalpia unui sistem nu se poate măsura, dar se poate evalua și calcula variația de entalpie, ΔH (variația de entalpie a unui sistem este egală cu căldura primită sau cedată de un sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H − H = H − H . Într-o reacție chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
chimiștii folosesc mărimea numită entalpie, notată cu H. Entalpia de reacție reprezintă variația de căldură a reacțiilor chimice, la presiune constantă. Entalpia unui sistem nu se poate măsura, dar se poate evalua și calcula variația de entalpie, ΔH (variația de entalpie a unui sistem este egală cu căldura primită sau cedată de un sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H − H = H − H . Într-o reacție chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
evalua și calcula variația de entalpie, ΔH (variația de entalpie a unui sistem este egală cu căldura primită sau cedată de un sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H − H = H − H . Într-o reacție chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de reacție și suma entalpiilor reactanților: ΔH = Σ H − Σ H. Variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de substanță compusă din elementele componente reprezintă entalpia molară de formare
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
variația de entalpie a unui sistem este egală cu căldura primită sau cedată de un sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H − H = H − H . Într-o reacție chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de reacție și suma entalpiilor reactanților: ΔH = Σ H − Σ H. Variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de substanță compusă din elementele componente reprezintă entalpia molară de formare a substanței respective (se exprimă în KJ
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
este egală cu căldura primită sau cedată de un sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H − H = H − H . Într-o reacție chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de reacție și suma entalpiilor reactanților: ΔH = Σ H − Σ H. Variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de substanță compusă din elementele componente reprezintă entalpia molară de formare a substanței respective (se exprimă în KJ/mol). Măsurată în condiții standard, entalpia
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
sistem la presiune constantă): ΔH = Q și ΔH = H − H = H − H . Într-o reacție chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de reacție și suma entalpiilor reactanților: ΔH = Σ H − Σ H. Variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de substanță compusă din elementele componente reprezintă entalpia molară de formare a substanței respective (se exprimă în KJ/mol). Măsurată în condiții standard, entalpia molară de formare se numește entalpie molară de formare
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]
-
chimică, variația de entalpie este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de reacție și suma entalpiilor reactanților: ΔH = Σ H − Σ H. Variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de substanță compusă din elementele componente reprezintă entalpia molară de formare a substanței respective (se exprimă în KJ/mol). Măsurată în condiții standard, entalpia molară de formare se numește entalpie molară de formare standard și se notează cu H sau ΔH. Cu cât ΔH a unei substanțe este
Termochimie () [Corola-website/Science/324093_a_325422]