赫斯定律

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
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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,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。
赫斯定律

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) ΔHΘm = - 393.5 kJ/moI
赫斯定律
(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。

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