Стандартне стан речовини. Стандартна ентальпія хімічної реакції

Розділ 9. Термодинамічні властивості індивідуальних речовин. Стандартний стан речовини

9.1. Система відліку ентальпій. Формули до розрахунку ентальпій.

Термодинамічними методами неможливо знайти абсолютні значення ентальпій та внутрішніх енергією, а можна визначити лише їх зміни. У той же час, при термодинамічних розрахунках хімічно реагуючих систем зручно використовувати єдину систему відліку. При цьому, оскільки ентальпія і внутрішня енергія пов'язані між собою співвідношенням, достатньо ввести систему відліку лише для однієї ентальпії. Крім того, для порівняння та систематизації теплових ефектів хімічних реакцій, які залежать від фізичного стану реагуючих речовин та від умов перебігу ХР, запроваджується поняття стандартного стану речовини. За рекомендацією комісії з термодинаміки Міжнародного союзу теоретичної та прикладної хімії (ІЮПАК) у 1975 році стандартний стан визначено таким чином:

«Стандартним станом для газів є стан ідеального гіпотетичного газу при тиску в 1 фізичну атмосферу (101325 Па). Для рідин та твердих речовин стандартним станом є стан чистої рідини або відповідно чистого кристалічної речовинипри тиску 1фізичну атмосферу. Для речовин у розчинах за стандартний стан прийнято гіпотетичний стан, при якому ентальпія одномолярного розчину (1 моль речовини в 1 кг розчинника) дорівнювала б ентальпії розчину при нескінченному розведенні. Властивості речовин у стандартних станах позначаються надрядковим індексом 0». (Чистою речовиною називається речовина, що складається з однакових структурних частинок (атомів, молекул та ін.)).

У цьому визначенні йдеться про гіпотетичні стани газу та розчиненої речовини, оскільки в реальних умовах стани газів більшою чи меншою мірою відрізняються від ідеального, а стану розчинів - від ідеального розчину. Тому при використанні термодинамічних властивостей речовин у стандартних станах для реальних умов запроваджуються поправки на відхилення цих властивостей від реальних. Якщо ці відхилення невеликі, поправки можна не вводити.

У довідниках термодинамічні величини зазвичай наводяться за стандартних умов: тиск р 0 =101325Па та температурі Т 0 =0К або Т 0 = 298,15 К (25 0 С). При створенні таблиць повних ентальпій речовин за початок відліку ентальпій також було прийнято їх стандартний стан при температурі Т 0 =0К або Т 0 = 298,15К.

У речовин, що є чистимихімічними елементами у найбільш стійкому фазовомустан при р 0 =101325Па та температурі початку відліку ентальпій Т 0 приймають значення ентальпій, що дорівнює нулю:
. (Наприклад, для речовин у газоподібному стані: Про 2 , N 2 , H 2 , Cl 2 , F 2 та ін, для (графіт) і металів (тверді кристали)).

Для хімічних сполук (СО 2 , Н 2 Про та ін.) і для речовин, які є чистими хімічними елементами, не перебувають у найбільш стійкому стані(O, N та ін.) ентальпіяпри р 0 = 101325Па та Т 0 не дорівнює нулю:
.

Ентальпіяхімічних сполук при р 0 та Т 0 належить рівної тепловому ефекту освітиїх із чистих хімічних елементів за цих параметрах, тобто.
. Так, за Т 0 =0К:
і за Т 0 =298,15К:
.

Ентальпія будь-якої речовини за температури Тдорівнюватиме кількості теплоти, яку необхідно підвести в ізобарному процесі, щоб з чистих хімічних елементів при температурі Т 0 отримати дану речовину та нагріти її від температури Т 0 до температури Т, тобто. формула для розрахунку ентальпії будь-якої речовини має вигляд:

, або за більш компактного запису маємо:

де верхній індекс «о» означає, що речовина знаходиться в стандартному стані при р 0 = 101325Па;
- ентальпія утворення речовини при температурі Т 0 із чистих хімічних елементів;
=
- надлишкова ентальпія, пов'язана з теплоємністю речовини, - Повна ентальпія, що враховує ентальпію утворення речовини.

Для Т 0 = 0:

Для Т= 298,15 К:

Схема розрахунку ентальпії за температури Тможе бути представлена у вигляді:

У довіднику різних індивідуальних речовин представлені величини:
та надмірна ентальпія
для різних температур Т.

Оскільки надмірна ентальпія
в таблицях індивідуальних речовин не наводиться, то до лівої частини виразу
при Т 0 =298,15К необхідно додати та відняти теплоту утворення речовини при температурі Т 0 = 0К. Тоді отримаємо надмірну ентальпію
, яка наводиться в таблицях, та додатковий член
, що дорівнює різниці теплот освіти при температурах Т 0 = 298К і Т 0 = 0К; тобто. . Тоді маємо:

Повні ентальпії, розраховані з використанням співвідношень для Т 0 = 0К і Т 0 =298,15К мають однакові чисельні значення для даної речовини за даної температури Т.

Наведена енергія Гіббса та її зв'язок з іншими термодинамічних величин

Наведена енергія Гіббса для 1 моля речовини при стандартному стані вводиться наступним співвідношенням:

[Дж/мольК] (1)

де
- мольна вільна енергія Гіббса при стандартному тиску, Дж/моль; - ентальпія утворення речовини при Т=0 К із простих хімічних елементів:

є функцією стану та залежить тільки від температури.

Візьмемо похідну від () за температурою при p=const:

(2)

У рівнянні (2) похідна від енергії Гіббса за температурою дорівнює

, (3)

а величина за визначенням дорівнює

(4)

Підставляючи (3) і (4) у (2) отримаємо

(5)

(6)

Перша похідна від наведеної енергії Гіббса за температурою дає надмірну ентальпію. Для практичних завдань набагато зручніше брати похідну за логарифмом температури, враховуючи, що dT=Td ln T. Тоді маємо

(7)

Запишемо вираз (6) у вигляді
(8)

Друга похідна від за температурою при р=const дає теплоємність

=
(9)

або
(10)

Залежності (6), (7), (9) та (10) для (
)/Ті використовуються для отримання апроксимацій за температурою термодинамічних властивостей індивідуальних речовин. Молярна ентропія при стандартному тиску також виражається через наведену енергію Гіббса:

(11)

Подання термодинамічних властивостей індивідуальних речовин у довідковій літературі

У довіднику за редакцією В.П. Глушко для 1-го моля кожної індивідуальної речовини в стандартному стані в залежності від температури наводяться таблиці величин в інтервалі t 0 від 100К до 6000К:

- ізобарна теплоємність, Дж/мольК;

- наведена енергія Гіббса, Дж/мольК;

- Ентропія, Дж/мольК;

- надмірна ентальпія, кДж/моль;

де К 0 – константа рівноваги ХР розпаду даної речовини Уна газоподібні атоми; безрозмірна величина. Формула розпаду речовини:
, де - Число атомів у молекулі речовини У.

Наприклад:
.

Наводяться величини:

- тепловий ефект реакції розпаду речовини на газоподібні атоми при Т 0 =0К, кДж/моль;

- ентальпія утворення речовини із чистих хімічних елементів (тепловий ефект освіти) при Т 0 =0К, кДж/моль;

- ентальпія утворення речовини при Т 0 =298,15К, кДж/моль;

М – відносна молекулярна маса, безрозмірна величина;

- Ядерна складова ентропії речовини, яка залежить від ізотопного складу речовини і не змінюється в процесі ХР, Дж/мольК. Розмір не впливає на У довіднику практичні функції наводяться без урахування .

У довіднику наводяться апроксимації наведеної енергії Гіббса в залежності від температури у вигляді багаточлена для кожної індивідуальної речовини.

Апроксимація ( Т) в залежності від температури представляється у вигляді багаточлена:

де x = T·10 -4 K; φ , φ n (n=-2, -1, 0, 1, 2, 3) - коефіцієнти апроксимації для діапазону температур T min  Т T max ,( T min = 500К, T max =6000К).

За допомогою коефіцієнтів апроксимації φ , φ nможна розрахувати надмірну ентальпію та теплоємність речовини:

а також мольну ентропію:
Для повного завдання всіх термодинамічних властивостей індивідуальних речовин хімічно реагуючих систем при температурі Тдля розрахунків на ЕОМ при виборі Т 0 =298,15К необхідно запровадити такі величини:

тобто. всього 13 параметрів, де .

При виборі Т 0 = 0К величини
і
із списку необхідно виключити. Тоді залишиться 11 параметрів:
(7 коефіцієнтів)

. Таким чином, при термодинамічних розрахунках ракетних та авіаційних двигунів доцільно вибирати температуру початку відліку ентальпій. Т 0 = 0К.

9.4. Розрахунок вільної енергії Гіббсу та ентропії речовини при тиску, відмінному від тиску за стандартних умов

Молярні ентальпія , теплоємності
та внутрішня енергія залежать тільки від температури:

Молярна ентропія , вільна енергія Гіббса , вільна енергія Гельмгольця залежать від температури та тиску.

Встановимо зв'язок між величинами:
та їх значеннями при стандартному стані
що визначаються з використанням довідкових матеріалів.

Отримаємо спочатку вираз для вільної енергії Гіббса. З об'єднаного виразу 1-го та 2-го законів термодинаміки для простої, закритої ТЗ і для оборотних процесів для 1 моля речовини маємо:

При T= const ( dT= 0) отримуємо
, де
. Звідки після інтегрування кінцевого процесу в діапазоні тисків від р 0 до рмаємо

, або
(1)

де
-молярна вільна енергія Гіббса при р 0 = 1фіз.атм,
- те саме при тиску
. Залежність (1) справедлива для газоподібних та конденсованих речовин при Т= Const.

Для ідеального газу,
. Отже,
а інтеграл до (1) дорівнюватиме
. Позначивши через
безрозмірний тиск; де р 0 = 101325Па; ~ Тільда, отримаємо для ідеального газу формулу для розрахунку вільної енергії Гіббса при тиску р≠р 0:

Якщо речовина знаходиться в газовій суміші, то для i-ого компонента суміші ідеальних газів маємо:

де нормований парціальний тиск та нормований тиск суміші пов'язані співвідношенням
, що враховує молярну частку
i-го газу,
, а тиск суміші газів визначається законом Дальтона
. Для отримання формули для розрахунку , вираженої через молярні частки, представимо формулу (3) у вигляді:

Позначимо - молярну вільну енергію Гіббса i-го газу при тиску суміші Тоді отримаємо

Молярні вільні енергії Гіббса конденсованих речовин від тиску не залежать, оскільки можна знехтувати їх обсягами порівняно з обсягами газоподібних компонентів. Тоді формула для розрахунку
конденсованих речовин набуде вигляду:

де х i– молярна частка i-го речовини щодо фази, в якій воно знаходиться (до молей своєї фази),
- молярна вільна енергія Гіббса чистої конденсованої речовини, при p= p 0 = 101325Па.

Вплив тиску на ентропію може бути визначений з виразу для молярної вільної енергії Гіббса для i-го компонента ідеального газу при тиску p ≠p 0

з якого випливає, що

(7)

Після підстановки (8) до (7) та враховуючи, що
, Отримаємо:

Для i-го компонента конденсованої речовини за аналогією з виразом (9) можна отримати формулу для розрахунку ентропії при p ≠p 0

Величина - береться з довідника при р 0 =101325 Па.

9.5. Розрахунок вільної енергії Гіббса для реальних газів та розчинів. Леткості та активності

При розрахунку вільної молярної енергії Гіббса для реальних газів і розчинів, можна використовувати формули, отримані для ідеальних газів і розчинів. При цьому парціальний тиск p iзамінюються на величину летючості f i [Па], а молярні частки x i– на активності a i. Леткість – це тиск, визначений за рівнянням стану для реальних газів, що надає таку ж дію на систему, як і у випадку ідеального газу. Фактично f i- це виправлений тиск, що характеризує відхилення термодинамічної системи від ідеального стану, що описується рівнянням стану для ідеального газу.

Таким чином, для реальних газів величина молярної вільної енергії Гіббса визначатиметься виразом

де
,
складу). З наближенням стану реального газу до стану ідеального газу, летючість прагне до парціального тиску . Для ідеального газу f i = p i(При малих тисках).

Активність a i(величина безрозмірна) є виправленою молярною часткою x iяка характеризує відхилення конденсованої системи від ідеального стану. З наближенням реального розчину до ідеального стану активність a i прагне молярної долі x i. Для слабких розчинів a i =x i . Таким чином, для реальних розчинів

Описаний метод розрахунку вільної енергії Гіббса було запропоновано американським фізико-хіміком Льюїсом Г.М. (1875-1946).

У термодинаміці використовуються також поняття коефіцієнтів летючості
та активності
. Для ідеальних газів та розчинів
.

9.6. Третій закон термодинаміки, і шляхом ізотермічного розширення робочого тіла, оскільки робоче тіло перестає віддавати тепло навколишньому середовищі, т.к. станів Розрахунок падіння тиску в системігазовідведення судна, при використанні берегового газовідведення для ...

Термодинаміка реальних процесів

Документ

... системіназивається вільною ентальпією. Докладніше про цю функцію йдеться в наступній главі ... стануекранування стосовно даного речовиніпотоку. Формули(222) та (223) справедливі длясистеми... конкретними термодинамічнівластивостями ...

Стандартний стан речовини - це стан речовини, умовно обраний як стандарт для порівняння. За стандартний стан чистої рідкої або твердої (кристалічної) речовини приймається її найбільш стійкий фізичний стан при даній температурі та нормальному атмосферному тиску. Як стандартний стан для газів прийнято гіпотетичне при якому газ, перебуваючи при тиску 1,013 · 10 5 Па, підпорядковується законам ідеальних газів, а його ентальпія дорівнює ентальпії реального газу.

Для визначення стандартної ентальпії реакції користуються наслідками із закону Гесса:

1 слідство: Стандартна ентальпія хімічної реакціїдорівнює різниці стандартних ентальпій утворення продуктів реакції та реагентів (з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів):

Стандартною ентальпією (теплотою) утворення речовини за заданої температури називають ентальпію реакції утворення однієї моля цієї речовини з елементів, що знаходяться в найбільш стійкому стандартному стані. Згідно з цим визначенням, ентальпія утворення найбільш стійких простих речовин у стандартному стані дорівнює 0 при будь-якій температурі. Стандартні ентальпії утворення речовин при температурі 298 К наведені у довідниках.

2 слідство. Стандартна ентальпія хімічної реакції дорівнює різниці ентальпій згоряння реагентів та продуктів реакції (з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів):

Стандартною ентальпією (теплотою) згоряння речовини називають ентальпію реакції повного окислення одного молячи речовини.

3 наслідок: Ентальпія хімічної реакції дорівнює різниці енергій хімічних зв'язків, що розриваються і утворюються.

79. Залежність загального тиску пари від складу рідини та пари. 1 закон Коновалова. Перегонка.

Уявімо, що в рівноважну систему рідина А – пара введена деяка речовина В. При утворенні розчину мольна частка розчинника X А стає меншою за одиницю; рівновага відповідно до принципу Ле Шательє – Брауна зміщується у бік конденсації речовини А, тобто. у бік зменшення тиску насиченої пари Р А. Очевидно, що чим менша мольна частка компонента А в розчині, тим менший парціальний тиск його насиченої пари над розчином. Для деяких розчинів виконується наступна закономірність, яка називається першим законом Рауля:

Парціальний тиск насиченої пари компонента розчину прямо пропорційно його мольної частки в розчині, причому коефіцієнт пропорційності дорівнює тиску насиченої пари над чистим компонентом.

Оскільки сума мольних часток всіх компонентів розчину дорівнює одиниці, для бінарного розчину, що складається з компонентів А і В легко отримати наступне співвідношення, що також є формулюванням першого закону Рауля:

(2)

Відносне зниження тиску пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини і залежить від природи розчиненої речовини.

Розчини, котрим виконується закон Рауля, називають ідеальними розчинами. Ідеальними за будь-яких концентрацій є розчини, компоненти яких близькі за фізичними та хімічним властивостям(оптичні ізомери, гомологи тощо) та утворення яких не супроводжується об'ємними та тепловими ефектами. В цьому випадку сили міжмолекулярної взаємодії між однорідними та різнорідними частинками приблизно однакові, і утворення розчину обумовлено лише ентропійним фактором. Розчини, компоненти яких значно різняться за фізичними і хімічними властивостями, підпорядковуються закону Рауля лише області нескінченно малих концентрацій.

Тиск пара ідеальних та реальних розчинів

Якщо компоненти бінарного (що складається з двох компонентів) розчину леткі, то пара над розчином міститиме обидва компоненти (відносний вміст компонентів у парах, як правило, відрізнятиметься від вмісту їх у розчині – пара відносно багатша компонентом, температура кипіння якого нижче). Розглянемо бінарний розчин, що складається з компонентів А і В, необмежено розчинних один в одному. Загальний тиск пари, згідно з першим законом Рауля, дорівнює

Таким чином, для ідеальних бінарних розчинів залежність загального та парціального тиску насиченої пари від складу розчину, вираженого в мольних частках компонента, є лінійною при будь-яких концентраціях (рис.3.3). До таких систем належать, наприклад, системи бензол – толуол, гексан – гептан, суміші ізомерних вуглеводнів та ін.

Мал. 1 Залежність парціальних та загального тиску пари
ідеального розчину від концентрації

Для реальних розчинів ці залежності є криволінійними. Якщо молекули даного компонента взаємодіють один з одним сильніше, ніж з молекулами іншого компонента, то справжні парціальні тиску парів над сумішшю будуть більшими, ніж обчислені за першим законом Рауля (позитивні відхилення). Якщо ж однорідні частинки взаємодіють один з одним слабше, ніж різнорідні, парціальні тиски пари компонентів будуть меншими за обчислені (негативні відхилення). Реальні розчини з позитивними відхиленнями тиску пари утворюються з чистих компонентів з поглинанням теплоти (ΔН розчин > 0), розчини з негативними відхиленнями утворюються з виділенням теплоти (ΔН розчин< 0).

Мал. 2. Залежність парціальних та загального тиску пари ідеальних (штрихова лінія) і реальних ( суцільна лінія) бінарних розчинів від складу при позитивних (ліворуч) та негативних (праворуч) відхиленнях від закону Рауля.

Перший закон Коновалова

Перший закон Коновалова (1881) описує процес фракційної перегонки:

· насичена пара в порівнянні з рівноважним розчином збагачений компонентом, додавання якого до системи підвищує загальний тиск пари

Перегонка - випаровування рідини з подальшим охолодженням та конденсацією парів. Проста перегонка - часткове випаровування киплячої рідкої суміші шляхом безперервного відведення і конденсації пари, що утворилися в холодильнику. Отриманий конденсат називається дистилятом, а рідина, що не випарувалася - кубовим залишком. Фракційна перегонка (або дробова перегонка) - поділ багатокомпонентних рідких сумішей на частини, що відрізняються за складом - фракції. Заснована на відмінності в складах багатокомпонентної рідини і пари, що утворюється з неї. Здійснюється шляхом часткового випаровування легколетких компонентів вихідної суміші та подальшої їх конденсації. Перші (низькотемпературні) фракції отриманого конденсату збагачені низькокиплячими компонентами, залишок рідкої суміші - висококиплячими. Для покращення поділу фракцій застосовують дефлегматор.

Основними термодинамічними функціями, які у металургійних розрахунках, є внутрішня енергія U,ентальпія Н, ентропія S, а також їх найважливіші комбінації: ізобарно-ізотермічний G = Н - TSта ізохорно-ізотермічний F = U - TSпотенціали, наведений потенціал Ф = -G/Т.

Відповідно до теореми Нернста для ентропіїприродним початком відліку є нуль градусів за шкалою Кельвіна, коли він ентропії кристалічних речовин дорівнюють нулю. Тому з формальних позицій, у принципі, завжди можна виміряти чи розрахувати абсолютне значення ентропії та використовувати його для кількісних термодинамічних оцінок. Тобто, до практики виконання чисельних термодинамічних розрахунків ентропія жодних труднощів не вносить.

А от внутрішня енергіяне має природного початку відліку, та її абсолютного значення просто не існує. Це ж справедливо і для всіх інших термодинамічних функцій чи потенціалів, бо вони лінійно пов'язані із внутрішньою енергією:

Н = U + PV;

F = U – TS;

G = H - TS = U - TS + PV;

Ф= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/T.

Отже, значення U, H, F, Gі Фтермодинамічної системи через невизначеність початку відліку можна встановити лише з точністю до констант. Цей факт не призводить до важливих ускладнень, т.к. для вирішення всіх прикладних завдань достатньо знатизміна величинтермодинамічних функцій при зміні температури, тиску, об'єму, при проходженні фазових та хімічних перетворень.

Але для проведення реальних обчислень знадобилося прийняти певні домовленості (стандарти) про однозначний вибір деяких констант і встановити єдині правила розрахунку початкових значень термодинамічних функцій всім речовин, які у природі. Через лінійну залежність термодинамічних функцій H, F, G, Фвід внутрішньої енергії U це достатньозробити лише однією з цих функцій. Реально було уніфіковано початок відліку значеньентальпії . Зроблено це наданням нульового значення ентальпіям певних речовин у певних станах за точно обумовлених фізичних умов,які носять назву стандартних речовин, стандартних умові стандартних станів

Нижче наводиться найбільш поширений набір домовленостей, що обговорюються, рекомендований Міжнародною комісією з термодинаміки Міжнародного союзу з теоретичної та прикладної хімії (ІЮПАК). Цей набір може бути названий стандартами термодинамікиЯк практично встановився в сучасній літературі з хімічної термодинаміки.

Стандартні умови

Відповідно до теореми Нернста, для ентропії природним початком відліку, або природною стандартною температурою, є нуль градусів за шкалою Кельвіна, за якої ентропії речовин дорівнюють нулю. У деяких довідниках, виданих головним чином в СРСР, як стандартна і використовується температура 0 К. Незважаючи на велику логічність з фізичної та математичної точок зору, ця температура не набула широкого поширення як стандартна. Це з тим, що з низьких температурах залежність теплоємності від температури носить дуже складний характер, й у неї вдається використовувати досить прості полиномиальные апроксимації.

Стандартні фізичні умови відповідає тиску в 1 атм(1 фізична атмосфера = 1,01325 бар)та температурі 298,15 К(25° З). Вважається, що такі умови найбільше відповідають реальним фізичним умоваму хімічних лабораторіях, у яких проводяться термохімічні виміри.

Стандартні речовини

У природі всі відокремлені, самостійні речовини, які називаються в термодинаміці індивідуальними , складаються з чистих елементів таблиці Д.І.Менделєєва, або виходять за хімічними реакціями між ними. Тому достатньою умовоюдля встановлення системи відліку термодинамічних величин є вибір ентальпій тільки для хімічних елементів як найпростіших речовин. Прийнято, що ентальпії всіх елементів у їх стандартних станах дорівнюють нулю за стандартних умов – температурі та тиску. Тому хімічні елементи в термодинаміці називаються також стандартними речовинами.

Всі інші речовини розглядаються як сполуки, отримані за хімічними реакціями між стандартними речовинами (хімічними елементами в стандартному стані). Вони носять назву « індивідуальні речовини ». За початок відліку ентальпій для хімічних сполук (а також для елементів у нестандартних станах) береться значення ентальпії реакції їх утворення зі стандартних речовин, як би проведеної за стандартних умов. а потім перераховується на стандартні умови. Ця величина і приймається за стандартну ентальпію освіти хімічної сполуки як індивідуальної речовини.

При практичних розрахунках слід пам'ятати, що у термохімії за стандарт прийнято наступне правило знаків для характеристики ентальпії. Якщо при утворенні хімічної сполуки тепло виділяється, вибирається знак ” мінус” – тепло втрачається для системи під час ізотермічного проведення процесу. Якщо для утворення хімічної сполуки тепло поглинається, вибирається знак ” плюс” – тепло підводиться до системи із довкілля задля збереження ізотермічності.

Стандартні стани

За таке стан вибирається рівноважна, тобто. найбільш стабільнаформа існування (агрегатний стан, молекулярна форма) хімічного елемента при стандартних умовах Наприклад, це елементи у твердому стані – свинець,  вуглець у формі графіту, в рідкому - ртуть і бром, двоатомні молекули газоподібних азоту або хлору, одноатомні благородні гази і т.п.

Стандартні позначення

Для позначення будь-якої термодинамічної властивості, що розраховується при стандартному тиску від стандартної величини стандартною властивістю, використовується верхній правий індекс 0 (нуль) у символу. Те, що властивість відраховується від вибраного стандарту, позначається значком “” перед символом алгебри термодинамічної функції. Температуру, якій відповідає значення функції, часто наводять у вигляді нижнього правого індексу. Наприклад, стандартна ентальпіяречовини при 298,15 К позначається як

За стандартні ентальпії індивідуальних речовин приймаються теплоти їх утворення за хімічними реакціями зі стандартних речовин у стандартному стані. Тому термодинамічні функції іноді позначають із використанням індексу f(від англійської formation- освіта):

На відміну від ентальпії для ентропії обчислюється її абсолютне значення за будь-якої температури. Тому в позначенні ентропії відсутня знак “”:
стандартна ентропіяречовини при 298,15 К, стандартна ентропія при температурі Т.

Стандартні властивості речовин за стандартних умов, тобто. стандартні термодинамічні функціїзводяться до таблиць термохімічних величин і публікуються як довідники термохімічних величин індивідуальних речовин.

Ізобарні процеси найчастіше зустрічаються насправді, оскільки технологічні процеси прагнуть проводити апаратах, сполучених з атмосферою. Тому довідники термохімічних даних здебільшого містять, як необхідну та достатнюінформацію для розрахунку будь-якої термодинамічної функції, величини

Якщо відомі значення стандартних абсолютної ентропії та ентальпії освіти, а також залежність теплоємності від температуриможна розрахувати значення або зміни значень всіх інших термодинамічних функцій.

Умовно прийняті стани індивідуальних речовин та компонентів розчинів при оцінці термодинамічних величин.

Необхідність запровадження «стандартних станів» пов'язані з тим, що термодинамічні закономірності не описують досить точно поведінка реальних речовин, коли кількісної характеристикою служить тиск чи концентрація . Стандартні стану вибирають з міркувань зручності розрахунків, і можуть змінюватися під час переходу від однієї завдання до іншого.

У стандартних станах значення термодинамічних величин називають «стандартними» і позначають нулем у верхньому індексі, наприклад: G0, H0, m0 - це відповідно стандартні енергія Гіббса, ентальпія, хімічний потенціал речовини. Замість тиску в термодинамічних рівняннях для ідеальних газів та розчинів використовують фугітивність (летючість), а замість концентрації – активність.

Стандартні стани ІЮПАК

Комісія з термодинаміки міжнародного союзу теоретичної та прикладної хімії (ІЮПАК) визначила, що стандартний стан – це стан системи, умовно обраний як стандарт для порівняння. Комісія запропонувала такі стандартні стани речовин:

Для газової фази - це (передбачуване) стан хімічно чистої речовини в газовій фазі під стандартним тиском 100 кПа (до 1982 - 1 стандартна атмосфера, 101 325 Па, 760 мм ртутного стовпа), маючи на увазі наявність властивостей ідеального газу.
Для безпримісної фази, суміші або розчинника у рідкому чи твердому агрегатному стані - це стан хімічно чистої речовини у рідкій чи твердій фазі під стандартним тиском.
Для розчину - це (передбачуваний) стан розчиненої речовини зі стандартною моляльністю 1 моль/кг під стандартним тиском або стандартної концентрації, виходячи з умов, що розчин необмежено розведений.
Для хімічно чистої речовини - це речовина у чітко визначеному агрегатному стані під чітко визначеним, але довільним стандартним тиском.

У визначення стандартного стану ІЮПАК не входить стандартна температура, хоча часто говорять про стандартну температуру, яка дорівнює 25 ° C (298,15 К).