И не зависит от промежуточных реакций

Q_p = - Q_p` = Δ H; Q<sub>V</sub> = - Q<sub>V</sub>` = Δ U; (3.1)

Q_p – Q_V = Δ ν ^. RT. (3.2)

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен алгеброической сумме тепловых эффектов образования продуктов реакции минус сумма тепловых эффектов исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

(3.3)

Или для реакции: а A + b B < = > c C + d D

Δ H_х.р. = (с ^.Δ H_C⁰ + d ^.Δ H_D⁰) – (a ^.Δ H_A⁰ + b ^.Δ H_B⁰). (3.4)

Стандартной энтальпией или теплотой образования (Δ H⁰_{обр., 298}) называется тепловой эффект образования одного моля вещества из простых веществ в стандартных условиях (p = 101325 Па = 1 атм; Т = 25⁰С = 298 К), при этом теплота образования простых веществ в стандартных условиях принимается равной нулю.

Изменение стандартных энтропий и свободных энергий образования химических реакций ΔS⁰₂₉₈ и ΔG⁰₂₉₈ вычисляют также с помощью следствия из закона Гесса:

(3.5)

(3.6)

Основным уравнением химической термодинамики является уравнение Гиббса-Гельмгольца:

Δ G = ΔH - Т^. ΔS, (3.7)

где Δ G -с вободная энергия Гиббса припостоянных температуре и давлении (изобарно-изотермический потенциал). Уравнение Гиббса-Гельмгольца определяет направление физических и химических процессов: в природе самопроизвольно протекают без затраты работы только те процессы, которые сопровождаются уменьшением свободной энергии системы – свободной энергии Гиббса (принцип минимума свободной энергии): ΔG < 0. Если ΔG = 0, то система находится в состоянии термодинамического равновесия.

ΔG⁰₂₉₈ = - RT^. ln K = - 2.3 RT^. lg K = - 2.3 ^. 8.31^. 298^. lg K = - 5.69 ^. lg K.

.