1. 개요
화학의 기본 법칙 중 하나. 다음 한 줄로 설명할 수 있다.모든 화학반응에서 엔탈피 변화량(=열량)은 반응 경로에 상관없이 항상 일정하다.
열역학 제1법칙의 일종이며, 헤스(Hess)의 법칙이라고도 불린다.고등학교 화학 II에서 처음 나온다.
2. 내용
보통 화학 반응은 등압 조건하에서 이루어지므로(대부분의 경우 대기압), 열량은 곧 엔탈피 변화량(ΔH)으로 표현될 수 있다. 따라서 열화학에서는 보통 화학 반응시 출입하는 열의 기호로써 엔탈피 변화량을 쓴다. 엔탈피는 상태함수[1]로, 헤스의 법칙은 상태함수에 대한 일반적인 내용을 화학반응열에 대하여 정의한 것이다. 예를 들면 다음과 같다.탄소(C)가 1몰 있고 산소(O₂)가 1몰 있다. 이 때 다이렉트로 둘을 반응시켜서 이산화탄소(CO₂)가 1몰 생성되었을 때 출입한 열의 양을 ΔH라고 하자.
이번에는 반응 조건을 변화시켜서 1몰의 탄소로 일산화탄소(CO)를 생성시킨 다음, 그 일산화탄소를 나머지 산소(O 혹은 O₂)와 반응시켜서 1몰의 이산화탄소를 생성시켰다고 하자.
이때 일산화탄소가 생성되는 과정에서 출입한 열의 양이 ΔH₁이고 다시 이산화탄소가 생성되는 과정에서 출입한 열의 양을 ΔH₂라고 하면 반응 물질이 1몰 탄소 + 1몰 산소이고 생성 물질이 1몰 이산화탄소인 것은 변함이 없으므로 ΔH = ΔH₁+ ΔH₂라는 공식이 성립하게 된다.
보다 이해를 더 쉽게 하기 위해 이렇게 생각해 볼 수 있다.이번에는 반응 조건을 변화시켜서 1몰의 탄소로 일산화탄소(CO)를 생성시킨 다음, 그 일산화탄소를 나머지 산소(O 혹은 O₂)와 반응시켜서 1몰의 이산화탄소를 생성시켰다고 하자.
이때 일산화탄소가 생성되는 과정에서 출입한 열의 양이 ΔH₁이고 다시 이산화탄소가 생성되는 과정에서 출입한 열의 양을 ΔH₂라고 하면 반응 물질이 1몰 탄소 + 1몰 산소이고 생성 물질이 1몰 이산화탄소인 것은 변함이 없으므로 ΔH = ΔH₁+ ΔH₂라는 공식이 성립하게 된다.
부산에서 서울까지 가려고 한다면, 여러 가지 경로를 생각해 볼 수 있을 것이다. 바로 부산에서 서울로 한 번에 가거나, 예를 들면 잠시 대전을 거치고 갈 수도 있고, 아니면 극단적으로 제주도까지 갔다가 서울로 올라갈 수도 있다.(이 때 위로 올라가는 방향을 +방향, 아래로 내려가는 방향을 -방향이라고 설정한다.)
물론 경로를 어떻게 취하느냐에 따라서 실제 이동하는 거리 및 시간이 당연히 달라지겠지만, 이와는 상관없이 부산에서 서울까지의 변위는 그 어떤 경로를 택하든 결과적으로는 똑같다. 즉, 출발지가 부산이고 도착지가 서울임에는 변함이 없는 것이다. 이를 도식화해보면(Δr을 변위라고 했을 경우)
Δr(부산->서울) = Δr(부산->대전)+Δr(대전->서울) = Δr(부산->제주도)+Δr(제주도->서울)
Δr(부산->제주도)가 음수이기 때문에 결과적으로 변위는 같아진다. 사실 반응엔탈피 변화량(반응열이라고도 한다.)의 경우에 대해서만 헤스의 법칙이라고 따로 이름붙인 것일 뿐, 이러한 경로비의존성은 다른 상태함수에도 모두 해당된다. 예를 들어, 반응 엔트로피 변화량에 대해서도 이 법칙은 성립한다.
[1] 반응 경로, 과정에 상관없이 반응 전과 후의 물질의 상태만 동일하다면 함수값의 전체적인 변화량은 그 과정에 전혀 상관없이 (반응 후의 상태)-(반응 전의 상태)만으로 정의할 수 있는 함수. 열역학에서 항상 나오는 U(내부 에너지), H(엔탈피), S(엔트로피), G(Gibbs 자유 에너지) 등이 바로 상태함수이다.