Относительная энтальпия. Что такое энтальпия

В уроке 19 «Изменение энтальпии » из курса «Химия для чайников » рассмотрим понятие теплоты реакции и ее единицу измерения; выясним, что происходит при экзотермических и эндотермических реакциях, а также познакомимся с законом Гесса. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте о составлении химических реакций и формулировку законов сохранения массы и энергии, чтобы не возникало лишних вопросов.

Хоть данная глава и называется «Законы сохранения массы и энергии «, однако пока мы ничего не говорили о законе сохранения энергии. Для тех, кто забыл: закон сохранения энергии гласит, что теплОты реакций аддитивны и энергия процесса не зависит от того, проводится ли он в одну или несколько стадий.

Так как это курс химии, а не физики, то совсем мельком напомню, что теплота и работа являются хоть и различными, но формами энергии , поэтому измеряются в одинаковых единицах (в Дж). Если вы совершаете работу над каким-либо телом или совокупностью тел, можно повысить энергию этой системы или нагреть ее в зависимости от того, каким образом совершается работа. К примеру, когда мы поднимает какой-либо предмет, работа превращается в потенциальную энергию, а если потереть этот предмет, то работа (трение) переходит в теплоту. И наоборот, при падении тяжелого предмета энергия превращается в теплоту, а при работе двигателя внутреннего сгорания выделяемая в нем теплота переходит в работу. Химиков, в отличии от физиков, занимает не работа, а теплота , которая может поглощаться и выделяться при протекании химической реакции.

Единицей измерения теплоты служит — Джоуль (Дж) . 1 Джоуль можно определить как количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1 г чистой воды на 1/4 градуса. В повседневной жизни 1 джоуль энергии требуется для поднятия небольшого яблока (102 г) строго вертикально на высоту один метр.

Представление о законе сохранения энергии можно получить на примере разложения пероксида водорода, H 2 O 2 . Когда водный раствор H 2 O 2 реагирует с образованием газообразного кислорода и жидкой воды, происходит заметное выделение тепла: разложение 1 моля H 2 O 2 при 25°С (комнатная температура) сопровождается выделением 94,7 кДж (94700 Дж) тепла.

Теплоту химической реакции, проводимой при постоянном давлении, принято называть изменением энтальпии реагирующей системы, ΔH (читается «дельта-аш»). Если в процессе реакции выделяется теплота, то энтальпия реагирующей системы убывает и ΔH отрицательно, а сами реакции называются экзотермическими . Напротив, эндотермические реакции протекают с поглощением теплоты и сопровождаются возрастанием энтальпии реакционной смеси. Для реакции разложения пероксида водорода можно записать:

• H 2 O 2 (водн.) → H 2 O(ж.) + ½O 2 (г.) ΔH = -94,7 кДж (1)

Это количество теплоты, которое выделяется при разложении 1 моля пероксида водорода на 1 моль воды и 1/2 моля газообразного кислорода, т.е. в расчете на 1 моль реагента. Если удвоить все коэффициенты в уравнении реакции, то придется удвоить и теплоту реакции, поскольку она будет относиться теперь к вдвое большему количеству реагента:

• 2H 2 O 2 (водн.) → 2H 2 O(ж.) + O 2 (г.) ΔH = -189,4 кДж (2)

Физическое состояние реагентов и продуктов также оказывает влияние на теплоту реакции (изменение энтальпии). Если H 2 O 2 заставить разлагаться на газообразный кислород и водяной пар, а не жидкую воду, часть молярной теплоты разложения H 2 O 2 (94,7 кДж) затратится на испарение H 2 O, которое описывается уравнением:

• H 2 O(водн.) → H 2 O(г.) ΔH = +44,0 кДж (3)

и поэтому при таком разложении пероксида водорода будет выделяться меньше теплоты:

• H 2 O 2 (водн.) → H 2 O(г.) + ½O 2 (г.) ΔH = -50,7 кДж (4)

Здесь мы молчаливо воспользовались очень важным предположением, что теплоты реакций аддитивны . Уравнение (1) в сумме с уравнением (3) дает уравнение (4), и поэтому мы предположили, что теплота третьей из этих реакций должна быть равна сумме первых двух:

• ΔH = -94,7 кДж + 44,0 кДж = -50,7 кДж (5)

Аддитивность теплот реакций вытекает непосредственно из первого закона термодинамики : изменение энергии или энтальпии между двумя состояниями системы зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, разность между энтальпиями реагентов и продуктов, т.е теплота реакции, должна зависеть только от исходного и конечного состояний, а не от того конкретного пути, по которому следует реакция. Это утверждение носит название закон аддитивности теплот реакций (закон Гесса) .

Благодаря закону Гесса совсем не обязательно измерять изменение энтальпии каждой возможной химической реакции. Например, если известны теплота испарения жидкой воды (3), то совсем не обязательно измерять теплоту разложения пероксида водорода с образованием водяного пара; эту величину гораздо проще получить путем вычислений. Если какую-либо реакцию трудно провести в лабораторных условиях, можно попытаться подобрать последовательность легче осуществляемых реакций, сумма которых дает необходимую реакцию. После измерения изменений энтальпии для всех индивидуальных реакций в такой последовательности можно просуммировать соответствующие изменения энтальпии подобно самим химическим уравнениям и найти теплоту трудно проводимой реакции.

Урок 19 «Изменение энтальпии » бесспорно был сложным, но чрезвычайно важным. Скорее всего у вас сейчас каша в голове, но не пугайтесь, ведь в следующем уроке все встанет на свои места. Если у вас возникли вопросы по данному уроку, то пишите их в комментарии.

О котором я писал в этой статье, теплоэнергетику приходится сталкиваться редко, то термин энтальпия, о котором пойдет речь в статье, гораздо более часто употребим на практике.

Итак, что же такое энтальпия? Если говорить совсем упрощенно, энтальпия - это энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении. Когда я учился в университете, преподаватель помню, говорил нам, что энтальпию условно можно называть теплосодержанием, так как при постоянном давлении изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе.

И вообще, сам термин энтальпия составлен из древнегреческих слов - тепло и приставки - в. Это сочетание слов можно понимать как «нагревать». А впервые в термодинамику этот термин был введен ученым Д.Гиббсом. Ну это чтобы понятнее было, так как энтальпия, также кстати, как и энтропия, не может быть измерена непосредственно, как например давление или температура. Энтальпия определяется только расчетным путем. То есть, образно говоря, ее нельзя «потрогать», «пощупать».

Рассмотрим более подробно. Значение энтальпии вещества определяется из выражения:

i = u + pu,

где u – внутренняя энергия; p, u – давление и удельный объем рабочего тела в том же состоянии, для которого взято значение внутренней энергии.

То есть, можно сказать, что энтальпия любой термодинамической системы представляет собой сумму внутренней энергии системы и потенциальной энергии источника внешнего давления.

Энтальпия находится как сумма величин, которые определяются состоянием вещества, представляет собой функцию состояния и измеряется в Дж/кг. Чаще энтальпия во внесистемной системе измерений измеряется в ккал/кг. Энтальпия является одной из вспомогательных функций, использование которой позволяет значительно упрощать термодинамические расчеты. Так например, огромное количество процессов подвода теплоты в теплоэнергетике (в паровых котлах, камерах сгорания газовых турбин и реактивных двигателей, теплообменных аппаратах) осуществляется при постоянном давлении. По этой причине в таблицах термодинамических свойств обычно приводятся значения энтальпии.

В технической термодинамике пользуются значениями энтальпии, которые отсчитываются от условно принятого нуля. Абсолютные значения этих величин весьма трудно определить, так как для этого необходимо учесть все составляющие внутренней энергии вещества при изменении его состояния от 0 К. В таблицах и на диаграммах часто приводятся значения i и s, которые отсчитываются от 0 °С.

В заключение можно сказать, что энтальпия аналогично внутренней энергии и другим термодинамическим параметрам имеет вполне определенное значение для каждого состояния, то есть является функцией состояния рабочего тела.

Энтальпия (термическая функция, теплосодержание) - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независящих переменных давления, энтропии и числа частиц.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое показывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это означает, что, хотя вещество может владеть энергией на основании температуры и давления, не всю ее есть возможность конвертировать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недосягаема, когда его температура приближается к температуре среды. Как следует, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии - Дж/кг для удельной энергии.

Все хим реакции сопровождаются выделением (экзотермические) либо поглощением (эндотермические) тепла. Мерой теплоты реакции служит изменение энтальпии ΔН , которая соответствует термообмену при неизменном давлении. В случае экзотермических реакций система теряет тепло и ΔН - величина отрицательная. В случае эндотермических реакций система поглощает тепло и ΔН - величина положительная.

Энтальпией системы комфортно воспользоваться в тех случаях, когда в качестве независящих переменных, определяющих состояние системы, выбирают давление р и температуру Т.

Энтальпию нередко определяют как полную энергию вещества, потому что она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии вместе с его способностью сделать работу (pv). Однако в реальности энтальпия не показывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Как следует, заместо того, чтоб определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как полное количество доступной энергии вещества, которое есть возможность конвертировать в теплоту.

где V - объём системы.

Полный дифференциал энтальпии (при постоянном числе частиц системы и другие макроскопических параметрах системы) имеет вид:

Сбалансированному состоянию системы в критериях всепостоянства S и р соответствует малое значение энтальпии. При термический изоляции тел (в критериях р = const) энтальпия сохраняется, потому ее именуют время от времени теплосодержанием либо термический функцией. Условие сохранения энтальпии лежит, а именно, в базе теории Джоуля - Томсона эффекта, нашедшего принципиальное практическое применение при сжижении газов. Термин «энтальпия » был предложен Х. Камерлинг-Оннесом.

Энтальпия- это энергия присущая конкретной системе, находящейся в термодинамическом равновесии при константных параметрах (давление и энтропия).

Энтропия- характеристика упорядоченности термодинамической системы.

ЭНТАЛЬПИЯ (от греч. enthalpo - нагреваю), однозначная функция Н состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении p, связана с внутренней энергией U соотношением Н = U + pV, где V - объем системы. При постоянном p изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпию называют часто тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического равновесия (при постоянных p и S) энтальпия системы минимальна.

Энтропия, это мера беспорядка, мера однородности, мера смешанности и мера симметричности.

Немногие ученые понимали это понятие..........Обычно как образно говорилось это мера хаоса системы.....То есть оказывается и хаос может быть упорядоченным. То есть позволяет отличать обратимые процессы от необратимых.......У обратимых процессов энтропия максимальна и постоянна......а необратимых возрастает. приведу тебе одну статью...... В основе термодинамики лежит различие между двумя типами процессов - обратимыми и необратимыми. Обратимым называется процесс, который может идти как в прямом, так и в обратном направлении, и по возвращении системы в исходное состояние не происходит никаких изменений. Любой другой процесс называется необратимым. Законы классической механистической исследовательской программы являются обратимыми. С возникновением термодинамики в физику входит представление о необратимости процессов, что указывает на границы применимости динамического описания явлений.

Энтропия(греч. в и поворот, превращение) - одно из осн. понятий классической физики, введено в науку Р. Клаузиусом. С макроскопической т. зр. Э. выражает способность энергии к превращениям: чем больше Э. системы, тем меньше заключенная в ней энергия способна к превращениям. С помощью понятия Э. формулируется один из осн. физических законов - закон возрастания Э., или второе начало термодинамики, определяющее направление энергетических превращений: в замкнутой системе Э. не может убывать. Достижение максимума Э. характеризует наступление равновесного состояния, в к-ром уже невозможны дальнейшие энергетические превращения - вся энергия превратилась в теплоту и наступило состояние теплового равновесия.

Краткий обзор

Нулевой закон

Первый закон

Он может также быть определен как:: количество подведенного тепла к изолированной системе расходуется на совершение работы и изменение внутренней энергии

Второй закон

Третий закон

Короче говоря, постулируется, что энтропия - «температурный иждивенец» и приводит к формулировке идеи абсолютного нуля.

Четвёртый закон (предварительный)

Любая неравновесная система обладает такими свойствами, называемыми кинетическими, которые определяют особенности протекания неравновесных процессов в направлении, указываемым вторым началом термодинамики, и от которых не зависят термодинамические силы, движущие эти неравновесные процессы.

Начала термодинамики

Нулевое начало термодинамики

Нулевое начало термодинамикиназвано так потому, что оно было сформулировано уже после того, как первое и второе начало вошли в число устоявшихся научных понятий. Оно утверждает, что изолированная термодинамическая система с течением времени самопроизвольно переходит в состояние термодинамического равновесия и остаётся в нём сколь угодно долго, если внешние условия сохраняются неизменными . Оно также называется общим началом .Термодинамическое равновесиепредполагает наличие в системе механического, теплового и химического равновесия, а также равновесия фаз. Классическая термодинамика постулирует лишь существование состояния термодинамического равновесия, но ничего не говорит о времени его достижения.

В литературе в нулевое начало также часто включают положения о свойствах теплового равновесия. Тепловое равновесие может существовать между системами, разделёнными неподвижной теплопроницаемой перегородкой, то есть перегородкой, позволяющей системам обмениваться внутренней энергией, но не пропускающей вещество. Постулат о транзитивности теплового равновесия утверждает, что если два тела, разделённые такой перегородкой (диатермической), находятся в тепловом равновесии между собой, то любое третье тело, находящееся в тепловом равновесии с одним из этих тел, будет находиться также и в тепловом равновесии с другим телом.

Иначе говоря, если две замкнутые системы A иB приведены в тепловой контакт друг с другом, то после достижения термодинамического равновесия полной системойA +B системыA иB будут находиться в состоянии теплового равновесия друг с другом. При этом каждая из системA иB сама по себе также находится в состоянии термодинамического равновесия. Тогда если системыB иC находятся в тепловом равновесии, то системыA иC также находятся в тепловом равновесии между собой.

В иноязычной и переводной литературе часто нулевым началом называют сам постулат о транзитивности теплового равновесия , а положение о достижении термодинамического равновесия могут называть «минус первым» началом . Важность постулата о транзитивности состоит в том, что он позволяет ввести некоторую функцию состояния системы, обладающую свойствамиэмпирической температуры, то есть создавать приборы для измерения температуры. Равенство эмпирических температур, измеренных с помощью такого прибора -термометра, есть условие теплового равновесия систем (или частей одной и той же системы).

Первое начало термодинамики

Первое начало термодинамикивыражает универсальный закон сохранения энергии применительно к задачам термодинамики и исключает возможность созданиявечного двигателяпервого рода, то есть устройства, способного совершать работу без соответствующих затрат энергии.

Внутреннюю энергию U термодинамической системы можно изменить двумя способами, совершая над ней работу или посредством теплообмена с окружающей средой. Первое начало термодинамики утверждает, чтотеплота, полученная системой, идёт на увеличение внутренней энергии системы и на совершение этой системой работы, что можно записать какδQ = δA + dU . ЗдесьdU - полный дифференциал внутренней энергии системы,δQ - элементарное количество теплоты, переданное системе, аδA - бесконечно малая илиэлементарная работа, совершённая системой. Так как работа и теплота не являются функциями состояния, а зависят от способа перехода системы из одного состояния в другое, применяется запись с символомδ , чтобы подчеркнуть, чтоδQ иδA - это бесконечно малые величины, которые нельзя считать дифференциалами какой-либо функции.

Знаки при δQ иδA в приведённом выше соотношении выражают соглашение о том, что положительной считают работу, совершаемую системой, и теплоту, получаемую системой, принятое в большинстве современных работ по термодинамике.

Если система совершает только механическую работу вследствие изменения её объёма, то элементарная работа записывается как δA = P dV , гдеdV - приращение объёма. В квазистатических процессах эта работа равна работе внешних сил над системой, взятой с обратным знаком:δA внутр = –δA внеш , но для неквазистатических процессов это соотношение не выполняется. В общем случае элементарная работа записывается как суммаδA = A 1 da 1 + A 2 da 2 + ... , гдеA 1 ,A 2 , ... - функции параметровa 1 ,a 2 , ... и температурыT , называемыеобобщёнными силами .

Работу, связанную с изменением количества вещества в системе (химическую работу), могут выделять из общего выражения для работы в отдельное слагаемое .

Второе начало термодинамики

Второе начало термодинамикизадаёт ограничения на направление процессов, которые могут происходить в термодинамических системах, и исключает возможность созданиявечного двигателявторого рода. Фактически к этому результату пришёл уже Сади Карно в сочинении «О движущей силе огня и о машинах, способных развивать эту силу» . Однако Карно опирался на представления теории теплорода и не дал ясной формулировки второго начала термодинамики. Это было сделано в 1850-1851 годах независимоКлаузиусомиКельвином. Имеется несколько различных, но в то же время эквивалентных формулировок этого закона.

Постулат Кельвина: «Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счёт охлаждения теплового резервуара» . Такой круговой процесс называется процессом Томсона-Планка, и постулируется, что такой процесс невозможен.

Постулат Клаузиуса: «Теплота не может самопроизвольно переходить от тела менее нагретого к телу более нагретому» . Процесс, при котором не происходит никаких других изменений, кроме передачи теплоты от холодного тела к горячему, называется процессом Клаузиуса. Постулат утверждает, что такой процесс невозможен. Теплота может переходить самопроизвольно только в одном направлении, от более нагретого тела к менее нагретому, и такой процесс является необратимым.

Приняв за постулат невозможность процесса Томсона-Планка, можно доказать, что процесс Клаузиуса невозможен, и наоборот, из невозможности процесса Клаузиуса следует, что процесс Томсона-Планка также невозможен.

Следствие второго начала термодинамики, постулированного в указанных формулировках, позволяет ввести для термодинамических систем ещё одну функцию термодинамического состояния S , названную энтропией, такую, что её полный дифференциал для квазистатических процессов записывается какdS=δQ/T . В совокупности с температурой и внутренней энергией, введёнными в нулевом и первом началах, энтропия составляет полный набор величин, необходимых для математического описания термодинамических процессов. Лишь две из упомянутых трёх величин, которыми термодинамика пополняет список используемых в физике переменных, являются независимыми.

Третье начало термодинамики

Третье начало термодинамикиили теорема Нернста утверждает, что энтропия любой равновесной системы по мере приближения температуры к абсолютному нулю перестает зависеть от каких-либо параметров состояния и стремится к определённому пределу . Фактически содержание теоремы Нернста включает в себя два положения. Первое из них постулирует существование предела энтропии при стремлении к абсолютному нулю. Численное значение этого предела принято полагать равным нулю, поэтому в литературе иногда говорят о том, что энтропия системы стремится к нулю при стремлении температуры к 0 К. Второе положение теоремы Нернста утверждает, что все процессы вблизи абсолютного нуля, переводящие систему из одного равновесного состояния в другое, происходят без изменения энтропии .

Нулевые значения температуры и энтропии при абсолютном нуле приняты как удобные соглашения для устранения неоднозначности в построении шкалы для термодинамических величин. Нулевое значение температуры служит реперной точкой для построения термодинамической шкалы температур. Энтропия, обращающаяся в ноль при абсолютном нуле температуры, называется абсолютной энтропией . В справочниках термодинамических величин часто приводятся значения абсолютной энтропии при температуре 298,15 К, которые соответствуют увеличению энтропии при нагреве вещества от 0 К до 298,15 К.

Что собой представляет энтальпия образования веществ? Как использовать эту величину в термохимии? Для того чтобы найти ответы на эти вопросы, рассмотрим основные термины, связанные с тепловым эффектом протекания химического взаимодействия.

Тепловой эффект реакции

Это величина, которая характеризует количество теплоты, выделяемой либо поглощаемой во время взаимодействия веществ.

Если процесс осуществляется при стандартных условиях, тепловой эффект называется стандартным эффектом реакции. Это и есть стандартная энтальпия образования продуктов реакции.

Теплоемкость процесса

Это физическая величина, которая определяет отношение небольшого количества теплоты к изменению температуры. В качестве единиц измерения теплоемкости используют Дж/К.

Удельной теплоемкостью называют то количество тепловой энергии, которое необходимо для увеличения температуры на градус по шкале Цельсия для тела, имеющего массу один килограмм.

Термохимический эффект

Практически для любой химической реакции можно вычислить количество энергии, которое поглощается либо выделяется при взаимодействии химических компонентов.

Экзотермическими называют такие превращения, в результате которых в атмосферу выделяется некоторое количество теплоты. Например, положительным эффектом характеризуются процессы соединения.

Энтальпия реакции вычисляется с учетом состава вещества, а также стереохимических коэффициентов. Эндотермические взаимодействия предполагают поглощение некоторого количества тепла для того, чтобы началась химическая реакция.

Стандартная энтальпия является величиной, используемой в термохимии.

Самопроизвольное протекание процесса

В термодинамической системе самопроизвольно протекает процесс в том случае, когда происходит уменьшение свободной энергии взаимодействующей системы. В качестве условия достижения термодинамического равновесия рассматривается минимальная величина термодинамического потенциала.

Только при условии сохранения во времени постоянных внешних условий, можно вести речь о неизменности взаимодействия.

Один из разделов термодинамики изучает именно равновесные состояния, в которых энтальпия - это величина, рассчитываемая для каждого отдельного процесса.

Химические процессы являются обратимыми в тех случаях, когда они протекают сразу в двух взаимно реверсных направлениях: обратном и прямом. Если в закрытой системе наблюдается обратный процесс, в таком случае через определенный временной промежуток система достигнет равновесного состояния. Оно характеризуется прекращением изменения концентрации всех веществ во времени. Такое состояние не означает полного прекращения реакции между исходными веществами, поскольку равновесие является динамическим процессом.

Энтальпия - это физическая величина, которую можно вычислить для разных химических веществ. Количественной характеристикой равновесного процесса является константа равновесия, выражаемая через парциальные давления, равновесные концентрации, мольные доли взаимодействующих веществ.

Для любого обратимого процесса можно вычислить константу равновесия. Она зависит от температуры, а также от природы взаимодействующих компонентов.

Рассмотрим пример возникновения в системе состояния равновесия. В начальный момент времени в системе есть только исходные вещества А и В. Скорость прямой реакции имеет максимальную величину, а обратный процесс не протекает. По мере снижения концентрации исходных компонентов наблюдается увеличение скорости обратного процесса.

Учитывая, что энтальпия - это физическая величина, которую можно рассчитать для реагирующих веществ, а также для продуктов процесса, можно сделать определенные выводы.

Спустя определенный временной промежуток, скорость прямого процесса равна скорости обратного взаимодействия. Константа равновесия представляет собой отношение констант скорости прямого и обратного процесса. Физический смысл этой величины показывает, во сколько раз скорость прямого процесса превышает величину обратного взаимодействия при определенной концентрации и температуре.

Воздействие внешних факторов на кинетику процесса

Поскольку энтальпия - это величина, которая используется для термодинамических расчетов, существует связь между ней и условиями протекания процесса. Например, на термодинамическое взаимодействие влияет концентрация, давление, температура. При изменении одной из этих величин, происходит смещение равновесия.

Энтальпия представляет собой термодинамический потенциал, который характеризует состояние системы в равновесии при выборе в виде независимых переменных энтропии, давления, количества частиц.

Энтальпия характеризует уровень энергии, который сохраняется в его молекулярной структуре. Следовательно, если вещество обладает энергией, она не в полном объеме преобразуется в теплоту. Часть ее сохраняется непосредственно в веществе, она необходима для функционирования вещества при определенном давлении и температуре.

Заключение

Изменение энтальпии является мерой теплоты химической реакции. Она характеризует то количество энергии, которое необходимо для теплообмена при неизменном давлении. Этой величиной пользуются в тех ситуациях, когда неизменными величинами в процессе будут давление и температура.

Энтальпию часто характеризуют в виде полной энергии вещества, поскольку она определяется как сумма внутренней энергии и работы, которую совершает система.

В реальности эта величина выступает в качестве общего количества энергии, которое характеризует энергетические показатели вещества, преобразующиеся в теплоту.

Данный термин был предложен Х. Камерлинг-Оннесом. При проведении термодинамических расчетов в неорганической химии, должно быть учтено количество вещества. Расчеты проводят при температуре, соответствующей 298 К, давлении 101 кПа.

Закон Гесса, являющийся основным параметром для современной термохимии, позволяет определять возможность самопроизвольного протекания химического процесса, вычислять его тепловой эффект.