Стандартные условия (с.У.):

количество вещества – 1 моль;

давление – 760 мм. рт. ст. = 101 325 Па;

температура – 298 K.

Термодинамические величины в с.у. обозначаются соответствующим символом этой величины с верхним индексом ^о и температурой 298, указанной справа внизу.

 Н^о₂₉₈ – стандартная энтальпия процесса или реакции – энергетическая характеристика физико-химического процесса или химической реакции, проводимых при с.у.

Для оценки энергетического состояния веществ в термодинамике используются значения стандартных энтальпий образования этих веществ, обозначаемых:

Н^о₂₉₈ (вещество, агрегатное состояние), кДж/моль.

С тандартная энтальпия образования простых веществ в их наиболее термодинамически устойчивом агрегатном и аллотропном состоянии при с.у. условно принимается равной нулю.

Например, для кислорода Н^о₂₉₈ (О₂, г) = 0,

а для озона Н^о₂₉₈ (О₃, г) = 142 кДж/моль,

для графита Н^о₂₉₈ (С, графит) = 0,

а для алмаза Н^о₂₉₈ (С, алмаз) = 1,88 кДж/моль.

С тандартная энтальпия образования сложного вещества равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ при с.у.

Например, стандартная энтальпия образования этанола равна стандартной энтальпии реакции:

2С(графит) + 3Н₂(г) + 1/2О₂(г) = С₂Н₅ОН(ж);

Н^о₂₉₈ (С₂Н₅ОН, ж) = 278 кДж/моль.

Значение стандартной энтальпии образования сложного вещества зависит от природы вещества и его агрегатного состояния. Числовые значения стандартных энтальпий образования веществ являются справочными данными и для некоторых веществ приведены в табл. 2 приложения.

Используя стандартные энтальпии образования веществ, участвующих в химической реакции, можно, не прибегая к эксперименту, рассчитать энтальпию реакции на основе закона Г.И. Гесса (1840 г.):

З начение теплового эффекта процесса, протекающего в изобарных (Н_р-ции) или изохорных (U_р-ции) условиях, зависит только от начального и конечного состояния данной системы и не зависит от пути процесса.

Например: С(тв) + О₂(г)  СО₂(г) Н₁

С(тв) + 1/2О₂(г)  СО(г) Н₂

СО(г) +1/2О₂(г)  СО₂(г) Н₃

 Н₁ = Н₂ + Н₃

Русский химик Герман Иванович (Герман Генрих) Гесс (1802-1850) родился в Женеве в семье художника, который вскоре переехал в Россию. В 15-летнем возрасте Геcc уезжает в Дерпт (ныне Тарту, Эстония), где учится сначала в частной школе, а затем в гимназии, которую с блеском заканчивает в 1822 г. После гимназии он поступил в Дерптский университет на медицинский факультет, где изучал химию у профессора Готфрида Озанна, специалиста в области неорганической и аналитической химии. В 1825 г. Гесс защитил диссертацию на степень доктора медицины: «Изучение химического состава и целебного действия минеральных вод России».

Как и многие учёные того времени, Гесс проводил исследования в самых разных областях: разработал способ извлечения теллура из его соединения с серебром (теллурида серебра – минерала, названного в честь учёного гесситом); открыл поглощение платиной газов; впервые обнаружил, что измельченная платина ускоряет соединение кислорода с водородом; описал многие минералы; предложил новый способ вдувания воздуха в доменные печи; сконструировал аппарат для разложения органических соединений, устраняющий погрешности в определении количества водорода и т.д.

Мировую известность Герман Гесс получил как основатель термохимии. Учёный сформулировал основной закон термохимии – «закон постоянства сумм теплот», являющийся приложением закона сохранения энергии к химическим процессам. Гессу принадлежит также открытие второго закона термохимии – закона термонейтральности, согласно которому при смешивании нейтральных солевых растворов тепловой эффект отсутствует. Гесс впервые высказал мысль о возможности измерения химического сродства исходя из теплового эффекта реакции, предвосхитив сформулированный позднее Марселеном Бертло и Юлиусом Томсеном принцип максимальной работы.

Гесс занимался также вопросами методики преподавания химии. Его учебник «Основания чистой химии» (1831) выдержал семь изданий (последнее – в 1849 г.). В своём учебнике Гесс использовал разработанную им русскую химическую номенклатуру. Под названием «Краткий обзор химического именословия» она вышла отдельным изданием в 1835 г. (в работе принимали также участие С.А.Нечаев из Медико-хирургической академии, М.Ф.Соловьев из Петербургского университета и П.Г.Соболевский из Горного института). Эта номенклатура была позже дополнена Д.И.Менделеевым и во многом сохранилась до настоящего времени.

Закон Гесса широко используется для расчета тепловых эффектов химических реакций, которые экспериментально определить невозможно.

Из закона Гесса вытекают следующие следствия.

1-е следствие используют для расчета энтальпии реакции по стандартным энтальпиям образования веществ.

H^o_р-ции = H^o_обр.(прод. р-ции)  H^o_обр.(исх. в-в) ,

где n_i – стехиометрические коэффициенты химической реакции.

Э нтальпия химической реакции при с.у. равна разности алгебраической суммы энтальпий образования продуктов реакции и алгебраической суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов:

2-е следствие используют для расчета теплового эффекта реакции по стандартным теплотам сгорания веществ.

С тандартная теплота сгорания вещества – это теплота, выделяющаяся при сгорании 1 моль вещества в кислороде до высших оксидов при стандартных условиях.

Стандартные теплоты сгорания являются справочными величинами и для некоторых веществ приведены в табл. 3 приложения.