В химических процессах проявляются две тенденции:
а) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается выделением энергии;
б) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии.
 |
Первая тенденция характеризуется энтальпийным фактором процесса и количественно выражается через ΔН (кДж/моль). Вторая тенденция характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается величиной ТΔS (Дж/моль). Эти факторы, взятые по отдельности, не могут быть критерием самопроизвольности течения химических реакций. Таким критерием является химический потенциал G — энергия Гиббса процесса, составленный из энтальпийного и энтропийного факторов по уравнению: ΔG = ΔН – ТΔS
На рисунке 3 приведены соотношения между важнейшими термодинамическими функциями в изобарно-изотермических процессах.
Химический потенциал — энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции в изобарно-изотерми-ческих, т.е обычных для химических реакций, условиях. Она имеет также названия — свободная энергия, изобарно-изотермический потенциал.
При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором химический потенциал системы уменьшается (ΔG < 0).
Увеличение энергии Гиббса (ΔG > 0) указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямого процесса в данных условиях и на принципиальную возможность осуществления обратного процесса.
Следует четко представлять себе, что термодинамическая возможность процесса (ΔG < 0) не гарантирует реальную его осуществимость, которая зависит от многих дополнительных факторов (агрегатного состояния веществ, характера контакта между ними, величины энергии активации, наличия или отсутствия катализа и т.д.). Однако термодинамический запрет на самопроизвольное протекание процесса (ΔG > 0) однозначно указывает, что ни подбором катализатора, ни увеличением перемешивания и другими мерами, не затрагивающими энергетику исходного и конечного состояний системы, осуществить процесс ни за какое время не удастся.
Состояние химического равновесия характеризуется минимумом химического потенциала — энергии Гиббса системы. В точке равновесия ΔG = 0, всякое макроскопическое отклонение от равновесия как в сторону прямого, так и обратного процесса сопровождается увеличением химического потенциала системы (ΔG > 0). Поэтому из состояния равновесия не могут протекать ни прямой, ни обратный процессы.
Как и остальные термодинамические функции, энергия Гиббса является функцией состояния, т.е. ее изменение (DG) зависит только от начального (ΔG1) и конечного (ΔG2) состояний системы и не зависит от пути процесса. Поэтому энергия Гиббса химической реакции определяется как разность между суммой энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:
DGХ.Р. = SΔG0ПР. — SΔG0ИСХ.
По этой формуле определяется изменение энергии Гиббса химических реакций в стандартных условиях (при температуре 298 К), с использованием стандартных энергий Гиббса образования химических веществ (ΔG0298), которые приводятся в справочниках (см. приложение).
Пример 5. Вычислите изменение энергии Гиббса для реакции, протекающей по уравнению Н2(Г) + СО2(Г) = СО(Г) + Н2О(Ж). Может ли эта реакция протекать самопроизвольно при стандартных условиях?
Решение: Вычислим DG(Х.Р.) — критерий самопроизвольного протекания процессов. Так как речь идет о стандартных условиях, то для расчета DG(Х.Р.) проще всего воспользоваться соотношением
DG(Х.Р). = SG0ПР.. — SG0ИСХ.
Величины DG0 соответствующих веществ возьмем из приложения.
DG(Х.Р). = DG0(СО(Г)) + DG0(Н2О(Ж)) — DG0(Н2(Г)) — DG0(СО2(Г)) =
—137,27 + (—237,19) — 0 — (— 394,38) = + 19,92 кДж.
Так как DG > 0, то данная реакция при стандартных условиях не может самопроизвольно протекать.
В зависимости от температуры, направление самопроизвольного протекания химических реакций может меняться.
В формуле ΔG = ΔН – ТΔS первая часть (ΔН) называется энтальпийный фактор реакции. Когда ΔН < 0, этот вклад способствует самопроизвольному протеканию процесса. Он мало меняется с температурой. Вторая часть (Т·ΔS) энтропийный фактор. Самопроизвольному протеканию процесса способствует повышение температуры при положительном изменении энтропии (ΔS > 0) и понижение температуры при ΔS < 0. Когда энтальпийный и энтропийный факторы действуют в противоположных направлениях, всегда имеется температура, при которой они равны по величине. При этой температуре ΔG = 0 и имеет место химическое равновесие.
Пример 6. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению
РСl5(Г) = РСl3(Г) + Сl2(Г).
Решение: Когда начнется диссоциация пентахлорида фосфора, в системе установится равновесие РСl5(Г) «РСl3(Г) + Сl2(Г). и нам нужно найти температуру, при которой DG(Х.Р.) = 0. Для этого воспользуемся соотношением DG(Х.Р.) = DН(Х.Р.) — ТDS(Х.Р.),. При DG(Х.Р.) = 0
DН(Х.Р.)
DН(Х.Р.) = ТDS(Х.Р.) Т = —————
DS(Х.Р.)
Величины DНХ.Р . и DSХ.Р . найдем из уравнений функций состояния: DНХ.Р. = SDН0ПРОД. — SDН0ИСХ.; DSХ.Р. = SS0ПРОД. — SS0ИСХ.
DНХ.Р. = DН0(РСl3(Г)) + DН0(Сl2(Г)) — DН0(РСl5(Г)) Из приложения:
DНХ.Р. = —306,35 + 0 — (—398,94) = 92,59 кДж
DSХ.Р. = S0(РСl3(Г)) + S0(Сl2(Г)) — S0(РСl5(Г)) Из приложения:
DSХ.Р = 311,66 + 222,95 — 352,71 = 181,90 Дж/К = 0,18190 кДж/К
DНХ.Р. 92,59
Т = ——— = ———— = 509 К
DSХ.Р. 0,18190
Следовательно, при температуре ~ 509 К установится равновесие. Выше этой температуры будет доминировать процесс диссоциации пентахлорида фосфора, ниже — процесс его образования.
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Задание № 1.
А. Напишите термохимическое уравнение реакции образования кристаллического хлорида аммония при взаимодействии NН3(Г) и НСl(Г), вычислив энтальпию реакции из данных приложения. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака?
Б. При сгорании 1л ацетилена С2Н2(Г) (н. у.) с образованием паров воды и оксида углерода (IV) выделяется 56,056 кДж теплоты. Рассчитайте по этим данным мольную энтальпию горения ацетилена и запишите термохимическое уравнение реакции. Вычислите энтальпию образования С2Н2(Г).
В. Запишите термохимическое уравнение образования гидроксида кальция из простых веществ, вычислив энтальпию этого процесса из следующих термохимических уравнений:
Са(Т) + 2Н2О(Ж) = Са(ОН)2(Т) + Н2(Г) DН1 = —414,80 кДж
2Са(Т) + О2(Г) = 2СаО(Т) DН2 = —1271,20 кДж
СаО(Т) + Н2О(Ж) = Са(ОН)2(Т) DН3 = —65,06 кДж
Г. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(Г) и водородом, в результате которой образуются СН4(Г) и Н2О(Г) вычислив ее тепловой эффект на основе данных, приведенных в приложении. Сколько теплоты выделится в этой реакции при получении 67,2 л метана?
Д. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО(К) и Н2О(Ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Найдите отсюда тепловой эффект получения 1 моль гидроксида кальция, запишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите энтальпию образования оксида кальция.
Е. Напишите термохимическое уравнение образования оксида азота (IV) из простых веществ, вычислив энтальпию этого процесса из следующих термохимических уравнений:
4NН3(Г) + 3О2(Г) = 2N2(Г) + 6Н2О(Ж) DН1 = —1530,28 кДж
2NН3(Г) + 2,5О2(Г) = 2NО(Г) + 3Н2О(Ж) DН2 = —584,40 кДж
NО(Г) + 0,5О2(Г) = NО2(Г) DН3 = —56,52 кДж
Ж. Напишите термохимическое уравнение реакции восстановления твердого оксида железа (III) металлическим алюминием, вычислив ее тепловой эффект по данным, приведенным в приложении. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 335,1 г железа?
З. При сгорании 1л аммиака NН3(Г) (н.у.), в результате которого образуются газообразный азот и жидкая вода, выделяется 17,08 кДж теплоты. Найдите отсюда энтальпию горения 1 моль аммиака, запишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите энтальпию образования NН3(Г).
И. Напишите термохимическое уравнение образования оксида азота (II) из простых веществ, вычислив энтальпию этого процесса из следующих термохимических уравнений:
4NН3(Г) + 3О2(Г) = 2N2(Г) + 6Н2О(Ж) DН1 = —1530,28 кДж
4NН3(Г) + 5О2(Г) = 4NО(Г) + 6Н2О(Ж) DН2 = —1168,80 кДж
К. По данным приложения вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение горения 1 моль этана С2Н6(Г), в результате которого образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана?
Л. При сгорании 11,5 г этилового спирта С2Н5ОН(Ж), в результате которого образуются пары воды и СО2(Г), выделяется 308,73 кДж теплоты. Вычислите отсюда тепловой эффект реакции горения 1 моль спирта, запишите термохимическое уравнение и вычислите энтальпию образования С2Н5ОН(Ж).
М. Напишите термохимическое уравнение образования оксида углерода (IV) из простых веществ, вычислив энтальпию этого процесса из следующих термохимических уравнений:
Fе3О4(Т) + С(ГРАФИТ) = СО(Г) + 3FеО(Т) DН1 = 207,04 кДж
2СО(Г) + О2(Г) = 2СО2(Г) DН2 = —566,02 кДж
6FеО(Т) + О2(Г) = 2Fе3О4(Т) DН3 = —635,08 кДж
Н. По данным приложения вычислите тепловой эффект и запишите термохимическое уравнение реакции горения метана с образованием СО2 и Н2О(Ж). Сколько теплоты выделится при сгорании 44,8 л метана
О. При сгорании 1л сероводорода (н. у.) с образованием SО2(Г). и жидкой воды выделяется 25,115 кДж теплоты. Вычислите отсюда тепловой эффект реакции горения 1 моль Н2S(Г) и запишите термохимическое уравнение. Вычислите энтальпию образования Н2S(Г).
П. Напишите термохимическое уравнение образования оксида железа (II) из простых веществ, вычислив энтальпию этого процесса из следующих термохимических уравнений:
FеО(Т) + СО(Г) = Fе(К) + СО2(Г) DН1 = 16,49 кДж
2СО(Г) + О2(Г) = 2СО2(Г) DН2 = —566,02 кДж
Р. Получение водяного газа (СО + Н2) идет по уравнению: С(Т) + Н2О(Ж) = СО + Н2. Составьте по данным приложения термохимическое уравнение получения водяного газа. Сколько расходуется тепла при получении 1 м3 водяного газа при 00С и 760 мм рт.ст.?
С. При сгорании 1 г бензола С6Н6(Ж) с образованием углекислого газа и жидкой воды выделяется теплоты 41,89 кДж. Рассчитайте по этим данным мольную энтальпию сгорания бензола и запишите термохимическое уравнение. Вычислите энтальпию образования бензола С6Н6(Ж).
Т. Рассчитайте по данным приложения мольную энтальпию горения метана с образованием СО2 и паров воды. Напишите термохимическое уравнение реакции. Сколько теплоты выделится при сжигании 1 м3 метана при 170С и 750 мм рт. ст.
У. При сжигании 100 л этана С2Н6(Г) (н.у.) до СО2(Г) и жидкой воды выделилось 6963,7 кДж. теплоты. Рассчитайте по этим данным мольную энтальпию горения этана и запишите термохимическое уравнение реакции. Вычислите энтальпию образования этана.
Ф. При сжигании некоторого количества серы модификации моноклинной S(монокл.) с образованием SО2(Г) выделилось 73,88 кДж тепла и получилось 5,60 л SО2 (н.у.). Найдите отсюда энтальпию сгорания 1 моль серы моноклинной и запишите термохимическое уравнение реакции. Вычислите энтальпию образования S(монокл.).
Задание № 2.
А. Вычислите и объясните изменение энтропии для реакции:
2СН4(Г) = С2Н2(Г) + 3Н2(Г).
Б. а) Вычислите и объясните изменение энтропии для реакции:
С(ГРАФИТ) + О2(Г) = СО2(Г). б) Почему процесс неполного сгорания углерода по уравнению: 2С(ГРАФИТ) + О2(Г) = 2СО(Г) сопровождается большим увеличением энтропии.
В. Вычислите и объясните изменение энтропии при переходе воды в пар и графита в алмаз.
Г. Сделайте прогноз изменения энтропии для реакций получения из простых веществ оксидов азота (II) и азота (IV). Рассчитайте ΔS в этих реакциях по данным приложения. Объясните, почему резко различаются у них величины ΔS.
Д. Реакция горения метанола протекает по уравнению: СН3ОН(Ж) + 1½О2(Г) = СО2(Г) + 2Н2О(Г). Вычислите и объясните изменение энтропии в этом процессе. Объясните, как будет отличаться от найденной величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды?
Е. Рассчитав изменение энтропии в реакции 2NО2(Г) ↔ N2О4(Г) и учитывая, что NО2(Г) окрашен, а N2О4(Г) бесцветен, предскажите, усилится или ослабеет окраска в системе NО2—N2О4 с ростом температуры.
Ж. Горение ацетилена: С2Н2(Г) + 2,5О2(Г) = 2СО2(Г) + Н2О(Г). Вычислите и объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться изменение энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
З. Вычислите изменение энтропии для реакции получения карбида кальция: СаО(К) + 3С(ГРАФИТ) = СаС2(К) + СО(Г). Объясните изменение энтропии в этом процессе.
И. Вычислите изменение энтропии для реакции горения бороводорода, протекающей по уравнению: В2Н6(Г) + 3О2(Г) = В2О3(К) + 3Н2О(Г). Объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
К. Вычислите изменение энтропии в стандартных условиях для реакции горения водорода, протекающей по уравнению: Н2(Г) + ½О2(Г) = Н2О(Г). Объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться изменение энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
Л. Вычислите изменение энтропии в стандартных условиях для реакции: NН3(Г) + НСl(Г) = NН4Сl(К). Объясните изменение энтропии в этом процессе.
М. Каталитическое окисление аммиака выражается уравнением:
4NН3(Г) + 5О2(Г) = 4NО(Г) + 6Н2О(Г). Вычислите и объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться от найденной величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
Н. Реакция горения аммиака выражается уравнением: 4NН3(Г) + 3О2(Г) = 2N2(Г) + 6Н2О(Г). Вычислите и объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться от найденной величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
О. Вычислите и объясните изменение энтропии в процессе разложения аммиака 2NН3(Г) = N2(Г) + 3Н2(Г).
П. Вычислите изменение энтропии для реакции горения сероводорода: 2Н2S(Г) + 3О2(Г) = 2Н2О(Г). + 2SО2(Г). Объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться от найденной величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
Р. Вычислите изменение энтропии для реакции окисления хлороводорода: 4НСl(Г) + О2(Г) = 2Сl2(Г). + 2Н2О(Г). Объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться от найденной величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды.
С. Вычислите и объясните изменение энтропии при получении диоксида азота: 2NО(Г) + О2(Г) = 2NО2(Г).
Т. Рассчитайте изменение энтропии в системе С(ГРАФИТ) + СО2(Г) ↔ 2СО(Г), Объясните, куда сместится равновесие с ростом температуры: а) в сторону образования СО; б) в сторону образования СО2
У. Реакция горения этилена протекает по уравнению: С2Н4(Г) + 3О2(Г) = 2СО2(Г) + 2Н2О(Г). Вычислите и объясните изменение энтропии в этом процессе. Оцените, как будет отличаться от найденной величина изменения энтропии при получении по этой реакции жидкой воды
Ф. Вычислите и объясните ΔS в процессе разложения известняка СаСО3(К) = СаО(К) + СО2(Г)
Задание № 3
А. Проанализируйте энтальпийный и энтропийный факторы в реакции FеО + Сu = СuО + Fе. Возможна ли эта реакция при н. у.? Можно ли подобрать температуру, выше или ниже которой реакция термодинамически была бы разрешена?
Б. При каких температурах возможно самопроизвольное протекание реакции 2СО(Г) + 2Н2(Г) = СН4(Г) + СО2(Г)?
В. При какой температуре меняется направление процесса в системе: 4НСl(Г) + О2(Г) = 2Н2О(Г) + 2Сl2(Г)? Хлор или кислород является более сильным окислителем при н. у.?
Г. Пользуясь стандартными величинами DG0 химических веществ (приложение), вычислите DG реакций: РbО2(К) + Рb(К) = 2РbО(К) и SnО2(К) + Sn(К) = 2SnО(К). Какие степени окисления более характерны для свинца и олова?
Д. При каких температурах возможен процесс восстановления Fе3О4 по уравнению: Fе3О4(К) + СО(Г) = 3FеО(К) + СО2(Г)? Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Е. В 30-х годах ХХ века при промышленном освоении ацетилена были часты случаи взрыва сжатого ацетилена С2Н2(Г) из-за самопроизвольного распада его на составляющие элементы: С(ГРАФИТ) и Н2(Г). Почему возможен процесс распада ацетилена? Может ли взрываться подобным образом этан С2Н6(Г).? Вывод подтвердите расчетом.
Ж. Проанализируйте энтальпийный и энтропийный факторы в реакции получения муравьиного альдегида Н2СО(Г) по реакции: СО(Г) + Н2(Г) = Н2СО(Г) Возможна ли эта реакция при н.у.? При каких температурах реакция термодинамически разрешена? Реально ли осуществить эту реакцию при этих условиях?
З. Рассчитав ΔG реакций, найдите, какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 — можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2 при н.у.? Какая реакция идет наиболее энергично?
И. При каких температурах возможен процесс восстановления: Fе2О3(К) + 3Н2(Г) = 2Fе(К) + 3Н2О(Г)?
К. При каких температурах станет возможным протекание реакции: WО3(К) + 3С(ГРАФИТ) = W(К) + 3СО(Г)?
Л. Азотное удобрение — нитрат аммония при неосторожном обращении (или умышленно) может самопроизвольно взрываться по реакции NН4NО3(К) = N2О(Г) + 2Н2О(Г). Может ли самопроизвольно разлагаться хлорид аммония по реакции NН4Сl(К) = NН3(Г) + НСl(Г)? Ответ докажите, сопоставив для обеих реакций величины ΔG.
М. При каких температурах хлор может разлагать воду по уравнению: 2Сl2(Г) + 2Н2О(Г) = О2(Г).+ 4НСl(Г)? Почему повышение температуры способствует этому процессу?
Н. Восстановление Fе3О4 водородом протекает по уравнению: Fе3О4(К) + 4Н2(Г) = 3Fе(К) + 4Н2О(Г). При каких температурах возможна эта реакция?
О. При каких температурах процесс диссоциации хлористого аммония по уравнению: NН4Сl(К) = NН3(Г) + НСl(Г) станет преобладающим? Идет ли он при стандартных условиях?
П. При каких температурах возможен процесс получения титана по реакции: ТiО2(К) + 2С(ГРАФИТ) = Тi(К) + 2СО(Г)?
Р. Можно ли получить при н. у. кислород по реакциям: 2Сl2(Г) + 2Н2О(Г) = О2(Г).+ 4НСl(Г) и 2F2(Г) + 2Н2О(Г) = О2(Г).+ 4НF(Г)? На основании полученных данных расположите F2, Сl2 и О2 в ряд по окисляющей способности при н.у.
С. Пользуясь стандартными величинами DG0 химических веществ (приложение), вычислите DG реакций: Fе2О3(К) + Fе(К) = 3FеО(К) и РbО2(К) + Рb(К) = 2РbО(К). Какие степени окисления более характерны для железа и свинца?
Т. При каких температурах возможно самопроизвольное протекание процесса 2NО(Г) + О2(Г) = 2NО2(Г)?
У. При каких температурах начинается восстановление железа Fе2О3(К) + 3С(ГРАФИТ) = 2Fе(К) + 3СО?
Ф. При каких температурах начинается восстановление железа Fе3О4(К) + 4С(ГРАФИТ) = 3Fе(К) + 4СО?
Приложение
Стандартные энтальпии образования (DН0298), абсолютные энтропии (S0298) и энергии Гиббса образования (DG0298) некоторых веществ.
| Вещество | DН0298, кДж/моль | S0298, Дж/моль∙К | DG0298, кДж/моль |
| Аl2О3(К) | —1669,80 | 50,90 | —1580,0 |
| ВаО(К) | —558,1 | 70,3 | —528,40 |
| ВаСО3(К) | —1218,8 | 112,1 | —1138,80 |
| ВеО(К) | —610,9 | 14,10 | —581,61 |
| ВеСО3(К) | —982 | 67,29 | —944,75 |
| В2О3(К) | —1254 | 80,8 | —1193,7 |
| В2Н6(Г) | 38,5 | 232,0 | 89,6 |
| С(АЛМАЗ) | 1,83 | 2,36 | 2,83 |
| С(ГРАФИТ) | 5,69 | ||
| СН4(Г) | —74,85 | 186,19 | —50,79 |
| С2Н2(Г) | 226,80 | 200,82 | 209,20 |
| С2Н4(Г) | 52,26 | 219,45 | 68,10 |
| С2Н6(Г) | —84,67 | 229,50 | —32,90 |
| С6Н6(Ж) | 49,0 | 172,8 | 124,5 |
| СН3ОН(Г) | —201,17 | 237,7 | —161,88 |
| СН3ОН(Ж) | —238,6 | 126,80 | —166,1 |
| С2Н5ОН(Ж) | —277,60 | 160,70 | —174,80 |
| Н2СО(Г) | —115,90 | 220,1 | —110,0 |
| СО(Г) | —110,5 | 197,91 | —137,27 |
| СО2(Г) | —393,51 | 213,65 | —394,38 |
| СаО(К) | —635,6 | 38,10 | —604,20 |
| Са(ОН)2(К) | —986,50 | 76,1 | —896,96 |
| СаСО3(К) | —1206,87 | 92,8 | —1128,75 |
| СаС2(К) | —62,8 | 70,0 | —67,8 |
| Сl2(Г) | 222,95 | ||
| Сu(К) | 33,32 | ||
| СuО(К) | —155,2 | 43,52 | —127,2 |
| F2(Г) | 202,9 | ||
| Fе(К) | 27,2 | ||
| FеО(К) | —266,52 | —244,3 | |
| Fе2О3(К) | —822,2 | 89,96 | —740,3 |
| Fе3О4(К) | —1117,1 | 146,4 | —1014,2 |
| Н2(Г) | 130,59 | ||
| НF(Г) | —268,6 | 173,52 | —270,7 |
| Вещество | DН0298, кДж/моль | S0298, Дж/моль∙К | DG0298, кДж/моль |
| НСl(Г) | —92,31 | 186,68 | —95,26 |
| Н2О(Г) | —241,83 | 188,72 | —228,59 |
| Н2О(Ж) | —285,84 | 69,94 | —237,19 |
| Н2S(Г) | —20,15 | 205,64 | —33,02 |
| NаF(К) | —573,6 | 51,3 | —543,3 |
| NаСl(К) | —411,1 | 72,12 | —384,03 |
| N2(Г) | 191,49 | ||
| NН3(Г) | —46,19 | 192,50 | —16,64 |
| NН4Сl(К) | —315,39 | 94,5 | —203,88 |
| NН4NО3(К) | —365,4 | 151,0 | —183,8 |
| N2О(Г) | 81,6 | 219,9 | 104,2 |
| NО(Г) | 90,37 | 210,20 | 86,69 |
| NО2(Г) | 33,85 | 240,46 | 51,84 |
| N2О4(Г) | 9,66 | 304,3 | 98,29 |
| О2(Г) | 205,03 | ||
| Рb(К) | 64,8 | ||
| РbО(К) | —219,3 | 66,2 | —189,1 |
| РbО2(К) | —276,6 | 74,89 | —219,0 |
| РСl3(Г) | —306,35 | 311,66 | —286,27 |
| РСl5(Г) | —398,94 | 352,71 | —324,63 |
| S(РОМБ) | 31,90 | ||
| S(МОНОКЛ) | 0,38 | 32,6 | 0,188 |
| SО2(Г) | —296,9 | 248,1 | —300,2 |
| Sn(К) | 51,6 | ||
| SnО(К) | —286,0 | 56,5 | —256,9 |
| SnО2(К) | —580,8 | 52,3 | —519,9 |
| Тi(К) | 30,7 | ||
| ТiО2(К) | —943,9 | 50,3 | —888,6 |
| W | 32,7 | ||
| WО3(К) | —842,70 | 75,90 | —763,80 |
| Zn(К) | 41,63 | ||
| ZnО(К) | —350,6 | 43,64 | —318,2 |