赫斯定律

赫斯定律（英語：Hess's law），又名反應熱加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反應為二個反應式的代數和時，其反應熱為此二反應熱的代數和。也可表達為在條件不變的情況下，化學反應的熱效應只與起始和終了狀態有關，與變化途徑無關。它是由俄國化學家Germain Hess發現並用於描述物質的熱含量和能量變化與其反應路徑無關，因而被稱為赫斯定律。

基本介紹

• 中文名：赫斯定律
• 外文名：Hess's law
• 別稱：蓋斯定律
• 表達式：反應熱的總值相等
• 提出者：赫斯
• 提出時間：1840年
• 套用學科：熱化學
• 適用領域範圍：反應熱計算
• 提出者國籍：俄國

定律表述

赫斯定律定義：一個反應，在定壓或定容條件下，不論是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的，總反應方程式的焓變等於各部分分布反應按一定係數比加和的焓變。赫斯定律換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，赫斯定律實際上是“內能和焓是狀態函式”這一結論的進一步體現。

推導過程

當反應體系不做非體積功，Q_p=ΔH，Q_v=ΔU，而H和U都是狀態函式，當反應的初始狀態和終止狀態一定時，H和U的改變值ΔH和ΔU與途徑無關。所以無論是一步完成反應，或是多步完成反應，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等，均對Q_v或Q_p數值沒有影響，其反應熱都一樣。

適用範圍

適用於任何狀態函式，但使用該定律要注意：

1、赫斯定律只適用於等溫等壓或等溫等容過程，各步反應的溫度應相同；

2、參與反應的各物質的本性、聚集狀態、完成反應的物質數量，反應進行的條件方式、溫度、壓力等因素均一致。

3、各步反應均不做非體積功。

4、若有很多數據，選擇最短的途徑。以致計算方便誤差小。

實際套用

有些反應的反應熱通過實驗測定有困難（有些反應進行得很慢，有些反應不容易直接發生，有些反應的產品不純、有副反應發生），可以用赫斯定律間接計算出來。

例 求反應C（s）+ 1/2 O₂ （g）→CO（g）的反應熱ΔH解：已知 （I） C（s）+ O₂ （g）==CO₂（g） ΔH^Θ_m = - 393.5 kJ/moI

（II）CO（g）+ 1/2 O₂ （g）==CO₂ （g） ΔH^Θ_m = - 282.0 kJ/mol

由（I）-（II）式得 C（s）+ 1/2 O₂ （g）== CO（g）

ΔH = ΔH（I）- ΔH （II）

= - 393.5 -（ - 282.0）= -110.5 kJ/mol

C和O₂的反應不可能控制在CO而無CO₂生成的程度，因此無法通過實驗測定這樣反應的反應熱。然而根據赫斯定律，利用C和CO的燃燒熱，很容易計算生成CO反應的焓變。

定律影響

儘管赫斯定律出現在熱力學第一定律提出前的經驗定律，但亦可通過熱力學第一定律推導出。赫斯定律的建立，使得熱化學反應方程式可以向普通代數方程式一樣進行計算，有很大的實用性。