赫斯定律（Hess‘s Law） 是热力学中的一个基本原理，它指出化学反应的总焓变与达到最终状态所经历的路径无关。
赫斯定律基于热力学第一定律，即能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。赫斯定律也被称为“恒热定律”。在本文中，我们将深入探讨赫斯定律、它的表达形式、应用等内容。
目录
- 什么是赫斯定律？
- 赫斯定律公式
- 赫斯定律的形式
- 赫斯热加和定律
- 赫斯定律的应用
什么是赫斯定律？
赫斯定律以俄罗斯化学家杰曼·赫斯的名字命名，该定律指出，无论反应包含多少个步骤或阶段，反应的总焓变等于所有步骤的变化值之和。它是基于焓是一个状态函数这一原理，这使得我们可以通过将每一步的焓变相加，直到生成产物，从而计算出总焓变。
赫斯定律的定义
> “无论反应是一步完成还是分多步完成，反应的总焓变都是相同的。”
我们可以利用赫斯定律来计算那些难以直接测量的焓变。使用赫斯定律的一个经典例子是计算由固态碳和氢气生成甲烷的焓变。这个反应在实验室中进行得太慢，难以直接测量。
赫斯定律公式
利用赫斯定律计算焓变的公式，在数学上表示为一系列反应的焓变之和等于总反应的焓变。公式如下：
> ΔH°reaction = ∑n × ΔHf°(products) − ∑n × ΔHf°(reactants)
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> 其中：
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> – ΔH°reaction 是我们关注的反应的焓变，
> – ΔH°products is 是产物的标准生成焓，
> – ΔH°reactants 是反应物的标准生成焓，
> – ∑n 是配平化学方程式中每种物质的化学计量数。
焓变
反应的焓变是衡量在恒定压力下反应过程中放出或吸收的热量的量度。
焓（符号为 H）是系统在恒定压力下的热含量。它由断裂化学键所需的能量和形成新键所需的能量决定。在恒定压力下，反应吸收或释放的热量与焓变相同，用符号 ΔH 表示。
赫斯定律示例
例如，为了求出碳与氢气反应生成乙炔（C2H2）的焓变，我们可以使用以下方程式：
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ/mol
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = -572 kJ/mol
C2H2(g) + 2O2(g) → 2CO(g) + H2O(l) ΔH = +1299.6 kJ/mol
为了求出一摩尔乙炔生成的焓变，我们可以将前两个方程式的焓变相加，然后减去第三个方程式的焓变（乘以因子 1/2，因为第三个方程式实际上对应的是两摩尔乙炔燃烧的逆向过程，我们需要根据化学计量数进行调整，或者按原文逻辑处理）：
ΔH(acetylene) = ΔH(CO2) + ΔH(H2O) – (1/2)ΔH(CO combustion related eq)
⇒ ΔH(acetylene) = (-393.5 kJ/mol) + (-572 kJ/mol) – (1/2)(1299.6 kJ/mol)
⇒ ΔH(acetylene) = -965.5 kJ/mol – 649.8 kJ/mol
⇒ ΔH(acetylene) ≈ -227 kJ/mol (注：原文计算数值仅供参考，重点在于方法论)
赫斯定律的形式
赫斯定律可以有多种表现形式，即：
- 多步反应
- 多种不同反应
让我们详细讨论这些形式：
针对多步反应
在化学中，多步化学反应是通过两个或更多个基元步骤的序列发生的。基元步骤是涉及一个或两个分子的单一、简单的步骤。在多步反应中，会形成一种或多种中间体，并随后被消耗。
这些反应的特征在于它们特定的基元步骤，每一步都代表一个单一的分子事件。在多步反应中，总反应的焓变是所有单个步骤中释放和吸收的热量总和。
应用赫斯定律处理多步反应的步骤
要将赫斯定律应用于多步反应，我们可以遵循以下步骤：
- 写出反应每一步的配平化学方程式。
- 利用已知数据或实验测量，计算每一步的焓变（ΔH）。
- 如有必要，通过系数反转或乘以方程式，以获得一组加起来等于总反应的方程式。
- 将加起来等于总反应的那组方程式的焓变（ΔH）相加。
- 反应的总焓变（ΔH）将等于各个步骤的焓变之和。
例如，让我们考虑以下的多步反