Стандартная энтальпия реакции протекающей в закрытом сосуде

Стандартная энтальпия реакции (обозначаются или ) представляет собой разность между общим реагентом и общим продуктом молярных энтальпиями из – за химическую реакцию реагентов в их стандартных состояниях к продуктам в их стандартных состояниях. Это, в свою очередь, можно использовать для прогнозирования тепла, выделяемого или поглощаемого во время реакции, если также включена энтальпия смешения . Энтальпия смешения равна нулю для реакций, в которых участвуют только идеальные газы и чистые, несмешанные твердые вещества и жидкости, но в противном случае она должна быть рассчитана или оценена для точного прогнозирования или анализа изменений энтальпии в результате реакции.

Для общей химической реакции

стандартная энтальпия реакции связана со стандартными значениями энтальпии образования реагентов и продуктов следующим уравнением:

Изменение энтальпии равно количеству тепла, поглощенного или выделившегося при превращении реагентов при данной температуре и давлении в продукты при той же температуре и давлении. В этом уравнении p и r – стехиометрические коэффициенты каждого продукта p и реагента r. Стандартная энтальпия образования , которое было определено для огромного количества веществ, является изменение энтальпии при образовании 1 моль вещества из его составных элементов, со всеми веществами в их стандартных состояниях.

Стандартные состояния могут быть определены при любой температуре и давлении, поэтому всегда должны быть указаны стандартная температура и давление. Большинство значений стандартных термохимических данных сведено в таблицу при (25 ° C, 1 бар) или (25 ° C, 1 атм).

Для ионов в водном растворе часто выбирается стандартное состояние, при котором водный ион H + с концентрацией ровно 1 моль / литр имеет стандартную энтальпию образования, равную нулю, что делает возможным табулирование стандартных энтальпий для катионов и анионов. в той же стандартной концентрации. Это соглашение согласуется с использованием стандартного водородного электрода в области электрохимии . Однако есть и другие распространенные варианты в определенных областях, включая стандартную концентрацию H + ровно 1 моль / (кг растворителя) (широко используется в химической инженерии ) и моль / л (используется в области биохимии ). По этой причине важно отметить, какое стандартное значение концентрации используется при обращении к таблицам энтальпий образования.

Теплота реакции при постоянном объеме и постоянном давлении

Теплота реакции зависит от условий, в которых протекают реакции. Есть два общих условия, при которых проводятся термохимические измерения.

(а) Постоянный объем и температура: тепло (часто обозначается ) (б) Постоянное давление и температура: тепло

Величины теплового воздействия в этих двух условиях различны. В первом случае объем системы поддерживается постоянным во время измерения за счет проведения реакции в закрытом и жестком контейнере, так как объем не изменяется и работа не выполняется.

Из первого закона термодинамики мы имеем соотношение

То есть теплота реакции при постоянном объеме равна изменению внутренней энергии реагирующей системы.

Тепловое изменение, которое происходит в химической реакции, происходит только из-за разницы между суммой внутренней энергии продуктов и суммой внутренней энергии реагентов.

Это также означает, что количество тепла, поглощенного при постоянном объеме, можно отождествить с изменением внутренней энергии термодинамической величины.

С другой стороны, при постоянном давлении система либо остается открытой для атмосферы, либо ограничивается контейнером, на который действует постоянное внешнее давление, и в этих условиях объем системы изменяется. Тепловое изменение при постоянном давлении включает не только изменение внутренней энергии системы, но также работу, выполняемую при расширении или сжатии системы.

(Работа)

Если это только работа давление – объем , то при постоянном давлении

Поскольку энтальпия или теплосодержание определяется как .

Итак, у нас есть

По соглашению энтальпии каждого элемента в его стандартном состоянии присваивается нулевое значение. Если каждый реагент и продукт могут быть получены в соответствующем чистом состоянии, то энтальпия каждого равна его молярной энтальпии образования, умноженной на количество молей в реакции, и энтальпия реакции при постоянном давлении может быть записана как разница энтальпий образования продуктов и реагентов. Если такие чистые приготовления невозможны, то определяются дополнительные правила.

При постоянном давлении теплота реакции в точности равна изменению энтальпии реагирующей системы. Хотя этот расчет обычно выполняется при 25 ° C, при необходимости можно вносить корректировки, если интересующая температура значительно отличается от 25 ° C с использованием закона термохимии Кирхгофа .

Эффекты изменения давления и поправки из-за смешения обычно минимальны, если только реакция не включает неидеальные газы и / или растворенные вещества или не проводится при чрезвычайно высоких давлениях. Энтальпия смешения для решения идеальных газов точно равен нулю; то же самое верно и для реакции, в которой реагенты и продукты являются чистыми, несмешанными компонентами. Вклады в энтальпии реакции из-за изменений концентрации растворенных веществ в растворе, как правило, должны определяться экспериментально в каждом конкретном случае, но для идеальных растворов он будет точно равен нулю, поскольку изменение средних межмолекулярных сил в растворе в зависимости от концентрации невозможно. идеальное решение.

Подкатегории

В каждом случае слово « стандарт» означает, что все реагенты и продукты находятся в своих стандартных состояниях .

• Стандартная энтальпия нейтрализации – это изменение энтальпии, которое происходит, когда кислота и основание подвергаются реакции нейтрализации с образованием одного моля воды.
• Стандартная энтальпия гидрирования определяется как изменение энтальпии, наблюдаемое, когда один моль ненасыщенного соединения реагирует с избытком водорода, чтобы стать полностью насыщенным.
• Стандартная энтальпия горения – это изменение энтальпии, когда один моль органического соединения реагирует с молекулярным кислородом (O 2 ) с образованием диоксида углерода и воды.

Оценка энтальпий реакции

Существует несколько методов определения значений энтальпий реакций, включающих либо измерения интересующей реакции, либо вычисления на основе данных для связанных реакций.

Для реакций, которые быстро завершаются, часто можно измерить теплоту реакции непосредственно с помощью калориметра . Один большой класс реакций , для которых такие измерения являются распространенным является сгорания из органических соединений путем реакции с молекулярным кислородом (O 2 ) в виде углекислого газа и воды (H 2 O). Теплота сгорания может быть измерена с помощью так называемого калориметра бомбы , в котором тепло, выделяемое при сгорании при высокой температуре, теряется в окружающую среду, когда система возвращается к исходной температуре. Поскольку энтальпия является функцией состояния , ее значение одинаково для любого пути между заданными начальным и конечным состояниями, так что измеренное значение ΔH такое же, как если бы температура оставалась постоянной во время сгорания.

Для незавершенных реакций константа равновесия может быть определена как функция температуры. Затем энтальпия реакции находится из уравнения Ван ‘т Гоффа как . Методика тесно связанно является использованием электроаналитического гальванического элемента , который может быть использован для измерения энергии Гиббса для некоторых реакций в зависимости от температуры, получая и таким образом .

Также можно оценить энтальпию одной реакции по энтальпии ряда других реакций, сумма которых представляет собой интересующую реакцию, и они не обязательно должны быть реакциями образования. Этот метод основан на законе Гесса , который гласит, что изменение энтальпии одинаково для химической реакции, которая протекает как отдельная реакция или в несколько этапов. Если энтальпии для каждой стадии можно измерить, то их сумма дает энтальпию всей одиночной реакции.

Наконец, энтальпия реакции может быть оценена с использованием энергии связи для связей, которые разрываются и образуются в интересующей реакции. Однако этот метод является только приблизительным, поскольку указанная энергия связи является лишь средним значением для разных молекул со связями между одними и теми же элементами.

Рекомендации

Внешние ссылки

• Теплота ядерной реакции

Источник

. 1.

3.

. . , . :

, , (3.1)

– :

, . (3.2)

:

, , , .

, .

, , , , .. H < 0 U < 0. H ( ” “) U .

, ,

H = U + (pV) U. (3.3)

,

H = U + (pV) = U + n .RT, (3.4)

n – .

, , ” “. – 1 (= 105 ) . – 1 , . , T, (r “reaction”). , .

, .

1.

( ):

(3.5)

() (f “formation”) , . , 0 . 298 .

” ” , . H+, :

2.

( ):

(3.6)

(c “combustion”). () . .

3. .

A- B , :

AB() A() + B().

.

298 . :

( ) (3.7)

( ) (3.8)

Cp – . T2 – T1 , Cp = const. Cp(T) :

, (3.9)

a, b, c .. , ( ).

3-1. 298 -285.8 -241.8 /, . .

. :

H2() + O2() = H2O(), H10 = -285.8;

H2() + O2() = H2O(), H20 = -241.8.

: , :

H2O() = H2O(), H0 = ?

, ,

H10 + H0 = H20,

H0 = -241.8 – (-285.8) = 44.0 /.

. 44.0 /.

3-2.

6C() + 6H() = C6H6()

) ; ) , , C6H6 .

. ) ( /) (, P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15): fH0(C6H6()) = 82.93, fH0(C()) = 716.68, fH0(H()) = 217.97. :

rH0 = 82.93 – 6 716.68 – 6 217.97 = -5525 /.

) , . C6H6 6 C- H, 3 C- C 3 C=C. ( /) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, p. C7): E(C- H) = 412, E(C- C) = 348, E(C=C) = 612. :

rH0 = -(6 412 + 3 348 + 3 612) = -5352 /.

-5525 / , C- C C=C, 6 C C.

. ) -5525 /; ) -5352 /.

3-3. ,

3Cu() + 8HNO3(aq) = 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO() + 4H2O()

298 .

. :

3Cu() + 8H+(aq) + 2NO3-(aq) = 3Cu2+(aq) + 2NO() + 4H2O().

, :

rH0 = 4fH0(H2O()) + 2fH0(NO()) + 3fH0(Cu2+(aq)) – 2fH0(NO3-(aq))

( H+ , , 0). (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), :

rH0 = 4 (-285.8) + 2 90.25 + 3 64.77 – 2 (-205.0) = -358.4

( ).

. -358.4 .

3-4. 1000 , 298 : fH0(CH4) = -17.9 /, fH0(CO2) = -94.1 /, fH0(H2O()) = -57.8 /. ( /(. )) 298 1000 :

Cp(CH4) = 3.422 + 0.0178.T, Cp(O2) = 6.095 + 0.0033.T,

Cp(CO2) = 6.396 + 0.0102.T, Cp(H2O()) = 7.188 + 0.0024.T.

.

CH4() + 2O2() = CO2() + 2H2O()

298 :

= -94.1 + 2 (-57.8) – (-17.9) = -191.8 /.

:

Cp = Cp(CO2) + 2Cp(H2O()) – Cp(CH4) – 2Cp(O2) =

= 5.16 – 0.0094T (/(. )).

1000 :

= + = -191800 + 5.16

(1000-298) – 0.0094 (10002-2982)/2 = -192500 /.

. -192.5 /.

3-1. 500 Al (.. 658 , H0 = 92.4 /), , , Cp(Al) = 0.183 + 1.096 10-4T /( )?

3-2. CaCO3() = CaO() + CO2(), 1000 , 169 /. , , ?

3-3. 298 , 49.0 /.

3-4. N2O5() T = 298 :

2NO() + O2() = 2NO2(), H10 = -114.2 /,

4NO2() + O2() = 2N2O5(), H20 = -110.2 /,

N2() + O2() = 2NO(), H30 = 182.6 /.

3-5. -, – 25 -2802,

-2810 -5644 /, . .

3-6. B2H6() T = 298 :

B2H6() + 3O2() = B2O3() + 3H2O(), H10 = -2035.6 /,

2B() + 3/2 O2() = B2O3(), H20 = -1273.5 /,

H2() + 1/2 O2() = H2O(), H30 = -241.8 /.

3-7. T = 298 :

ZnS = Zn + S, H10 = 200.5 /,

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2, H20 = -893.5 ,

2SO2 + O2 = 2SO3, H30 = -198.2 /,

ZnSO4 = ZnO + SO3, H40 = 235.0 /.

3-8. rH0298

CH4 + Cl2 = CH3Cl() + HCl(),

(cH0(CH4) = -890.6 /), (cH0(CH3Cl) = -689.8 /), (cH0(H2) = -285.8 /) HCl (fH0(HCl) = -92.3 /)).

3-9.

NH3 + 5/4 O2 = NO + 3/2 H2O()

T = 298 K, :

H2O() = H2O(), H10 = -44 /,

1/2N2 + 3/2H2 = NH3, H20 = -46.2 /,

H2 + 1/2O2 = H2O(), H30 = -285.8 /,

NO = 1/2N2 + 1/2O2, H40 = -91.3 /.

3-10. 10 rH298 = -79.91 , 20 rH298 = -76.76 . . fH0298(Na2O), fH0298(H2O) = -285.8 /.

3-11. H2 432.1 /, N2 945.3 /. , -46.2 /?

3-12.

NaOH + HCl = NaCl + H2O,

298 .

3-13.

CaSO4() + Na2CO3(aq) = CaCO3() + Na2SO4(aq)

298 .

3-14. , .

3-15. CH3OH() + 3/2O2 = CO2 + 2H2O() :

() =

Cp 500 .

3-16. Al2O3() 298 -1675 /. Al2O3() 800 , ( /(. )):

Cp(Al) = 20.67 + 12.39. 10-3T, Cp(O2) = 31.46 + 3.39. 10-3T – 3.77. 105T-2,

Cp(Al2O3) = 114.56 + 12.89. 10-3T – 34.31. 105T -2.

3-17. 900 1 178 /. , 1 1000 1 , ( /(. )):

Cp(aCO3()) = 104.5 + 21.92. 10-3T – 25.94. 105T-2,

Cp(aO()) = 49.63 + 4.52. 10-3T – 6.95. 105T-2,

Cp(CO2()) = 44.14 + 9.04. 10-3T – 8.53. 105T-2.

Источник

Материалы портала onx.distant.ru

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

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.

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.

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

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 – 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 25оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔНо298.

Стандартная энтальпия образования ΔНоf,298 (или ΔНообр,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, ΔНof,298(Н2О(ж)) = – 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н2(г) + ½O2(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 ΔНoсгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО2(г), Н2О(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔНo298 реакции:

2H2S(г) + 3O2(г) = 2SO2(г) + 2H2O(ж); ΔНoх.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 SO2(г) и H2O(ж)):

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔНох.р. равна:

ΔНох.р.,298 = 2ΔНоf,298(SO2(г)) + 2ΔНоf,298(H2O(ж)) – 2ΔНоf,298(H2S(г)) – 3ΔНоf,298(O2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) – 2(- 20,60) = – 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔНох.р.,298 = 2ΔНосгор,298(H2S(г)) = 2(-562,10) = – 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔНо298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); ΔНо1 = -1531,22 кДж;

2H2O(ж) = O2(г) + 2H2(г); ΔНо2= 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:

N2(г) + 3H2O(ж) = 2NH3(г) + 3/2O2(г); ΔНо = 765,61 кДж;

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

3/2O2(г) + 3H2(г) = 3H2O(ж); ΔНо = -857,49 кДж;

• сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

Δ Но298 = (- ΔНо1/2) + (- 3/2·ΔНо2) = 765,61 + (- 857,49) = – 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

ΔНоf,298(NH3(г)) = – 91,88/2 = – 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO4(к) + 5H2O(ж) = CuSO4·5H2O(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(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:

ΔНо1 = ΔНо2 + ΔНох (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔНох = ΔНо1 – ΔНо2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO4(к) + (n H2O) = CuSO4(р-р, n H2O); ΔНо1 = – 40,0 кДж; (1)

CuSO4(к) + 5H2O(ж) = CuSO4·5H2O(к); ΔНох = Но2; (2)

CuSO4·5H2O(к) + (n – 5)H2O = CuSO4(р-р, nH2O); ΔНо3 = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса: ΔНо1 = ΔНох+ ΔНо3, 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:

ΔНоf,298(С2Н4(г)) = 2ΔНовозг(С(графит)) + 2ΔНоатом (H2(г)) + ΔНо(С= С) + 4ΔНо(С-Н).

ΔНо(С = С) = 52,3 – 2·716,7 – 2·436,0 + 4·414,0 = – 597,1 кДж/моль.

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔНо соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl2·2H2O(к).

2. Определить ΔНо298 реакции:

CH3CНO(ж) + H2(г) = CH3CH2OH(ж),

если ΔНосгор,298(CH3CНO(ж)) = – 1193,07 кДж/моль; ΔНосгор,298(CH3CH2OH(ж)) = – 1370,68 кДж/моль; ΔНоf,298(Н2О(ж)) = – 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl2(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 ΔНо присоединения воды к BaCl2(к) с образованием BaCl2·2H2O(к).

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

N2(г) + O2(г) = 2NO(г); ΔНо298 = +182,52 кДж;

2O(г) = O2(г); ΔНо298 = – 498,34 кДж;

N2(г) = 2N(г); ΔНо298 = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔНо298 реакции 2C(г) + 2H2(г) = C2H4(г), используя следующие термохимические уравнения:

С(графит) = С(г) ; ΔНо298 = +716,67 кДж;

С2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г); ΔНо298 = – 1322,94 кДж;

C(графит) + O2(г) = CO2(г); ΔНо298 = – 393,51 кДж;

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г); ΔНо298 = – 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 4KClO3(к)=KCl(к)+3KClO4(к) по следующим данным:

2KClO3(к)=2KCl(к)+3O2(г); ΔНо298 = – 95 кДж;

4KClO4(к)=KCl(к)+2O2(г); ΔНо298 = 9 кДж/моль.

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

P(к, бел.)+5/2Cl2(г)=PCl5(г); ΔНо1 = – 374,8 кДж;

P(к, бел.)=P(г); ΔНо2 = – 17,4 кДж;

Cl2(г)=2Cl(г); ΔНо3 = 242,6 кДж.

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

1/2N2(г)+3/2H2(г)=NH3(г); ΔНо1 = – 46,2 кДж;

N2(г)=2N(г); ΔНо2 = 945,4 кДж;

H2(г)=2H(г); ΔНо3 = 436,0 кДж.

Источник