Адиттивность масс системы. Закон сохранения массы

Аддитивность масс системы. Закон сохранения массы

Адиттивность масс системы. Закон сохранения массы

Даны два тела с массами m1 и m2, которые сталкиваются между собой и соединяются d составное тело. Примером служит процесс слипания глиняных шаров после столкновения. Химическая или ядерная реакция, где атомы соединяются, образуя новую молекулу, также служат наглядным представлением. Необходимо найти массу составного тела m, если известны m1 и m2 соединенных тел.

При прохождении процесса в инерциальной системе отсчета S рассматривается столкновение. Скорости до него обозначают υ1 и υ2, после – υ. Основываясь на законе сохранения импульса, получаем:

m1υ1+m2υ2=mυ.

Перейдем к рассмотрению этого же процесса в S' системе отсчета, движущейся относительно S прямолинейно и равномерно со скоростью V.

По принципу относительности справедлив закон сохранения импульсов и в S'. Запись принимает вид:

m1υ'1+m2υ'2=mυ'.

Так как системы отсчета равноправны, то и массы тел в S' такие же, как и в S. Нерелятивистская физика указывает на то, что скорости υ'1, υ'2, υ' из системы S' имеют связь со скоростями S системы соотношениями. Поэтому происходит преобразование m1υ'1+m2υ'2=mυ', основанное на m1υ1+m2υ2=mυ. Тогда m=m1+m2.

Определение 1

Масса составного тела равняется сумме составляющих тело масс. Это и называют аддитивностью массы.

Закон сохранения массы

Доказательство свойства аддитивности массы можно обобщить. Не нужно предполагать столкновения двух тел и что после него произойдет соединение тел.

Химическая реакция, в которой реагирует несколько молекул или атомов – отличный аналог объяснения понятия аддитивности массы.

Отсюда делаем заключение, что сумма масс веществ до и после реакции одинакова. Это объясняет закон сохранения массы.

Современный взгляд

В XX было обнаружено два свойства масс:

  • зависимость массы физического объекта от его внутренней энергии;
  • рост массы за счет поглощения внешней энергии и уменьшение при потере.

Получение закона сохранения массы является следствием галилеева принципа относительности. Последний – приближенный предельный случай эйнштейновского принципа относительности.

В дорелятивистской физике закон сохранения массы и энергии считали двумя независимыми точными законами природы.

Позже они потеряли свою независимость в релятивистской физике и были объединены в закон сохранения массы-энергии.

Определение 2

Закон сохранения массы-энергии звучит так:

Любая энергия имеет массу, равную количеству энергии, деленной на квадрат скорости света в вакууме. Химические реакции не подразумевают изменение массы вещества при малом энергетическом выходе. Масса может быть сохранена только в изолированной системе.

Изменение массы особенно ощущается во время ядерных реакций. Она не является аддитивной величиной: масса системы не равна сумме масс ее составляющих.

Пример 1

Примерами неаддитивности могут служить:

  • обладающие массами электрон и позитрон в состоянии аннигилировать в фотоны, которые не имеют массы поодиночке, но только в системе;
  • масса дейтрона, состоящего из 1 протона и нейтрона, не равняется сумме масс составляющих, так как учитывается энергия взаимодействия частиц;
  • термоядерные реакции, происходящие внутри Солнца, показывают отсутствие равенства масс водорода и получившегося из него гелия;
  • масса протона ≈938 МэВ в несколько десятков раз больше массы его составляющих кварков около 11 МэВ.

Примеры решения задач

Пример 2

Определить массу йодида натрия NaI с количеством вещества, равным 1,7 моль.

Дано: ν(NaI)=1,7 моль.

Найти: mNaI — ?

Решение

Молярная масса йодида натрия составляет:

MNaI=M(Na)+M(I)=23+127=150 г/моль.

Производим вычисление молярной массы NaI. Для этого

m(NaI)=ν(NaI)·M(NaI)=1,7·150=2553.

Ответ: m(NaI)=2553.

Пример 3

Найти приращение кинетической энергии замкнутой системы двух тел с массами m1 и m2 при неупругом столкновении, если до него производилось движение со скоростями υ1 и υ2.

Дано: m1, m2, υ1, υ2.

Найти: ∆Ek — ?

Решение

Формула кинетической энергии до столкновения тел имеет вид:

Ek=m1υ122+m2υ222.

После столкновения выражение становится:

Ek=mcυc22, где значение mc=m1+m2 — масса системы, согласно закону сохранения массы, а υc=m1υ1+m2υ2m1+m2 — скорость системы, следуя закону сохранения импульса.

Отсюда получаем, что приращением кинетической энергии замкнутой системы является формула ∆Ek=-m1m2m1+m2·υ1-υ222.

Ответ: ∆Ek=-m1m2m1+m2·υ1-υ222.

Если вы заметили ошибку в тексте, пожалуйста, выделите её и нажмите Ctrl+Enter

Источник: https://Zaochnik.com/spravochnik/fizika/osnovy-dinamiki/adittivnost-mass-sistemy/

Адиттивность масс системы. Закон сохранения массы

Адиттивность масс системы. Закон сохранения массы

Пусть два тела с массами $m_{1} $ и $m_{2} $сталкиваются между собой и соединяются в одно — составное — тело. Примером может служить слипание двух глиняных шаров при столкновении между собой.

Другим примером является химическая или ядерная реакция, в которой два атома или ядра соединяются в молекулу или новое ядро.

Требуется определить массу составного тела $m$, зная массы $m_{1} $ и $m_{2} $ соединяющихся тел.

Рассмотрим процесс столкновения в какой-либо инерциальной системе отсчета $S$. Обозначим через $v_{1} $ и $v_{2} $ скорости тел до столкновения, а через $v$ — скорость составного тела после столкновения. На основании закона сохранения импульса можно записать:

$m_{1} v_{1} +m_{2} v_{2} =mv$. (1)

Рассмотрим теперь этот же процесс в системе отсчета $S'$, движущейся относительно системы $S$ прямолинейно и равномерно со скоростью $V$.

Согласно принципу относительности закон сохранения импульса справедлив также в системе $S'$ и записывается в виде:

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

$m_{1} v'_{1} +m_{2} v'_{2} =mv'$. (2)

Ввиду полного равноправия инерциальных систем отсчета массы всех тел в системе $S'$такие же, какими они были в системе $S$. В нерелятивистской физике скорости $v'_{1} ,v'_{2} ,v'$ в системе $S'$связаны с соответствующими скоростями в системе $S$следующими соотношениями:

Поэтому (2) преобразуется в:

или на основании соотношения (1):

Отсюда:

$m=m_{1} +m_{2} $. (3)

Масса составного тела равна сумме масс составляющих тел. Это свойство называется аддитивностью массы.

Закон сохранения массы

Доказательство свойства аддитивности массы может быть обобщено. Нет необходимости предполагать, что сталкиваются только два тела и что после столкновения они соединяются в одно тело.

Можно взять, например, произвольную химическую реакцию, в которой реагирует несколько молекул или атомов. Тогда, повторяя рассуждения, мы придем к общему заключению, что сумма масс веществ до реакции равна сумме масс веществ после реакции.

Это — закон сохранения массы.

Современный взгляд

В XX веке обнаружились два новых свойства массы:

  • масса физического объекта зависит от его внутренней энергии;
  • при поглощении внешней энергии масса растет, при потере — уменьшается.

Закон сохранения массы получен как следствие галилеева принципа относительности. Но галилеев принцип относительности является приближенным предельным случаем эйнштейновского принципа относительности.

Законы сохранения массы и энергии, которые в дорелятивистской физике считались двумя независимыми точными законами природы, в релятивистской физике утратили свою независимость и были объединены в единый закон сохранения массы-энергии.

Всякая энергия обладает массой, равной количеству энергии, деленному на квадрат скорости света в вакууме. То обстоятельство, что в химических реакциях не было обнаружено изменение массы вещества, связано с их относительно очень малым энергетическим выходом. Отсюда следует, что масса сохраняется только в изолированной системе, то есть при отсутствии обмена энергией с внешней средой.

Особенно ощутимо изменение массы при ядерных реакциях. Масса не является аддитивной величиной: масса системы не равна сумме масс ее составляющих. Примеры неаддитивности:

  • электрон и позитрон, каждый из которых обладает массой, могут аннигилировать в фотоны, не имеющие массы поодиночке, а обладающие ею как система;
  • масса дейтрона, состоящего из одного протона и нейтрона, не равна сумме масс своих составляющих, поскольку следует учесть энергию взаимодействия частиц;
  • при термоядерных реакциях, происходящих внутри Солнца, масса водорода не равна массе получившегося из него гелия;
  • масса протона ($\approx $938 МэВ) в несколько десятков раз больше массы составляющих его кварков (около 11 МэВ).

Примеры решения задач

Пример 1

Определите массу йодида натрия $NaI$ количеством вещества 1,7 моль.

Дано: $u (NaI)$= 1,7 моль.

Найти: $m(NaI)$-?

Решение:

Молярная масса йодида натрия составляет:

$M(NaI)$ = $M(Na)$+$M(I)$= 23 + 127 = 150 г/моль

Определяем массу $NaI$:

\[m(NaI)=u (NaI)\cdot M(NaI)=1.7\cdot 150=2553\]

Ответ: $m(NaI)=2553$

Пример 2

Найти приращение кинетической энергии замкнутой системы двух тел с массами $m_{1} $ и $m_{2} $ при их абсолютно неупругом столкновении, если до столкновения тела двигались со скоростями $v_{1} $ и $v_{2} $.

Дано: $m_{1} $,$m_{2} $,$v_{1} $,$v_{2} $.

Найти: $\Delta E_{k} $-?

Решение: Кинетическая энергия тел до столкновения равна:

\[E_{k} =\frac{m_{1} v_{1}{2} }{2} +\frac{m_{2} v_{2}{2} }{2} .\]

Кинетическая энергия тел после столкновения равна:

\[E_{k} =\frac{m_{c} v_{c}{2} }{2} ,\]

где $m_{c} =m_{1} +m_{2} $(масса системы по закону сохранения массы), а

$v_{c} =\frac{m_{1} v_{1} +m_{2} v_{2} }{m_{1} +m_{2} } $(скорость системы по закону сохранения импульса).

Тогда приращение кинетической энергии замкнутой системы равно:

\[\Delta E_{k} =\frac{-m_{1} m_{2} }{m_{1} +m_{2} } \cdot \frac{(v_{1} -v_{2} ){2} }{2} .\]

Ответ: $\Delta E_{k} =\frac{-m_{1} m_{2} }{m_{1} +m_{2} } \cdot \frac{(v_{1} -v_{2} ){2} }{2} $

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/dinamika/adittivnost_mass_sistemy_zakon_sohraneniya_massy/

Закон сохранения импульса и момента импульса

Адиттивность масс системы. Закон сохранения массы

Закон сохранения импульса (Зако́н сохране́ния количества движения) утверждает, что векторная сумма импульсов всех тел (или частиц) замкнутой системы есть величина постоянная.

В классической механике закон сохранения импульса обычно выводится как следствие законов Ньютона. Из законов Ньютона можно показать, что при движении в пустом пространстве импульс сохраняется во времени, а при наличии взаимодействия скорость его изменения определяется суммой приложенных сил.

Как и любой из фундаментальных законов сохранения, закон сохранения импульса описывает одну из фундаментальных симметрий, — однородность пространства.

Момент импульса (кинетический момент, угловой момент, орбитальный момент, момент количества движения) характеризует количество вращательного движения. Величина, зависящая от того, сколько массы вращается, как она распределена относительно оси вращения и с какой скоростью происходит вращение.

Рассмотрим выражение определения силы

Перепишем его для системы из N частиц:

где суммирование идет по всем силам, действующим на n-ю частицу со стороны m-ой. Согласно третьему закону Ньютона, силы вида и будут равны по абсолютному значению и противоположны по направлению, то есть Тогда после подстановки полученного результата в выражение (1) правая часть будет равна нулю, то есть:

или

Как известно, если производная от некоторого выражения равна нулю, то это выражение есть постоянная величина относительно переменной дифференцирования, а значит:

(постоянный вектор).

То есть суммарный импульс системы частиц есть величина постоянная. Нетрудно получить аналогичное выражение для одной частицы.

Следует учесть, что вышеприведенные рассуждения справедливы лишь для замкнутой системы.

Также стоит подчеркнуть, что изменение импульса зависит не только от действующей на тело силы, но и от продолжительности её действия.

1. Аддитивность массы и закон сохранения массы.

Масса составного тела, равна сумме масс составляющих тел – аддитивность массы.

Закон сохранения массы — исторический закон физики, согласно которому масса как мера количества вещества сохраняется при всех природных процессах, то есть несотворима и неуничтожима. Вметафизической форме закон известен с древнейших времён. Позднее появилась количественная формулировка, где в качестве меры массы объекта вначале использовался его вес.

2. Закон сохранения механической энергии.

Закон сохранения механической энергии утверждает, что если тело или система подвергается действию только консервативных сил, то полная механическая энергия этого тела или системы остаётся постоянной. В изолированной системе, где действуют только консервативные силы, полная механическая энергия сохраняется.

Диссипативные системы. Диссипативная система (или диссипативная структура, от лат. dissipatio — «рассеиваю, разрушаю») — это открытая система, которая оперирует вдали от термодинамического равновесия.

Иными словами, это устойчивое состояние, возникающее в неравновесной среде при условиидиссипации (рассеивания) энергии, которая поступает извне.

Диссипативная система иногда называется ещё стационарной открытой системойили неравновесной открытой системой.

Диссипативная система характеризуется спонтанным появлением сложной, зачастую хаотичной структуры.

5ю. Законы сохранения и симметрия пространства-времени.

Симметрия в физике – свойство физических законов, детально описывающих поведение систем, оставаться неизменными при определенных преобразованиях, которым могут подвергнуться входящие вних величины. Явные симметрии, непосредственно наблюдаемые, – это, например, симметрии пространства и времени или выводимые из законов сохранения.

Скрытые симметрии: скрытость симметрии исходной ситуации, возникающая после неустойчивого симметричного состояния. Наиболее общий подход к взаимосвязи симметрий и законов сохранения содержится в теореме Э.Нётер (1918 г.): Если свойства системыне меняются относительно какого-либо преобразования переменных, тоэтому соответствует некоторый закон сохранения.

Переход от одной инерциальной системы к другой можно осуществлять следующими преобразованиями: 1) Сдвиг начала координат, что связано с однородностью пространства. В этом случае говорят о симметрии относительно переносов в пространстве. 2) Поворот тройки осей координат, что связано с изотропностью пространства и соответствует симметрии относительно поворотов.

3) Сдвиг начала отсчета по времени, соответствующий симметрии относительно переноса по времени. Этот вид симметрии связан с однородностью времени. 4) Равномерное прямолинейное движение начала отсчета. Такую симметрию условно называют изотропностью пространства- времени. Описанные выше 4 вида симметрии являются универсальными.

К этим симметриям относятся, соответственно: 1) Закон сохранения импульса как следствие однородности пространства. 2) Закон сохранения момента импульса как следствие изотропности пространства. 3) Закон сохранения энергии как следствие однородности времени. Таким образом, в природе существуют принципы симметрии объектов и физических законов.

Различным симметриям физических законов в природе соответствуют определенные законы сохранения.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/19_345243_zakon-sohraneniya-impulsa-i-momenta-impulsa.html

Заключение к главе «Законы сохранения массы и энергии» – HIMI4KA

Адиттивность масс системы. Закон сохранения массы
Архив уроков › Основные законы химии

Заключение к главе «Законы сохранения массы и энергии» является неотъемлемой частью курса «Химия для чайников» и представляет собой краткие выводы, содержащиеся в уроках данной главы. Весь материал из заключения призван объединить в целое все те знания, которые вы получили в ходе изучения уроков данной главы, кроме того это поможет вам лучше все запомнить.

Для химика закон сохранения массы означает сохранение полного числа атомов каждого типа в химической реакции. В продуктах реакции должно содержаться точно столько же атомов каждого типа, сколько их имеется в реагентах.

Химик подсчитывает молекулы, определяя массу вещества путем его взвешивания, а затем переводит массу вещества (в граммах) в соответствующее число молей.

Моль любого вещества содержит всегда одно и то же количество частиц, NA=6,022·1023 (число Авогадро). Масса этого числа частиц, выраженная в граммах, численно совпадает с молекулярной массой вещества, выраженной в атомных единицах массы.

Чтобы определить число молей вещества в его образце, следует разделить массу образца в граммах на молекулярную массу вещества в граммах на моль.

Элементный анализ вещества позволяет определить его относительный весовой (массовый) состав в процентах, т.е. число граммов каждого входящего элемента в 100 г анализируемого вещества. Разделив полученные массы каждого элемента на их атомные массы, находим набор чисел, дающий относительный атомный состав вещества, т.

е указывающий относительное количество атомов каждого типа в этом веществе. Простейшая химическая формула, указывающая относительное число атомов каждого типа в веществе при помощи целых чисел, не имеющих общего кратного, называется его эмпирической формулой.

Истинная молекулярная формула и молекулярная масса могут совпадать с эмпирической формулой и формульной массой вещества, но могут быть кратными им.

Например, если вещество имеет эмпирическую формулу CH, то его молекулярная формула может представлять собой бензол С6H6, ацетилен C2H2, CH (если бы такое вещество существовало) или любое другое соединение, в состав которого входит углерод и водород в соотношении 1:1.

 Элементный анализ сам по себе недостаточен для определения истинной молекулярной формулы вещества, но если из других физических измерений известно хотя бы приблизительное значение его молекулярной массы, то это значение можно использовать для выбора правильного кратного эмпирической формулы в качестве истинной молекулярной формулы.

Химическое уравнение называется полным, если в нем указаны правильные молекулярные формулы каждого реагента и продукта и если суммарное число атомов каждого сорта (типа) в левой части уравнения точно совпадает с суммарным числом атомов этого типа в правой части уравнения. Коэффициенты при реагентах и продуктах не обязательно должны быть целочисленные, но иногда это оказывается удобным. Если все коэффициенты в обоих частях полного химического уравнения умножить или разделить на одинаковое число, уравнение не нарушится.

Полное химическое уравнение указывает относительное количество реагентов и продуктов, участвующих в реакции. На атомном уровне оно указывает относительное количество атомов и молекул, принимающих участие в реакции. Однако оно не дает никаких сведений о механизме протекания реакции.

Реакция может осуществляться в одну или несколько последовательно протекающих стадий, но и в том и в другом случае она описывается одинаковым общим химическим уравнением.

Основываясь на полном химическом уравнении, можно рассчитать правильные относительные количества реагентов, предсказать количество образующихся продуктов, если реакция будет полностью завершена, а также решить, какой из реагентов имеется в избытке перед началом реакции.

Химические реакции особенно удобно проводить в растворах, поскольку жидкости легко поддаются количественным измерениям, с ними удобно обращаться и их можно быстро смешивать.

Молярная концентрация См, или молярность реагента или продукта представляет собой число молей этого вещества, содержащееся в литре раствора. В отличие от этого моляльностью m раствора называется число молей вещества, приходящееся на килограмм растворителя.

Если растворителем является вода, то поскольку ее плотность равна 1 г/мл, моляльность раствора соответствует числу молей растворенного вещества на литр растворителя, но и при таком определении моляльность отличается от молярности, поскольку при смешении растворителя с растворяемым веществом результирующий объем полученного раствора, как правило, несколько отличается от первоначального объема растворителя. Для сильно разбавленных растворов это увеличение объема при растворении становится пренебрежимо малым, и поэтому молярность и моляльность разбавленных водных растворов становятся практически эквивалентными. При вычислении концентрации получаемых растворов следует помнить, что добавление растворителя не изменяет числа молей растворенного вещества, т.е.

  • Число молей растворенного вещества = CM·V = const

Согласно классическому определению, кислота представляет собой вещество, которое при добавлении к воде повышает в ней концентрацию ионов водорода [H+], а основание — вещество, повышающее в воде концентрацию гидроксидных ионов [OH—].

1 моль различных кислот может высвобождать при полной диссоциации 1, 2 или 3 моля ионов H+.

Грамм-эквивалент кислоты называется такое ее количество в граммах, которое способно при полной диссоциации высвободить 1 моль протонов (ионов H+), поэтому грамм-эквивалент такой кислоты, как H3PO4, равен одной трети ее молекулярной массы.

Точно так же если какое либо основание способно высвобождать при полной диссоциации в растворе 2 моля ионов OH—, как, например Ca(OH)2, то грамм-эквивалент такого основания равен половине его молекулярной массы.

Хотя всякая кислота в принципе способна давать 1 или больше молей ионов H+ на моль этой кислоты, на самом деле степень ее диссоциации может оказаться меньшей, если она сильно удерживает свои ионы водорода.

Кислоты, неспособные к полной диссоциации в воде, называются слабыми кислотами, а полностью диссоциирующие в воде — сильными кислотами. Но определение грамм-эквивалента кислоты не зависит от степени ее диссоциации.

Несмотря на то, что угольная кислота H2CO3 лишь частично диссоциирует в чистой воде, ее грамм-эквивалент все равно составляет половину ее молекулярной массы.

Если часть ионов H+, образуемых в воде угольной кислотой, соединится с ионами OH— добавленного в раствор основания, произойдет дальнейшая диссоциация угольной кислоты с высвобождением новых ионов H+, и так будет продолжаться до тех пор, пока в растворе останутся только ионы CO32-.

Реакция между ионами H+, выделяющимися при диссоциации кислоты, и ионами OH-, образованными основанием, называется нейтрализацией:

В таких реакциях один эквивалент, т.е. грамм-эквивалентное количество, кислоты всегда нейтрализуется одним эквивалентом основания. Поэтому количество кислоты в анализируемом образце можно определить, измерив количество раствора основания с известной концентрацией, которое требуется для полной нейтрализации кислоты.

Такой способ называется титрованием и широко используется в химической практике. Нормальностью N раствора кислоты или основания называется число их эквивалентов в 1 л раствора.

Для раствора кислоты, способной при полной диссоциации высвобождать 3 протона на молекулу, нормальность втрое превышает молярность, поскольку грамм-эквивалент такой кислоты равен лишь одной трети ее молекулярной массы.

Произведение нормальности N раствора кислоты или основания на объем раствора V равно числу эквивалентов соответствующего вещества, и поэтому при нейтрализации кислоты основанием в конечной точке титрования эти произведения должны совпадать:

Теплота, выделяемая при проведении химической реакции при постоянном объеме, является мерой уменьшения энергии E реагирующей системы веществ.

Если реакция проводится не при постоянном объеме, а при постоянном давлении, то выделяемая в результате ее протекания теплота соответствует уменьшению несколько иного свойства — энтальпии H.

Если при протекании реакции происходит выделение тепла, то изменение энтальпии ΔH считается отрицательным, а реакция называется экзотермической. Если при протекании реакции тепло поглощается, то ΔH считается положительным, а реакция называется эндотермической.

Теплота и работа представляют собой различные формы энергии, но измеряются в Джоулях [Дж]. Широко распространенная в прошлом единица измерения тепла — калория (кал) — приблизительно в четыре раза больше джоуля (точнее, 1 кал = 4,184 Дж).

Первый закон термодинамики утверждает, что при переходе из одного состояния в другое изменение энергии или энтальпии зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними.

Следовательно, теплота химической реакции не зависит от того, в одну или несколько стадий проводится эта реакция, а определяется лишь исходным состоянием реагентов и конечным состоянием продуктов. Это означает аддитивность теплот реакций: если реакция A плюс реакция B дают реакцию C, то теплота реакции C может быть получена суммированием теплот реакции A и B.

Указанное свойство аддитивности теплот реакций создает большую экономию времени и сил при нахождении теплот реакций: достаточно измерить только тепловые эффекты (изменение энтальпии) ограниченного набора реакций, из которых можно скомбинировать все остальные реакции.

В качестве такого набора выбирают реакции образования всех соединений из образующих их элементов, находящихся в стандартном состоянии. Стандартным состоянием жидкого или кристаллического вещества принято считать его наиболее распространенную форму при температуре 298 К и внешнем давлении 1 атм.

Аналогичное определение применяется и в отношении газов, но для них стандартное состояние соответствует парциальному давлению в 1 атм. Стандартные теплоты образования соединений из образующих их элементов приведены в табличной форме в уроке 21 «Теплота образования» для большого числа веществ.

Теплоту реакции, описываемой полным химическим уравнением, можно вычислить как разность между суммой теплот образования всех ее продуктов и суммой теплот образования всех реагентов. Разумеется, при этом следует внимательно следить за тем, чтобы каждая теплота образования была умножена на коэффициент при формуле соответствующего вещества в полном уравнении реакции и имела правильный знак.

Прочитав заключение к главе «Законы сохранения массы и энергии», вы полностью изучили второй раздел, который безусловно был гораздо сложнее предыдущего.

Надеюсь, что вы открыли для себя много нового и занимательного.

Если стремление к изучению курса «Химия для чайников» стало еще больше, то незамедлительно переходите к третьему разделу под названием «Законы газового состояния».

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/zakljuchenie-k-glave-zakony-sohranenija-massy-i-jenergii.html

Booksm
Добавить комментарий