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| 蓋斯定律 | |
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蓋斯定律，(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。它是由俄國化學家蓋斯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，因而被稱為蓋斯定律。
內容
蓋斯定律換句話說，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，蓋斯定律實際上是"內能和焓是狀態函數"這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精確測定的反應熱效應來計算難於測量或不能測量的反應的熱效應。儘管蓋斯定律出現在熱力學第一定律提出前，但亦可通過熱力學第一定律推導出。
由於熱力學能(U)和焓(H)都是狀態函數，所以ΔU和ΔH只與體系的始、末狀態有關而與"歷程"無關。
可見，對於恆容或恆壓化學反應來說，只要反應物和產物的狀態確定了，反應的熱效應qv或qp也就確定了，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。
使用注意
使用該定律要注意:[1] 1、蓋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、熱效應與參與反應的各物質的本性、聚集狀態、完成反應的物質數量，反應進行的方式、溫度、壓力等因素均有關，這就要求涉及的各個反應式必須是嚴格完整的熱化學方程式。
4、各個涉及的同一物質應具有相同的聚集狀態。
5、化學反應的反應熱(△H)只與反應體系的始態和終態有關,而與反應途徑無關。
例題 求反應C(s)+ 1/2 O 2 (g)→CO(g)的反應熱(ΔH )
解:已知(I) C(s)+ O 2 (g)==CO2(g) ΔH (I)= - 393.5 kJ/moI
(II)CO(g)+ 1/2 O2 (g)==CO2 (g) ΔH (II) = - 282.8 kJ/mol
由(I)- (II)式得 C(s)+ 1/2 O2 (g)== CO(g)
ΔH = ΔH(I) - ΔH (II)
= - 393.5 -( - 282.8 )= -110.7(kJ/mol)
本質和意義
蓋斯定律的本質:方程式按一定係數比加和時其反應熱也按該係數比加和。
蓋斯定律的意義: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)，可以用蓋斯定律間接計算出來。