在上一节（焓变与反应热）中有这样一句话：

但实际上，很多化学反应不容易甚至根本不能测量其反应热，就比如碳不完全燃烧生成一氧化碳，要控制反应物比例使其恰好生成一氧化碳是很困难的。那么，我们又使用什么方法来得到这一类化学反应的反应热呢？

观察下面两个热化学方程式：

C {\displaystyle {\ce {C}}} (s，石墨) + O 2 ( g ) = CO 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {+O2(g)=CO2(g)}}} 　 Δ H 1 = − 393.5 kJ ⋅ mol − 1 {\displaystyle \Delta H_{1}=-393.5{\mbox{kJ}}\centerdot {\mbox{mol}}^{-1}}

CO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) = CO 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {CO(g){+}{1/2}O2(g)=CO2(g)}}} 　 Δ H 2 = − 283 kJ ⋅ mol − 1 {\displaystyle \Delta H_{2}=-283{\mbox{kJ}}\centerdot {\mbox{mol}}^{-1}}

显然， Δ H 1 = E ( C O 2 ) − E ( C ) − E ( O 2 ) {\displaystyle \Delta H_{1}=E(CO_{2})-E(C)-E(O_{2})} ， Δ H 2 = E ( C O 2 ) − E ( C O ) − 1 2 E ( O 2 ) {\displaystyle \Delta H_{2}=E(CO_{2})-E(CO)-{\frac {1}{2}}E(O_{2})} 。

我们令 Δ H 3 = E ( C O ) − E ( C ) − 1 2 E ( O 2 ) {\displaystyle \Delta H_{3}=E(CO)-E(C)-{\frac {1}{2}}E(O_{2})} ，那么我们需要对 Δ H 1 {\displaystyle \Delta H_{1}} 和 Δ H 2 {\displaystyle \Delta H_{2}} 做出怎样的数学运算才能得到 Δ H 3 {\displaystyle \Delta H_{3}} 呢？

观察可知 Δ H 3 = Δ H 1 − Δ H 2 {\displaystyle \Delta H_{3}=\Delta H_{1}-\Delta H_{2}} 。这一个规律是否具有普遍适用性呢？

毫无疑问，这个规律是普遍使用于化学反应的。

盖斯定律是能量守恒定律的雏形之一。

俄国化学家盖斯[1]（Germain Henri Hess，1802-1850）将该规律拓展到更高层次的境界：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。也就是说，只要一个化学反应的始态和终态一定，那么无论反应途径如何，反应热不变。

使用盖斯定律，我们也可以解释为什么在催化剂条件下的反应热与无催化剂条件下的反应热相等这个事实了。

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