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화학 방정식을 추가하면 알짜 또는 전체 방정식이 된다. 엔탈피 변화가 각 방정식에 대해 알려진다면 그 결과는 방정식에 대한 엔탈피 변화가 될 것이다. 순 엔탈피 변화가 음의 값(ΔH<sub>net</sub> <0)이면, 반응은 발열 반응이며 자발적일 가능성이 높다. 양의 ΔH 값은 흡열 반응에 해당한다. 엔트로피는 또한 자발성을 결정하는 데 중요한 역할을 하지만 양의 엔탈피 변화를 가진 반응은 그럼에도 자발적이다.
헤스의 법칙은 엔탈피 변화가 부가적이라고 말한다. 따라서 단일 반응에 대한 ΔH는
: <math>\Delta H_{reaction}^\ominus = \sum \Delta H_{\mathrm f \,(products)}^{\ominus} - \sum \Delta H_{\mathrm f \,(reactants)}^{\ominus}</math>
이다.
여기에서 <math>\Delta H_f</math>는 형성의 엔탈피이며, 위 첨자는 표준 상태의 값을 나타낸다. 이것은 두 가지(실제 또는 가상)반응의 합계로 간주될 수 있다.
:반응물 → 원소 <br>
:<math>\Delta H^\ominus = - \sum \Delta H_{\mathrm f \,(reactants)}^{\ominus}</math>
그리고 원소 → 반응물 <br>
:<math>\Delta H^\ominus = \sum \Delta H_{\mathrm f \,(products)}^{\ominus}</math>
==예시==
1) 주어진 반응식:
*B<sub>2</sub>O<sub>3</sub> (s) + 3H<sub>2</sub>O (g) → 3O<sub>2</sub> (g) + B<sub>2</sub>H<sub>6</sub> (g) (ΔH = 2035 kJ/mol)
ΔH 값의 차이는 0.02KJ/mol이며 이는 측정 오류로 인한 것이다.
== 에너지와 엔트로피 확장==
헤스의 법칙의 개념은 엔트로피와 깁스 자유 에너지의 변화를 포함하도록 확장 될 수 잇는데 이 또한 상태 함수이다. Bordwell 열역학 순환은 쉽게 측정할 수 있는 평형 및 산화 환원 전위를 이용하여 실험적으로 접근 불가능한 깁스 자유 에너지 값을 결정하는 그러한 확장의 한 예이다. Bordwell 열역학 순환의 ΔG<sup><s>o</s></sup>값과 ΔH<sup><s>o</s></sup> 값을 결합하면 엔트로피 값을 직접 측정할 수 없으므로 대체 경로를 통해 계산해야 한다.
자유 에너지:
:<math>\Delta G_{reaction}^\ominus = \sum \Delta G_{\mathrm f \,(products)}^{\ominus} - \sum \Delta G_{\mathrm f \,(reactants)}^{\ominus}.</math>
엔트로피의 경우 상황은 조금 다릅니다. 엔트로피는 절대값으로 측정될 수 있기 때문에 (ΔH<sup><s>o</s></sup> 와 ΔG<sup><s>o</s></sup>와 같이)기준 상태에 있는 요소의 상대적인 값이 아니라 엔트로피를 사용할 필요가 없다. 하나는 단순히 생성물과 반응물의 절대 엔트로피를 사용한다:
:<math>\Delta S_{reaction}^\ominus = \sum S_{(products)}^{\ominus} - \sum S_{(reactants)}^{\ominus}.</math>
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