Štandardná odchýlka Teraz sme pripravení vypočítať riziko aktíva A. Na tento účel sa vypočíta štandardná odchýlka, ktorá slúži ako miera rozšírenia množiny čísel. Výpočty je možné vykonať ručne, ale je to príliš únavné. Zvyčajne sa vyrábajú pomocou

Smerodajná odchýlka

Príklad: kopírovanie viacerých súborov na štandardný výstup

Príklad: Kopírovanie viacerých súborov do programu štandardného výstupu 2.3 ilustruje použitie štandardných vstupno/výstupných zariadení a ukazuje, ako zlepšiť kontrolu chýb a zlepšiť používateľskú skúsenosť. Toto

5.26. Rozptyl a štandardná odchýlka

5.26. Disperzia a štandardná odchýlka Disperzia je miera „rozptylu“ hodnôt v súbore. (Tu nerozlišujeme medzi skreslenými a nezaujatými odhadmi.) Smerodajná odchýlka, zvyčajne označovaná písmenom ?, sa rovná druhej odmocnine rozptylu. Údaje = (1)

kde
- molárna Gibbsova voľná energia pri štandardnom tlaku, J/mol; je entalpia tvorby látky pri T\u003d 0 K z jednoduchých chemických prvkov:

je stavová funkcia a závisí len od teploty.

Vezmite deriváciu () vzhľadom na teplotu pri p=const:

(2)

V rovnici (2) je derivácia Gibbsovej energie vzhľadom na teplotu

, (3)

a hodnotu sa podľa definície rovná

(4)

Dosadením (3) a (4) do (2) dostaneme

(5)

(6)

Prvá derivácia zníženej Gibbsovej energie vzhľadom na teplotu dáva prebytok entalpie. Pre praktické problémy je oveľa pohodlnejšie brať deriváciu s ohľadom na logaritmus teploty dT=Td ln T. Potom máme

(7)

Výraz (6) píšeme ako
(8)

Druhý derivát podľa teploty pri R=const udáva tepelnú kapacitu

=
(9)

alebo
(10)

Závislosti (6), (7), (9) a (10) pre (
)/T a sa používajú na získanie teplotných aproximácií termodynamických vlastností jednotlivých látok. Molárna entropia pri štandardnom tlaku je tiež vyjadrená ako znížená Gibbsova energia:

(11)

Znázornenie termodynamických vlastností jednotlivých látok v referenčnej literatúre

V referenčnej knihe vydanej V.P. Glushko pre 1. mol každej jednotlivej látky v štandardnom stave, v závislosti od teploty, tabuľky hodnôt sú uvedené v intervale t 0 od 100K do 6000K:

- izobarická tepelná kapacita, J/molK;

je znížená Gibbsova energia, J/molK;

- entropia, J/molK;

- prebytok entalpie, kJ/mol;

, kde K 0 je rovnovážna konštanta rozpadu XP danej látky AT na plynné atómy, bezrozmerné množstvo. Vzorec rozpadu látky:
, kde - počet atómov v molekule hmoty AT.

Napríklad:
.

Hodnoty sú uvedené:

- tepelný účinok rozkladnej reakcie látky B na plynné atómy pri T 0 = 0K, kJ / mol;

- entalpia vzniku látky z čistých chemických prvkov (tepelný efekt vzniku) pri T 0 =0K, kJ/mol;

- entalpia tvorby látky pri T 0 =298,15K, kJ/mol;

M - relatívna molekulová hmotnosť, bezrozmerná veličina;

- jadrová zložka entropie látky, ktorá závisí od izotopového zloženia látky a nemení sa počas XP, J/molK. Hodnota nemá vplyv Praktické funkcie sú uvedené v príručke bez zohľadnenia .

Príručka poskytuje aproximácie redukovanej Gibbsovej energie ako funkcie teploty vo forme polynómu pre každú jednotlivú látku.

Aproximácia ( T) v závislosti od teploty je reprezentovaný ako polynóm:

kde X = T 10-4 K; φ , φ n (n=-2, -1, 0, 1, 2, 3) – aproximačné koeficienty pre teplotný rozsah T min  T T max ,( T min = 500 tis., T max = 6000 K).

Použitie aproximačných koeficientov φ , φ n prebytočnú entalpiu a tepelnú kapacitu látky možno vypočítať:

ako aj molárna entropia:
Pre kompletné priradenie všetkých termodynamických vlastností jednotlivých látok chemicky reagujúcich systémov pri teplote T pre výpočty na počítači pri výbere T 0 = 298,15 kB, musíte zadať nasledujúce hodnoty:

tie. Celkovo 13 parametrov, kde .

Pri výbere T 0 = hodnota 0K
a
by mali byť vylúčené zo zoznamu. Potom zostáva 11 parametrov:
(7 kurzov)



. Pri termodynamických výpočtoch raketových a leteckých motorov je preto vhodné zvoliť teplotu referenčného bodu entalpie T 0 = 0 tis.

9.4. Výpočet Gibbsovej voľnej energie a entropie hmoty pri tlaku odlišnom od tlaku za štandardných podmienok

Molárna entalpia , tepelná kapacita
a vnútornej energie závisí len od teploty:

Molárna entropia , Gibbsova voľná energia , Helmholtzova voľná energia závisí od teploty a tlaku.

Vytvorte spojenie medzi množstvami:
a ich hodnoty v štandardnom stave
ktoré sa stanovujú pomocou referenčných materiálov.

Najprv získajme výraz pre Gibbsovu voľnú energiu. Z kombinovaného vyjadrenia 1. a 2. zákona termodynamiky pre jednoduchý, uzavretý TS a pre vratné procesy pre 1 mol látky máme:

o T= const( dT= 0) dostaneme
, kde
. Kde po integrácii pre konečný proces v rozsahu tlaku od R 0 až R máme

, alebo
(1)

kde
-molárna Gibbsova voľná energia pri R 0 \u003d 1 fyzický bankomat,
- to isté s tlakom
. Závislosť (1) platí pre plynné a kondenzované látky pri T= konšt.

Pre ideálny plyn,
. teda
a integrál v (1) sa bude rovnať
. Označenie cez
bezrozmerný tlak; kde R 0 = 101325 Pa; ~ tilde, získame pre ideálny plyn vzorec na výpočet Gibbsovej voľnej energie pri tlaku p≠r 0:

Ak je látka v zmesi plynov, potom pre i zložku zmesi ideálnych plynov máme:

kde je normalizovaný parciálny tlak a normalizovaný tlak zmesi súvisiace pomerom
berúc do úvahy molárny zlomok
i-tý plyn,
a tlak plynnej zmesi je určený Daltonovým zákonom
.Aby ste dostali vzorec na výpočet , vyjadrené v mólových zlomkoch, predstavujeme vzorec (3) ako:

Označme Gibbsovu molárnu voľnú energiu i plyn pri tlaku zmesi. Potom dostaneme

Molárne Gibbsove voľné energie kondenzovaných látok nezávisia od tlaku, pretože ich objemy možno zanedbať v porovnaní s objemami plynných zložiek. Potom vzorec na výpočet
kondenzované látky budú mať formu:

kde X i– molárny zlomok i- látka vo vzťahu k fáze, v ktorej sa nachádza (k počtu mólov jej fázy),
je molárna Gibbsova voľná energia čistej kondenzovanej hmoty, at p= p 0 = 101325 Pa.

Vplyv tlaku na entropiu možno určiť z výrazu pre Gibbsovu molárnu voľnú energiu pre i zložka ideálneho plynu pri tlaku p ≠p 0

z čoho vyplýva, že

(7)

Po dosadení (8) do (7) a pri zohľadnení toho
, dostaneme:

Pre i-tu zložku kondenzovanej hmoty možno analogicky s výrazom (9) získať vzorec na výpočet entropie pri p ≠p 0

Hodnota - prevzaté z príručky R 0 = 101325 Pa.

9.5. Výpočet Gibbsovej voľnej energie pre skutočné plyny a roztoky. Volatilita a aktivita

Pri výpočte Gibbsovej molárnej voľnej energie pre skutočné plyny a roztoky môžete použiť vzorce získané pre ideálne plyny a roztoky. Zároveň parciálne tlaky p i sú nahradené hodnotou volatility f i [Pa] a molárnych zlomkov X i- o činnosti a i. Volatilita je tlak, určený zo stavovej rovnice pre reálne plyny, ktorý má na systém rovnaký vplyv ako v prípade ideálneho plynu. Vlastne f i je korigovaný tlak, ktorý charakterizuje odchýlku termodynamického systému od ideálneho stavu opísaného stavovou rovnicou pre ideálny plyn.

Teda pre reálne plyny bude hodnota Gibbsovej molárnej voľnej energie určená výrazom

kde
,
zloženie). Keď sa stav skutočného plynu približuje k stavu ideálneho plynu, volatilita má sklon k parciálnemu tlaku . Pre ideálny plyn f i = p i(pri nízkom tlaku).

Aktivita a i(bezrozmerná veličina) je korigovaný molárny zlomok X i, ktorý charakterizuje odchýlku kondenzovaného systému od ideálneho stavu. Ako sa reálne riešenie blíži k ideálnemu stavu, aktivita a i má sklon k molárnemu zlomku X i. Pre slabé riešenia a i =X i . Teda pre reálne riešenia

Opísaný spôsob výpočtu Gibbsovej voľnej energie navrhol americký fyzikálny chemik Lewis G.N. (1875-1946).

V termodynamike sa používajú aj pojmy fugacitných koeficientov
a činnosti
. Pre ideálne plyny a roztoky
.

9.6. Tretí zákon termodynamiky a izotermickou expanziou pracovnej tekutiny, pretože pracovná tekutina prestáva vydávať teplo do okolia, pretože uvádza Výpočet poklesu tlaku v systém výstup lodného plynu, pri použití pobrežného výstupu plynu pre ...

Bežné skratky

d - plyn, plynné skupenstvo látky

g - kvapalina, kvapalný stav hmoty

t - pevný stav látky (v tomto návode je t ekvivalentné kryštalickému stavu, pretože nekryštalický stav tuhej látky nie je v programe braný do úvahy)

aq je rozpustený stav a rozpúšťadlo je voda (od slova vodný- voda)

EMF - elektromotorická sila

Komentáre

Štandardný stav v termodynamike.Štandardné stavy sú nasledovné:

pre plynnú látku, čistú alebo v zmesi plynov, hypotetický stav čistej látky v plynnej fáze, v ktorej má vlastnosti ideálneho plynu a štandardného tlaku R°. V tomto návode je to akceptované R° \u003d 1,01325 × 105 Pa (1 atm).

pre čistú kvapalnú alebo pevnú fázu, ako aj pre kvapalný roztok rozpúšťadlo - stav čistej látky v zodpovedajúcom stave agregácie pri štandardnom tlaku R°.

pre rozpustenú látku v tuhom alebo kvapalnom roztoku hypotetický stav tejto látky v roztoku so štandardnou koncentráciou S°, ktorý má vlastnosti nekonečne zriedeného roztoku (pre danú látku) za štandardného tlaku R°. Akceptovaná štandardná koncentrácia S° \u003d 1 mol / dm 3.

Voľba stechiometrických koeficientov. Stechiometrické koeficienty chemickej reakcie ukazujú molárny pomer, v ktorom tieto látky medzi sebou reagujú. Napríklad pri reakcii A + B \u003d Z sú stechiometrické koeficienty reaktantov rovnaké (v absolútnej hodnote), čo znamená, že 1 mol A bezo zvyšku reaguje s 1 molom B za vzniku 1 molu Z. Význam tohto zadanie sa nezmení, ak zvolíte iné rovnaké koeficienty. Napríklad rovnica 2A + 2B = 2Z zodpovedá rovnakému stechiometrickému pomeru medzi reaktantmi. Preto sú vo všeobecnom prípade koeficienty n i akákoľvek reakcia je definovaná až po ľubovoľný spoločný faktor. V rôznych častiach fyzikálnej chémie sa však prijímajú rôzne konvencie týkajúce sa výberu tohto faktora.

V termochémii sa pri reakciách vzniku látok z jednoduchých látok koeficienty volia tak, že pred vzniknutou látkou stojí koeficient 1. Napríklad pre vznik jodovodíka:

1/2H2 + 1/2I2 = HI

V chemickej kinetike sa koeficienty volia tak, aby zodpovedali, ak je to možné, reakčným rádom pre príslušné reaktanty. Napríklad tvorba HI je prvého rádu v H2 a prvého rádu v I2. Preto je reakcia napísaná takto:

H2+I2®2HI

V termodynamike chemických rovnováh je výber koeficientov vo všeobecnosti ľubovoľný, ale v závislosti od typu reakcie sa môže dať prednosť jednej alebo druhej voľbe. Napríklad na vyjadrenie rovnovážnej konštanty disociácie kyseliny je zvykom zvoliť koeficient pred symbolom kyseliny rovný 1. Najmä pre kyslú disociáciu jodovodíka zvoľte

HI ƒ H + + I –

(koeficient pred HI je 1).

Označenia koncentrácie. S rovnakým symbolom môže mať koncentrácia alebo obsah zložky v zmesi rôzny význam. Koncentrácia môže byť rovnovážna (ta, ktorá sa dosiahne v rovnováhe), aktuálna (taká, ktorá existuje v danom čase alebo v danom štádiu procesu) a hrubá alebo „analytická“. Tieto koncentrácie sa môžu líšiť. Napríklad, ak pripravíte roztok acetanhydridu (CH 3 CO) 2 O vo vode, pričom vezmete 1 mol 100 % acetanhydridu a zriedite ho vodou na 1 liter, potom bude mať výsledný roztok brutto alebo analytickú koncentráciu S\u003d 1 mol / l (CH 3 CO) 2 O. V skutočnosti anhydrid kyseliny octovej podlieha ireverzibilnej hydrolýze na kyselinu octovú (CH 3 CO) 2 O + H 2 O ® 2CH 3 COOH, preto jeho súčasná koncentrácia klesá z 1 mol / l do počiatočného času do rovnovážnej koncentrácie približne 0 mol/l na konci reakcie. Na druhej strane na základe úplnej hydrolýzy anhydridu môžeme povedať, že celková koncentrácia roztoku je 2 mol/l CH 3 COOH (bez ohľadu na štádium hydrolýzy). Reakčný produkt však podlieha kyslej disociácii CH 3 COOH ƒ CH 3 COO - + H +, takže skutočné koncentrácie v roztoku, vrátane skutočnej koncentrácie CH 3 COOH, sa nerovnajú žiadnej z hrubých . Reálne koncentrácie CH 3 COOH, CH 3 COO - a H + v rovnováhe sa nazývajú rovnovážne. Chemici často používajú rovnaký zápis S pre všetky tieto druhy koncentrácií za predpokladu, že význam označenia je jasný z kontextu. Ak chcete zdôrazniť rozdiel, potom sa pre molárne koncentrácie zvyčajne používa nasledujúci zápis : S je hrubá alebo analytická koncentrácia, [A] je aktuálna alebo rovnovážna koncentrácia zložky A a (niekedy) [A]e je rovnovážna koncentrácia zložky A. Tento index umožňuje zapisovať rovnovážne konštanty, ako napr.

Štandardný termodynamický stav bol zavedený ako spoločný pôvod prchavosti pre všetky plyny.

Keďže vlastnosti všetkých plynov sú rôzne, v reálnych podmienkach nemôžu mať spoločné body na krivke f=f(P). V dôsledku toho môže byť stav spoločný pre všetky plyny iba imaginárny.

Najpohodlnejšie je predpokladať, že všetky vlastnosti rôznych plynov sa zhodujú, ak sa premenia (pomyselne!) na ideálne plyny.

Historicky bola po desaťročia jednotkou tlaku atmosféru(bankomat) , kde 1 atm sa rovná 1,01325 × 105 Pa. Je ľahké pochopiť, že v štandardnom stave musí byť plyn pod týmto tlakom.

Hoci sa sústava jednotiek v ďalších rokoch menila, tlak ideálneho plynu v štandardnom stave zostal rovnaký, t.j. rovná 1 atm.

Definícia štandardného termodynamického stavu pre plyny je:

Štandardný termodynamický stav plynu pri danej teplote je imaginárny stav vo forme ideálneho plynu pri tlaku 1,01325×10 5 Pa.

Uvažujme proces prechodu plynu zo štandardného stavu do daného stavu, ktorý zodpovedá volatilite f.

Budeme dodržiavať nasledujúce povinné podmienky:

Všetky veličiny súvisiace so štandardným stavom alebo z neho počítané sú označené symbolom o, ktorý je umiestnený vpravo hore na zistenej hodnote..

Z tohto dôvodu bude v štandardnom stave tlak a jemu rovná volatilita označovaná nasledovne: f o = P o = 1,01325 × 10 5 Pa.

Prvá fáza prechodu zo štandardného stavu do daného stavu plynu zahŕňa expanziu plynu. Keďže v štandardnom stave je obdarený vlastnosťami ideálneho plynu, tak k jeho expanzii (netreba zabúdať, že hovoríme o izotermickej funkcii) by malo dôjsť pozdĺž izotermy ideálneho plynu na veľmi malý tlak P* resp. prchavosť f*. Zmena v Gibbsovej energii v tomto štádiu je

Pri veľmi nízkych tlakoch sa vlastnosti skutočného plynu skutočne zhodujú s vlastnosťami ideálneho plynu. Preto za týchto podmienok nie je rozdiel medzi ideálnymi izotermami plynu a skutočnými izotermami plynu. V tomto ohľade prechod z ideálnej izotermy plynu na skutočnú izotermu plynu nespôsobí žiadne zmeny v systéme. V dôsledku toho bude pre druhú fázu procesu zmena Gibbsovej energie rovná nule.

Tretím stupňom je izotermická kompresia reálneho plynu z fugacity f* na fugacitu v danom stave f. Zmena v Gibbsovej energii v tomto štádiu je

Celková zmena Gibbsovej energie v dôsledku všetkých štádií je

Hlavnými termodynamickými funkciami používanými v metalurgických výpočtoch sú vnútorná energia ty entalpia H, entropia S, ako aj ich najdôležitejšie kombinácie: izobaricko-izotermické G = H - TS a izochoricko-izotermické F=U-TS potenciály, znížený potenciál F \u003d -G / T.

Podľa Nernstovej vety pre entropia prirodzený referenčný bod je nula stupňov na Kelvinovej stupnici, pri ktorej sa entropie kryštalických látok rovnajú nule. Z formálneho hľadiska je preto v zásade možné vždy zmerať alebo vypočítať absolútnu hodnotu entropie a použiť ju na kvantitatívne termodynamické odhady. To znamená, že entropia neprináša žiadne ťažkosti do praxe vykonávania numerických termodynamických výpočtov.

A tu vnútornej energie nemá prirodzený pôvod a jeho absolútna hodnota jednoducho neexistuje. To isté platí pre všetky ostatné termodynamické funkcie alebo potenciály, pretože sú lineárne spojené s vnútornou energiou:

H = U + PV;

F = U - TS;

G = H - TS = U - TS + PV;

F= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/T.

Preto tie hodnoty U, H, F, G a F termodynamický systém vzhľadom na neistotu referenčného bodu možno stanoviť len do konštánt. Táto skutočnosť nevedie k zásadným komplikáciám, pretože na riešenie všetkých aplikovaných problémov dosť vedieťzmeniť množstvá termodynamické funkcie pri zmene teploty, tlaku, objemu, pri prechode fázových a chemických premien.

Aby však bolo možné vykonávať skutočné výpočty, bolo potrebné prijať určité dohody (normy) o jednoznačnom výbere určitých konštánt a stanoviť jednotné pravidlá pre výpočet počiatočných hodnôt termodynamických funkcií pre všetky látky nachádzajúce sa v prírode. V dôsledku lineárnej závislosti termodynamických funkcií H, F, G, F z vnútornej energie U Toto dosť vykonávať iba jednu z týchto funkcií. bol skutočný jednotný pôvod hodnôtentalpia . Podarilo sa nulovú hodnotu entalpií určitých látok v určitých skupenstvách za presne špecifikovaných fyzikálnych podmienok, ktoré nesú meno štandardné látky, štandardné podmienky a štandardné stavy.

Nasleduje najbežnejší súbor konvencií, o ktorých sa diskutuje, podľa odporúčania Medzinárodnej komisie pre termodynamiku Medzinárodnej únie čistej a aplikovanej chémie (IUPAC). Táto sada môže byť tzv termodynamické štandardy, ako je to prakticky zavedené v modernej literatúre o chemickej termodynamike.

Štandardné podmienky

Podľa Nernstovej vety je pre entropiu prirodzený referenčný bod alebo prirodzená štandardná teplota nula stupňov na Kelvinovej stupnici, pri ktorej sú entropie látok nulové. V niektorých referenčných knihách, publikovaných hlavne v ZSSR, je štandardná teplota 0 K. Napriek veľkej logike z fyzikálneho a matematického hľadiska sa táto teplota ako štandard veľmi nepoužíva. Je to spôsobené tým, že pri nízkych teplotách je závislosť tepelnej kapacity od teploty veľmi zložitá a nie je možné na ňu použiť dostatočne jednoduché polynómové aproximácie.

Štandardné fyzikálne podmienky zodpovedajú tlaku 1 atm(1 fyzická atmosféra = 1,01325 bar)a teplota 298,15 K(25° S). Predpokladá sa, že takéto podmienky najviac zodpovedajú skutočným fyzikálnym podmienkam v chemických laboratóriách, v ktorých sa vykonávajú termochemické merania.

Štandardné látky

V prírode sú všetky izolované, nezávislé látky, nazývané v termodynamike individuálne , pozostávajú z čistých prvkov tabuľky D.I. Mendelejeva, alebo sa získavajú chemickými reakciami medzi nimi. Takže dostatočný stav na stanovenie referenčného rámca pre termodynamické veličiny je výber entalpií len pre chemické prvky ako jednoduché látky. To sa uznáva entalpie všetkých prvkov v ich štandardných stavoch sú za štandardných podmienok nulové – teplota a tlak. Preto sa chemické prvky v termodynamike nazývajú aj tzv štandardné látky.

Všetky ostatné látky sa považujú za zlúčeniny získané chemickými reakciami medzi štandardnými látkami (chemické prvky v štandardnom stave). jednotlivé látky ". Východiskom pre entalpie pre chemické zlúčeniny (ako aj pre prvky v neštandardných stavoch) je hodnota entalpie reakcie ich vzniku zo štandardných látok, ako keby sa uskutočnila za štandardných podmienok.V skutočnosti, samozrejme, experimentálne sa stanoví tepelný efekt (entalpia) reakcie v reálnych podmienkach a potom sa prepočíta na štandardné podmienky. Táto hodnota sa berie ako štandardná entalpia tvorby chemická zlúčenina ako samostatná látka.

Pri praktických výpočtoch treba pamätať na to, že v termochémii sa ako štandard akceptuje nasledovné znakové pravidlo charakterizovať entalpiu. Ak pri tvorbe chemickej zlúčeniny teplo vyčnieva, je vybratý znak “ mínus” - teplo sa stráca do systému počas izotermického procesu. Ak je na vytvorenie chemickej zlúčeniny potrebné teplo absorbované, je vybratý znak “ plus” - teplo sa do systému dodáva z okolia, aby sa zachovala izotermia.

Štandardné štáty

Pre takýto stav sa volí rovnovážny stav, t.j. najstabilnejší forma existencie (agregovaný stav, molekulárna forma) chemický prvok za štandardných podmienok Ide napríklad o prvky v pevnom stave - olovo,  uhlík vo forme grafitu, v kvapaline - ortuť a bróm, dvojatómové molekuly plynného dusíka alebo chlóru, monatomické vzácne plyny a pod.

Štandardná notácia

Na označenie akejkoľvek termodynamickej vlastnosti vypočítanej pri štandardnom tlaku zo štandardnej hodnoty a teda tzv štandardná nehnuteľnosť, použije sa pravý horný index 0 (nula) znaku. Že sa nehnuteľnosť odpočítava z vybraného štandardu, označeného znakom „“ pred algebraickým symbolom termodynamickej funkcie. Teplota zodpovedajúca hodnote funkcie sa často uvádza ako pravý dolný index. Napríklad, štandardná entalpia látky pri 298,15 K sa označujú ako

Za štandardné entalpie jednotlivých látok sa považujú splodiny ich vzniku chemickými reakciami zo štandardných látok v štandardnom stave. Preto sa termodynamické funkcie niekedy označujú pomocou indexu f(z angličtiny tvorenie- vzdelanie):

Na rozdiel od entalpie sa pre entropiu jej absolútna hodnota vypočíta pri akejkoľvek teplote. Preto v označení entropie nie je znak „“:
štandardná entropia látky pri 298,15 K, štandardná entropia pri teplote T.

Štandardné vlastnosti látok za štandardných podmienok, t.j. štandardné termodynamické funkcie zhrnuté v tabuľkách termochemických veličín a publikované ako príručky termochemických veličín jednotlivých látok.

V realite sa najčastejšie stretávame s izobarickými procesmi, keďže technologické procesy sa väčšinou uskutočňujú v zariadeniach, ktoré komunikujú s atmosférou. Preto referenčné knihy termochemických údajov z väčšej časti obsahujú, as potrebné a dostatočné informácie pre výpočet ľubovoľnej termodynamickej funkcie, veličiny

Ak sú známe hodnoty štandardnej absolútnej entropie a entalpie tvorby, tak aj závislosť tepelnej kapacity od teploty je možné vypočítať hodnoty alebo zmeny hodnôt všetkých ostatných termodynamických funkcií.