Просмотр кода страницы Тепловой эффект химической реакции

'''Тепловой эффект химической реакции''' — изменение [[Внутренняя энергия|внутренней энергии]] <math>\Delta U</math> или [[Энтальпия|энтальпии]] <math>\Delta H</math> системы вследствие протекания [[Химическая реакция|химической реакции]] и превращения исходных веществ (''реактантов'') в продукты реакции в количествах, соответствующих [[Химическое уравнение|уравнению химической реакции]] ([[Стехиометрия|стехиометрии реакции]]) при следующих условиях:
* единственно возможной [[Термодинамическая работа|работой]] при этом является работа против внешнего [[Давление|давления]],
* как исходные вещества, так и продукты реакции имеют одинаковую температуру.

== Теплота термохимического процесса и тепловой эффект химической реакции ==
Поясним приведённое выше определение теплового эффекта химической реакции{{#tag:ref|В общем случае, когда не выполняются условия, перечисленные в дефиниции теплового эффекта химической реакции, говорят об ''энергетическом эффекте химической реакции''{{sfn|''Александров Н. Е. и др.'', Основы теории тепловых процессов и машин, ч. 2|2015|с =290}}{{sfn|''Морачевский А. Г., Фирсова Е. Г.'', Физическая химия. Термодинамика химических реакций|2015|с =21}}{{sfn|''Карякин Н. В.'', Основы химической термодинамики|2003|с =17, 63}}{{sfn|''Шмидт Э.'', Введение в техническую термодинамику|1965|с =311}}, который при выполнении упомянутых выше условий сводится к выделению/поглощению системой [[теплота|теплоты]], то есть именно к тепловому эффекту. В соответствии со сложившейся в [[термохимия|термохимии]] традицией термины «энергетический эффект химической реакции» и «тепловой эффект химической реакции» до сих пор иногда рассматривают как синонимы{{sfn|''Александров Н. Е. и др.'', Основы теории тепловых процессов и машин, ч. 2|2015|с =174}}{{sfn|''Нараев В. Н.'', Физическая химия, ч. 1|2007|с =6}}.|group=K}}. Для этого запишем фундаментальные уравнения Гиббса для внутренней энергии и энтальпии простой<ref name="prst">Состояние простой термодинамической системы (газы и изотропные жидкости в ситуации, когда поверхностными эффектами и наличием внешних силовых полей можно пренебречь) полностью задано её объёмом, давлением в системе и массами составляющих систему веществ.</ref> [[Открытые системы (термодинамика)|открытой]] однородной [[Термодинамическая система|термодинамической системы]]{{sfn|Кубо Р., Термодинамика|1970|с=143}}{{sfn|Мюнстер А., Химическая термодинамика|1971|с=103}}:

{{EF|:|<math>d U = T d S - P d V + \sum_{i=1}^k \mu_i d n_i ,</math>|style=|ref =Фундаментальное уравнение Гиббса для внутренней энергии}}

{{EF|:|<math> dH = TdS + VdP + \sum_{i=1}^k \mu_i d n_i . </math>|style=|ref =Фундаментальное уравнение Гиббса для энтальпии}}

Здесь <math>T</math> — [[Термодинамическая температура|абсолютная температура]], <math>S</math> — [[Энтропия в классической термодинамике|энтропия]], <math>P</math> — давление, <math>V</math> — [[объём]], <math>n_i</math> — [[Количество вещества|количество]] (или [[масса]]) <math>i</math>-го [[Компоненты (термодинамика)|составляющего систему вещества]], <math>\mu_i</math> — [[химический потенциал]] этого вещества (см. [[Энтропия в классической термодинамике#Энтропия открытой системы|Энтропия открытой системы]]).

Для бесконечно малого<ref>Бесконечно малым (''элементарным'', ''инфинитезимальным'') называют процесс, для которого разница между начальным и конечным состояниями системы бесконечно мала.</ref> [[Квазистатический процесс|квазистатического]] [[Изохорный процесс|изохорного процесса]] (<math>V=const</math>)

{{EF|:|<math>d U = T d S + \sum_{i=1}^k \mu_i d n_i ;</math>|style=|ref =Изменение внутренней энергии в бесконечно малом квазистатическом изохорном процессе}}

для бесконечно малого квазистатического [[Изобарный процесс|изобарного процесса]] (<math>P=const</math>)

{{EF|:|<math>d H = T d S + \sum_{i=1}^k \mu_i d n_i .</math>|style=|ref =Изменение энтальпии в бесконечно малом квазистатическом изобарном процессе}}

Важно понимать, что представление о теплоте химической реакции при сохранении исторически сложившегося названия (восходящего ко временам, когда любое изменение температуры связывали с поглощением или выделением теплоты) уже не имеет прямого отношения к общефизическому понятию ''[[Теплота|количества теплоты]]''. Действительно, при химической реакции в изолированной системе (например, инициируемом электрической искрой [[взрыв]]е [[Горение водорода|гремучего газа]] в герметически закрытом [[термос]]е) может иметь место изменение температуры (за счёт выделения теплоты), но не происходит обмена с окружающей средой(так как попросту это термос — изолированная система), ни изменения внутренней энергии системы. Наконец, традиционная трактовка теплоты, основанная на представлении об ''адиабатической изоляции'' системы от окружающей среды{{sfn|Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин|1984|с=8}} (см. [[Аксиоматика термодинамики#Неоднозначность понятий «теплота» и «работа»|Неоднозначность понятий «теплота» и «работа»]]) к открытым системам не применима, и для них теплоту <math>q</math> бесконечно малого квазистатического процесса полагают равной{{sfn|Базаров И. П., Термодинамика|2010|с=114}}{{sfn|Залевски К., Феноменологическая и статистическая термодинамика|1973|с=54}}

{{EF|:|<math> q \equiv T d S .</math>|style=|ref =Дефиниция теплоты для любого бесконечно малого квазистатического процесса}}

Таким образом, теплота бесконечно малого квазистатического изохорного процесса <math>q_V</math> равна

{{EF|:|<math> q_V = dU - \sum_{i=1}^k \mu_i d n_i ,</math>|style=|ref =Теплота бесконечно малого квазистатического изохорного процесса}}

а теплота бесконечно малого квазистатического изобарного процесса <math>q_P</math> равна

{{EF|:|<math> q_P = dH - \sum_{i=1}^k \mu_i d n_i .</math>|style=|ref =Теплота бесконечно малого квазистатического изобарного процесса}}

Для [[Закрытая система (физика)|закрытых систем]] изменение энергии системы за счёт изменения масс составляющих систему веществ (''химическую работу''{{sfn|Lebon G. e. a., Understanding Non-equilibrium Thermodynamics|2008|p=14}}{{sfn|Жариков В. А., Основы физической геохимии|2005|с=31}}{{sfn|Callen H. B., Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics|1985|p=36}}{{sfn|Сычёв В. В., Сложные термодинамические системы|2009|с=257}}{{sfn|Путилов К. А., Термодинамика|1971|с=125}}, ''работу перераспределения масс составляющих систему веществ''{{sfn|Тамм М. Е., Третьяков Ю. Д., Физико-химические основы неорганической химии|2004|с=11}}) <math> \sum_i \mu_i d n_i </math> учитывать не требуется{{sfn|Степановских Е. И. и др., Химическая термодинамика в вопросах и ответах|2014|с=87}}{{sfn|Бурдаков В. П. и др., Термодинамика, ч. 2|2009|с=10}}, и выражения для теплот ещё более упрощаются:

{{EF|:|<math> q_V = dU,</math>|style=|ref =Теплота бесконечно малого квазистатического изохорного процесса в простой закрытой системе}}
{{EF|:|<math> q_P = dH.</math>|style=|ref =Теплота бесконечно малого квазистатического изобарного процесса в простой закрытой системе}}

Из сказанного ясно, почему в дефиниции теплового эффекта химической реакции фигурируют внутренняя энергия, энтальпия и запрет на любые виды работ в системе, кроме работы расширения/сжатия. Уточним, что в понятии «химическая работа» термин «работа» не имеет отношения к понятию «[[термодинамическая работа]]» и использован просто как синоним словосочетания «изменение энергии». Наконец, подчеркнём, что когда речь идёт о тепловом эффекте химической реакции, то, как и во многих других случаях, касающихся [[Термохимия|термохимии]], подразумевается, что речь идёт о закрытой системе и полномасштабное применение мощного, но громоздкого математического аппарата термодинамики систем переменного состава не требуется{{sfn|Степановских Е. И. и др., Химическая термодинамика в вопросах и ответах|2014|с=87}}{{sfn|Бурдаков В. П. и др., Термодинамика, ч. 2|2009|с=10}}{{sfn|Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1|2017|с=127}}.

Энергетический эффект химической реакции всегда рассматривают применительно к конкретному [[Термохимия#Термохимические уравнения|термохимическому уравнению]], которое может не иметь отношения к реальному химическому процессу. Термохимическое уравнение лишь показывает, какие наборы начальных и конечных индивидуальных веществ, находящихся в определённых состояниях и количественных соотношениях, исчезают и образуются. В начальном состоянии должны присутствовать только исходные вещества (реактанты), а в конечном — только продукты химической реакции. Единственным условием при записи термохимического уравнения является соблюдение материального и зарядового баланса. Вещества в растворённом или адсорбированном состоянии тоже считаются индивидуальными соединениями; если [[растворитель]] или [[адсорбент]] не участвует непосредственно в химической реакции и не реагирует с растворённым веществом, то он рассматривается просто как фактор, влияющий на термодинамические свойства рассматриваемого вещества. Наконец, в термохимическом уравнении могут фигурировать частицы, не способные к самостоятельному существованию ([[электрон]]ы, [[протон]]ы, [[ион]]ы, [[Свободные радикалы|радикалы]], атомарные [[простые вещества]]){{sfn|Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1|2017|с=128}}.

Энергетический эффект реального процесса с химической реакцией зависит от условий проведения процесса и не может служить стандартной характеристикой конкретной химической реакции{{sfn|Химическая энциклопедия, т. 4|1995|с=522—523}}. [[Химическая термодинамика|Химическая же термодинамика]] нуждается в показателе, связанном с энергетикой химической реакции, но не зависящем от условий её проведения. Покажем, как может быть получен интересующий нас показатель. Для этого рассмотрим следующий [[Эксперимент#Мысленный эксперимент|мысленный эксперимент]]. Возьмем чистые индивидуальные исходные вещества в мольных количествах, соответствующих стехиометрическим коэффициентам интересующего нас термохимического уравнения, и находящиеся при определённых температуре и давлении. Если привести эти вещества в контакт, то энтальпия образовавшейся неравновесной системы в начальный момент времени будет равна сумме энтальпий исходных веществ. Теперь рассмотрим конечное состояние изучаемой системы в предположении, что реактанты прореагировали полностью<ref>То, что конечное состояние может оказаться недостижимым в действительности, применительно к данному рассмотрению не имеет значения.</ref> и продукты реакции находятся при той же температуре и том же давлении, что и реактанты. Энтальпия системы (в общем случае неравновесной) из продуктов химической реакции будет равна сумме энтальпий этих веществ. Поскольку энтальпия — функция состояния, то разность энтальпий <math>\Delta H</math> системы в конце и начале рассмотренного мысленного эксперимента не зависит от условий проведения химической реакции. Эту разность энтальпий и называют изобарным тепловым эффектом (термохимической теплотой) химической реакции, соответствующей определённому термохимическому уравнению{{sfn|Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1|2017|с=130}}{{sfn|Морачевский А. Г., Кохацкая М. С., Прикладная химическая термодинамика|2008|с=24}}. Важно, что реальная осуществимость рассмотренного мысленного эксперимента, гипотетические условия его проведения и неравновесность исходного и конечного состояний термохимической системы не сказываются на дефиниции теплового эффекта химической реакции.

Часто тепловой эффект химической реакции относят к 1 [[Моль (единица измерения)|молю]] одного из продуктов реакции{{sfn|Никольский Б. П. и др., Физическая химия|1987|с=17}}.

Резюмируем сказанное: теплота процесса, связанного с фактическим протеканием химической реакции, и энергетический эффект химической реакции отнюдь не одно и то же, а дефиниция теплового эффекта химической реакции вообще не предполагает действительного осуществления реакции, соответствующей рассматриваемому термохимическому уравнению{{sfn|Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1|2017|с=131}}.

И внутренняя энергия, и энтальпия представляют собой [[Термодинамическая функция состояния|функции состояния]], поэтому тепловой эффект химической реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, то есть от числа и характера промежуточных стадий ([[закон Гесса]]){{sfn|Ляшков В. И., Теоретические основы теплотехники|2015|с=102}}{{sfn|Морачевский А. Г., Кохацкая М. С., Прикладная химическая термодинамика|2008|с=23}}{{sfn|Кнорре Д.Г. и др., Физическая химия|1990|с=245}}{{sfn|Никольский Б. П. и др., Физическая химия|1987|с=18}}.

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении, и равный изменению энтальпии системы в процессе, соответствующем термохимическому уравнению, называется ''изобарным тепловым эффектом'' или ''энтальпией химической реакции''. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном [[объём]]е, и равный изменению внутренней энергии системы в процессе, соответствующем термохимическому уравнению, называют ''изохорным тепловым эффектом''{{sfn|Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин|1984|с=16}}.

Для отдельных типов химических реакций вместо общего термина «тепловой эффект химической реакции» используют специальные (сокращённые) термины: ''теплота образования'', ''[[теплота сгорания]]'' и т. п.{{sfn|БСЭ, 3-е изд., т. 25|1976|с=450}}

Дефиниции тепловых эффектов должны быть дополнены указанием на начальные точки отсчёта значений энергии и энтальпии. Для сравнения тепловых эффектов и упрощения термодинамических расчётов все величины тепловых эффектов реакций относят к стандартным условиям (все вещества находятся в стандартных состояниях){{sfn|БСЭ, 3-е изд., т. 25|1976|с=450}}. Если реакцию — реально или гипотетически — проводят при [[Стандартные условия|стандартных условиях]] ({{nobr|{{math|''T''}} {{=}} 298,15 К {{=}} 25 °С}} и {{nobr|{{math|''P''}} {{=}} 1 бар {{=}} 100 кПа}})<ref>До 1982 года [[ИЮПАК]] принимал в качестве стандартного давления 1 атм = 101325 Па; это следует учитывать при использовании данных из литературы, изданной ранее.</ref>, то тепловой эффект называют ''стандартным тепловым эффектом реакции'' или ''стандартной энтальпией реакции'' {{math|Δ''H''{{su|b=r|p=o}}}}.

Химические реакции, сопровождающиеся повышением температуры, называют [[Экзотермические реакции|экзотермическими]], понижением температуры — [[Эндотермические реакции|эндотермическими]]. В термодинамической системе знаков тепловой эффект экзотермической реакции (<math>\Delta U < 0 </math> или <math>\Delta H < 0 </math>) считают отрицательным, эндотермической (<math>\Delta U > 0 </math> или <math>\Delta H > 0 </math>) — положительным. В устаревшей и не рекомендуемой к употреблению термохимической системе знаков положительным, наоборот, считается тепловой эффект экзотермической реакции, а отрицательным — эндотермической{{sfn|Химический энциклопедический словарь|1983|с=563}}.

Тепловые эффекты химических реакций важны для теоретической [[химия|химии]] и необходимы при расчётах равновесных составов смесей, выхода продуктов реакций, удельной тяги топлив реактивных двигателей и для решения многих других прикладных задач{{sfn|БСЭ, 3-е изд., т. 25|1976|с=450}}.

Изучение тепловых эффектов химических реакций составляет важнейшую задачу [[Термохимия|термохимии]]{{sfn|Химическая энциклопедия, т. 4|1995|с=522—523}}. Для расчёта стандартных тепловых эффектов химических реакций используют таблицы стандартных теплот образования или сгорания{{sfn|Химический энциклопедический словарь|1983|с=563}}.

== Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования) ==
Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых [[Стандартные условия|стандартных состояниях]].

Например, стандартная энтальпия образования 1 моля [[метан]]а из [[углерод]]а и [[водород]]а равна тепловому эффекту реакции:
::: С(тв) + 2H<sub>2</sub>(г) = CH<sub>4</sub>(г) + 74,9 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается {{math|Δ''H''{{sub_sup|f|o}}}}. Здесь индекс f означает ''formation'' (образование), а знак «O» в верхнем индексе указывает, что величина относится к [[стандартное состояние|стандартному состоянию]] вещества: один моль индивидуального химического соединения, взятого в чистом виде при [[Стандартные условия|стандартных условиях]] в том агрегатном состоянии, которое устойчиво в этих условиях (если нет специальной оговорки)<ref>Курс физической химии // Под ред. Я. И. Герасимова. М.-Л.: Химия, 1964. — Т. 1. — С. 55.</ref>. Иногда для обозначения стандартного состояния используют перечёркнутый символ «<s>O</s>» в верхнем индексе; согласно рекомендациям ИЮПАК по использованию обозначений в физической химии<ref>{{GreenBookRef|p=60}}</ref>, перечёркнутый и неперечёркнутый символ «O», используемые для обозначения стандартного состояния, одинаково приемлемы. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии — {{math|Δ''H''}}{{su|p=o|b=298,15}}, где знак «O» указывает на равенство давления одной атмосфере<ref>{{книга
 |автор          = Жуховицкий А. А., Шварцман Л. А. 
 |заглавие       = Физическая химия
 |место          = М.
 |издательство   = Металлургия
 |год            = 1976
 |страниц        = 544
 }}</ref> (или, несколько более точно, на стандартные условия<ref name="Стромберг">{{книга
 |автор         = [[Стромберг, Армин Генрихович|Стромберг А. Г.]], [[Семченко, Дмитрий Платонович|Семченко Д. П.]]
 |заглавие      = Физическая химия: Учеб. для хим.-технол. спец. вузов
 |издание       = 2-е изд
 |ответственный = Под ред. А. Г. Стромберга
 |место         = М.
 |издательство  = Высш. шк.
 |год           = 1988
 |страниц       = 496
 }}</ref>), а 298,15 — температура. Иногда индекс «O» используют для величин, относящихся к ''чистому веществу'', оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество<ref name="Пригожин">{{книга
 |автор          = Пригожин И., Дефэй Р.
 |заглавие       = Химическая термодинамика
 |оригинал       = Chemical Thermodynamics
 |ответственный  = Перевод с англ. под ред. В. А. Михайлова
 |место          = Новосибирск
 |издательство   = Наука
 |год            = 1966
 |страниц        = 502
 }}</ref>. Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в [[разбавленный раствор|предельно разбавленном]] растворе.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при {{nobr|{{math|''T''}} {{=}} 298,15 K}}. Например, для [[иод]]а в кристаллическом состоянии {{nobr|{{math|Δ''H''<sup>o</sup>}}(I<sub>2</sub>, тв) {{=}} 0 кДж/моль}}, а для жидкого [[иод]]а {{nobr|{{math|Δ''H''<sup>o</sup>}}(I<sub>2</sub>, ж) {{=}} 22 кДж/моль}}. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие [[Закон Гесса|закона Гесса]]):
: {{math|Δ''H''}}<sup>o</sup><sub>реакции</sub> = {{math|ΣΔ''H''{{sub_sup|f|o}}}} (продукты) — {{math|ΣΔ''H''{{sub_sup|f|o}}}} (реагенты).

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения, в которых указано количество выделившейся или поглощённой теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеся выделением тепла в окружающую среду, имеют отрицательный тепловой эффект и называются [[Экзотермическая реакция|экзотермическими]]. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла, имеют положительный тепловой эффект и называются [[Эндотермические реакции|эндотермическими]]. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

== Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции ==
Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные [[Теплоёмкость|теплоемкости]] веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от {{math|''Т''<sub>1</sub>}} до {{math|''Т''<sub>2</sub>}} рассчитывают по [[Закон Кирхгофа (химия)|закону Кирхгофа]] (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет [[Фазовый переход|фазовых превращений]]):

<math>\Delta{H(T_2)}=\Delta{H(T_1)}+\int\limits_1^2{\Delta{C_p}(T_1{,}T_2)d(T)}.
</math>

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:
: <math>\Delta{H(T_2)}=\Delta{H(T_1)}+\int\limits_1^{T_\varphi}{\Delta{C_p}(T_1{,}T_\varphi)d(T)}+\Delta{H(T_\varphi)}+\int\limits_{T_\varphi}^2{\Delta{C_p}(T_\varphi{,}T_2)d(T)},
</math>
где {{math|Δ''C<sub>p</sub>''(''T''<sub>1</sub>, ''T''<sub>φ</sub>)}} — изменение теплоемкости в интервале температур от {{math|''Т''<sub>1</sub>}} до температуры фазового перехода; <math>\Delta{H(T_\varphi)}
</math> — тепловой эффект фазового перехода; {{math|Δ''C<sub>p</sub>''(''T''<sub>φ</sub>, ''T''<sub>2</sub>)}} — изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и {{math|''T''<sub>φ</sub>}} — температура фазового перехода.

== Стандартная энтальпия сгорания ==
'''Стандартная энтальпия сгорания''' — {{math|Δ''H''{{su|b=гор.|p=о}}}}, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

== Стандартная энтальпия растворения ==
'''Стандартная энтальпия растворения''' — {{math|Δ''H''{{su|b=раств.|p=о}}}}, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения [[Кристаллическая решётка|кристаллической решётки]] и теплоты [[Гидратация|гидратации]] (или теплоты [[Сольватация|сольватации]] для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава — гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс — {{nobr|{{math|Δ''H''}}<sub>реш.</sub> > 0}}, а гидратация ионов — экзотермический, {{nobr|{{math|Δ''H''}}<sub>гидр.</sub> < 0}}. В зависимости от соотношения значений {{math|Δ''H''}}<sub>реш.</sub> и {{math|Δ''H''}}<sub>гидр.</sub> энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического [[Гидроксид калия|гидроксида калия]] сопровождается выделением тепла:
::: {{math|Δ''H''}}{{su|b=раств.KOH|p=о}} = {{math|Δ''H''}}{{su|b=реш.|p=о}} + {{math|Δ''H''}}{{su|b=гидр.К<sup>+</sup>|p=о}} + {{math|Δ''H''}}{{su|b=гидр.OH<sup>−</sup>|p=о}} = −59 кДж/моль.

Под энтальпией гидратации {{math|Δ''H''}}<sub>гидр.</sub> понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

== Стандартная энтальпия нейтрализации ==
'''Стандартная энтальпия нейтрализации''' {{math|Δ''H''}}{{su|b=нейтр.|p=о}} — энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:
::: HCl + NaOH = NaCl + H<sub>2</sub>O
::: H<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup> = H<sub>2</sub>O, {{math|Δ''H''}}{{su|b=нейтр.|p=о}} = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов [[Электролитическая диссоциация|сильных электролитов]] зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения {{math|Δ''H''}}{{su|b=гидратации|p=о}} ионов при разбавлении.

== См. также ==
* [[Термохимия]]
* [[Химическая термодинамика]]

== Комментарии ==
{{примечания|group=K}}

== Примечания ==
{{Примечания}}

== Литература ==
* {{книга|автор = Callen H. B. |заглавие = Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics |ссылка= |язык= |издание = 2nd ed | место= N. Y. e. a. |издательство= John Wiley |год =1985|том= |allpages =XVI + 493|серия= |isbn= 0471862568, 9780471862567 |ref =Callen H. B., Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics}}
* {{книга|автор = Lebon G., Jou D., Casas-Vázquez J.|заглавие =Understanding Non-equilibrium Thermodynamics: Foundations, Applications, Frontiers|ссылка= |язык= |издание =|место= Berlin — Heidelberg |издательство =Springer|год =2008|том= |allpages =XIII + 325 |серия= |isbn =978-3-540-74251-7, 978-3-540-74252-4 |doi = 10.1007/978-3-540-74252-4 |ref =Lebon G. e. a., Understanding Non-equilibrium Thermodynamics}}
* {{книга|автор =Александров Н. Е., Богданов А. И., Костин К. И. и др.|заглавие =Основы теории тепловых процессов и машин. Часть II|ссылка =|ответственный =Под ред. Н. И. Прокопенко|издание =5-е изд. (электронное)|место =М.|издательство =Бином. Лаборатория знаний|год =2015|том =|страниц =572|серия =|isbn =978-5-9963-2613-6|ref =''Александров Н. Е. и др.'', Основы теории тепловых процессов и машин, ч. 2}}{{Недоступная ссылка|date=Декабрь 2019 |bot=InternetArchiveBot }}
* {{книга|автор = Базаров И. П. |заглавие = Термодинамика |издание = 5-е изд |место = СПб.—М.—Краснодар |издательство = Лань |год =2010|том= |страниц = 384 |серия = Учебники для вузов. Специальная литература |isbn = 978-5-8114-1003-3 |ref =Базаров И. П., Термодинамика}}
* {{книга |автор=  |заглавие= [[Большая Советская Энциклопедия]] |ответственный= Гл. ред. А. М. Прохоров |ссылка= http://allencyclopedia.ru/76641 |издание= 3-е изд |место= М. |издательство= [[Большая Российская энциклопедия (издательство)|Советская Энциклопедия]] |год= 1976 |том= 25: Струнино — Тихорецк |страниц= 600 |серия=  |isbn=  |ref= БСЭ, 3-е изд., т. 25 }} {{Wayback|url=http://allencyclopedia.ru/76641 |date=20170805015326 }}
* {{книга|автор = Борщевский А. Я. |заглавие = Физическая химия. Том 1 online. Общая и химическая термодинамика |ссылка = |ответственный = |издание = |место = М |издательство = Инфра-М |год = 2017 |том= |страниц = 868 |серия= |isbn = 978-5-16-104227-4 |ref =Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1}}
* {{книга|автор = [[Бурдаков, Валерий Павлович|Бурдаков В. П.]], Дзюбенко Б. В., Меснянкин С. Ю., Михайлова Т. В. |заглавие = Термодинамика. Часть 2. Специальный курс |издание= |место = М. |издательство = Дрофа |год =2009|том= |страниц = 362 |серия= Высшее образование. Современный учебник |isbn = 978-5-358-06140-8 |ref =Бурдаков В. П. и др., Термодинамика, ч. 2}}
* {{книга|автор =Жариков В. А.|заглавие =Основы физической геохимии|ссылка = http://geo.web.ru/db/msg.html?mid=1180354&uri=index.html |ответственный= |издание =|место =М.|издательство =Наука; Изд-во МГУ|год =2005|том= |страниц =656|серия =Классический университетский учебник|isbn =5-211-04849-0, 5-02-035302-7 |ref =Жариков В. А., Основы физической геохимии}}
* {{книга|автор =Залевски К.|заглавие =Феноменологическая и статистическая термодинамика: Краткий курс лекций|ответственный =Пер. с польск. под. ред. Л. А. Серафимова|издание= |место =М.|издательство =Мир|год =1973|том= |страниц =168|серия= |isbn= |ref =Залевски К., Феноменологическая и статистическая термодинамика}}
* {{книга|автор =Карякин Н. В.|заглавие =Основы химической термодинамики|ссылка =|ответственный =|издание =|место =М.|издательство =Академия|год =2003|том =|страниц =463|серия =Высшее профессиональное образование|isbn =5-7695-1596-1|ref =''Карякин Н. В.'', Основы химической термодинамики}}{{Недоступная ссылка|date=Декабрь 2019 |bot=InternetArchiveBot }}
* {{книга|автор =Кнорре Д. Г., Крылова Л. Ф., Музыкантов В. С. |заглавие =Физическая химия |ответственный = |издание =2|место = М.|издательство =Высшая школа|год =1990|том= |страниц =416|серия= |isbn =5-06-000655-7|ref =Кнорре Д.Г. и др., Физическая химия}}
* {{книга|автор =[[Кубо, Рёго|Кубо Р.]]|заглавие = Термодинамика |издание= |место =М. |издательство= Мир |год =1970 |том= |страниц =304 |серия= |isbn= |ref =Кубо Р., Термодинамика}}
* {{книга|автор =Ляшков В. И.|заглавие =Теоретические основы теплотехники|издание = |издательство =Курс; Инфра-М|год =2015 |место= М.|страниц =328|isbn =978-5-905554-85-8, 978-5-16-0І0639-7|ref =Ляшков В. И., Теоретические основы теплотехники}}
* {{книга|автор =Морачевский А. Г., Кохацкая М. С.|заглавие =Прикладная химическая термодинамика|ответственный = |издание = |место =СПб.|издательство =Изд-во Политехн. ун-та|год =2008|том= |страниц =254|серия= |isbn= 978-5-7422-2006-0|ref =Морачевский А. Г., Кохацкая М. С., Прикладная химическая термодинамика}}
* {{книга|автор =Морачевский А. Г., Фирсова Е. Г.|заглавие =Физическая химия. Термодинамика химических реакций|ссылка =|ответственный =|издание =2-е изд., испр|место =СПб.|издательство =Лань|год =2015|том =|страниц =101|серия =Учебники
для вузов. Специальная литература|isbn =978-5-8114-1858-9|ref =''Морачевский А. Г., Фирсова Е. Г.'', Физическая химия. Термодинамика химических реакций}}{{Недоступная ссылка|date=Октябрь 2019 |bot=InternetArchiveBot }}
* {{книга|автор = Мюнстер А.|заглавие =Химическая термодинамика|ответственный =Пер. с нем. под. ред. чл.-корр. АН СССР Я. И. Герасимова|издание= |место =М.|издательство =Мир|год =1971|том= |страниц =296|серия= |isbn= |ref =Мюнстер А., Химическая термодинамика}}
* {{книга|автор =Нараев В. Н.|ответственный =|заглавие =Физическая химия. Часть 1. Химическая термодинамика. Фазовые равновесия и учение о растворах. Электрохимия|ссылка =|издание =|место =СПб.|издательство =[[Санкт-Петербургский государственный технологический институт]] (Технический университет)|год =2007|том =|страниц =262|серия =|isbn =|ref =''Нараев В. Н.'', Физическая химия, ч. 1}}{{Недоступная ссылка|date=Декабрь 2019 |bot=InternetArchiveBot }}
* {{книга|автор =[[Никольский, Борис Петрович|Никольский Б. П.]], Смирнова Н. А., Панов М. Ю. и др.|ответственный =Под ред. [[Никольский, Борис Петрович|Б. П. Никольского]]|заглавие =Физическая химия. Теоретическое и практическое руководство|издание =2-е изд., перераб. и доп|место =Л.|издательство =Химия|год =1987|том= |страниц =880|серия= Для высшей школы|isbn= |ref =Никольский Б. П. и др., Физическая химия}}
* {{книга|автор= Путилов К. А.|заглавие= Термодинамика |ответственный= Отв. ред. [[Карапетьянц, Михаил Христофорович|М. Х. Карапетьянц]]|издание= |место= М.|издательство= Наука|год= 1971|том= |страниц= 376|серия= |isbn= |ref =Путилов К. А., Термодинамика}}
* {{книга|автор =Степановских Е. И., Брусницына Л. А., Маскаева Л. Н.|заглавие =Химическая термодинамика в вопросах и ответах|ссылка = |издание = |издательство =УИПЦ |год =2014|место =Екатеринбург|страниц =221|isbn =978-5-4430-0061-9|ref =Степановских Е. И. и др., Химическая термодинамика в вопросах и ответах}}
* {{книга|автор = Сычёв В. В.|заглавие =Сложные термодинамические системы|издание = 5-е изд., перераб. и доп|место = М.|издательство= Издательский дом МЭИ|год= 2009|том= |страниц =296|серия= |isbn= 978-5-383-00418-0|ref= Сычёв В. В., Сложные термодинамические системы}}
* {{книга|автор =Тамм М. Е., Третьяков Ю. Д.|заглавие =Неорганическая химия. Том 1. Физико-химические основы неорганической химии|ответственный= Под. ред. акад. Ю. Д. Третьякова|издание = |место =М.|издательство =Академия|год =2004|том= |страниц =240|серия =Высшее профессиональное образование|isbn =5-7695-1446-9|ref =Тамм М. Е., Третьяков Ю. Д., Физико-химические основы неорганической химии}}
* {{книга|автор= |заглавие = Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин |ответственный = Отв. ред. [[Новиков, Иван Иванович|И. И. Новиков]] |издание = АН СССР. Комитет научно-технической терминологии. Сборник определений. Вып. 103|место = М. |издательство = Наука |год = 1984 |том= |страниц = 40|серия= |isbn= |ref = Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин}}
* {{книга|заглавие =Химическая энциклопедия|ссылка = http://enc-dic.com/enc_chemistry/Teplovo-jeffekt-reakcii-3558.html |ответственный =Гл. ред. [[Зефиров, Николай Серафимович|Н. С. Зефиров]]|издание= |место =М.|издательство =[[Большая Российская энциклопедия (издательство)|Большая Российская энциклопедия]]|год =1995|том =4: Пол — Три|страниц =640|серия= |isbn =5-85270-092-4|ref =Химическая энциклопедия, т. 4}}
* {{книга|заглавие =Химический энциклопедический словарь|ответственный =Гл. ред. [[Кнунянц, Иван Людвигович|И. Л. Кнунянц]]|издание= |место =М.|издательство =[[Большая Российская энциклопедия (издательство)|Советская энциклопедия]]|год =1983|том = |страниц =792|серия= |isbn = |ref =Химический энциклопедический словарь}}
* {{книга|автор =Шмидт Э.|заглавие =Введение в техническую термодинамику|ссылка =|ответственный =Пер. с нем|издание = |место =М.—Л.|издательство =[[Энергия (издательство)|Энергия]]|год =1965|том = |страниц =392|серия = |isbn = |ref =''Шмидт Э.'', Введение в техническую термодинамику}}
* ''Эткинс П.'' Физическая химия. — М.: Мир, 1980.

[[Категория:Физическая химия]]
[[Категория:Химическая термодинамика]]