Энтальпия образования веществ как найти

Была ли эта статья полезной?

Для расчетов
тепловых эффектов используют величину,
называемую энтальпией.

Энтальпией
(теплотой) образования химического
соединения ∆ H_T
называется изменение энтальпии
в процессе получения 1 моля этого
соединения из простых веществ (элементов)
при постоянном давлении.

Так, например,
энтальпией образования этилового спирта
C₂H₅OHназывается изменение энтальпии при
реакции углерода, кислорода и водорода
при постоянном давлении

2C
+ 3H₂ + 1/2
O₂→ CH₃
— CH₂ — OH

И наоборот, реакции

CH₂
= CH₂+H₂O→CH₃
— CH₂
— OH

CH₃
— CHO+H₂→CH₃
— CH₂
– OH

не являются
реакциями ”образования” спирта, хотя
и приводят к синтезу этилового спирта.

Важным термодинамическим
представлением является понятие о
стандартном состоянии вещества, под
которым понимается его реальное состояние
при 298 Ки атмосферном давлении (илиp = 101 кПа).

Стандартной
энтальпией (теплотой) образования
химического соединения
называется изменение энтальпии в
процессе образования 1 моля этого
соединения, находящегося в стандартном
состоянии, из простых веществ, также
находящихся в стандартных состояниях
и термодинамически устойчивых при
данной температуре фазах и модификациях.

Стандартные
энтальпии образования простых веществ
принимают равными нулю, если их агрегатные
состояния и модификации устойчивы при
стандартных условиях.

Стандартная
энтальпия образования соединения –
мера его термодинамической устойчивости,
прочности, количественное выражение
энергетических свойств соединения.
Если стандартная энтальпия образования
отрицательна, то соединение более
устойчиво, чем элементы, из которых оно
состоит, или наоборот, если она
положительна, то соединение менее
устойчиво. Из различных молекул более
устойчивы те, энтальпии, образования
которых меньше.

Например, этан (∆
H₂₉₈ = —
24,82 ккал/моль)более устойчив, чем
этилен

Термохимические
расчеты.Значения энтальпий
образования позволяет определить
изменения энтальпии, сопровождающие
реакции, не прибегая к прямым измерениям.

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.

Так, для уравнения
вида

aA
+ bB +…= dD
+ eE +…

Тепловой эффект
∆ Hопределяется
равенством

=

При этом следует
иметь в виду, что при алгебраическом
суммировании следует учитывать
стехиометрические коэффициенты в
уравнении реакции (а, в, d,
e).

Приведенное
уравнение позволяет определять как
тепловой эффект реакции по известным
энтальпиям образования веществ,
участвующих в реакции, так и одну из
энтальпий образования, если известны
тепловой эффект реакции и все остальные
энтальпии образования.

В настоящее время
энтальпии образования известны примерно
для четырех тысяч веществ, и это позволяет
расчётным путем установить тепловые
эффекты самых разнообразных реакций.

Пример 1. Расчет
теплового эффекта реакции по стандартным
энтальпиям образования веществ.

Al₂O₃
(к)
+3SO₃ (г)
= Al₂(SO₄)₃
(к)

=-1675
кДж/моль;
=-395,
2 кДж/моль

=-3434
кДж/моль

Тепловой эффект
реакции
определяется по уравнению:

После подстановки
значений стандартных энтальпий

-3434-(-1675-3.395,
2)=-599 кДж/моль

Видно, что
<
0, т.е. это реакция экзотермическая.

Пример 2. Расчет
энтальпии образования химического
соединения по известному тепловому
эффекту реакции.

Определить
в реакции:

CH₄
(г) + 2 H₂O
(г) = CO₂
(г) + 4 H₂
(г)

=-241,82
кДж/моль;
=-393,51
кДж/моль;
=
+164,98 кДж

Стандартный
тепловой эффект реакции равен:

,
откуда

После подстановки
стандартных энтальпий образования
веществ:

(-1
моль∙ 393,51 кДж/моль + 2 моль ∙ — 241,82
кДж/моль – 164,98 кДж) / 1 моль = — 74,85 кДж/моль

Видно, что реакция
образования метана является экзотермической.

Пример 3. Расчет
теплового эффекта реакции, который
экспериментально определить невозможно.

Реакция 1) C
+ O₂ = CO₂,


= -396 кДж/моль

может быть также
осуществлена в две стадии

2)
C + 1/2 O₂
= CO,

= -110, 5 кДж/моль

3)
CO + 1/2 O₂
= CO₂

Тепловой эффект
реакции 2) можно провести экспериментально
и определить
=-110, 5 кДж/моль.

А вот тепловой
эффект реакции 3) экспериментально
осуществить и определить невозможно,
поэтому
реакции
3) получают расчетным путем, используя
закон Гесса

— 396 — (-110, 5) = — 285,5
кДж/моль

С помощью
термохимических расчетов можно определить
энергию химических связей, энергии
кристаллических решеток, теплоты
растворения и гидратации, тепловые
эффекты фазовых превращений и т.д.

Энтальпия есть
возрастающая функция температуры,
непрерывная во всей области изменения
последней, когда существует данная
фаза. Для расчета теплового эффекта при
температурах, более высоких, чем
стандартные, используют уравнение
Кирхгофа:

где
— стандартный тепловой эффект реакции
приT = 298 К;

—
стандартный тепловой эффект реакции
при T.

разность молярных
изобарных теплоемкостей всех продуктов
реакции и молярных изобарных теплоемкостей
всех исходных веществ, т.е.

Расчеты по уравнению
Кирхгофа показывают, что в том интервале
температур, который может иметь
практическое значение, изменение
величины теплового эффекта реакции
невелико.

Так, например,
тепловой эффект процесса 1/2 N₂
+ 1/2 O₂
= NO (г)при
повышении температуры от298до4000Кизменяется всего лишь на2,0
кДж/моль. Еще меньше влияние давления
на тепловой эффект реакции. Так, для
реакции синтеза аммиака из азота и
водорода различие между величинами
приp = 101 кПаиp
= 50 МПане превышает5 %.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25^оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН^о₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН^о_f,298 (или ΔН^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔН^o_f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н_2(г) + ½O_2(г) = Н₂О_(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН^o₂₉₈ реакции:

2H₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2H₂O(ж); ΔН^oх.р.,₂₉₈ = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Вещество	H2S(г)	O2(г)	SO2(г)	H2O(ж)
ΔНof,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔНoсгор,298	-562,10	0	0	0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН^о_х.р. равна:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_f,298(SO_2(г)) + 2ΔН^о_f,298(H₂O_(ж)) — 2ΔН^о_f,298(H₂S_(г)) — 3ΔН^о_f,298(O_2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж); ΔН^о₁ = -1531,22 кДж;

2H₂O_(ж) = O_2(г) + 2H_2(г); ΔН^о₂= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

• • • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N_2(г) + 3H₂O_(ж) = 2NH_3(г) + 3/2O_2(г); ΔН^о = 765,61 кДж;

• • • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину  δН^o , изменив ее знак на противоположный:

3/2O_2(г) + 3H_2(г) = 3H₂O_(ж); ΔН^о = -857,49 кДж;

• • • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н^о₂₉₈ = (- ΔН^о₁/2) + (- 3/2·ΔН^о₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН^о_f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO_4(к) + 5H₂O_(ж) = CuSO₄·5H₂O_(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о₁ = ΔН^о₂ + ΔН^о_х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН^о_х = ΔН^о₁ – ΔН^о₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO_4(к) + (n H₂O) = CuSO₄(р-р, n H₂O); ΔН^о₁ = – 40,0 кДж; (1)

CuSO_4(к) + 5H₂O(ж) = CuSO₄·5H₂O(к); ΔН^о_х = Н^о₂; (2)

CuSO₄·5H₂O_(к) + (n – 5)H₂O = CuSO₄(р-р, nH₂O); ΔН^о₃ = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса:  ΔН^о₁ =  ΔН^о_х+  ΔН^о₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о_f,298(С₂Н_4(г)) = 2ΔН^о_возг(С_{(графит)}) + 2ΔН^о_атом (H_2(г)) + ΔН^о_(С= С) + 4ΔН^о_(С–Н).

ΔН^о_(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН^о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

2. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции:

CH₃CНO_(ж) + H_2(г) = CH₃CH₂OH_(ж),

если ΔН^о_сгор,298(CH₃CНO_(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔН^о_сгор,298(CH₃CH₂OH_(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔН^о_f,298(Н₂О_(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl_2(к) и BaCl₂·2H₂O_(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl₂: H₂O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔН^о присоединения воды к BaCl_2(к) с образованием BaCl₂·2H₂O_(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г); ΔН^о₂₉₈ = +182,52 кДж;

2O_(г) = O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 498,34 кДж;

N_2(г) = 2N_(г); ΔН^о₂₉₈ = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции 2C(г) + 2H₂(г) = C₂H₄(г), используя следующие термохимические уравнения:

С_{(графит)} = С_(г) ; ΔН^о₂₉₈ = +716,67 кДж;
С₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 1322,94 кДж;
C_{(графит)} + O_2(г) = CO_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 393,51 кДж;

H_2(г) + 1/2O_2(г) = H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН_(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO_3(к)=KCl_(к)+3KClO_4(к) по следующим данным:

2KClO_3(к)=2KCl_(к)+3O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 95 кДж;
4KClO_4(к)=KCl_(к)+2O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl₅, используя следующие термохимические уравнения:

P_{(к, бел.)}+5/2Cl_2(г)=PCl_5(г); ΔН^о₁ = — 374,8 кДж;
P_{(к, бел.)}=P_(г); ΔН^о₂ = — 17,4 кДж;
Cl_2(г)=2Cl_(г); ΔН^о₃ = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH₃, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N_2(г)+3/2H_2(г)=NH_3(г); ΔН^о₁ = — 46,2 кДж;
N_2(г)=2N_(г); ΔН^о₂ = 945,4 кДж;
H_2(г)=2H_(г); ΔН^о₃ = 436,0 кДж.

From Wikipedia, the free encyclopedia

In chemistry and thermodynamics, the standard enthalpy of formation or standard heat of formation of a compound is the change of enthalpy during the formation of 1 mole of the substance from its constituent elements in their reference state, with all substances in their standard states. The standard pressure value p^⦵ = 10⁵ Pa (= 100 kPa = 1 bar) is recommended by IUPAC, although prior to 1982 the value 1.00 atm (101.325 kPa) was used.^[1] There is no standard temperature. Its symbol is Δ_fH^⦵. The superscript Plimsoll on this symbol indicates that the process has occurred under standard conditions at the specified temperature (usually 25 °C or 298.15 K). Standard states are as follows:

• For a gas: the hypothetical state the gas would assume if it obeyed the ideal gas equation at a pressure of 1 bar
• For a gaseous or solid solute present in a diluted ideal solution: the hypothetical state of concentration of the solute of exactly one mole per liter (1 M) at a pressure of 1 bar extrapolated from infinite dilution
• For a pure substance or a solvent in a condensed state (a liquid or a solid): the standard state is the pure liquid or solid under a pressure of 1 bar

For elements that have multiple allotropes, the reference state usually is chosen to be the form in which the element is most stable under 1 bar of pressure. One exception is phosphorus, for which the most stable form at 1 bar is black phosphorus, but white phosphorus is chosen as the standard reference state for zero enthalpy of formation.^[2]

For example, the standard enthalpy of formation of carbon dioxide would be the enthalpy of the following reaction under the above conditions:

All elements are written in their standard states, and one mole of product is formed. This is true for all enthalpies of formation.

The standard enthalpy of formation is measured in units of energy per amount of substance, usually stated in kilojoule per mole (kJ mol⁻¹), but also in kilocalorie per mole, joule per mole or kilocalorie per gram (any combination of these units conforming to the energy per mass or amount guideline).

All elements in their reference states (oxygen gas, solid carbon in the form of graphite, etc.) have a standard enthalpy of formation of zero, as there is no change involved in their formation.

The formation reaction is a constant pressure and constant temperature process. Since the pressure of the standard formation reaction is fixed at 1 bar, the standard formation enthalpy or reaction heat is a function of temperature. For tabulation purposes, standard formation enthalpies are all given at a single temperature: 298 K, represented by the symbol Δ_fH^⦵
_{298 K}.

Hess’s law[edit]

For many substances, the formation reaction may be considered as the sum of a number of simpler reactions, either real or fictitious. The enthalpy of reaction can then be analyzed by applying Hess’s Law, which states that the sum of the enthalpy changes for a number of individual reaction steps equals the enthalpy change of the overall reaction. This is true because enthalpy is a state function, whose value for an overall process depends only on the initial and final states and not on any intermediate states. Examples are given in the following sections.

Ionic compounds: Born–Haber cycle[edit]

For ionic compounds, the standard enthalpy of formation is equivalent to the sum of several terms included in the Born–Haber cycle. For example, the formation of lithium fluoride,

may be considered as the sum of several steps, each with its own enthalpy (or energy, approximately):

1. H_sub, the standard enthalpy of atomization (or sublimation) of solid lithium.
2. IE_Li, the first ionization energy of gaseous lithium.
3. B(F–F), the standard enthalpy of atomization (or bond energy) of fluorine gas.
4. EA_F, the electron affinity of a fluorine atom.
5. U_L, the lattice energy of lithium fluoride.

The sum of all these enthalpies will give the standard enthalpy of formation (ΔH_f) of lithium fluoride:

In practice, the enthalpy of formation of lithium fluoride can be determined experimentally, but the lattice energy cannot be measured directly. The equation is therefore rearranged in order to evaluate the lattice energy:^[3]

Organic compounds[edit]

The formation reactions for most organic compounds are hypothetical. For instance, carbon and hydrogen will not directly react to form methane (CH₄), so that the standard enthalpy of formation cannot be measured directly. However the standard enthalpy of combustion is readily measurable using bomb calorimetry. The standard enthalpy of formation is then determined using Hess’s law. The combustion of methane:

is equivalent to the sum of the hypothetical decomposition into elements followed by the combustion of the elements to form carbon dioxide (CO₂) and water (H₂O):

Applying Hess’s law,

Solving for the standard of enthalpy of formation,

The value of is determined to be −74.8 kJ/mol. The negative sign shows that the reaction, if it were to proceed, would be exothermic; that is, methane is enthalpically more stable than hydrogen gas and carbon.

It is possible to predict heats of formation for simple unstrained organic compounds with the heat of formation group additivity method.

Use in calculation for other reactions[edit]

The standard enthalpy change of any reaction can be calculated from the standard enthalpies of formation of reactants and products using Hess’s law. A given reaction is considered as the decomposition of all reactants into elements in their standard states, followed by the formation of all products. The heat of reaction is then minus the sum of the standard enthalpies of formation of the reactants (each being multiplied by its respective stoichiometric coefficient, ν) plus the sum of the standard enthalpies of formation of the products (each also multiplied by its respective stoichiometric coefficient), as shown in the equation below:^[4]

If the standard enthalpy of the products is less than the standard enthalpy of the reactants, the standard enthalpy of reaction is negative. This implies that the reaction is exothermic. The converse is also true; the standard enthalpy of reaction is positive for an endothermic reaction. This calculation has a tacit assumption of ideal solution between reactants and products where the enthalpy of mixing is zero.

For example, for the combustion of methane, :

However is an element in its standard state, so that , and the heat of reaction is simplified to

which is the equation in the previous section for the enthalpy of combustion .

Key concepts for enthalpy calculations[edit]

• When a reaction is reversed, the magnitude of ΔH stays the same, but the sign changes.
• When the balanced equation for a reaction is multiplied by an integer, the corresponding value of ΔH must be multiplied by that integer as well.
• The change in enthalpy for a reaction can be calculated from the enthalpies of formation of the reactants and the products
• Elements in their standard states make no contribution to the enthalpy calculations for the reaction, since the enthalpy of an element in its standard state is zero. Allotropes of an element other than the standard state generally have non-zero standard enthalpies of formation.

Examples: standard enthalpies of formation at 25 °C[edit]

Thermochemical properties of selected substances at 298.15 K and 1 atm

Inorganic substances[edit]

Species	Phase	Chemical formula	ΔfH⦵ /(kJ/mol)
Aluminium	Solid	Al	0
Aluminium chloride	Solid	AlCl3	−705.63
Aluminium oxide	Solid	Al2O3	−1675.5
Aluminium hydroxide	Solid	Al(OH)3	−1277
Aluminium sulphate	Solid	Al2(SO4)3	−3440
Barium chloride	Solid	BaCl2	−858.6
Barium carbonate	Solid	BaCO3	−1216
Barium hydroxide	Solid	Ba(OH)2	−944.7
Barium oxide	Solid	BaO	−548.1
Barium sulfate	Solid	BaSO4	−1473.3
Beryllium	Solid	Be	0
Beryllium hydroxide	Solid	Be(OH)2	−903
Beryllium oxide	Solid	BeO	−609.4
Boron trichloride	Solid	BCl3	−402.96
Bromine	Liquid	Br2	0
Bromide ion	Aqueous	Br−	−121
Bromine	Gas	Br	111.884
Bromine	Gas	Br2	30.91
Bromine trifluoride	Gas	BrF3	−255.60
Hydrogen bromide	Gas	HBr	−36.29
Cadmium	Solid	Cd	0
Cadmium oxide	Solid	CdO	−258
Cadmium hydroxide	Solid	Cd(OH)2	−561
Cadmium sulfide	Solid	CdS	−162
Cadmium sulfate	Solid	CdSO4	−935
Caesium	Solid	Cs	0
Caesium	Gas	Cs	76.50
Caesium	Liquid	Cs	2.09
Caesium(I) ion	Gas	Cs+	457.964
Caesium chloride	Solid	CsCl	−443.04
Calcium	Solid	Ca	0
Calcium	Gas	Ca	178.2
Calcium(II) ion	Gas	Ca2+	1925.90
Calcium(II) ion	Aqueous	Ca2+	−542.7
Calcium carbide	Solid	CaC2	−59.8
Calcium carbonate (Calcite)	Solid	CaCO3	−1206.9
Calcium chloride	Solid	CaCl2	−795.8
Calcium chloride	Aqueous	CaCl2	−877.3
Calcium phosphate	Solid	Ca3(PO4)2	−4132
Calcium fluoride	Solid	CaF2	−1219.6
Calcium hydride	Solid	CaH2	−186.2
Calcium hydroxide	Solid	Ca(OH)2	−986.09
Calcium hydroxide	Aqueous	Ca(OH)2	−1002.82
Calcium oxide	Solid	CaO	−635.09
Calcium sulfate	Solid	CaSO4	−1434.52
Calcium sulfide	Solid	CaS	−482.4
Wollastonite	Solid	CaSiO3	−1630
Carbon (Graphite)	Solid	C	0
Carbon (Diamond)	Solid	C	1.9
Carbon	Gas	C	716.67
Carbon dioxide	Gas	CO2	−393.509
Carbon disulfide	Liquid	CS2	89.41
Carbon disulfide	Gas	CS2	116.7
Carbon monoxide	Gas	CO	−110.525
Carbonyl chloride (Phosgene)	Gas	COCl2	−218.8
Carbon dioxide (un–ionized)	Aqueous	CO2(aq)	−419.26
Bicarbonate ion	Aqueous	HCO3–	−689.93
Carbonate ion	Aqueous	CO32–	−675.23
Monatomic chlorine	Gas	Cl	121.7
Chloride ion	Aqueous	Cl−	−167.2
Chlorine	Gas	Cl2	0
Chromium	Solid	Cr	0
Copper	Solid	Cu	0
Copper(II) oxide	Solid	CuO	−155.2
Copper(II) sulfate	Aqueous	CuSO4	−769.98
Fluorine	Gas	F2	0
Monatomic hydrogen	Gas	H	218
Hydrogen	Gas	H2	0
Water	Gas	H2O	−241.818
Water	Liquid	H2O	−285.8
Hydrogen ion	Aqueous	H+	0
Hydroxide ion	Aqueous	OH−	−230
Hydrogen peroxide	Liquid	H2O2	−187.8
Phosphoric acid	Liquid	H3PO4	−1288
Hydrogen cyanide	Gas	HCN	130.5
Hydrogen bromide	Liquid	HBr	−36.3
Hydrogen chloride	Gas	HCl	−92.30
Hydrogen chloride	Aqueous	HCl	−167.2
Hydrogen fluoride	Gas	HF	−273.3
Hydrogen iodide	Gas	HI	26.5
Iodine	Solid	I2	0
Iodine	Gas	I2	62.438
Iodine	Aqueous	I2	23
Iodide ion	Aqueous	I−	−55
Iron	Solid	Fe	0
Iron carbide (Cementite)	Solid	Fe3C	5.4
Iron(II) carbonate (Siderite)	Solid	FeCO3	−750.6
Iron(III) chloride	Solid	FeCl3	−399.4
Iron(II) oxide (Wüstite)	Solid	FeO	−272
Iron(II,III) oxide (Magnetite)	Solid	Fe3O4	−1118.4
Iron(III) oxide (Hematite)	Solid	Fe2O3	−824.2
Iron(II) sulfate	Solid	FeSO4	−929
Iron(III) sulfate	Solid	Fe2(SO4)3	−2583
Iron(II) sulfide	Solid	FeS	−102
Pyrite	Solid	FeS2	−178
Lead	Solid	Pb	0
Lead dioxide	Solid	PbO2	−277
Lead sulfide	Solid	PbS	−100
Lead sulfate	Solid	PbSO4	−920
Lead(II) nitrate	Solid	Pb(NO3)2	−452
Lead(II) sulfate	Solid	PbSO4	−920
Lithium fluoride	Solid	LiF	−616.93
Magnesium	Solid	Mg	0
Magnesium ion	Aqueous	Mg2+	−466.85
Magnesium carbonate	Solid	MgCO3	−1095.797
Magnesium chloride	Solid	MgCl2	−641.8
Magnesium hydroxide	Solid	Mg(OH)2	−924.54
Magnesium hydroxide	Aqueous	Mg(OH)2	−926.8
Magnesium oxide	Solid	MgO	−601.6
Magnesium sulfate	Solid	MgSO4	−1278.2
Manganese	Solid	Mn	0
Manganese(II) oxide	Solid	MnO	−384.9
Manganese(IV) oxide	Solid	MnO2	−519.7
Manganese(III) oxide	Solid	Mn2O3	−971
Manganese(II,III) oxide	Solid	Mn3O4	−1387
Permanganate	Aqueous	MnO− 4	−543
Mercury(II) oxide (red)	Solid	HgO	−90.83
Mercury sulfide (red, cinnabar)	Solid	HgS	−58.2
Nitrogen	Gas	N2	0
Ammonia (ammonium hydroxide)	Aqueous	NH3 (NH4OH)	−80.8
Ammonia	Gas	NH3	−46.1
Ammonium nitrate	Solid	NH4NO3	−365.6
Ammonium chloride	Solid	NH4Cl	−314.55
Nitrogen dioxide	Gas	NO2	33.2
Hydrazine	Gas	N2H4	95.4
Hydrazine	Liquid	N2H4	50.6
Nitrous oxide	Gas	N2O	82.05
Nitric oxide	Gas	NO	90.29
Dinitrogen tetroxide	Gas	N2O4	9.16
Dinitrogen pentoxide	Solid	N2O5	−43.1
Dinitrogen pentoxide	Gas	N2O5	11.3
Nitric acid	Aqueous	HNO3	−207
Monatomic oxygen	Gas	O	249
Oxygen	Gas	O2	0
Ozone	Gas	O3	143
White phosphorus	Solid	P4	0
Red phosphorus	Solid	P	−17.4[5]
Black phosphorus	Solid	P	−39.3[5]
Phosphorus trichloride	Liquid	PCl3	−319.7
Phosphorus trichloride	Gas	PCl3	−278
Phosphorus pentachloride	Solid	PCl5	−440
Phosphorus pentachloride	Gas	PCl5	−321
Phosphorus pentoxide	Solid	P2O5	−1505.5[6]
Potassium bromide	Solid	KBr	−392.2
Potassium carbonate	Solid	K2CO3	−1150
Potassium chlorate	Solid	KClO3	−391.4
Potassium chloride	Solid	KCl	−436.68
Potassium fluoride	Solid	KF	−562.6
Potassium oxide	Solid	K2O	−363
Potassium nitrate	Solid	KNO3	−494.5
Potassium perchlorate	Solid	KClO4	−430.12
Silicon	Gas	Si	368.2
Silicon carbide	Solid	SiC	−74.4,[7] −71.5[8]
Silicon tetrachloride	Liquid	SiCl4	−640.1
Silica (Quartz)	Solid	SiO2	−910.86
Silver bromide	Solid	AgBr	−99.5
Silver chloride	Solid	AgCl	−127.01
Silver iodide	Solid	AgI	−62.4
Silver oxide	Solid	Ag2O	−31.1
Silver sulfide	Solid	Ag2S	−31.8
Sodium	Solid	Na	0
Sodium	Gas	Na	107.5
Sodium bicarbonate	Solid	NaHCO3	−950.8
Sodium carbonate	Solid	Na2CO3	−1130.77
Sodium chloride	Aqueous	NaCl	−407.27
Sodium chloride	Solid	NaCl	−411.12
Sodium chloride	Liquid	NaCl	−385.92
Sodium chloride	Gas	NaCl	−181.42
Sodium chlorate	Solid	NaClO3	−365.4
Sodium fluoride	Solid	NaF	−569.0
Sodium hydroxide	Aqueous	NaOH	−469.15
Sodium hydroxide	Solid	NaOH	−425.93
Sodium hypochlorite	Solid	NaOCl	−347.1
Sodium nitrate	Aqueous	NaNO3	−446.2
Sodium nitrate	Solid	NaNO3	−424.8
Sodium oxide	Solid	Na2O	−414.2
Sulfur (monoclinic)	Solid	S8	0.3
Sulfur (rhombic)	Solid	S8	0
Hydrogen sulfide	Gas	H2S	−20.63
Sulfur dioxide	Gas	SO2	−296.84
Sulfur trioxide	Gas	SO3	−395.7
Sulfuric acid	Liquid	H2SO4	−814
Titanium	Gas	Ti	468
Titanium tetrachloride	Gas	TiCl4	−763.2
Titanium tetrachloride	Liquid	TiCl4	−804.2
Titanium dioxide	Solid	TiO2	−944.7
Zinc	Gas	Zn	130.7
Zinc chloride	Solid	ZnCl2	−415.1
Zinc oxide	Solid	ZnO	−348.0
Zinc sulfate	Solid	ZnSO4	−980.14

Aliphatic hydrocarbons[edit]

Formula	Name	ΔfH⦵ /(kcal/mol)	ΔfH⦵ /(kJ/mol)
Straight-chain
CH4	Methane	−17.9	−74.9
C2H6	Ethane	−20.0	−83.7
C2H4	Ethylene	12.5	52.5
C2H2	Acetylene	54.2	226.8
C3H8	Propane	−25.0	−104.6
C4H10	n-Butane	−30.0	−125.5
C5H12	n-Pentane	−35.1	−146.9
C6H14	n-Hexane	−40.0	−167.4
C7H16	n-Heptane	−44.9	−187.9
C8H18	n-Octane	−49.8	−208.4
C9H20	n-Nonane	−54.8	−229.3
C10H22	n-Decane	−59.6	−249.4
C4 Alkane branched isomers
C4H10	Isobutane (methylpropane)	−32.1	−134.3
C5 Alkane branched isomers
C5H12	Neopentane (dimethylpropane)	−40.1	−167.8
C5H12	Isopentane (methylbutane)	−36.9	−154.4
C6 Alkane branched isomers
C6H14	2,2-Dimethylbutane	−44.5	−186.2
C6H14	2,3-Dimethylbutane	−42.5	−177.8
C6H14	2-Methylpentane (isohexane)	−41.8	−174.9
C6H14	3-Methylpentane	−41.1	−172.0
C7 Alkane branched isomers
C7H16	2,2-Dimethylpentane	−49.2	−205.9
C7H16	2,2,3-Trimethylbutane	−49.0	−205.0
C7H16	3,3-Dimethylpentane	−48.1	−201.3
C7H16	2,3-Dimethylpentane	−47.3	−197.9
C7H16	2,4-Dimethylpentane	−48.2	−201.7
C7H16	2-Methylhexane	−46.5	−194.6
C7H16	3-Methylhexane	−45.7	−191.2
C7H16	3-Ethylpentane	−45.3	−189.5
C8 Alkane branched isomers
C8H18	2,3-Dimethylhexane	−55.1	−230.5
C8H18	2,2,3,3-Tetramethylbutane	−53.9	−225.5
C8H18	2,2-Dimethylhexane	−53.7	−224.7
C8H18	2,2,4-Trimethylpentane (isooctane)	−53.5	−223.8
C8H18	2,5-Dimethylhexane	−53.2	−222.6
C8H18	2,2,3-Trimethylpentane	−52.6	−220.1
C8H18	3,3-Dimethylhexane	−52.6	−220.1
C8H18	2,4-Dimethylhexane	−52.4	−219.2
C8H18	2,3,4-Trimethylpentane	−51.9	−217.1
C8H18	2,3,3-Trimethylpentane	−51.7	−216.3
C8H18	2-Methylheptane	−51.5	−215.5
C8H18	3-Ethyl-3-Methylpentane	−51.4	−215.1
C8H18	3,4-Dimethylhexane	−50.9	−213.0
C8H18	3-Ethyl-2-Methylpentane	−50.4	−210.9
C8H18	3-Methylheptane	−60.3	−252.5
C8H18	4-Methylheptane	?	?
C8H18	3-Ethylhexane	?	?
C9 Alkane branched isomers (selected)
C9H20	2,2,4,4-Tetramethylpentane	−57.8	−241.8
C9H20	2,2,3,3-Tetramethylpentane	−56.7	−237.2
C9H20	2,2,3,4-Tetramethylpentane	−56.6	−236.8
C9H20	2,3,3,4-Tetramethylpentane	−56.4	−236.0
C9H20	3,3-Diethylpentane	−55.7	−233.0

Other organic compounds[edit]

Species	Phase	Chemical formula	ΔfH⦵ /(kJ/mol)
Acetone	Liquid	C3H6O	−248.4
Benzene	Liquid	C6H6	48.95
Benzoic acid	Solid	C7H6O2	−385.2
Carbon tetrachloride	Liquid	CCl4	−135.4
Carbon tetrachloride	Gas	CCl4	−95.98
Ethanol	Liquid	C2H5OH	−277.0
Ethanol	Gas	C2H5OH	−235.3
Glucose	Solid	C6H12O6	−1271
Isopropanol	Gas	C3H7OH	−318.1
Methanol (methyl alcohol)	Liquid	CH3OH	−238.4
Methanol (methyl alcohol)	Gas	CH3OH	−201.0
Methyl linoleate (Biodiesel)	Gas	C19H34O2	−356.3
Sucrose	Solid	C12H22O11	−2226.1
Trichloromethane (Chloroform)	Liquid	CHCl3	−134.47
Trichloromethane (Chloroform)	Gas	CHCl3	−103.18
Vinyl chloride	Solid	C2H3Cl	−94.12

See also[edit]

• Calorimetry
• Thermochemistry

References[edit]

• Zumdahl, Steven (2009). Chemical Principles (6th ed.). Boston. New York: Houghton Mifflin. pp. 384–387. ISBN 978-0-547-19626-8.

External links[edit]

• NIST Chemistry WebBook