1，内容含義：化學反應的反應熱隻與反應體系的始态(各反應物)和終态(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。
2，計算模式：
方式一：若有(a)A(g)＋M(g)=B(g) ΔH1
(b)A(l)＋M(g)=B(g) ΔH2
(c)A(g)=A(l) ΔH3
則(c)＝(a)－(b)，即ΔH3＝ΔH1－ΔH2。
方式二：若有(a)A(s)＋M(g)===B(s) ΔH1
(b)C(s)＋M(g)===D(s) ΔH2
(c)A(s)＋D(s)===B(s)＋C(s) ΔH3
則(c)＝(a)－(b)，即ΔH3＝ΔH1－ΔH2。
3，主要應用：計算某些難以直接測量的反應熱。
4．注意事項：應用蓋斯定律進行簡單計算，關鍵在于設計反應途徑。
（1）首先觀察已知的熱化學方程式與目标熱化學方程式的差異。
（2）若目标熱化學方程式中的某種反應物在某個已知熱化學方程式中作生成物(或目标熱化學方程式中的某種生成物在某個已知熱化學方程式中作反應物)，可把該熱化學方程式的反應物和生成物颠倒，位置調換，相應的ΔH改變符号。
（3）變換時當反應式乘以或除以某數時，ΔH也應乘以或除以某數。
（4）熱化學方程式加減運算以及比較反應熱的大小時，ΔH都要帶“ ”、“－”号進行計算、比較，即把ΔH看作一個整體進行分析判斷。
（5）在設計的反應途徑中常會遇到同一物質固、液、氣三态的相互轉化，狀态由固→液→氣變化時，會吸熱；反之會放熱。
（6）當設計的反應逆向進行時，其ΔH與正反應的ΔH數值相等，符号相反。
所以以上要點可概括為找目标―→看來源―→變方向―→調系數―→相疊加―→得答案。
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