原标题：盖斯和盖斯定律

在讲盖斯定律的故事之前，先搞清楚反应热的概念，通常是指：当一个化学反应在恒压以及不作非膨胀功的情况下发生后，若使生成物的温度回到反应物的起始温度，这时体系所放出或吸收的热量称为反应热。也就是说，反应热通常是指：体系在等温、等压过程中发生物理或化学的变化时所放出或吸收的热量。用ΔH表示，单位：kJ/mol(千焦耳/摩尔)。例如，一氧化碳与氧气反应生成二氧化碳时放出大量的热，体系的温度也随之升高，但反应热是指定在某个相同温度(通常指定298.15K，即25℃)时反应过程的热效应。不同温度下，同一反应(包括反应物和生成物的聚集状态都相同)的热效应都是不同的。为了便于比较，通常要转换成标准状态下的数据。

化学反应的热效应很早就为化学家所注意。法国化学家拉瓦锡曾专门研究过反应热的问题，他和好友拉普拉斯是测定化学反应热的开创者。他们设计了一个简单的冰量热计，以被融化的冰的重量来计算反应热。他们证明，某一化学反应所放出的热量等于其逆反应所吸收的热量。他们测定了炭的反应热为“1盎司炭燃烧可融化6镑2盎司的0℃的冰”，相当于－413.59 kJ/mol，与现在的精确值－393.51 kJ/mol较为接近。然而，拉瓦锡抛弃了燃素，却倾向于热质说，将“热”当成是一种元素，这多少限制了他对反应热的深入研究。

对化学反应热的研究作出了重大贡献的是盖斯。盖尔曼·依万诺维奇·盖斯，1802年出生于今天瑞士的日内瓦，在盖斯3岁的时候，其父被聘为莫斯科一个富有家族的家庭教师，全家迁居俄国，盖斯接受的是俄国教育。因此，盖斯应该算是俄国化学家。从1830年起，盖斯改进了拉瓦锡和拉普拉斯的冰量热计，从而较为准确地测出了大量化学反应中的反应热。1839年，盖斯发表《在多重比例反应中的放热效应》一文，指出通过热的测定可以检出硫酸形成的不同水合物。

1840年，盖斯发表论文，指出当硫酸连续地生成数种水合物或者在水溶液里生成硫酸铵(NH₄)₂SO₄，无论一步进行还是分步进行，热效应总值总是相同的。他总结出化学反应的总热量守恒定律：化学反应中的反应热，无论该反应是一步完成还是分几步完成，总热效应相同。盖斯定律实质是热力学第一定律的一种具体的表述形式，尽管不很严格（因为等压热效应和等容热效应不一定相等），根据可测定的几个反应的热效应，利用盖斯定律即可计算一些很难直接用或尚未用实验方法测定的反应热效应。

这里举一个简单例子说明，在101.325kPa 和298.15K下，1molC(石墨)完全燃烧生成CO₂(g)，可以有两种途径。途径(A)：一步反应，即反应(1)，将1molC(石墨)直接完全燃烧成CO₂(g)，C(石墨)＋O₂(g)=CO₂(g)，其反应热效应为QA(298.15K)=-393.5 kJ∕mol (可测知)。途径(B)：分步反应，先假设1molC(石墨)不完全燃烧但均成为CO(g)，C(石墨)＋1/2O₂(g)=CO(g)， 即反应(2) ，其反应热效应为QB1(298.15K)(难以直接测知)，然后再由CO(g)完全燃烧成为CO₂(g)，CO(g) +0.5O₂(g) = CO₂(g)，即反应(3)，其反应热效应为QB2(298.15K)=-283.0k kJ∕mol (可测知)。

根据盖斯定律，可得：QA(298.15K)＝QB1(298.15K)＋QB2(298.15IK)，因此QB1(298.15K)＝QA(298.15K)－QB2(298.15K)＝{(－393.5)－(－283.0)｝kJ∕mol=－110.5 kJ∕mol。上述计算表明，石墨不完全燃烧生成CO(g)时所放出的热量QB1只有石墨完全燃烧生成CO₂(g)时所放出的热量QA 的四分之一多一些，从而可以理解使燃料完全燃烧的经济意义。

1842年，盖斯还提出了第二个热化学方面的定律，即热中和定律，认为当中性盐在水溶液中发生复分解反应时，并不产生热效应。这种现象也是电离理论创立后才得以解释(其实质是各种离子在水中共存，不形成沉淀或气体，离子间无反应，例如NaCl+KNO3＝NaNO3+KCl)。盖斯还指出，盐酸(HCl)和钾碱(KOH)反应、盐酸和烧碱(NaOH)反应，两者的反应热相同。这一现象的本质迟至1887年阿累尼乌斯创立电离理论才得以揭示(实质均为H+和OH¯反应结合成水，与K+、Cl¯、Na+无关)。

盖斯定律发表后，热化学研究一直是处于冷宫状态，直到法国化学家贝特罗和丹麦化学家茹留·汤姆森设计了弹式热量计重新复活了反应热的研究。他们根据盖斯定律对各种化学反应的热效应进行了大量测量工作。我们所用的“吸热”(endothermic)反应和“放热”(exothermic)反应等术语就是贝特罗提出来的。

如果反应是在弹式热量计内进行的，在测定反应热时体积不发生变化，所测定的反应热效应为等容热效应Qv。但是大部分化学反应是在敞口容器中(可认为是在通常大气压力的定压条件下)进行的，则反应热效应为等压热效应Qp。在反应中没有气态物质参加或生成(例如溶液中的酸碱中和反应)，或者虽有气态物质参加或生成，但气体反应物的化学计量数之和等于气体生成物的化学计量数之和(例如石墨完全燃烧与O₂化合生成CO₂的反应)。此时系统的总体积及总压力一般可认为没有发生改变。这就是说，反应可认为是在定容和定压的条件下进行的，反应的热效应既是等容热效应Qv，也是等压热效应QP。另一种情况较复杂，气体反应物的化学计量数之和不等于气体生成物的化学计量数之和。例如：CO(g)+0.5O₂(g)=CO₂(g)；CH₄(g)＋2O₂(g) = CO₂(g)＋2H₂O(l)。在上例中，系统将向环境作压缩功或环境将向系统作膨胀功。显然，此时反应的Qv与Qp不会相等。

化学反应、相变过程等一般是在等压条件下进行的，故手册中列出的有关数据，一般是等压热效应Qp。等容热效应和等压热效应的区别在于气体膨胀或压缩产生的能量损失，膨胀功和压缩功可总称为体积功，在定压时可简单地以－p△V 表示，△V指系统体积的改变。因此等容热效应和等压热效应可以换算；当然，反应发生时伴随的能量变化可有多种转换的形式，而不能仅藉热量的形式来解决。返回搜狐，查看更多

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