能量與熱力學第一定律
蓋斯定律
蓋斯定律說：一個反應的總熱效應是一樣的，無論它是一步到位，還是沿途分成許多小步走完。想像從山谷爬到山頂：你海拔的變化只取決於起點和終點在哪裡，絕不取決於你是徑直往上衝，還是順著盤山道繞來繞去。反應的焓也是如此——路徑無關緊要，只有兩端才重要。
正因如此，你可以像代數裡的方程一樣把反應相加，並把它們的焓變也一併加起來。如果某個反應難以直接測量，你就可以用一些更容易、且焓已知的反應把它「搭」出來，再求和得到答案。把某一步反過來寫，你只需把它的焓變換個符號即可。
更深一層的原因是：焓是一個狀態函數——它只取決於物質的狀態，而與所走的路徑無關。蓋斯定律其實正是這個事實，換了一身便於實用的衣裳。它讓化學家能夠繞道借助已知步驟，釘下那些任何溫度計都不可能直接捕捉到的反應熱。
碳直接燒成 CO₂ 很容易測；碳只燒到一半生成 CO 卻很難測。於是你測出 CO₂ 的生成，再測出 CO 的燃燒，兩者相減，就得到碳生成 CO 的反應熱——根本不用直接去做那個反應。
把已知反應疊加，去夠到一個未知反應——焓變也跟著一起相加。
蓋斯定律以蓋斯（Germain Hess）命名，他於 1840 年提出此定律——那時熱力學第一定律尚未完全確立。它只對狀態函數成立，因此適用於焓（ΔH）和內能（ΔU），卻絕不適用於沿某條特定路徑計的熱或功。
又稱
另見