始態

始態，熱力學相關概念，與終態相對應，常用來表示研究系統的起始狀態，在熱力學中是研究時的重要概念。同時，在化學反應計算的研究中與終態法密切相關。

基本介紹

• 中文名：始態
• 外文名：primary state

定義

始態，熱力學相關概念，與終態相對應，常用來表示研究系統的起始狀態，在熱力學中是研究時的重要概念。同時，在化學反應計算的研究中與終態法密切相關。

始態與蓋斯定律

蓋斯定律定義

蓋斯定律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。

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。

具體內容

當反應體系不做非體積功，Qp=ΔH，Qv=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Qv或Qp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。

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。

始態與終態法

終態法定義

終態法是指不細究化學反應的具體過程，僅注重起始反應物最終成為何種物質，從而建立起始物質與終態物質間的關係，運用電荷守恆、元素守恆、電子守恆進行巧解的一種方法。

具體內容

終態分析法是利用逆向思維方式，以與待求量相關的物質（離子、分子或原子）在變化終態的存在形式為解題的切入點，找出已知量與待求量之間的關係，不考慮中間變化過程的一種快捷有效的解題方法。在一些多步反應或多種混合物的計算中，由於涉及到反應繁多、數據不一或變化過程複雜，解題時如果逐一去分析這些反應或過程，按步就班的進行計算，往往會糾纏不清，導致思維混亂，不但費時費力，而且極易出錯，甚至無法解答。但如果我們淡化中間過程，關注最終組成，利用守恆關係進行整體分析，就會簡化思維，從而快速求解。

終態分析法是一種整體思維方法，可以概括為“抓住反應本質，巧妙跨越中態，藉助守恆關係，利用終態列式”。因只考慮起始和終態，從而可大大簡化解題過程，提高解題效率。