赫斯定律

赫斯定律定义：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分步反应按一定系数比加和的焓变。赫斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，赫斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。^[1]

当反应体系不做非体积功，Qp=ΔH，Qv=ΔU，而H和U都是状态函数，当反应的初始状态和终止状态一定时，H和U的改变值ΔH和ΔU与途径无关。所以无论是一步完成反应，或是多步完成反应，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等，均对Qv或Qp数值没有影响，其反应热都一样。

适用于任何状态函数，但使用该定律要注意：

1、赫斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；

2、参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的条件方式、温度、压力等因素均一致。

3、各步反应均不做非体积功。

4、若有很多数据，选择最短的途径。以致计算方便误差小。^[2]

有些反应的反应热通过实验测定有困难（有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯、有副反应发生），可以用赫斯定律间接计算出来。

例 求反应C（s）+ 1/2 O2（g）→CO（g）的反应热ΔH解：已知 （I） C（s）+ O2（g）==CO2（g） ΔHΘm= - 393.5 kJ/moI

（II）CO（g）+ 1/2 O2（g）==CO2（g） ΔHΘm= - 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的反应不可能控制在CO而无CO2生成的程度，因此无法通过实验测定这样反应的反应热。然而根据赫斯定律，利用C和CO的燃烧热，很容易计算生成CO反应的焓变。

尽管赫斯定律出现在热力学第一定律提出前的经验定律，但亦可通过热力学第一定律推导出。赫斯定律的建立，使得热化学反应方程式可以向普通代数方程式一样进行计算，有很大的实用性。