Термохимия растворов электролитов

 

 

РЕФЕРАТ

 

В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи, а также главные законы. Курсовая работа имеет 36 страниц, 2 раздела, 2 таблицы, 2 рисунка, 3 графика. При написании работы было использовано 5 источников информации. В практической части работы необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли. В качестве исследуемого вещества был взят хлористый калий.

В работе рассматриваются  основные законы термохимии, методы измерения  тепловых эффектов реакций, виды калориметров, а также сама калориметрия.

Ключевые слова:

ТЕПЛОВОЙ ЭЭФЕКТ, ЗАКОН  ГЕССА, ЗАКОН КИРХГОФА, ПЕРВАЯ ИНТЕГРАЛЬНАЯ ТЕПЛОТА РАСТВОРЕНИЯ, КАЛОРИМЕТР, КАЛОРИМЕТРИЯ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

РЕФЕРАТ

В даній курсовій роботі об’єктом спостереження є термохімія, її основні задачі, а також головні закони. Курсова робота містить 36 сторінок, 2 розділи, 2 таблиці, 2 малюнки, 3 графіка. При написанні роботи було використано 5 джерел інформації. У практичній частині роботи необхідно визначити першу інтегральну теплоту розчинення солі. В якості досліджуваної речовини був взятий хлорид калію.

В роботі розглядаються основні  закони термохімії, методи визначення теплових ефектів реакцій, види калориметрів, а також сама калориметрія.

Ключові слова:

ТЕПЛОВИЙ ЕФЕКТ, ЗАКОН  ГЕСА, ЗАКОН КІРХГОФА, ПЕРША ІНТЕГРАЛЬНА  ТЕПЛОТА РОЗЧИНЕННЯ СОЛІ, КАЛОРИМЕТР, КАЛОРИМЕТРІЯ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ABSTRACT

In this project the main object of research is termochemistry, basic problems and rules. This project consist 36 pages, 2 sections, 2 tables, 2 pictures, 3 graphs. During the time, when was written this work, was using 5 source of information. In experimental part I need identify the first integral heat disolution of salt.. For this work I brought cloride of potassium.

In this project I was considering a basic rules of termochemistry, the methods of determine the heats effects in reactions, different calorimeters and calorimetry.

Key words:

The heat effect, Gess rule, Kirhgof’s rules, the first integral heat of dissolution of salt, calorimeter, calorimetry.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

РЕЦЕНЗИЯ НА КУРСОВУЮ РАБОТУ «Термохимия растворов электролитов»

Студента химического  факультете группы Х-133

Стогниева Артема

В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи и законы. В материале содержится большое количество теоретической информации, объясняющей основные и фундаментальные законы термохимии. Рассмотрены методы измерения тепловых эффектов реакций как теоретическим, так и практическим способом. Приведены примеры установок для определения тепловых эффектов.

 

Особое внимание уделяется  практической части работы. Здесь необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли на примере хлорида калия. Даная работа требует высокой аккуратности в выполнении, осторожности и внимательности в оформлении результатов. По результатам можно сказать, что работа была выполнена вполне успешно.

 

 

 

 

 

 

 

Рецензент        Тимченко Виктория

 

 

 

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………………………………..8

  1. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР………………………………………………………….... 10
    1. Основные задачи термохимии…………….....………………….………..…10
    2. Принцип изменения теплового эффекта реакции……………..…………..11
        1. Растворение веществ друг в друге………………….………..13
    1. Уравнение теплового баланса…………………….………………………….14
    2. Тепловые эффекты химических реакций…….…………………………...…15
        1. Определение «Тепловой эффект химической реакции»…….15
        2. Стандартная теплота сгорания………………………………..16
        3. Интегральная теплота растворения…………………………..16
        4. Соотношения между теплотами разведения и интегральными теплотами растворения………………………………………..18
        5. Теплота нейтрализации………………………………………..19
        6. Теплота образования кристаллов……………………………..20
    1. Основные законы термохимии………………………………………………..21
        1. Закон Гесса……………………………………………….……21
        2. Закон Лавуазье – Лапласа…………………………………….23
        3. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Гирхгофа………………………………………………...24
    1. Измерение энтальпии калориметрами………………………………………..26
    2. Термохимические изменения…………………………………………………27
  1. Экспериментальная часть…………………………………………………………......30

2.1 Калориметрическая установка. Диатермический калориметр……………..30

2.2 Основной источник погрешности результатов калориметрических опытов31

2.3 Выполнение работы……….……………………………………………….....32

2.4 Расчеты………………………………………………………………………....32

ВЫВОДЫ………………………………………………………………………………………..35

ЛИТЕРАТУРА………………………………………………………………………………….36

 

 

 

 

Введение

Энергетические изменения, сопровождающие протекание химических реакций, имеют большое практическое значение. Иногда они даже важнее, чем происходящее при данной реакции образование новых веществ. В качестве примера достаточно вспомнить реакции горения топлива. Поэтому тепловые эффекты реакций уже давно тщательно изучаются. Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакций, получил название термохимии. В настоящее время можно говорить о полном слиянии термохимии с химической термодинамикой, так как с одной стороны, для характеристики веществ и химических процессов наряду с тепловыми эффектами необходимо знать и другие термодинамические функции, а с другой стороны – расчет тепловых эффектов можно производить с помощью термодинамических зависимостей, например по приведенному уравнению или из температурной зависимости Кр.

Развиты методы определения ∆H°сгор. неорганических веществ во фторе (фторная калориметрия), хлоре, определение теплот гидрирования. Для осуществления таких реакций исходные вещества в калориметрической бомбе часто приходится нагревать до высоких температур (иногда до 1000-1300 °С). Другой универсальный метод термохимии – определение теплот растворения веществ в воде или теплот реакций с водными растворами кислот, щелочей и т.п. Эти данные позволяют включить в термохимические циклы большой круг веществ и рассчитать для них ∆H°обр. или определить теплоты неизученных реакций. В 20 веке совершенствование методов термохимических измерений привело к резкому повышению их точности.

Целью работы является рассмотрение основных и главных задач термохимии, изучение и вывод законов термодинамики, а также осуществление и определение интегральной теплоты растворения соли в ходе практической части выполнения данной работы.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  Раздел 1. Литературный обзор

         1.1 Основные задачи термохимии

Термохимия – раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физико-химических

параметров. В задачу термохимии входит также измерение и вычисление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и других процессов, изучение теплоемкостей, энтальпий и энтропий веществ. Основным экспериментальным методом термохимии является калориметрия. Иногда используются некалориметрические методы (расчет тепловых эффектов из результатов измерения констант равновесия, эдс и т.п.), однако в этих случаях результаты обычно менее точны.

В 1840 году химик Гесс открыл закон, названный позднее его именем. Этот закон дает возможность определять расчетным путем тепловые эффекты реакций по

теплотам образования  исходных веществ и продуктов по теплотам их сгорания, тем самым, открывая путь для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно осуществимы, а иногда и невозможно. Необходимые для расчета стандартные теплоты образования ∆Hообр. собраны в фундаментальные термохимические справочники.

В середине XIX века Томсен и  Бертло высказали идею, согласно которой химические реакции, происходящие без подвода энергии извне, протекают в направлении максимального выделения теплоты. Ими и их учениками были разработаны основные экспериментальные методики термохимии и измерены тепловые эффекты многих реакций.

Хотя в общем виде принцип  Бертло-Томсена оказался неверен, но за термохимией сохранилась ведущая роль в исследовании возможности протекания химических реакций в заданных условиях. Так, уравнение ∆H - T∆S= −RTlnKp являющееся обобщением первого и второго начал термодинамики (∆H – изменение энтальпии, ∆S – изменение энтропии при химической реакции, T – температура, R –

газовая постоянная), позволяет  рассчитать константу равновесия Kp любой реакции через тепловые величины.

1.2 Принцип изменения теплового эффекта реакции

Процесс образования растворов  на молекулярном уровне можно представить следующим образом. Каждая группа молекул чистого вещества должна сначала перестроиться таким образом, чтобы молекулы были удалены друг от друга на расстояния, соответствующие конечной концентрации раствора. (Например, в разбавленном растворе метанола в воде молекулы метанола очень удалены друг от друга, а молекулы воды находятся почти так же близко друг к другу, как в чистой воде.) Далее системы с удаленными молекулами должны сблизиться, образовав раствор конечной плотности. Сначала индивидуальные вещества должны поглотить энергию, чтобы произошло разделение частиц; однако при сближении частиц «раздвинутых» систем при образовании раствора энергия выделяется. Смешение частиц увеличивает статический “беспорядок” системы, что сопровождается увеличением энтропии.

Для процессов растворения  характерна склонность к самопроизвольному протеканию к отрицательному изменению энергии Гиббса в результате смешивания частиц растворителя и растворенного вещества.

Основные различия в поведении  растворов зависят от баланса  выделяемой и

поглощаемой энергии, связанной  с изменениями межчастичных расстояний. Величины ∆H для процессов растворения отличаются друг от друга. Образование раствора является экзотермическим процессом (изменение энтальпии отрицательно), если при смешении частиц освобождается больше энергии, чем необходимо для первоначального разделения частиц. Если же для разделения деления частиц требуется больше энергии, чем освобождается при смешении, процесс растворения – эндотермичен (изменение энтальпии положительно).            Поскольку энтальпийная функция дает вклад в изменение энергии Гиббса ∆G=∆H− T∆S, можно ожидать, что именно для эндотермического процесса наиболее вероятна ограниченная растворимость; это в действительности подтверждается термодинамическими измерениями. Однако на молекулярном уровне эндотермический ход процесса растворения обусловлен тем, что однородные частицы в чистых жидкостях притягивают друг друга в смеси в среднем сильнее по сравнению с разнородными.

Следовательно, для разделения однородных частиц в систему необходимо ввести больше энергии, чем выделится при сближении разнородных частиц в процессе смешения.

Приведенные рассуждения  включают ряд допущений, в действительности поведение растворов часто значительно сложнее. Например, конечный раствор представляет собой систему с совершенно случайным распределением частиц, при рассмотрении которой была исключена возможность существования в растворе некоторой упорядоченной структуры. Если наличие упорядоченной структуры вносит свой вклад в образование раствора, то изменение энтропии будет иметь меньшее положительное значение, которое трудно поддается анализу. Тем не менее корреляция положительных отклонений от поведения идеальных растворов и ограниченной растворимости с энергиями притяжения между однородными частицами является достаточно хорошим первым приближением. Образование раствора может продолжаться до тех пор, пока химические потенциалы компонентов заметно понизятся при переходе в раствор.

 

 

1.2.1 Растворения веществ друг в друге

Теоретическая модель процесса растворения объясняет понижение химического потенциала как результат разупорядочения при смешении частиц и влияния энергетических эффектов за счет притяжения между частицами.

Если энергия притяжения между однородными частицами больше энергии притяжения между разнородными частицами, то снижение химического потенциала велико только для очень разбавленных растворов, а затем становится незначительным. Тогда можно предсказать, будут ли два вещества обладать высокой или низкой взаимной растворимостью; для этого необходимо только оценить степень притяжения между однородными частицами.

Теплоты испарения служат удобной и достаточно достоверной  мерой энергии

притяжения, хотя следует  иметь в виду вклады других факторов, таких, как размеры молекул и специфические взаимодействия между частицами. В общем, два компонента будут обладать ограниченной взаимной растворимостью, если один из них характеризуется значительно большей теплотой испарения по сравнению с другим.

При смешении двух жидкостей  могут наблюдаться всевозможные градации взаимной растворимости: от практически полной нерастворимости друг в друге (например, ртуть и вода) до смешения в любых соотношениях с образованием однородного раствора (например, этанол и вода). Промежуточное положение занимает смесь ограниченной взаимной растворимости. Смесь жидкостей А и В (например, анилин и вода) разделяется после взбалтывания на два слоя: насыщенный раствор А в В и насыщенный раствор В в А. Однако и в этом случае могут существовать области температуры и состава, в которых компоненты А и В образуют однородную смесь.

 

1.3 Количество теплоты. Уравнение теплового баланса

Количество теплоты— это количественная мера изменения внутренней энергии тела при теплообмене. Единица измерения— джоуль (Дж). Количество теплоты при нагревании или охлаждении можно рассчитать по формуле:

Q = Cm∆T,

 

где Q — количество теплоты; Cm — мольная теплоемкость вещества [Дж/К·моль] или [кал/моль·град]; ∆T = T1 –T2 — изменение температуры.       Коэффициент пропорциональности между количеством сообщенной телу теплоты и изменением его температуры называется теплоемкостью:

 

Q = С ΔТ; С = Q/ ΔТ

 

Мольной теплоемкостью называется количество тепла, которое необходимо сообщить одному молю вещества для того, чтобы увеличить его температуру на один градус Кельвина. Удельной теплоемкость называется количество тепла, необходимое для увеличения температуры одного килограмма вещества на один градус Кельвина. При нагревании тело получает энергию; при охлаждении— выделяет.

Если теплообмен происходит между несколькими телами, составляющими изолированную от окружающих тел систему, то применяют уравнение теплового баланса:

 

Q1 + Q2 + Q3 + … + Qn = 0

 

где - Q1, Q2, Q3 – количество теплоты, полученное или отданное телами; n - число тел, участвующих в теплообмене.

 

 

1.4 Тепловые эффекты химических реакций

К важнейшим тепловым эффектам относятся: стандартные теплоты   сгорания и образования, теплоты  растворения, нейтрализации, образования  кристаллогидратов.

 

1.4.1 Определение «Тепловой эффект химической реакции»

Тепловым эффектом химической реакции называют алгебраическую сумму поглощенной при реакции теплоты и совершённой работы за вычетом работы против сил внешнего давления (pΔV). В соответствии с первым законом термодинамики:

 

Q = ΔU + A,

 

где ΔU – изменение внутренней энергии системы; A – совершенная системой работа, тепловой эффект реакции зависит от пути и способа проведения процесса. Однако, по крайней мере, при соблюдении одного из двух условий теплота химической реакции не зависит от пути и способа осуществления взаимодействия:

1) если реакция протекает в изохорно-изотермических условиях и при этом не совершается работа (А=0; V=const; T=const), то тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы и, следовательно, не зависит от пути процесса:

 

QV,T = ΔU = U2 – U1,

 

где U2 – внутренняя энергия продуктов реакции; U1 - внутренняя энергия исходных веществ;

2) если реакция протекает в изобарно-изотермических условиях (P=const; T=const) и при этом не совершается никакой работы, кроме работы расширения, то тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы и следовательно не зависит от пути процесса:

 

QP,T = ΔH = H2 – H1,

 

где Н2 – энтальпия продуктов реакции; Н1 – энтальпия исходных веществ.

1.4.2 Стандартная теплота сгорания

Стандартная теплота сгорания ∆H°сгор, 298 – это теплота, выделяющаяся при сгорании в атмосфере кислорода моля вещества ( чаще всего органического) при 25°С.

Теплоты сгорания с большой  точностью (±0,01%) измеряют в так называемых калориметрических бомбах.

Стандартную теплоту образования  ∆H°f,298 удается определить прямым калориметрическим измерением только в отдельных случаях. Обычно же е вычисляют по закону Гесса на основании измерений теплот сгорания или растворения.

1.4.3 Интегральная  теплота растворения 

Интегральная теплота  растворения ∆Hm – это  теплота которая выделяется или поглощается при растворении моля вещества в такой массе растворителя, чтобы получился раствор концентрации m. В зависимости от природы растворяемого вещества и растворителя, ее значение может достигать десятков килоджоулей на 1 моль растворенного вещества. Теплоты растворения газов близки к теплотам их конденсации, а некоторых твердых веществ – к теплоте плавления.

Теплоты растворения твердых веществ, в том числе ионных кристаллов, состоят из поглощаемой теплоты разрушения кристаллической решетки с удалением образовавшихся частиц на расстояния, отвечающие объему раствора, и выделяемой теплоты сольватации (в частном случае — гидратации ионов в водных растворах) молекулами растворителя. Каждый из этих эффектов достигает сотен и тысяч кДж/моль. Сумма их имеет порядок единиц и десятков кДж/моль. Знак суммарного теплового эффекта  зависит от того, какое из двух слагаемых больше по абсолютному значению. Если растворяемое вещество в индивидуальном виде состоит из молекул, а в растворе диссоциирует на ионы  (минеральные и органические кислоты и основания), то в теплоту растворения входит теплота диссоциации.

Интегральная теплота  растворения зависит от концентрации полученного раствора.

Зависимость интегральных теплот растворения  солей в воде от температуры и  концентрации

 

 

1.4.4 Соотношения  между теплотами разведения и  интегральными теплотами растворения

При добавлении вещества к  собственному раствору выделяется или  поглощается промежуточная теплота растворения (где m1 — начальная, а m2— конечная концентрация раствора). Интегральная теплота растворения при m2 равна:

 

g1 и g2 -  навески вещества, растворенного в чистом растворителе и в растворе   концентрации m1.

Прибавление растворителя к  соответствующим растворам конечной концентрации также сопровождается тепловыми эффектами, так как при этом изменяются межчастичные взаимодействия. Различают интегральную теплоту разведения ∆Н°т, соответствующую разбавлению раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества при концентрации т, до бесконечного разведения,  т → 0. И промежуточную теплоту разведения отвечающую разбавлению раствора, содержащего 1 моль вещества, от концентрации т2 до концентрации т1 (т2 > m1).

Соотношения между теплотами  разведения и интегральными теплотами растворения выражаются уравнениями:

Добавление моля растворителя к бесконечно большому количеству раствора концентрации m отвечает парциальная мольная теплота разведения λ1,m, а добавлению одного моля вещества к бесконечно большому количеству раствора концентрации m – парциальная мольная теплота растворения λ2,m. В очень разбавленных растворах λ2,m совпадает с первой интегральной теплотой растворения ∆H0.

1.4.5 Теплота нейтрализации

Установлено, что реакция  нейтрализации моля любой сильной  одноосновной кислоты (HCl, HNO3) сильными основаниями (NaOH, KOH) в достаточно разбавленных водных растворах сопровождается почти одинаковым экзотермичным тепловым эффектом, при 298 К незначительно отклоняющимся от – 55,900 (при 291 К – 57,363) кДж/моль. Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксила.

H+ · aq + OH -  · aq +H+ ·aq +Cl- · aq → Na+ · aq + Cl- · aq +H2O (ж)

Как видно эта реакция  сводится к приведенной выше реакции  образования воды из ионов водорода и гидроксила, поскольку ионы Na+ · aq и Cl- · aq остаются в неизмененном виде.

Нейтрализация слабой кислоты  сильным основанием (или слабого  основания сильной кислотой) сопровождается одновременной диссоциацией слабого  электролита с тепловым эффектом ∆Ндисс. Эта теплота складывается из эндотермического эффекта диссоциации и экзотермического эффекта гидратации ионов. Сумма последних двух тепловых эффектов – в зависимости от природы электролитов – различается как знаком, так и значением. Вследствие этого теплота нейтрализации отличается от теплоты реакции образования воды из ионов (теплота нейтрализации HCN едким натром равна – 10,290 кДж/моль, H3PO4 едким кали равна – 63,850 кДж/моль) Теплоту диссоциации вычисляют по уравнению:

∆Ндисс =∆Нслаб - ∆Нсильн

1.4.6 Теплота образования  кристаллов

Теплота образования кристаллогидратов, это теплота, выделяющаяся при взаимодействии безводной соли с кристаллизационной водой. Ее определяют из интегральных теплот растворения безводной соли и кристаллогидрата в таких количествах воды, чтобы полученный раствор в обоих случаях имел одинаковую концентрацию.

 

1.5 Основные законы  термохимии

1.5.1 Закон Гесса

Основным  законом термохимии является закон Гесса, являющийся частным случаем первого начала термодинамики.

Тепловой  эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и  состояния исходных веществ и  продуктов реакции и не зависит  от пути её протекания.

Выше  было показано, что изменение энтальпии  ΔН (тепловой эффект изобарного процесса Qp) и изменение внутренней энергии ΔU (тепловой эффект изохорного процесса Qv) не зависят от пути, по которому система переходит из начального состояния в конечное.

Рассмотрим  некоторый обобщенный химический процесс  превращения исходных веществ А1, А2, А3... в продукты реакции В1, В2, В3..., который может быть осуществлен различными путями в одну или несколько стадий:

Согласно  закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим  соотношением:

Практическое  значение закона Гесса состоит в  том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты химических процессов.

Рассмотрим пример, поясняющий закон Гесса. Раствор сульфата натрия можно приготовить из растворов серной кислоты и гидроксида натрия двумя способами:

1. Смешать раствор, содержащий два моля NaOH, с раствором, содержащим один моль H2SO4.

2. Смешать раствор, содержащий один моль NaOH, с раствором, содержащим один моль H2SO4, и к полученному раствору кислой соли (NaHSO4) добавить раствор, содержащий ещё один моль NaOH. Запишем термохимические уравнения этих реакций. Первый способ:

 

2NaOH(водн) + H2SO4(водн) = Na2SO4(водн) + 2H2O + 131,4 кДж

 

Второй способ:

 

NaOH(водн.) + H2SO4(водн.) = NaHSO4(водн.) + 2H2O + 61,7 кДж

 

NaHSO4(водн.) + NaOH(водн.) = Na2SO4(водн.) + 2H2O + 69,7 кДж

 

Согласно закону Гесса, тепловой эффект в обоих случаях должен быть одним и тем же. Действительно, складывая тепловые эффекты, отвечающие двум стадиям второго способа, получаем тот же суммарный тепловой эффект, который наблюдается при первом способе проведения процесса: 61,7 + 69,7 = 131,4 кДж.

В основе большинства термохимических  расчетов лежит следствие

из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

1.5.2 Закон Лавуазье – Лапласа 

1.  Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.

2.  Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

С + О2  ––>  СО + 1/2 О2                   ΔН1

С + О2  ––>  СО2                               ΔН2

СО + 1/2 О2  ––>  СО2                      ΔН3

3.  Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

С(алмаз) + О2  ––>  СО2               ΔН1

С(графит) + О2  ––>  СО2              ΔН2

С(алмаз) ––>  С(графит)                  ΔН3

4.  Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

5.  Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

В качестве примера рассмотрим расчет теплового  эффекта реакции окисления одного моля глюкозы (теплота образования  кислорода по определению равна  нулю):

С6Н12О6 + 6 О2 ––> 6 СО2 + 6 Н2О

Величины  тепловых эффектов химических реакций  зависят от условий, в которых  проводятся реакции. Поэтому табличные  значения теплот различных процессов принято относить к стандартному состоянию – температуре 298 К и давлению 101325 Па (760 мм. рт. ст.; 1 атм.); величины тепловых эффектов при данных условиях называют стандартными тепловыми эффектами и обозначают ΔН°298 и ΔU°298 соответственно.

1.5.3 Зависимость теплового эффекта  реакции от температуры. Закон  Кирхгофа