ΧΗΜΙΚΑ ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ, ΕΝΘΑΛΠΙΑ

ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ (Κ) ΚΕΦ.5:5.1 (α) ΕΝΕΡΓΕΙΑΚΕΣ ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΣΕ ΧΗΜΙΚΑ ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ, ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΆΘΕ ΧΗΜΙΚΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ ΠΕΡΙΛΑΜΒΑΝΕΙ : Α) Σπάσιμο δεσμών (Απαιτεί ενέργεια Q 1) Β) Δημιουργία νέων δεσμών (Ελευθερώνει ενέργεια Q 2 ) Επομένως: Q ολικό = Q 1 + Q 2 Αν Q 1 <Q 2 έχουμε ΕΞΩΘΕΡΜΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ Αν Q 1 >Q 2, έχουμε ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ Οι πυρκαγιές είναι εξώθερμες αντιδράσεις ΑΝΤΙΚΕΙΜΕΝΑ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑΣ: 1- Ενεργειακές μεταβολές στις χημ. Αντιδράσεις 2- Παράγοντες που τις επηρεάζουν 3-Νόμοι που ισχύουν στις μεταβολές Η θερμότητα και η θερμοκρασία είναι διαφορετικές έννοιες. ΘΕΡΜΟΤΗΤΑ: Είναι η ενέργεια που μεταφέρεται από ένα σώμα σε άλλο λόγω της διαφοράς θερμοκρασιών τους. ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑ: Αποτελεί μέτρο κίνησης των δομικών μονάδων της ύλης. ΕΦΑΡΜΟΓΗΣ 5.1.1 Ποιες από τις παρακάτω μεταβολές είναι εξώθερμες; α) Φωτοσύνθεση β) Καύση άνθρακα γ) Βρασμός νερού δ) Τήξη κεριού. 5.1.2 Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Η θερμότητα ενός σώματος μετρείται σε ο C ή σε K. β) Στο νερό των 25 o C τα μόρια έχουν μεγαλύτερη μέση κινητική ενέργεια από τα μόρια του νερού των 10 ο C.

ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ (Κ) ΚΕΦ.5:5.1 (β) ΕΝΕΡΓΕΙΑΚΕΣ ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΣΕ ΧΗΜΙΚΑ ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ, ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΠΕΙΡΑΜΑ: 1) Σε ένα ποτήρι με νερό διαλύστε ένα αμμωνιακό αλάτι (χλωριούχο αμμώνιο, οξικό αμμώνιο, ή ένα αμμωνιακό λίπασμα). Αγγίξτε το ποτήρι. Τι αντίδραση είναι η διάλυση του αμμωνιακού λιπάσματος σε νερό; 2) Βρέξτε τα χέρια σας με νερό και στη συνέχεια ρίξτε οινόπνευμα και τρίψτε τα. Τα αισθάνεστε ζεστά ή κρύα; Τι αντίδραση είναι η διάλυση αλκοόλης σε νερό; ΧΗΜΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ: Αποτελεί συνδυασμό κινητικής και δυναμικής ενέργειας των δομικών μονάδων της ύλης (Μόρια κλπ) Σε κάθε αντίδραση η ενέργεια του χημικού συστήματος μεταβάλλεται Χημικό σύστημα περιβάλλον ΔΕ (Σαν θερμική, φωτεινή, ηλεκτρική) Επομένως: Σε ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ θερμότητα (Π.χ. καύση CO 2 ) Σε ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ θερμότητα (Π.χ. διάσπαση CaCO 3 )

ΚΕΦ.5:1.1 (γ) ΕΝΕΡΓΕΙΑΚΕΣ ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΣΕ ΧΗΜΙΚΑ ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ, ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΓΙΑ ΤΗΝ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗ ΤΩΝ ΜΕΤΑΒΟΛΩΝ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ * Η ενθαλπία δεν είναι θερμότητα Μπορούμε να πούμε ότι ένα σώμα έχει ενθαλπία, όχι όμως και θερμότητα. * Η ενθαλπία εξαρτάται από ποσότητα των ουσιών (Η ενθαλπία που περικλείουν 2 mol NH 3 είναι διπλάσια από την ενθαλπία που περικλείει 1 mol ΝΗ 3 ). * Η ενθαλπία εξαρτάται από την κατάσταση στην οποία βρίσκεται το σύστημα και όχι από τον τρόπο που έφθασε σ αυτή (Καταστατική ιδιότητα) 5.1.3 Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Η ολική ενέργεια των αντιδρώντων είναι ίση με την ολική ενέργεια των προϊόντων σε μια αντίδραση. β) Η ενθαλπία ενός συστήματος οφείλεται μόνο στη κίνηση των δομικών μονάδων ύλης (μόρια, άτομα κλπ) γ) Στις αντιδράσεις καύσεις τα προϊόντα έχουν μικρότερη ενθαλπία από τα αντιδρώντα σε ίδιες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. δ) Η αντίδραση Η 2 Ο(g) H 2 O(l), είναι εξώθερμη και αυθόρμητη σε πρότυπη κατάσταση. Αν φαντασθούμε την ενθαλπία σαν δοχείο που «γεμίζει» ή «αδειάζει» με ενέργεια, τότε για έξώθερμη αντίδραση θα έχουμε το σχηματικό ανάλογο:

ΚΕΦ.5:5.1 (δ) ΕΝΕΡΓΕΙΑΚΕΣ ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΣΕ ΧΗΜΙΚΑ ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ, ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΔΙΑΦΟΡΑ ΕΙΔΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ (ΔΗ): Είναι η μεταβολή ενθαλπίας (ΔΗ) μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων, για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας ΜΕΤΑΒΟΛΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ (ΔΗ): ΔΗ= Η προϊόντων Η αντιδρώντων και εξαρτάται: ( Η ενθαλπία αντίδρασης αναφέρεται στην αντίδραση όπως αυτή αναγράφεται στην χημική εξίσωση, δηλαδή έχουν σημασία οι συντελεστές των σωμάτων) 1) Από την ΦΥΣΗ των αντιδρώντων (π.χ. καύση διαμαντιού, γραφίτη) 2) Από τη ΦΥΣΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ αντιδρώντων και προϊόντων (π.χ. σχηματισμός υγρού νερού και υδρατμών) 3) Από τις ΣΥΝΘΗΚΕΣ ΠΙΕΣΗΣ ΚΑΙ ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑΣ. 5.1.4 Η 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g), ΔΗ1 2 Η 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g), ΔΗ2 Σε ίδιες συνθήκες P,T, ισχύει ΔΗ1 = ΔΗ2 5.1.5 Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Το ποσό θερμότητας που ελευθερώνεται για τη σύνθεση ενός mol υγρού νερού είναι διαφορετικό με το ποσό που ελευθερώνεται κατά την σύνθεση ενός mol νερού ατμού σε ίδιες συνθήκες. β) Ένα γραμμάριο κρυσταλλικού και ένα γραμμάριο άμορφου θείου ελευθερώνουν κατά την αντίδρασή τους με ίδια ποσότητα οξυγόνου ίδιο ποσό θερμότητας σε ίδιες συνθήκες. Αν η θερμοκρασία είναι 25 ο C και η πίεση 1 atm (Για διαλύματα η C=1M), (ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ), τότε η μεταβολή ενθαλπίας στις συνθήκες αυτές λέγεται πρότυπη μεταβολή ενθαλπίας ή πρότυπη ενθαλπία (ΔΗ ο )

ΚΕΦ.5:5.1 (ε) ΕΙΔΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ ΔΙΑΦΟΡΑ ΕΙΔΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ (ΔΗ ο f ): Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά το σχηματισμό 1 mol ένωσης από τα στοιχεία που την αποτελούν. Π.χ. Αν ΔΗ ο (CO f 2 )=-393 kj/mol, Τότε: C(γραφίτης) + Ο 2 (g) CO 2 (g), ΔΗ ο =-393 kj H πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού των στοιχείων στη σταθερότερη μορφή τους θεωρείται μηδέν. Π.χ. ΔΗ f (O 2 )=0 kcal/mol 5.1.6 Να σχηματίσετε τη θερμοχημική εξίσωση με βάση τα δεδομένα: Για ΗΝΟ 3, ΔΗ ο f = -a kj/mol 5.1.7 Να υπολογισθεί η πρότυπη ενθαλπία της αντίδρασης 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g). Δίνονται: Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού SO 2 : -70,21 kcal/mol Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού SO 3 : -48,8 kcal/mol Όσο μικρότερη είναι η τιμή της ΔΗ ο f μιας ένωσης τόσο σταθερότερη θεωρείται η ένωση σε σχέση με τα στοιχεία της Π.χ. Αν η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του SO 2 είναι -70,21 kcal/mol και η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του SO 3 : -48,8 kcal/mol, μπορούμε να υποθέσουμε ότι το SO 2 είναι σταθερότερη ένωση από το SO 3 κάτω από ίδιες συνθήκες. Ας προσέξουμε τη σχέση: ΔΗ=ΣΔΗ ο f (προϊόντων)-σδηο f (αντιδρώντων) Π.χ. για την αντίδραση 2 ΝΗ 3 (g) + 3 Cl 2 (g) N 2 (g) + 6 HCl(g) Θα είναι: ΔΗ=6ΔΗ ο (HCl) + f ΔΗο (N ) f 2 2ΔΗο (NH ) -3 f 3 ΔΗο (Cl )= f 2 6ΔΗ ο (HCl) f 2ΔΗο (NH ) f 3

ΚΕΦ.5:5.1 (στ) ΕΙΔΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ (ΔΗ ο C ): Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά τη πλήρη καύση 1 mol ουσίας σε πρότυπη κατάσταση. (ΔΗ ο C ): <0 Π.χ. Αν ΔΗ ο (CH c 4 )=-890 kj/mol, τότε CH 4 (g) + 2 Ο 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O(g), ΔΗ ο =-890 kj ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ (ΔΗ ο n ): Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά τη πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1 mol Η+ ενός οξέος με μια βάση, ή 1 mol ΟΗ - από ένα οξύ σε πρότυπη κατάσταση. (ΔΗ ο n )<0 5.1.8 Να σχηματίσετε τη θερμοχημική εξισώση καύσης του προπανίου (C 3 H 8 ) αν δίνεται για το C 3 H 8, ΔΗ ο c = -b kj/mol 5.1.9 Να συμπληρωθεί η θερμοχημική εξίσωση εξουδετέρωσης του υδροχλωρικού οξέος από το υδροξείδιο του ασβεστίου. Η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ισχυρού οξέος από ισχυρή βάση είναι -57,1 kj. Ca(OH)2 + HCl.., ΔΗ=.. Π.χ. HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l), ΔΗ ο =-57,1 kj H πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ισχυρού οξέος από ισχυρή βάση έχει πάντα σταθερή τιμή ίση με -57,1 kj Όταν το οξύ ή η βάση που εξουδετερώνονται είναι ασθενές, τότε ένα μέρος της εκλυόμενης ενέργειας δαπανάται για τον ιοντισμό του, άρα η ΔΗ θα είναι μεγαλύτερη (π.χ. -10 kj) Aν τα mol του νερού που παράγονται είναι 2 τότε θα διπλασιάζεται και η τιμή της ενθαλπίας εξουδετέρωσης.

ΚΕΦ.5:5.1 (ζ) ΕΙΔΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ 5.1.10 Αν ΔΗ ο f (Fe 3 O 4 )=a, και ΔΗo f (H 2 O)=b, τότε η πρότυπη ενθαλπία ΔΗο της αντίδρασης 3 Fe(s) + 4 H 2 O(g) Fe 3 O 4 (s) + 4 H 2 (g), είναι ίση με : i) a-b, ii) b-a, iii) 4(a-b), iv) 4(b-a), v) τίποτε από τα προηγούμενα. 5.1.11 Οι πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμού των H 2 O(l), CO 2 (g), C 2 H 6 (g) και C 2 H 4 (g), είναι αντίστοιχα ίσες με α, β, γ και δ kj/mol. Επομένως η ενθαλπία της αντίδρασης C 2 H 4( g) + H 2 (g) C 2 H 6 (g), είναι: α) γ-α-δ, β) δ-γ, γ) γ-δ, δ) α+β-γ+δ 5.1.12 Όταν καίγονται 6 g C 2 H 6 (αιθάνιο), ελευθερώνονται 312 kj. Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση καύσης του. (Αr C=12, H=1) 5.1.13 Όταν καίγεται 1 g ΤΝΤ (Τρινιτροτολουόλιο), ελευθερώνεται θερμότητα ίση με 3,62 kcal σε πρότυπη κατάσταση. Αν η σχετική μοριακή μάζα του ΤΝΤ είναι 227 τότε η ΔΗ ο c (TNT)=.kcal/mol. 5.1.14 Μείγμα υδρατμών και αέρα διαβιβάζεται πάνω από ερυθροπυρωμένο άνθρακα, οπότε πραγματοποιούνται οι αντιδράσεις που περιγράφονται από τις εξής θερμοχημικές εξισώσεις: C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g), ΔΗ= 30 kcal και 2C(s) + O 2 (g) 2CO(g), ΔΗ= -27kcal. Να υπολογισθεί η αναλογία mol υδρατμών αέρα που πρέπει να έχει το μείγμα, προκειμένου να μην παρατηρηθεί θερμική μεταβολή. (Δίνεται ότι ο αέρας περιέχει 20% (v/v) περιεκτικότητα. Όταν σε δοχείο πραγματοποιούνται ταυτόχρονα δύο αντιδράσεις, μία ενδόθερμη και μία εξώθερμη, τότε δεν παρατηρείται θερμική μεταβολή, αν το ποσό θερμότητας που ελευθερώνεται από την εξώθερμη είναι ίσο με αυτό που απορροφά η ενδόθερμη

ΚΕΦ.5:5.2 (α) ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ Η μέτρηση της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση γίνεται με τα θερμιδόμετρα ΕΞΙΣΩΣΗ ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑΣ q=m.c.δτ Όπου m: μάζα ουσίας π.χ. νερού C: ειδική θερμοχωρητικότητα της ουσίας (j.g -1.grad -1 ) ΔΤ: μεταβολή θερμοκρασίας σε o C ή σε Κ. Το γινόμενο m.c=c αποτελεί την θερμοχωρητικότητα της ουσίας (j.grad -1 ) H ειδική θερμοχωρητικότητα c δεν εξαρτάται από τη μάζα της ουσίας, αλλά μόνο από τη φύση της. Η θερμοχωρητικότητα C όμως εξαρτάται τόσο από τη φύση, όσο και από τη μάζα της ουσίας. Η ειδική θερμοχωρητικότητα c εκφράζει το ποσό θερμότητας που απαιτείται για να αυξηθεί η θερμοκρασία 1 g ουσίας κατά 1 ο C. Υλικά με μικρή c θερμαίνονται, ή ψύχονται εύκολα και θεωρούνται καλοί αγωγοί της θερμότητας. (Π.χ. μέταλλα) 5.2.1 Το ποσό θερμότητας που παράγεται από τη καύση 3,2 g CH 4 θερμαίνει 0,5kg νερού θερμοκρασίας 10 o C. Να υπολογίσετε τη μέγιστη θερμοκρασία στην οποία θα φθάσει το νερό. Δίνονται: ΔΗ ο (CH c 4 )=-80 kcal/mol, c(h 2 O) = 1 cal.g -1. grad -1. 5.2.2 Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Η θερμοχωρητικότητα του νερού μιας δεξαμενής νερού και του νερού ενός ποτηριού από την δεξαμενή είναι ίδιες. β) Η ειδική θερμοχωρητικότητα του νερού μιας δεξαμενής νερού και του νερού ενός ποτηριού από την δεξαμενή είναι ίδιες. γ) Αν προσφέρουμε ίδιο ποσό θερμότητας σε δύο ουσίες Α και Β, τότε θα ανεβεί περισσότερο η θερμοκρασία της ουσίας με τη μεγαλύτερη ειδική θερμοχωρητικότητα.

ΚΕΦ.5:5.2 (β) ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ Αν το θερμιδόμετρο έχει θερμοχωρητικότητα C, τότε η εξίσωση της θερμιδομετρίας γράφεται: q= (m.c+c).δτ ΑΣΚΗΣΗ: 5.2.3 Προσπαθήστε να δώσετε ερμηνεία στις εξής καταστάσεις ή φαινόμενα: Α) Το νερό της θάλασσας μεταβάλλει πολύ λίγο τη θερμοκρασία του από το καυτό μεσημέρι μέχρι το δροσερό καλοκαιρινό βράδυ. Β) Όταν ένα καλοκαιρινό μεσημέρι καθίσετε σε ένα μεταλλικό παγκάκι ή πλάκα «καίγεστε», ενώ μπορείτε την ίδια στιγμή να καθίσετε άνετα σε ένα ξύλινο. ΔΡΑΣΤΗΡΙΟΤΗΤΑ: Κατανάλωση ενέργειας από διάφορες δραστηριότητες και θερμιδική απόδοση τροφίμων. Ισορροπημένη διατροφή.

ΚΕΦ.5:5.2 (γ) ΝΟΜΟΙ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑΣ Οι υπολογισμοί των ποσών θερμότητας που εκλύονται ή απορροφώνται στις θερμοχημικές αντιδράσεις στηρίζονται στις εξής αρχές ή νόμους 1) Τα ποσά θερμότητας είναι ανάλογα των μαζών των αντιδρώντων Σύμφωνα με αυτό μπορούμε να πολλαπλασιάσουμε τα μέλη μιας θερμοχημικής εξίσωσης με τον ίδιο συντελεστή. Π.χ. C + O 2 CO 2, ΔΗ= -393 kj Άρα: 2C + 2O 2 2CO 2, ΔΗ=-786 kj Μας επιτρέπει να αντιστρέφουμε μια θερμοχημική εξίσωση αλλάζοντας το πρόσημο στην ενθαλπία της ΔΗ. Π.χ. C + O 2 CO 2, ΔΗ= -393 kj Άρα, CO 2 C + O 2, ΔH=393 kj 5.2.4 Από τη θερμοχημική εξίσωση 2 ΗCl(g) H 2 (g) + Cl 2 (g), ΔΗ ο =+44kcal, προκύπτει ότι πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του HCl(g) είναι: α)-44kcal/mol, β) -88kcal/mol, γ) 22kcal/mol, δ) -22kcal/mol 5.2.5 Nα βρεθεί η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του HCOOH από τα παρακάτω δεδομένα: ΔΗ ο c(c) = -94kcal/mol ΔH o c(h 2 ) = -69kcal/mol ΔΗ ο c(hcooh)= -66 kcal/mol 3) Νόμος του Hess: Το συνολικό ποσό θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση δεν εξαρτάται από τα ενδιάμεσα στάδια της αντίδρασης, αλλά από την αρχική και τελική κατάσταση (Καταστατική ιδιότητα) Μπορούμε επομένως να «προσθέσουμε» διαδοχικές θερμοχημικές εξισώσεις, προσθέτοντας αλγεβρικά και τις ενθαλπίες τους. Π.χ. C + ½ O2 CO, CO + ½ O2 CO2, ΔΗ1= -200 kj ΔΗ2= -193 kj Άρα: C + O2 CO2, ΔΗ= -293 kj Για τις διαδοχικές αντιδράσεις όπως στο διπλανό παράδειγμα μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε θερμοχημικούς κύκλους.

ΚΕΦ.5:5.2 (δ) ΝΟΜΟΙ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑΣ ΣΧΟΛΙΟ: Πολλοί από τους παλαιότερους φωτοδότες της Επιστήμης είχαν ταλαιπωρηθεί από την Ιερά εξέταση. Με τη σειρά του ο Λαβουαζιέ καταδικάσθηκε από ένα κοσμικό δικαστήριο. Όταν ήταν νέος είχε γίνει μέτοχος της Εταιρείας Fermiers Generaux στην οποία είχε ανατεθεί με βασιλικό διάταγμα η είσπραξη των φόρων από τις λαϊκές τάξεις. Με τα κέρδη του ο Λαβουαζιέ αντιμετώπιζε τα έξοδα λειτουργίας του Εργαστηρίου του. Αλλά με την έκρηξη της Γαλλικής Επανάστασης, όλοι οι ιθύνοντες της μισητής αυτής Εται ρείας καταδικάσθηκαν να ανεβούν στο ικρίωμα. Η αίτηση χάριτος που υποβλήθηκε από τον Λαβουαζιέ απορρίφθηκε με τη παρατήρηση: "Η Δημοκρατία δεν έχει ανάγκη από σοφούς". Ο Λαβουαζιέ αποκεφαλίσθηκε το 1794. ΠΗΓΗ:TIME LIFE Η ΥΛΗ, εκδ. Λύκειος Απόλλων Κι άλλα πειράματα