黑斯定律英文解釋翻譯、黑斯定律的近義詞、反義詞、例句

英語翻譯：

【機】 hess's law

分詞翻譯：

黑的英語翻譯：

black; dark; secret; sinister; wicked
【醫】 black; melano-

斯的英語翻譯：

this
【化】 geepound

定律的英語翻譯：

law
【化】 law
【醫】 law

專業解析

黑斯定律（Hess's Law）是化學熱力學中的核心原理之一，用于計算化學反應的熱效應（焓變）。其核心思想是：無論化學反應是一步完成還是分多步完成，其總的熱效應（總焓變 ΔH）是相同的。這意味着反應路徑不影響總能量變化，隻取決于反應的初始狀态和最終狀态。

漢英術語對照與詳細解釋：

定律定義 (Definition):
- 中文：黑斯定律指出，一個化學反應的總焓變等于該反應分步進行時各步焓變的代數和。
- 英文：Hess's Law states that the total enthalpy change for a chemical reaction is the sum of the enthalpy changes for the individual steps into which the reaction can be divided, regardless of the sequence or path taken.
- 核心概念：焓 (H, Enthalpy) 是狀态函數 (State Function)，其變化值 (ΔH) 隻取決于系統的始态和終态，與過程路徑無關。黑斯定律正是這一熱力學性質在化學反應能量計算中的具體應用。

數學表達 (Mathematical Expression): 若一個總反應可分解為若幹分步反應：

$$
text{總反應: } A rightarrow B quad Delta H_{total}
$$
$$
text{分步: } A rightarrow C quad Delta H_1
$$
$$
text{分步: } C rightarrow D quad Delta H_2
$$
$$
text{分步: } D rightarrow B quad Delta H_3
$$
$$
text{則: } Delta H_{total} = Delta H_1 + Delta H_2 + Delta H_3
$$

無論中間步驟如何組合或調整順序（需注意方程加減時的系數調整），隻要始态和終态相同，總焓變 ΔH_total 保持不變。

應用價值 (Applications):
- 計算難以直接測量的反應熱：許多反應的焓變無法通過實驗直接測定（如反應太慢、副反應多、條件極端等）。利用黑斯定律，可以通過設計一系列已知焓變的反應路徑（常利用标準生成焓 ΔH_f° 或标準燃燒焓 ΔH_c° 數據），間接計算出目标反應的 ΔH。
- 構建熱化學循環：是設計複雜反應能量計算路徑的基礎工具。
- 預測反應可行性：雖然不能直接判斷反應速率（動力學範疇），但計算出的 ΔH 是判斷反應在熱力學上能否自發進行（結合熵變 ΔS）的重要依據之一。
意義與延伸 (Significance & Extension): 黑斯定律不僅適用于焓變 (ΔH)，也適用于其他狀态函數的變化，如吉布斯自由能變 (ΔG) 和熵變 (ΔS)。它深刻體現了熱力學第一定律（能量守恒）在化學反應體系中的應用，并強調了狀态函數的路徑無關性。該定律是化學熱力學計算和能量分析不可或缺的理論基石。

參考來源：

中國化學會 - 化學名詞審定委員會. 《化學名詞》 (第二版). 科學出版社. (該來源定義了标準中文術語“黑斯定律”及其基本内涵) [可訪問中國化學會官網或相關學術數據庫查詢術語定義]
Department of Chemistry, University of Cambridge. "Hess's Law." (提供了定律的清晰解釋、數學表達和應用實例) https://www.ch.cam.ac.uk/teaching
American Chemical Society (ACS). "Hess's Law." In ACS Guide to Scholarly Communication. (權威機構對定律原理、應用及在化學中重要性的闡述) https://pubs.acs.org/doi/book/10.1021/acsguide

網絡擴展解釋

“黑斯定律”（通常譯為赫斯定律，Hess's Law）是化學熱力學中的一條重要定律，由俄國化學家Germain Henri Hess于1840年提出。它描述了化學反應中焓變（熱效應）的可加性，是能量守恒定律在熱化學中的具體應用。

定律核心内容

赫斯定律指出：無論化學反應是一步完成還是分多步進行，其總焓變（ΔH）是相同的。這意味着，反應的焓變僅取決于初始狀态和最終狀态，與反應路徑無關。

數學表達式為： $$ ΔH{text{總}} = ΣΔH{text{各步驟}} $$

應用場景

間接計算難測反應的焓變
例如，碳直接燃燒生成一氧化碳（CO）的焓變難以測量，但可通過分步反應（先生成CO₂再分解為CO）的焓變之和計算。
驗證熱化學數據
通過不同反應路徑的焓變是否一緻，檢驗實驗數據的準确性。
設計工業反應路徑
優化化學反應步驟，降低能耗或控制熱量釋放。

實例說明

以碳生成二氧化碳為例：

一步反應：
C（石墨） + O₂ → CO₂，ΔH = -393.5 kJ/mol
分兩步反應：
1. C（石墨） + ½O₂ → CO，ΔH = -110.5 kJ/mol
2. CO + ½O₂ → CO₂，ΔH = -283.0 kJ/mol
  總ΔH = (-110.5) + (-283.0) = -393.5 kJ/mol
  結果與一步反應相同，驗證了赫斯定律。

意義與局限性

意義：奠定了熱化學計算的基礎，簡化了複雜反應的焓變測定。
局限性：僅適用于恒壓條件下的焓變計算，且要求各步驟的物理狀态和條件一緻（如溫度、物質形态）。

若需進一步了解具體應用或公式推導，可參考熱化學教材或相關文獻。