|
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Întrebări de studiu: |
6.1. Energia proceselor chimice
6.1.1. Energia internă și entalpia
În orice proces, se respectă legea conservării energiei:
Q = Δ U + A.
Această egalitate înseamnă că, dacă căldura Q este furnizată sistemului, atunci este cheltuită pentru schimbare energie internaΔ U și să efectueze lucrarea A.
Energie interna sistemul este aprovizionarea sa totală, inclusiv energia translațională și mișcare rotativă molecule, energia mișcării electronilor din atomi, energia interacțiunii nucleilor cu electroni, nuclei cu nuclei etc. toate tipurile de energie, cu excepția energiei cinetice și potențiale a sistemului în ansamblu.
Munca efectuată de sistem în timpul tranziției de la starea 1, caracterizată prin volumul V 1, la starea 2 (volumul V 2) la presiune constantă (lucru de expansiune), este egală cu:
A = p (V 2 - V 1).
La presiune constantă (p = const), luând în considerare expresia lucrărilor de extindere, legea conservării energiei este scrisă după cum urmează:
Q = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Se numește suma energiei interne a sistemului și produsul volumului și presiunii acestuia entalpia H:
Pentru că valoare exacta energia internă a sistemului este necunoscută și nici valorile absolute ale entalpiei nu pot fi obținute. Semnificație științifică au și uz practic găsiți modificări în entalpii Δ N.
Energia internă U și entalpia H sunt funcții de stat sisteme. Funcțiile de stare sunt acele caracteristici ale sistemului, ale căror modificări sunt determinate numai de starea finală și inițială a sistemului, adică nu depind de calea procesului.
6.1.2. Procese exo- și endotermice
Cursul reacțiilor chimice este însoțit de absorbția sau eliberarea căldurii. Exoterm se numește reacția care are loc cu eliberarea căldurii în mediu și endotermic- cu absorbția căldurii din mediu.
Multe procese din industrie și din practica de laborator se desfășoară la presiune și temperatură constante (T = const, p = const). Caracteristica energetică a acestor procese este schimbarea entalpiei:
Q P = -Δ N.
Pentru procesele care au loc la volum și temperatură constante (T = const, V = const) Q V = -Δ U.
Pentru reacții exoterme Δ Н< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. De exemplu,
N2 (g) + ЅO2 (g) = N2O (g); ΔH 298 = + 82kJ,
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g); ΔH 298 = -802kJ.
Ecuații chimice, care indică suplimentar efectul termic al reacției (valoarea DH a procesului), precum și starea de agregare a substanțelor și temperatura, se numesc termochimice ecuații.
În ecuațiile termochimice, notați starea de fazăși modificări alotrope ale reactivilor și substanțelor rezultate: g - gazos, g - lichid, k - cristalin; S (diamant), S (monoclu), C (grafit), C (diamant) etc.
6.1.3. Termochimie; Legea lui Hess
Este studiat fenomenele energetice care însoțesc procesele fizice și chimice termochimie... Legea de bază a termochimiei este legea formulată de omul de știință rus G.I. Hess în 1840.
Legea lui Hess: schimbarea entalpiei procesului depinde de tipul și starea substanțelor inițiale și a produselor de reacție, dar nu depinde de calea procesului.
Când se iau în considerare efectele termochimice, expresia „entalpia procesului” este adesea utilizată în locul conceptului „schimbarea entalpiei procesului”, implicând valoarea lui ΔH prin acest concept. Este incorect să se utilizeze conceptul de „efect termic al proces ”în formularea legii lui Hess, deoarece valoarea lui Q în caz general nu este o funcție de stat. Așa cum s-a indicat mai sus, numai la presiune constantă Q P = -Δ H (la volum constant Q V = -Δ U).
Astfel, formarea PCl 5 poate fi considerată ca urmare a interacțiunii substanțelor simple:
P (k, alb) + 5 / 2Cl2 (g) = PCl 5 (k); Δ H 1,
sau ca urmare a unui proces care are loc în mai multe etape:
P (j, alb) + 3 / 2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,
PCl 3 (g) + Cl2 (g) = PCl 5 (q); Δ H 3,
sau în total:
P (k, alb) + 5 / 2Cl2 (g) = PCl 5 (k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Entalpiile de formare a substanțelor
Entalpia de formare este entalpia procesului de formare a unei substanțe într-o stare dată de agregare din substanțe simple care se află în modificări stabile. Entalpia de formare a sulfatului de sodiu, de exemplu, este entalpia de reacție:
2Na (k) + S (romb) + 2O2 (g) = Na2S04 (k).
Entalpia de formare a substanțelor simple este zero.
Deoarece efectul termic al reacției depinde de starea substanțelor, temperatură și presiune, am fost de acord să folosim entalpii standard de formare- entalpia formării substanțelor la o temperatură dată în stare standard... Starea reală a substanței la o temperatură și o presiune date de 101,325 kPa (1 atm) este luată ca stare standard pentru substanțele în stare condensată. Cărțile de referință oferă de obicei entalpii standard de formare a substanțelor la o temperatură de 25 o C (298K), referitoare la 1 mol din substanță (Δ H f o 298). Entalpii standard formarea unor substanțe la T = 298K sunt date în tabel. 6.1.
Tabelul 6.1.
Entalpii standard de formare (Δ H f o 298) a unor substanțe
Substanţă |
Δ H f o 298, kJ / mol |
Substanţă |
Δ H f o 298, kJ / mol |
Entalpii standard de formare a majorității substanțe complexe sunt valori negative. Pentru un număr mic de substanțe instabile Δ H f o 298> 0. Astfel de substanțe, în special, includ oxidul de azot (II) și oxidul de azot (IV), tabelul 6.1.
6.1.5. Calculul efectelor termice ale reacțiilor chimice
Pentru a calcula entalpiile proceselor, se folosește o consecință a legii Hess: entalpia reacției este egală cu suma entalpiilor de formare a produselor de reacție minus suma entalpiilor de formare a substanțelor inițiale, luând ținând cont de coeficienții stoichiometrici.
Să calculăm entalpia descompunerii carbonatului de calciu. Procesul este descris de următoarea ecuație:
CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2 (g).
Entalpia acestei reacții va fi egală cu suma entalpiilor de formare a oxidului de calciu și dioxid de carbon minus entalpia de formare a carbonatului de calciu:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Utilizarea datelor din tabelul 6.1. primim:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Din datele obținute, rezultă că reacția considerată este endotermă, adică continuă cu absorbția căldurii.
CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)
Este însoțit de eliberarea de căldură. Entalpia sa va fi egală
Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Viteza de reacție chimică
6.2.1. Conceptul de viteză de reacție
Se numește secțiunea chimică care se ocupă de viteza și mecanismele reacțiilor chimice cinetica chimică... Una dintre concepte cheieîn cinetica chimică este viteza unei reacții chimice.
Viteza unei reacții chimice este determinată de modificarea concentrației substanțelor care reacționează pe unitate de timp cu un volum constant al sistemului.
Luați în considerare următorul proces:
Fie la un moment dat t 1 concentrația substanței A este egală cu valoarea c 1, iar în momentul t 2 - cu valoarea c 2. În intervalul de timp de la t 1 la t 2, modificarea concentrației va fi Δ s = s 2 - s 1. Viteza medie de reacție este:
Semnul minus este plasat deoarece, pe măsură ce reacția se desfășoară (Δ t> 0), concentrația substanței scade (Δ cu< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Viteza unei reacții chimice depinde de natura substanțelor care reacționează și de condițiile reacțiilor: concentrație, temperatură, prezența unui catalizator, presiune (pentru reacții gazoase) și alți factori. În special, odată cu creșterea suprafeței de contact a substanțelor, viteza de reacție crește. Viteza de reacție crește, de asemenea, odată cu creșterea vitezei de amestecare a reactanților.
Valoarea numerică a vitezei de reacție depinde și de componenta utilizată pentru a calcula viteza de reacție. De exemplu, viteza procesului
H 2 + I 2 = 2HI,
calculat din modificarea concentrației HI este de două ori viteza de reacție calculată din modificarea concentrației reactivilor H2 sau I2.
6.2.2. Dependența vitezei de reacție de concentrație; ordinea și molecularitatea reacției
Legea de bază cinetica chimică – legea acțiunii în masă- stabilește dependența vitezei de reacție de concentrația substanțelor care reacționează.
Viteza de reacție este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților... Pentru reacția înregistrată în vedere generala Cum
aA + bB = cC + dD,
dependența vitezei de reacție de concentrație are forma:
v = k [A] α [B] β.
În această ecuație cinetică, k este coeficientul de proporționalitate, numit constanta ratei; [A] și [B] sunt concentrațiile substanțelor A și B. Constanta vitezei de reacție k depinde de natura substanțelor care reacționează și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile acestora. Coeficienții α și β se găsesc din datele experimentale.
Suma exponenților din ecuațiile cinetice se numește generală ordonat reacții. Distingeți, de asemenea comanda privata reacții la una dintre componente. De exemplu, pentru reacție
H 2 + C1 2 = 2 HC1
Ecuația cinetică arată astfel:
v = k 1/2,
acestea. ordinea generală este 1,5 și ordinele de reacție față de componentele Н 2 și С1 2 sunt egale cu 1 și respectiv 0,5.
Molecularitatea reacția este determinată de numărul de particule, a căror coliziune simultană este un act elementar interacțiunea chimică. Act elementar (etapa elementară)- un singur act de interacțiune sau transformare a particulelor (molecule, ioni, radicali) în alte particule. Pentru reacțiile elementare, molecularitatea și ordinea reacției sunt aceleași. Dacă procesul este în mai multe etape și, prin urmare, scrierea ecuației reacției nu dezvăluie mecanismul procesului, ordinea reacției nu coincide cu molecularitatea sa.
Reacțiile chimice sunt împărțite în simple (într-o etapă) și complexe, care se desfășoară în mai multe etape.
Reacție monomoleculară Este o reacție în care un act elementar este o transformare chimică a unei molecule. De exemplu:
CH3 CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).
Reacție bimoleculară- o reacție, un act elementar în care are loc atunci când două particule se ciocnesc. De exemplu:
H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).
Reacție trimoleculară- o reacție simplă, al cărei act elementar este efectuat cu o coliziune simultană a trei molecule. De exemplu:
2NO (g) + O2 (g) = 2 NO2 (g).
S-a constatat că coliziunea simultană a mai mult de trei molecule, ducând la formarea produselor de reacție, este practic imposibilă.
Legea acțiunii de masă nu se aplică reacțiilor care implică solide, deoarece concentrațiile lor sunt constante și reacționează doar la suprafață. Viteza acestor reacții depinde de mărimea suprafeței de contact dintre substanțele care reacționează.
6.2.3. Dependența vitezei de reacție de temperatură
Rata reacțiilor chimice crește odată cu creșterea temperaturii. Această creștere este cauzată de o creștere a energiei cinetice a moleculelor. În 1884, chimistul olandez Van't Hoff a formulat o regulă: când temperatura crește la fiecare 10 grade, rata reacțiilor chimice crește de 2-4 ori.
Regula lui Van't Hoff este scrisă astfel:
,
unde V t 1 și V t 2 sunt viteza de reacție la temperaturile t 1 și t 2; γ - coeficientul de viteză al temperaturii, egal cu 2 - 4.
Regula lui Van't Hoff este utilizată pentru a aproxima efectul temperaturii asupra vitezei de reacție. O ecuație mai precisă care descrie dependența constantei vitezei de reacție de temperatură a fost propusă în 1889 de către omul de știință suedez S. Arrhenius:
.
În ecuația lui Arrhenius, A este o constantă, E este o energie de activare (J / mol); T - temperatura, K.
Potrivit lui Arrhenius, nu toate coliziunile moleculare duc la transformări chimice. Doar moleculele cu un exces de energie sunt capabile să reacționeze. Acest exces de energie, pe care trebuie să o aibă particulele care se ciocnesc pentru a avea loc o reacție între ele, se numește energie activatoare.
6.3. Înțelegerea catalizării și catalizatorilor
Un catalizator este o substanță care modifică viteza unei reacții chimice, dar rămâne nemodificată chimic la sfârșitul reacției.
Unii catalizatori accelerează reacția, alții numesc inhibitori, încetini cursul. De exemplu, adăugarea ca catalizator nu un numar mareМnO 2 la peroxid de hidrogen Н2О2 determină descompunerea violentă:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
În prezența unor cantități mici de acid sulfuric, se observă o scădere a ratei de descompunere a Н 2 О 2. În această reacție, acidul sulfuric acționează ca un inhibitor.
În funcție de faptul dacă catalizatorul se află în aceeași fază cu reactanții sau formează o fază independentă, se face o distincție între omogenși cataliză eterogenă.
Cataliză omogenă
În cazul catalizei omogene, reactanții și catalizatorul se află în aceeași fază, de exemplu gazoasă. Mecanismul de acțiune al catalizatorului se bazează pe faptul că acesta interacționează cu reactanți pentru a forma intermediari.
Să luăm în considerare mecanismul de acțiune al catalizatorului. În absența unui catalizator, reacția
Curge foarte încet. Catalizatorul formează un intermediar reactiv cu materiile prime (de exemplu, substanța B):
care reacționează energic cu un alt material de pornire pentru a forma produsul final de reacție:
VK + A = AB + K.
Cataliza omogenă apare, de exemplu, în timpul oxidării oxidului de sulf (IV) în oxid de sulf (VI), care are loc în prezența oxizilor de azot.
Reacție omogenă
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
în absența unui catalizator, acesta merge foarte încet. Dar odată cu introducerea unui catalizator (NO), se formează un compus intermediar (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2,
care oxidează cu ușurință SO 2:
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.
Energia de activare a ultimului proces este foarte mică, astfel încât reacția se desfășoară la o rată mare. Astfel, efectul catalizatorilor este redus la o scădere a energiei de activare a reacției.
Cataliză heterogenă
În cataliza eterogenă, catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite. Catalizatorul este de obicei solid și reactanții sunt lichizi sau gazoși. În cataliza eterogenă, accelerarea procesului este de obicei asociată cu acțiunea catalitică a suprafeței catalizatorului.
Catalizatorii se disting prin selectivitatea (selectivitatea) lor de acțiune. Deci, de exemplu, în prezența unui catalizator de oxid de aluminiu Al 2 O 3 la 300 o C din Alcool etilic obțineți apă și etilenă:
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
La aceeași temperatură, dar în prezența cuprului Cu ca catalizator, are loc dehidrogenarea alcoolului etilic:
C2H5OH - (Cu) CH3CHO + H2.
Cantități mici de unele substanțe reduc sau chiar distrug complet activitatea catalizatorilor (otrăvirea catalizatorului). Astfel de substanțe se numesc otrăvuri catalitice... De exemplu, oxigenul determină otrăvirea reversibilă a catalizatorului de fier în sinteza NH3. Activitatea catalizatorului poate fi restabilită prin trecerea unui amestec proaspăt de azot și hidrogen purificat din oxigen. Sulful provoacă otrăvirea ireversibilă a catalizatorului în sinteza NH 3. Activitatea sa nu mai poate fi restabilită prin trecerea unui amestec proaspăt de N 2 + H 2.
Se numesc substanțe care sporesc acțiunea catalizatorilor de reacție promotori, sau activatori(promovarea catalizatorilor de platină, de exemplu, se face prin adăugarea de fier sau aluminiu).
Mecanismul catalizei eterogene este mai complicat. Pentru a o explica, se folosește teoria adsorbției catalizei. Suprafața catalizatorului nu este uniformă; prin urmare, există așa-numitele site-uri active pe acesta. Adsorbția reactanților are loc pe siturile active. Acest din urmă proces determină apropierea moleculelor care reacționează și creșterea activității lor chimice, deoarece legătura dintre atomi este slăbită în moleculele adsorbite, iar distanța dintre atomi crește.
Pe de altă parte, se crede că efectul accelerator al catalizatorului în cataliza eterogenă se datorează faptului că reactanții formează compuși intermediari (ca în cazul catalizei omogene), ceea ce duce la o scădere a energiei de activare.
6.4. Echilibru chimic
Reacții ireversibile și reversibile
Reacțiile care se desfășoară într-o singură direcție și se termină cu transformarea completă a substanțelor inițiale în substanțe finale sunt numite ireversibile.
Ireversibil, adică procedând până la capăt sunt reacții în care
Reacțiile chimice care pot merge în direcții opuse se numesc reversibile. Reacțiile reversibile tipice sunt reacțiile de sinteză a amoniacului și oxidarea oxidului de sulf (IV) la oxidul de sulf (VI):
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3.
Atunci când scriem ecuații de reacții reversibile, în loc de un semn egal, sunt plasate două săgeți îndreptate în direcții opuse.
În reacțiile reversibile, rata reacției directe în momentul inițial de timp are valoare maximă, care scade pe măsură ce concentrația reactivilor de pornire scade. Dimpotrivă, reacția inversă are inițial o rată minimă, crescând pe măsură ce concentrația produselor crește. Ca rezultat, vine un moment în care viteza reacțiilor înainte și inversă devine egală una cu cealaltă și sistemul este setat echilibru chimic.
Echilibru chimic
Starea sistemului reactanților la care devine viteza reacției directe viteză egală reacția inversă se numește echilibru chimic.
Echilibrul chimic se mai numește echilibru adevărat. În plus față de egalitatea ratei reacțiilor înainte și inversă, echilibrul adevărat (chimic) se caracterizează prin următoarele caracteristici:
- starea sistemului este aceeași indiferent de ce parte se apropie sistemul de echilibru - din partea substanțelor inițiale sau din partea produselor de reacție.
invariabilitatea stării sistemului este cauzată de fluxul de reacții directe și inverse, adică starea de echilibru este dinamică;
starea sistemului rămâne neschimbată în timp, dacă sistemul nu apare influență externă;
orice influență externă determină o schimbare a echilibrului sistemului; totuși, dacă influența externă este eliminată, atunci sistemul revine la starea inițială;
Este necesar să distingem de adevărat echilibru aparent... Deci, de exemplu, un amestec de oxigen și hidrogen într-un vas închis la temperatura camerei poate persista la infinit. Cu toate acestea, inițierea reacției ( descărcare electrică, iradiere ultravioletă, creșterea temperaturii) provoacă o reacție ireversibilă de formare a apei.
6.5. Principiul lui Le Chatelier
Se determină influența modificărilor condițiilor externe asupra poziției de echilibru Principiul Le Chatel e (Franța, 1884): dacă se face o influență externă asupra unui sistem aflat într-o stare de echilibru, atunci echilibrul din sistem se va deplasa spre slăbirea acestei influențe.
Principiul lui Le Chatelier se aplică nu numai procese chimice, dar și la cele fizice, precum fierberea, cristalizarea, dizolvarea etc.
Să luăm în considerare influența diferiților factori asupra echilibrului chimic folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului:
N2 + 3H2 2 NH3; Δ H = -91,8 kJ.
Efectul concentrației asupra echilibrului chimic.
În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, o creștere a concentrației substanțelor de pornire mută echilibrul către formarea produselor de reacție. O creștere a concentrației produselor de reacție mută echilibrul către formarea substanțelor inițiale.
În procesul de sinteză a amoniacului considerat mai sus, introducerea unor cantități suplimentare de N 2 sau H 2 în sistemul de echilibru determină o schimbare a echilibrului în direcția în care concentrația acestor substanțe scade, prin urmare, echilibrul este deplasat spre formarea NH3. O creștere a concentrației de amoniac deplasează echilibrul către materiile prime.
Prin urmare, catalizatorul accelerează atât reacțiile directe, cât și cele inversate introducerea catalizatorului nu afectează echilibrul chimic.
Efectul temperaturii asupra echilibrului chimic
Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă și, pe măsură ce temperatura scade, către reacția exotermă.
Se determină gradul de deplasare a echilibrului valoare absolută efect termic: cu cât valoarea de Δ H a reacției este mai mare, cu atât influența temperaturii este mai mare.
În reacția considerată de sinteză a amoniacului, o creștere a temperaturii va deplasa echilibrul către substanțele inițiale.
Efectul presiunii asupra echilibrului chimic
Modificarea presiunii afectează echilibrul chimic care implică substanțe gazoase... Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a presiunii deplasează echilibrul spre reacție, procedând cu o scădere a volumului de substanțe gazoase, iar o scădere a presiunii schimbă echilibrul în direcția opusă. Reacția de sinteză a amoniacului continuă cu o scădere a volumului sistemului (există patru volume pe partea stângă a ecuației și două pe dreapta). Prin urmare, o creștere a presiunii deplasează echilibrul spre formarea de amoniac. O scădere a presiunii va muta echilibrul la partea din spate... Dacă în ecuația unei reacții reversibile numărul de molecule de substanțe gazoase din părțile din dreapta și din stânga este egal (reacția se desfășoară fără a modifica volumul substanțelor gazoase), atunci presiunea nu afectează poziția de echilibru în acest sistem.
La fel ca unul dintre caracteristici fizice persoana este forță fizică, caracteristică esențială orice legătură chimică este rezistența legăturii, adică energia ei.
Reamintim că energia unei legături chimice este acea energie care este eliberată în timpul formării unei legături chimice sau acea energie care trebuie cheltuită pentru a distruge această legătură.
O reacție chimică în cazul general este transformarea unor substanțe în altele. În consecință, în cursul unei reacții chimice, unele legături sunt rupte și altele se formează, adică transformarea energiei.
Legea fundamentală a fizicii spune că energia nu apare din nimic și nu dispare fără urmă, ci trece doar de la un tip la altul. Datorită versatilității sale acest principiu este evident aplicabil unei reacții chimice.
Efectul termic al reacției chimice numită cantitatea de căldură,
eliberat (sau absorbit) în timpul reacției și atribuit 1 mol din substanța reacționată (sau formată).
Efectul căldurii este indicat de litera Q și este de obicei măsurat în kJ / mol sau kcal / mol.
Dacă reacția are loc cu eliberarea căldurii (Q> 0), se numește exotermă, iar dacă cu absorbția căldurii (Q< 0) – эндотермической.
Dacă descriem schematic profilul energetic al reacției, atunci pentru reacțiile endoterme produsele sunt mai mari în energie decât reactivii, iar pentru cele exoterme, dimpotrivă, produsele de reacție sunt situate mai jos în energie (mai stabilă) decât reactivii.
Este clar că, cu cât substanța reacționează mai mult, cu atât cantitate mare energia va fi eliberată (sau absorbită), adică efectul termic este direct proporțional cu cantitatea de substanță. Prin urmare, atribuirea efectului termic la 1 mol dintr-o substanță se datorează dorinței noastre de a compara efectele termice ale diferitelor reacții între ele.
Cursul 6. Termochimie. Efectul termic al unei reacții chimice Exemplul 1. La reducerea a 8,0 g oxid de cupru (II) cu hidrogen, s-au format cupru metalic și vapori de apă și s-a eliberat 7,9 kJ de căldură. Calculați efectul termic al reacției de reducere a oxidului de cupru (II).
Soluție. Ecuația de reacție CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2 O (g) + Q (*)
Să compunem proporția atunci când reducem 0,1 mol - 7,9 kJ este eliberat; când reducem 1 mol - x kJ este eliberat
De unde x = + 79 kJ / mol. Ecuația (*) ia forma
CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2 O (g) +79 kJ
Ecuația termochimică Este ecuația unei reacții chimice, care indică starea de agregare a componentelor amestecului de reacție (reactivi și produse) și efectul termic al reacției.
Deci, pentru a topi gheața sau a evapora apa, trebuie să cheltuiți o anumită cantitate de căldură, în timp ce atunci când apa lichidă îngheață sau vaporii de apă se condensează, se eliberează aceeași cantitate de căldură. De aceea suntem reci când părăsim apa (evaporarea apei de la suprafața corpului necesită energie), iar transpirația este biologică. mecanism de protecție de la supraîncălzirea corpului. Dimpotrivă, congelatorul îngheță apa și încălzește zona înconjurătoare, emanând exces de căldură.
Pe acest exemplu sunt arătate efectele termice ale modificărilor stării agregate a apei. Căldura de fuziune (la 0o C) λ = 3,34 × 105 J / kg (fizică) sau Qpl. = - 6,02 kJ / mol (chimie), căldură de vaporizare (vaporizare) (la 100o C) q = 2,26 × 106 J / kg (fizică) sau Qtest. = - 40,68 kJ / mol (chimie).
topire
evaporare |
|||||
arr. 298.
Cursul 6. Termochimie. Efectul termic al unei reacții chimice Desigur, procesele de sublimare sunt posibile atunci când un solid
intră în faza gazoasă, ocolind stare lichidași procesele inversate de depunere (cristalizare) din faza gazoasă, pentru care este, de asemenea, posibil să se calculeze sau să se măsoare efectul termic.
Este clar că în fiecare substanță există legături chimice prin urmare, fiecare substanță are o anumită cantitate de energie. Cu toate acestea, nu toate substanțele pot fi transformate între ele printr-o singură reacție chimică. Prin urmare, am convenit să introducem un stat standard.
Starea standard a materiei- aceasta este starea de agregare a materiei la o temperatură de 298 K, o presiune de 1 atmosferă în cea mai stabilă modificare alotropică în aceste condiții.
Condiții standard Are o temperatură de 298 K și o presiune de 1 atmosferă. Condițiile standard (condiția standard) sunt indicate de indicele 0.
Căldura standard de formare a compusului se numește efectul termic al reacției chimice a formării unui compus dat din substanțe simple luate în starea lor standard. Căldura de formare a compusului este indicată de simbolul Q 0 Pentru mulți compuși, căldurile standard de formare sunt date în cărțile de referință ale cantităților fizico-chimice.
Căldurile standard de formare a substanțelor simple sunt 0. De exemplu, Q0 arr, 298 (O2, gaz) = 0, Q0 arr, 298 (C, tv., Grafit) = 0.
De exemplu . Notați ecuația termochimică pentru formarea sulfatului de cupru (II). Din proba de carte Q0, 298 (CuSO4) = 770 kJ / mol.
Cu (solid) + S (solid) + 2O2 (g) = CuSO4 (solid) + 770 kJ.
Notă: ecuația termochimică poate fi scrisă pentru orice substanță, cu toate acestea, trebuie înțeles că în viata reala reacția se desfășoară într-un mod complet diferit: dintre reactivii enumerați, se formează oxizi de cupru (II) și sulf (IV) în timpul încălzirii, dar nu se formează sulfat de cupru (II). O plată importantă: ecuație termochimică - un model care permite calcule, este în acord cu alte date termochimice, dar nu rezistă testului de practică (adică este incapabil să prezică corect posibilitatea sau imposibilitatea unei reacții).
(B j) - ∑ a i × Q eșantion 0, 298 i
Cursul 6. Termochimie. Efectul termic al unei reacții chimice
Clarificare. Pentru a nu vă induce în eroare, voi adăuga imediat acea termodinamică chimică poate prezice posibilitatea / imposibilitatea unei reacții cu toate acestea, acest lucru necesită „instrumente” mai serioase care depășesc curs de scoala chimie. Ecuația termochimică în comparație cu aceste metode este primul pas pe fundalul piramidei Cheops - nu se poate lipsi de ea, dar nu se poate urca sus.
Exemplul 2. Calculați efectul termic al condensării apei cu o greutate de 5,8 g. Soluție. Procesul de condensare este descris prin ecuația termochimică H2 O (g) = H2 O (l) + Q - condensarea este de obicei un proces exotermic Căldură de condensare a apei la 25o C 37 kJ / mol (referință).
Prin urmare, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
În secolul al XIX-lea, chimistul rus Hess, care a studiat efectele termice ale reacțiilor, a stabilit experimental legea conservării energiei în raport cu reacțiile chimice - legea lui Hess.
Efectul termic al unei reacții chimice nu depinde de calea procesului și este determinat numai de diferența dintre stările finale și cele inițiale.
În ceea ce privește chimia și matematica această legeînseamnă că suntem liberi să alegem orice „traiectorie de calcul” pentru calcularea procesului, deoarece rezultatul nu depinde de acesta. Din acest motiv, foarte lege importantă Hessa este incredibil de importantă consecință a legii lui Hess.
Efectul termic al unei reacții chimice este egal cu suma căldurilor de formare a produselor de reacție minus suma căldurilor de formare a reactanților (luând în considerare coeficienții stoichiometrici).
Din punct de vedere al bunului simț, această consecință corespunde unui proces în care la început toți reactanții s-au transformat în substanțe simple, care apoi s-au asamblat într-un mod nou, astfel încât s-au obținut produsele de reacție.
Sub forma unei ecuații, consecința legii lui Hess arată ca această ecuație de reacție: a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b
În acest caz, a i și b j sunt coeficienți stoichiometrici, A i sunt reactivi, B j sunt produse de reacție.
Apoi, consecința legii lui Hess are forma Q = ∑ b j × Q arr 0.298
k Bk + Q
(A i)
Cursul 6. Termochimie. Efectul termic al unei reacții chimice Deoarece căldurile standard de formare a multor substanțe
a) sunt rezumate în tabele speciale sau b) pot fi determinate experimental, apoi devine posibil să se prevadă (să se calculeze) efectul termic al unui număr foarte mare de reacții cu o precizie suficient de mare.
Exemplul 3. (Corolarul legii lui Hess). Calculați efectul termic al reformării cu abur a metanului care apare în faza gazoasă în condiții standard:
CH4 (g) + H2 O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Determinați dacă o reacție dată este exotermă sau endotermă?
Soluție: consecința legii lui Hess
Q = 3 Q0 | D) + Q 0 | (CO, г) −Q 0 | D) −Q 0 | O, d) - în formă generală. |
|||||
arr. 298 | arr. 298 | arr. 298 | arr. 298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H2, r) = 0 | O substanță simplă într-o stare standard |
|||||||
Din cartea de referință găsim căldurile de formare a componentelor rămase ale amestecului.
O, g) = 241,8 | (CO, g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
arr. 298 | arr. 298 | arr. 298 | |||||||||
Înlocuirea valorilor în ecuație
Q = 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 = -205,9 kJ / mol, reacția este puternic endotermă.
Răspuns: Q = -205,9 kJ / mol, endotermic
Exemplul 4. (Aplicarea legii lui Hess). Se cunosc căldurile reacțiilor
C (tv.) + ½ O (g.) = CO (g.) + 110,5 kJ
C (tv.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393.5 kJ Găsiți efectul termic al reacției 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.). Soluție Înmulțiți primul și a doua ecuații pe 2
2C (s) + O2 (g) = 2CO (g) + 221 kJ 2C (s) + 2O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ
Scade din a doua ecuație prima
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Răspuns: 566 kJ / mol.
Notă: Când studiem termochimia, considerăm o reacție chimică din exterior (din exterior). În contrast, termodinamica chimică este știința comportamentului sisteme chimice- consideră sistemul din interior și funcționează cu conceptul de „entalpie” H ca energie termică a sistemului. Entalpia, deci
Cursul 6. Termochimie. Efectul termic al unei reacții chimice, într-un fel, are același sens ca cantitatea de căldură, dar are semnul opus: dacă energia este eliberată din sistem, mediu inconjurator devine și se încălzește, iar sistemul pierde energie.
Literatură:
1. manual, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko și colab., Chimia clasei 9, paragraful 19,
2. Ghid de studiu"Fundamentele chimiei generale" Partea 1.
Compilat de S.G. Baram, I.N. Mironov. - ia cu tine! la următorul seminar
3. A.V. Manuilov. Bazele chimiei. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Efectul termic al unei reacții chimice. Legile de bază ale termochimiei.
§9.2 ** Termochimie (continuare). Căldura de formare a unei substanțe din elemente.
Entalpia standard de formare.
Atenţie!
Trecem la rezolvarea problemelor de calcul, prin urmare, un calculator este acum de dorit pentru seminariile de chimie.
Căldura reacției (căldura reacției) este cantitatea de căldură eliberată sau absorbită Q. Dacă se eliberează căldură în timpul reacției, o astfel de reacție se numește exotermă; dacă căldura este absorbită, reacția se numește endotermă.
Căldura reacției este determinată pe baza primei legi (începutul) termodinamicii, a cărei expresie matematică în forma sa cea mai simplă pentru reacții chimice este ecuația:
Q = ΔU + рΔV (2.1)
unde Q este căldura de reacție, ΔU este schimbarea energiei interne, p este presiunea, ΔV este schimbarea de volum.
Calculul termochimic constă în determinarea efectului termic al reacției.În conformitate cu ecuația (2.1), valoarea numerică a căldurii de reacție depinde de modul în care se efectuează. În procesul izocoric efectuat la V = const, căldura de reacție Q V =Δ U, în procesul izobaric la p = const efect termic Q P =Δ H. Astfel, calculul termochimic este în determinarea cantității de schimbare sau energie internă sau entalpie în cursul reacției. Deoarece majoritatea covârșitoare a reacțiilor se desfășoară în condiții izobarice (de exemplu, toate acestea sunt reacții în vase deschise. presiune atmosferică), la calcularea calculelor termochimice, ΔН ... DacăΔ H<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H> 0, atunci reacția este endotermă.
Calculele termochimice sunt efectuate folosind fie legea lui Hess, conform căreia efectul termic al unui proces nu depinde de calea acestuia, ci este determinat doar de natura și starea substanțelor și produselor inițiale ale procesului sau, cel mai adesea, o consecință a legii lui Hess: efectul termic al unei reacții este egal cu suma căldurilor (entalpii) formarea produselor minus suma căldurilor (entalpii) de formare a reactivilor.
În calcule conform legii lui Hess, se utilizează ecuații ale reacțiilor auxiliare, ale căror efecte termice sunt cunoscute. Esența operațiilor în calcule conform legii lui Hess este că acțiunile algebrice sunt efectuate pe ecuațiile reacțiilor auxiliare care conduc la o ecuație de reacție cu efect termic necunoscut.
Exemplu 2.1... Determinarea căldurii de reacție: 2CO + O 2 = 2CO 2 ΔН -?
Folosim următoarele reacții ca reacții auxiliare: 1) С + О 2 = С0 2;Δ H 1 = -393,51 kJ și 2) 2C + O 2 = 2CO;Δ H 2 = -220,1 kJ, undeΔ N / uΔ Н 2 - efectele termice ale reacțiilor auxiliare. Folosind ecuațiile acestor reacții, este posibil să se obțină ecuația unei reacții date dacă ecuația auxiliară 1) este înmulțită cu două și se scade ecuația 2) din rezultatul obținut. Prin urmare, căldura necunoscută a unei reacții date este egală cu:
Δ H = 2Δ H 1 -Δ H 2 = 2 (-393,51) - (-220,1) = -566,92 kJ.
Dacă calculul termochimic folosește o consecință din legea lui Hess, atunci pentru reacția exprimată prin ecuația aA + bB = cC + dD, utilizați relația:
ΔН = (cΔHobr, s + dΔHobr D) - (a sampleHobr A + bΔH eșantion, c) (2.2)
unde ΔН este căldura reacției; ΔH o br - călduri (entalpia) de formare, respectiv, a produselor de reacție C și D și a reactivilor A și B; с, d, a, b - coeficienți stoichiometrici.
Căldura (entalpia) de formare a unui compus este efectul de căldură al reacției, în timpul căruia 1 mol din acest compus se formează din substanțe simple în faze stabile termodinamic și modificări 1 *. De exemplu , căldura de formare a apei în stare de vapori este egală cu jumătate din căldura de reacție, exprimată prin ecuația: 2H 2 (g)+ Aproximativ 2 (g)= 2H 2 O (d).Dimensiunea căldurii de formare este kJ / mol.
ÎN calcule termochimice căldurile de reacții, de regulă, sunt determinate pentru condiții standard, pentru care formula (2.2) ia forma:
°Н ° 298 = (сΔН ° 298, eșantion, С + dΔH ° 298, o 6 p, D) - (аΔН ° 298, eșantion A + bΔН ° 298, eșantion, c)(2.3)
unde ΔН ° 298 este căldura standard de reacție în kJ (valoarea standard este indicată de indicativul „0”) la o temperatură de 298K și ΔН ° 298, obR sunt căldurile standard (entalpia) de formare și la o temperatură de 298K. Valorile lui ΔН ° 298 .obR.sunt definite pentru toate conexiunile și sunt date tabulare. 2 * - vezi tabelul de apendice.
Exemplul 2.2. Calculul căldurii standard p e cotele exprimate prin ecuație:
4NH3 (r) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H2O (g).
Conform corolarului din legea lui Hess, scriem 3 *:
Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b p. Nu + 6ΔH 0 298. pat H20) - 4ΔH 0 298 arr. NH s. Înlocuind valorile tabulare ale căldurilor standard de formare a compușilor prezentați în ecuație, obținem:Δ H ° 298= (4 (90,37) + 6 (-241,84)) - 4 (-46,19) = - 904,8 kJ.
Semn negativ căldura reacției indică exotermicitatea procesului.
În termochimie, efectele termice sunt de obicei indicate în ecuațiile reacției. Astfel de ecuațiile cu efect termic indicat se numesc termochimice. De exemplu, ecuația termochimică a reacției considerate în exemplul 2.2 este scrisă:
4NH 3 (g) + 50 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 0 (g);Δ N ° 29 8 = - 904,8 kJ.
Dacă condițiile diferă de standard, în calculele termochimice practice, acesta permite Xia folosind aproximarea: Δ H ≈Δ 298 (2,4) Expresia (2.4) reflectă dependența slabă a căldurii de reacție de condițiile de apariție a acesteia.
Orice reacție chimică este însoțită de eliberarea sau absorbția de energie sub formă de căldură.
Pe baza eliberării sau absorbției de căldură, acestea disting exotermși endotermic reacții.
Exoterm reacțiile sunt reacții în care se eliberează căldură (+ Q).
Reacțiile endotermice sunt reacții în timpul cărora căldura este absorbită (-Q).
Efectul de căldură al reacției (Î) se numește cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în timpul interacțiunii unei anumite cantități de reactivi inițiali.
O ecuație termochimică este o ecuație în care este indicat efectul termic al unei reacții chimice. De exemplu, ecuațiile sunt termochimice:
De asemenea, trebuie remarcat faptul că ecuațiile termochimice din obligatoriu ar trebui să includă informații despre starea de agregare a reactivilor și produselor, deoarece valoarea efectului termic depinde de aceasta.
Calculele efectului termic al reacției
Un exemplu de problemă tipică pentru găsirea efectului de căldură al unei reacții:
Când 45 g de glucoză interacționează cu un exces de oxigen în conformitate cu ecuația
C 6 H 12 O 6 (tv.) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
a eliberat 700 kJ de căldură. Determinați efectul termic al reacției. (Scrieți numărul până la numere întregi întregi.)
Soluţie:
Să calculăm cantitatea de substanță de glucoză:
n (C 6 H 12 O 6) = m (C 6 H 12 O 6) / M (C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g / mol = 0,25 mol
Acestea. când 0,25 mol de glucoză interacționează cu oxigenul, se eliberează 700 kJ de căldură. Din ecuația termochimică prezentată în condiție, rezultă că atunci când 1 mol de glucoză interacționează cu oxigenul, se formează o cantitate de căldură egală cu Q (efectul de căldură al reacției). Apoi, următoarea proporție este corectă:
0,25 mol glucoză - 700 kJ
1 mol glucoză - Q
Din această proporție rezultă ecuația corespunzătoare:
0,25 / 1 = 700 / Q
Rezolvând acest lucru, constatăm că:
Astfel, efectul termic al reacției este de 2800 kJ.
Calcule prin ecuații termochimice
Mult mai des în Utilizați sarcini din termochimie, valoarea efectului termic este deja cunoscută, deoarece condiția oferă o ecuație termochimică completă.
În acest caz, este necesar să se calculeze fie cantitatea de căldură degajată / absorbită cu o cantitate cunoscută de reactiv sau produs, fie, dimpotrivă, prin valoare cunoscută căldură, este necesar să se determine masa, volumul sau cantitatea unei substanțe a oricărui participant la reacție.
Exemplul 1
În conformitate cu ecuația de reacție termochimică
3Fe 3 O 4 (TV) + 8Al (TV) = 9Fe (TV) + 4Al 2 O 3 (TV) + 3330 kJ
au format 68 g oxid de aluminiu. Câtă căldură a fost eliberată în timpul acestui lucru? (Scrieți numărul până la numere întregi întregi.)
Soluţie
Să calculăm cantitatea de substanță oxidică de aluminiu:
n (Al 2 O 3) = m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) = 68 g / 102 g / mol = 0,667 mol
În conformitate cu ecuația termochimică a reacției, 3330 kJ este eliberat în timpul formării a 4 mol de oxid de aluminiu. În cazul nostru, se formează 0,66667 mol de oxid de aluminiu. După ce am notat cantitatea de căldură degajată în acest caz, prin x kJ vom compune proporția:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Această proporție corespunde ecuației:
4 / 0,66667 = 3330 / x
Rezolvând care, găsim că x = 555 kJ
Acestea. cu formarea a 68 g de oxid de aluminiu în conformitate cu ecuația termochimică, se eliberează 555 kJ de căldură în această condiție.
Exemplul 2
Ca urmare a reacției, a cărei ecuație termochimică
4FeS 2 (s) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (s) + 3310 kJ
a eliberat 1655 kJ de căldură. Determinați volumul (l) de dioxid de sulf evoluat (n.o.). (Scrieți numărul până la numere întregi întregi.)
Soluţie
În conformitate cu ecuația termochimică a reacției, formarea a 8 mol de SO 2 eliberează 3310 kJ de căldură. În cazul nostru, au fost eliberate 1655 kJ de căldură. Fie cantitatea de substanță SO 2 formată în acest caz să fie egală cu x mol. Apoi, următoarea proporție este corectă:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Din care urmează ecuația:
8 / x = 3310/1655
Rezolvând acest lucru, constatăm că:
Astfel, cantitatea de substanță SO2 formată în acest caz este de 4 mol. Prin urmare, volumul său este egal cu:
V (SO 2) = V m ∙ n (SO 2) = 22,4 l / mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(rotunjiți până la numere întregi, deoarece acest lucru este necesar în condiție.)
Probleme mai detaliate privind efectul termic al unei reacții chimice pot fi găsite.
În termochimie, cantitatea de căldură Î, care este eliberat sau absorbit ca urmare a unei reacții chimice, se numește efect termic. Se numesc reacții cu eliberarea căldurii exoterm (Î> 0), și cu absorbție de căldură - endotermic (Î<0 ).
În termodinamică, respectiv, se numesc procesele în care este eliberată căldura exoterm, și procesele în care căldura este absorbită - endotermic.
Conform corolarului din prima lege a termodinamicii pentru procesele izocorico-izoterme, efectul termic este egal cu modificarea energiei interne a sistemului .
Deoarece termochimia folosește semnul opus în ceea ce privește termodinamica, atunci.
Pentru procesele izobarice-izoterme, efectul termic este egal cu modificarea entalpiei sistemului .
Dacă D H> 0- procesul continuă cu absorbția căldurii și este endotermic.
Dacă D H< 0 - procesul este însoțit de eliberarea de căldură și este exoterm.
Din prima lege a termodinamicii urmează Legea lui Hess:
efectul termic al reacțiilor chimice depinde doar de tipul și starea substanțelor inițiale și a produselor finale, dar nu depinde de calea de tranziție de la starea inițială la cea finală.
O consecință a acestei legi este regula care cu ecuații termochimice, puteți efectua operațiile algebrice obișnuite.
De exemplu, luați în considerare reacția de oxidare a cărbunelui la CO 2.
Trecerea de la substanțele inițiale la cele finale poate fi efectuată prin arderea directă a cărbunelui în CO 2:
C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Efectul termic al acestei reacții Δ H 1.
Acest proces poate fi realizat în două etape (Fig. 4). În prima etapă, carbonul arde la CO prin reacție
C (t) + O 2 (g) = CO (g),
pe al doilea CO se arde la CO 2
CO (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Efectele termice ale acestor reacții, respectiv Δ H 2șiΔ H 3.
Orez. 4. Diagrama procesului de ardere a cărbunelui la СО 2
Toate cele trei procese sunt utilizate pe scară largă în practică. Legea lui Hess ne permite să raportăm efectele termice ale acestor trei procese prin ecuație:
Δ H 1=Δ H 2 + Δ H 3.
Efectele termice ale primului și celui de-al treilea proces pot fi măsurate relativ ușor, dar arderea cărbunelui în monoxid de carbon la temperaturi mari dificil. Efectul său termic poate fi calculat:
Δ H 2=Δ H 1 - Δ H 3.
Valorile lui Δ H 1și Δ H 2 depind de tipul de cărbune folosit. Cantitatea Δ H 3 fără legătură cu aceasta. Când un mol de CO este ars la presiune constantă la 298K, cantitatea de căldură este Δ H 3= -283,395 kJ / mol. Δ H 1= -393,86 kJ / mol la 298K. Apoi la 298K Δ H 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ / mol.
Legea lui Hess face posibilă calcularea efectelor termice ale proceselor pentru care nu există date experimentale sau pentru care acestea nu pot fi măsurate în condițiile cerute. Acest lucru se aplică și reacțiilor chimice și proceselor de dizolvare, evaporare, cristalizare, adsorbție etc.
Atunci când se aplică legea lui Hess, trebuie respectate cu strictețe următoarele condiții:
În ambele procese, trebuie să existe într-adevăr aceleași stări inițiale și într-adevăr aceleași stări finale;
Ar trebui să fie la fel nu numai compoziții chimice produse, dar și condițiile existenței lor (temperatura, presiunea etc.) și starea de agregare, și pentru substanțe cristalineși modificarea cristalului.
La calcularea efectelor termice ale reacțiilor chimice pe baza legii lui Hess, se folosesc de obicei două tipuri de efecte termice - căldura de ardere și căldura de formare.
Prin căldura educației se numește efectul de căldură al reacției de formare a unui compus dat din substanțe simple.
Căldura de ardere se numește efectul termic al reacției de oxidare a unui compus dat cu oxigen pentru a se forma oxizi mai mari elemente sau compuși corespunzători ai acestor oxizi.
Valorile de referință pentru călduri și alte cantități sunt de obicei referite la starea standard a materiei.
La fel de stat standard substanțele lichide și solide individuale își iau starea la o temperatură dată și la o presiune egală cu o atmosferă, iar pentru gazele individuale - starea lor, când la o temperatură și o presiune date egale cu 1,01 10 5 Pa (1 atm.), ele posedă proprietăți ale unui gaz ideal. Pentru a facilita calculele, se face referire la datele de referință temperatura standard 298 K.
Dacă orice element poate exista în mai multe modificări, atunci o astfel de modificare este luată ca standard, care este stabilă la 298 K și presiunea atmosferică egală cu 1,01 · 10 5 Pa (1 atm.)
Toate valorile legate de starea standard a substanțelor sunt marcate cu un indicativ sub formă de cerc: 
... În procesele metalurgice, majoritatea compușilor se formează odată cu eliberarea căldurii, deci pentru ei creșterea entalpiei. Pentru articolele în stare standard, valoarea.
Folosind datele de referință ale căldurilor standard de formare a substanțelor care participă la reacție, se poate calcula cu ușurință efectul termic al reacției.
Rezultă din legea lui Hess:efectul termic al reacției este egal cu diferența dintre căldurile de formare a tuturor substanțelor indicate în partea dreaptă a ecuației(substanțe finale sau produse de reacție) , și căldurile de formare a tuturor substanțelor indicate în partea stângă a ecuației(materii prime) , luate cu coeficienți egali cu coeficienții din fața formulelor acestor substanțe în ecuația reacției:
Unde n- numărul de moli ai substanței care participă la reacție.
Exemplu. Să calculăm efectul de căldură al reacției Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2. Căldurile de formare a substanțelor care participă la reacție sunt: pentru Fe 3 O 4, pentru CO, pentru FeO, pentru CO 2.
Efectul de căldură al reacției:
Deoarece reacția la 298K este endotermă, adică vine cu absorbție de căldură.
