定義
不管化學反應是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。換句話說，化學反應的反應熱隻與反應的始态和終态有關，而與反應進行的途徑無關。如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一一步完成時的反應熱是相同的，這就是蓋斯定律。蓋斯定律屬于物理化學所學内容。
物理化學又稱理論化學，是化學類的基礎和門邊緣學科，它是應用物理學原理和方法研究有關化學現象和化學過程的一門科學。
内容
蓋斯定律換句話說，化學反應的反應熱隻與反應體系的始态和終态有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，蓋斯定律實際上是“内能和焓是狀态函數”這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精确測定的反應熱效應來計算難于測量或不能測量的反應的熱效應。盡管蓋斯定律出現在熱力學第一定律提出前，但亦可通過熱力學第一定律推導出。
由于熱力學能（U）和焓（H）都是狀态函數，所以ΔU和ΔH隻與體系的始、末狀态有關而與“曆程”無關。
可見，對于恒容或恒壓化學反應來說，隻要反應物和産物的狀态确定了，反應的熱效應qv或qp也就确定了，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等均對Qv或Qp數值沒有影響。
使用注意
使用該定律要注意：
1、蓋斯定律隻适用于等溫等壓或等溫等容過程，各步反應的溫度應相同；
2、熱效應與參與反應的各物質的本性、聚集狀态、完成反應的物質數量，反應進行的方式、溫度、壓力等因素均有關，這就要求涉及的各個反應式必須是嚴格完整的熱化學方程式。
3、各步反應均不做非體積功。
4、各個涉及的同一物質應具有相同的聚集狀态。
5、化學反應的反應熱(△H)隻與反應體系的始态和終态有關,而與反應途徑無關。
例題：求反應C（s）+1/2O2（g）→CO（g）的反應熱（ΔH）
解：已知（I）C（s）+O2（g）==CO2（g）ΔH（I）=-393.5kJ/moI
（II）CO（g）+1/2O2（g）==CO2（g）ΔH（II）=-282.8kJ/mol
由（I）—（II）式得C（s）+1/2O2（g）==CO（g）
ΔH=ΔH（I）-ΔH（II）
=-393.5-（-282.8）=-110.7（kJ/mol）
本質和意義
蓋斯定律的本質：方程式按一定系數比加和時其反應熱也按該系數比加和。
蓋斯定律的意義：有些反應的反應熱通過實驗測定有困難（有些反應進行得很慢，有些反應不容易直接發生，有些反應的産品不純、有副反應發生），可以用蓋斯定律間接計算出來。
