화학의 기본 법칙 중 하나. 다음 한 줄로 설명할 수 있다.
모든 화학반응은, 화학 반응의 처음 상태와 마지막 상태가 동일하면, 그 중간에 어떤 과정을 거쳤다고 하더라도, 그 계에서의 열의 출입은 항상 동일하다.
헤스(Hess)의 법칙이라고도 불린다. 열화학에서 기본이 되는 개념임과 동시에, 화학Ⅱ 선택자들을 나락으로 떨어뜨리는 개념 3천왕(나머지 두 개는 화학 평형의 법칙과 산화수).[1]
보통, 화학 반응은 등압 조건(대부분의 경우 대기압) 하에서 이루어지므로, 열량은 곧 엔탈피 변화량(ΔH)으로 표현될 수 있다. 따라서 열화학에서는 보통 화학 반응시 출입하는 열의 기호로써 엔탈피 변화량을 쓴다. 엔탈피는 상태함수[2]이므로, 어떤 반응 메커니즘을 거치든 반응 전과 후의 각 물질의 상태만 동일하다면 그 변화량은 같다.
헤스의 법칙은 이러한 상태 함수에 대한 일반적인 내용을 화학반응열에 한정한 내용이다.
예를 들자면 다음과 같다.
기체 상태의 탄소(C)가 1몰 있고 기체 상태의 산소(O₂)가 1몰 있다. 이 때 다이렉트로 둘을 반응시켜서 기체 상태의 이산화탄소(CO₂) 1몰 만들었을 때 출입한 열의 양을 ΔH라고 하자.
이번에는 반응 조건을 변화시켜서 1몰의 기체 상태의 탄소로 일산화탄소(CO) 기체를 생성한 다음, 그 일산화탄소를 나머지 산소(O 혹은 O₂)와 반응시켜서 1몰의 이산화탄소 기체를 만들었다고 하자. 이 때 일산화탄소를 만들었을 때 출입한 열의 양이 ΔH₁이고 다시 이산화탄소를 만들면서 출입한 열의 양을 ΔH₂라고 하자.
이러면 반응 물질의 상태가 1몰 기체 탄소 + 1몰 기체 산소이고 끝 물질이 1몰 기체 이산화탄소인 것은 변함이 없으므로 ΔH = ΔH₁+ ΔH₂라는 공식이 성립하게 되는 것이다.
보다 이해를 더 쉽게 하기 위해 이렇게 생각해 볼 수 있다.
우리가 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 아예 잠시 볼 일이 있어 극단적으로 제주도까지 갔다가 바로 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 반응 엔탈피 변화량(반응열이라고도 한다.)의 경우에 대해서만 헤스의 법칙이라고 따로 이름 붙인 것일 뿐, 엔탈피와 같은 다른 모든 상태함수가 경로에 무관하다는 건 일반적인 법칙이다. 예를 들어, 반응 엔트로피 변화량에 대해서도 이 법칙은 성립한다.