赫斯定律

赫斯定律 (Hess law)
國立中山大學董騰元教授責任編輯

Hess law就是俄國的化學家 Germain Henri Hess（1802年8月7日〜1850年11月30日），依其在熱化學方面的研究結果，於1840年，所提出的一個概念:在熱化學上，一個化學反應熱含量-焓 (enthalpy) 的變化，是可以預測，其值與反應途徑無關。

Hess law指出焓 (enthalpy) 是狀態函數 (state function)，一個化學反應焓的變化量是固定的，與反應途徑無關。換句話說，只與反應前的狀態和反應後的狀態有關，與反應經由的路徑無關。因此若一個化學反應的熱含量變化 (△H)，無法直接測得時，便可以藉由這個定律計算出。

計算的方法需透過化學方程式，經過數學的運算過程: 當一個反應可以分解成兩個或兩個以上反應的代數和表示時，其反應熱也等於這些反應熱的代數和。方程式逆寫時，△H變為-△H。若淨反應的△H_net<0，表示這個反應為放熱反應 (exothermic reaction)，若淨反應的△H_net>0，表示這個反應為吸熱反應 (endothermic reaction)，Hess law顯示出△H是有加成性。

如果知道反應物 (reactants) 和生成物 (products) 的生成熱 (enthalpy change of formation)，經由Hess law的概念可算出此反應的反應熱，這個方法可以不必考慮△H的變號;同理可推，一個反應的反應熱也可以藉由反應物和生成物的燃燒熱 (combustion) 計算得到，計算式如下：

△H = △H_f(P) -△H_f(R) ; △H = △H_c(P) -△H_c(R)

例子(一)

已知B₂O_3(s) + 3H₂O_(g)→3O_2(g) + B₂H_6(g) △H=+2035KJ

H₂O(l)→H₂O(g) △H=+44KJ

H_2(g) + (1/2)O_2(g) → H2O_(l) △H=-286KJ

2B_(s) + 3H_2(g)→ B₂H_6(g) △H=+36KJ

經過處理

B₂H_6(g) + 3O_2(g) → B₂O_3(s)+3H₂O_(g) △H=-2035KJ

3 H₂O_(g) → 3 H₂O_(l) △H=-132KJ

3 H₂O_(l) → 3H_2(g) + (3/2)O_2(g) △H=+858KJ

2B_(s) + 3H_2(g)→B₂H_6(g) △H=+36KJ

方程式相加，兩邊相消運算後：

2B_(s) + (3/2)O_2(g) → B₂O_3(s) △H=-1273KJ

例子(二)

已知CH_4(g) O_2(g) CO_2(g) H₂O_(l)

△H_f(KJ/mol) -75 0 -394 -286

經過運算後，可求出下列反應的燃燒熱△Hc

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) + 2H2O_(l)

△H_c=[(-394)+2x(-286)”> –[(-75)+0″>△H_c=-891KJ/mol

Hess law 的概念也適用於entropy和自由能 (free energy) 的變化，這兩個量也是狀態函數。