化学中的盖斯定律是什么?

若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。
也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。
它是由瑞士化学家Germain Hess发现并用于描述物质的焓和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律

简单分析就是能量守恒，反应物的热量+放出（吸收）的热量=生成物的热量。
增大压强，平衡向气体体积减小方向移动。
减小压强，平衡向气体体积增大方向移动。
升高温度，平衡向吸热方向移动。
降低温度，平衡向放热方向移动。
增大生成物的浓度，反应向逆方向移动。
减少生成物的浓度，反应向正方向移动。
增大反应物的浓度，反应向正方向移动。
减少反应物的浓度，反应向逆方向移动。
（记住这几条，只要考到盖斯定律我基本满分。）

化学反应热只与反应的起始和终了产物有关

即化学反应中能量变化只与反应的始态和终态有关，与中间经历的反应过程无关！

化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其总反应所放出的热或吸收的热总是相同的.其实质是,化学反应的焓变只与始态和终态有关,而与途径无关.
这是大学教科书上的,绝对标准

盖斯
1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。
由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。