最後更新：2026-06-30

赫斯定律的內容

焓是一種狀態函數：它的值只取決於系統當下的狀態，而與系統如何到達該狀態無關。赫斯定律正是這一點對化學反應的直接結果——無論反應以一步進行，或經由任何一連串的中間步驟進行，其焓變都相同。正因如此，我們可以從數據表中的資料計算反應焓，而不必把每個反應都放進量熱計測量。

透過生成焓的途徑

應用赫斯定律最常見的方式是使用標準生成焓（ΔHf°），也就是一莫耳物質由其處於標準狀態的元素生成時的焓變。此時標準反應焓為：

$$\Delta H_{rxn}^{\circ} = \sum n\,\Delta H_f^{\circ}(\text{生成物}) - \sum n\,\Delta H_f^{\circ}(\text{反應物})$$

其中每個 n 都是平衡方程式中的化學計量係數。本計算器接收兩個按係數加權的總和，並回傳它們的差。

符號	物理量	單位
ΔH°rxn	標準反應焓	kJ/mol
ΔHf°(生成物)	生成物的生成焓	kJ/mol
ΔHf°(反應物)	反應物的生成焓	kJ/mol
n	化學計量係數	無因次

範例計算

計算甲烷的標準燃燒焓：

$$\text{CH}_4(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(l)$$

標準生成焓（kJ/mol）為：CH₄ = −74.8、O₂ = 0、CO₂ = −393.5、H₂O(l) = −285.8。

1. 生成物總和：(1)(−393.5) + (2)(−285.8) = −393.5 − 571.6 = −965.1 kJ/mol。
2. 反應物總和：(1)(−74.8) + (2)(0) = −74.8 kJ/mol。
3. 套用赫斯定律：ΔH°rxn = −965.1 − (−74.8) = −890.3 kJ/mol。

這個很大的負值證實甲烷燃燒是強烈的放熱反應，這也是天然氣作為燃料極為有用的原因。

解讀正負號

ΔH°rxn 的正負號表示依此化學式書寫的反應其熱量流動的方向。

ΔH 的符號	名稱	熱量流動
負	放熱	釋放到環境
正	吸熱	自環境吸收
接近零	熱中性	淨交換極少

由於焓與反應量成正比，將方程式反向書寫會使 ΔH 變號，而把係數乘以某倍率也會使 ΔH 乘以相同倍率。

為何元素會消失

依定義，處於標準狀態的任何純元素，其最穩定形態的 ΔHf° = 0——碳是石墨、氧是 O₂ 氣體、鐵是金屬鐵。這些物種對兩個總和都沒有貢獻，因此消耗或生成元素的反應只需要其化合物的生成焓即可。這正是上面甲烷範例中氧氣未出現在算式裡的原因。

直接組合反應

當無法取得生成焓時，仍可藉由將已知反應作代數相加來套用赫斯定律。將反應反向書寫則其 ΔH 變號；將反應乘以倍率則其 ΔH 同倍縮放；接著把各步驟相加，使中間物互相抵消，只留下目標方程式。相加後的 ΔH 值即為目標反應的焓。本文使用的生成焓法，不過是這個相同想法最有系統的版本而已。

相關計算

求得 ΔH°rxn 後，將它與熵變結合即可得到吉布斯自由能，從而判斷反應是否自發。量熱測量可對同一個焓提供獨立的實驗驗證，而氣體化學計量工具則能把每莫耳的結果換算成實驗室中處理的質量或體積。

常見問題（FAQ）

什麼是赫斯定律？

赫斯定律指出，無論反應以一步或多步進行，其焓變都相同，因為焓是狀態函數——它只取決於起始與最終狀態，而與路徑無關。實務上，標準反應焓等於生成物的標準生成焓總和減去反應物的標準生成焓總和，每一項都以平衡方程式中的係數加權。

如何從平衡方程式得到這兩個總和？

從數據表查出每種物種的標準生成焓（ΔHf°，單位為 kJ/mol）。將每個數值乘以該物種在平衡方程式中的係數，再把生成物相加得到一個總和、把反應物相加得到另一個總和。將這兩個總和輸入此處，計算器便以生成物減去反應物，求出 ΔH°rxn。

ΔH 的正負號代表什麼？

ΔH 為負代表反應向環境釋放熱量，是放熱反應，例如燃燒。ΔH 為正代表反應吸收熱量，是吸熱反應，例如熱分解。數值接近零則表示依此化學式書寫的反應幾乎沒有淨熱量交換。

為什麼元素的生成焓為零？

標準生成焓定義為一莫耳化合物由其處於標準狀態的元素生成時的焓變。由元素本身生成自己並無變化，因此依慣例將任何元素最穩定的形態——O₂ 氣體、石墨形態的固態碳、金屬銅——的 ΔHf° 訂為 0。這正是為何作為元素的反應物或生成物會從總和中消失。