И направленность химических реакций.

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:

DG_Х.Р. = SΔG⁰_ПР. — SΔG⁰_ИСХ.

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 Н_2(Г) + СО_2(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). = SG⁰_ПР.. — SG⁰_ИСХ.

Величины DG⁰ соответствующих веществ возьмем из приложения.

DG_(Х.Р). = DG⁰(СО_(Г)) + DG⁰(Н₂О_(Ж)) — DG⁰(Н_2(Г)) — DG⁰(СО_2(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

РСl_5(Г) = РСl_3(Г) + Сl_2(Г).

Решение: Когда начнется диссоциация пентахлорида фосфора, в системе установится равновесие РСl_5(Г) «РСl_3(Г) + Сl_2(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 DН_{Х.Р .} и DS_{Х.Р .} найдем из уравнений функций состояния: DН_Х.Р. = SDН⁰_ПРОД. — SDН⁰_ИСХ.; DS_Х.Р. = SS⁰_ПРОД. — SS⁰_ИСХ.

DН_Х.Р. = DН⁰(РСl_3(Г)) + DН⁰(Сl_2(Г)) — DН⁰(РСl_5(Г)) Из приложения:

DН_Х.Р. = —306,35 + 0 — (—398,94) = 92,59 кДж

DS_Х.Р. = S⁰(РСl_3(Г)) + S⁰(Сl_2(Г)) — S⁰(РСl_5(Г)) Из приложения:

DS_Х.Р = 311,66 + 222,95 — 352,71 = 181,90 Дж/К = 0,18190 кДж/К

 

DН_Х.Р. 92,59

Т = ——— = ———— = 509 К

DS_Х.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 NН_3(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 С₂Н_2(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 С₂Н_2(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) + Н_2(Г) DН₁ = —414,80 кДж

2Са_(Т) + О_2(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 СН_4(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:

4NН_3(Г) + 3О_2(Г) = 2N_2(Г) + 6Н₂О_(Ж) DН₁ = —1530,28 кДж

2NН_3(Г) + 2,5О_2(Г) = 2NО_(Г) + 3Н₂О_(Ж) DН₂ = —584,40 кДж

NО_(Г) + 0,5О_2(Г) = NО_2(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 NН_3(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 NН_3(Г).

И. Напишите термохимическое уравнение образования оксида азота (II) из простых веществ, вычислив энтальпию этого процесса из следующих термохимических уравнений:

4NН_3(Г) + 3О_2(Г) = 2N_2(Г) + 6Н₂О_(Ж) DН₁ = —1530,28 кДж

4NН_3(Г) + 5О_2(Г) = 4NО_(Г) + 6Н₂О_(Ж) DН₂ = —1168,80 кДж

К. По данным приложения вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение горения 1 моль этана С₂Н_6(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 СО_2(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:

Fе₃О_4(Т) + С_{(ГРАФИТ)} = СО_(Г) + 3FеО_(Т) DН₁ = 207,04 кДж

2СО_(Г) + О_2(Г) = 2СО_2(Г) DН₂ = —566,02 кДж

6FеО_(Т) + О_2(Г) = 2Fе₃О_4(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 SО_2(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) + СО_2(Г) DН₁ = 16,49 кДж

2СО_(Г) + О_2(Г) = 2СО_2(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 С₆Н_6(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 С₆Н_6(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 С₂Н_6(Г) (н.у.) до СО_2(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 SО_2(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:

2СН_4(Г) = С₂Н_2(Г) + 3Н_2(Г).

Б. а) Вычислите и объясните изменение энтропии для реакции:

С_{(ГРАФИТ)} + О_2(Г) = СО_2(Г). б) Почему процесс неполного сгорания углерода по уравнению: 2С_{(ГРАФИТ)} + О_2(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) + 1½О_2(Г) = СО_2(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 2NО_2(Г) ↔ N₂О_4(Г) и учитывая, что NО_2(Г) окрашен, а N₂О_4(Г) бесцветен, предскажите, усилится или ослабеет окраска в системе NО₂—N₂О₄ с ростом температуры.

Ж. Горение ацетилена: С₂Н_2(Г) + 2,5О_2(Г) = 2СО_2(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)} = СаС_2(К) + СО_(Г). Объясните изменение энтропии в этом процессе.

И. Вычислите изменение энтропии для реакции горения бороводорода, протекающей по уравнению: В₂Н_6(Г) + 3О_2(Г) = В₂О_3(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: Н_2(Г) + ½О_2(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: NН_3(Г) + НСl_(Г) = NН₄Сl_(К). Объясните изменение энтропии в этом процессе.

М. Каталитическое окисление аммиака выражается уравнением:

4NН_3(Г) + 5О_2(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: 4NН_3(Г) + 3О_2(Г) = 2N_2(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 2NН_3(Г) = N_2(Г) + 3Н_2(Г).

П. Вычислите изменение энтропии для реакции горения сероводорода: 2Н₂S_(Г) + 3О_2(Г) = 2Н₂О_(Г). + 2SО_2(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) + О_2(Г) = 2Сl_2(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) + О_2(Г) = 2NО_2(Г).

Т. Рассчитайте изменение энтропии в системе С_{(ГРАФИТ)} + СО_2(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: С₂Н_4(Г) + 3О_2(Г) = 2СО_2(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 СаСО_3(К) = СаО_(К) + СО_2(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) + 2Н_2(Г) = СН_4(Г) + СО_2(Г)?

В. При какой температуре меняется направление процесса в системе: 4НСl_(Г) + О_2(Г) = 2Н₂О_(Г) + 2Сl_2(Г)? Хлор или кислород является более сильным окислителем при н. у.?

Г. Пользуясь стандартными величинами DG⁰ химических веществ (приложение), вычислите DG реакций: РbО_2(К) + Рb_(К) = 2РbО_(К) и SnО_2(К) + Sn_(К) = 2SnО_(К). Какие степени окисления более характерны для свинца и олова?

Д. При каких температурах возможен процесс восстановления Fе₃О₄ по уравнению: Fе₃О_4(К) + СО_(Г) = 3FеО_(К) + СО_2(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 С₂Н_2(Г) из-за самопроизвольного распада его на составляющие элементы: С_{(ГРАФИТ)} и Н_2(Г). Почему возможен процесс распада ацетилена? Может ли взрываться подобным образом этан С₂Н_6(Г).? Вывод подтвердите расчетом.

Ж. Проанализируйте энтальпийный и энтропийный факторы в реакции получения муравьиного альдегида Н₂СО_(Г) по реакции: СО_(Г) + Н_2(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: Fе₂О_3(К) + 3Н_2(Г) = 2Fе_(К) + 3Н₂О_(Г)?

К. При каких температурах станет возможным протекание реакции: WО_3(К) + 3С_{(ГРАФИТ)} = W_(К) + 3СО_(Г)?

Л. Азотное удобрение — нитрат аммония при неосторожном обращении (или умышленно) может самопроизвольно взрываться по реакции NН₄NО_3(К) = N₂О_(Г) + 2Н₂О_(Г). Может ли самопроизвольно разлагаться хлорид аммония по реакции NН₄Сl_(К) = NН_3(Г) + НСl_(Г)? Ответ докажите, сопоставив для обеих реакций величины ΔG.

М. При каких температурах хлор может разлагать воду по уравнению: 2Сl_2(Г) + 2Н₂О_(Г) = О_2(Г).+ 4НСl_(Г)? Почему повышение температуры способствует этому процессу?

Н. Восстановление Fе₃О₄ водородом протекает по уравнению: Fе₃О_4(К) + 4Н_2(Г) = 3Fе_(К) + 4Н₂О_(Г). При каких температурах возможна эта реакция?

О. При каких температурах процесс диссоциации хлористого аммония по уравнению: NН₄Сl_(К) = NН_3(Г) + НСl_(Г) станет преобладающим? Идет ли он при стандартных условиях?

П. При каких температурах возможен процесс получения титана по реакции: ТiО_2(К) + 2С_{(ГРАФИТ)} = Тi_(К) + 2СО_(Г)?

Р. Можно ли получить при н. у. кислород по реакциям: 2Сl_2(Г) + 2Н₂О_(Г) = О_2(Г).+ 4НСl_(Г) и 2F_2(Г) + 2Н₂О_(Г) = О_2(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: Fе₂О_3(К) + Fе_(К) = 3FеО_(К) и РbО_2(К) + Рb_(К) = 2РbО_(К). Какие степени окисления более характерны для железа и свинца?

Т. При каких температурах возможно самопроизвольное протекание процесса 2NО_(Г) + О_2(Г) = 2NО_2(Г)?

У. При каких температурах начинается восстановление железа Fе₂О_3(К) + 3С_{(ГРАФИТ)} = 2Fе_(К) + 3СО?

Ф. При каких температурах начинается восстановление железа Fе₃О_4(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