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盖斯定律是化学热力学中的重要定律，由俄国化学家赫斯在1840年发现。该定律指出：反应的焓变只取决于反应的始态和终态，而与反应的途径无关。这实际上是热力学第一定律在化学反应中的具体应用。无论反应是一步完成还是分多步进行，总的能量变化都是相同的。
焓变是反应过程中系统焓的变化量，用ΔH表示。焓变等于生成物的焓减去反应物的焓。根据焓变的正负，我们可以将反应分为两类：放热反应的焓变小于零，系统向环境放出热量；吸热反应的焓变大于零，系统从环境吸收热量。焓变的概念是理解盖斯定律的重要基础。
盖斯定律的数学表达式为：总焓变等于各步反应焓变的代数和。这个原理表明，无论反应是直接进行还是通过多个中间步骤完成，从反应物到生成物的总能量变化都是相同的。图中显示了直接反应和两步间接反应的能量变化路径，虽然途径不同，但总焓变相等。这体现了能量守恒定律在化学反应中的应用。
让我们通过碳燃烧的经典例子来演示盖斯定律的应用。我们要求碳直接燃烧生成二氧化碳的焓变，但这个反应难以直接测定。我们可以利用已知的两步反应：碳先燃烧生成一氧化碳，焓变为负110.5千焦每摩尔；然后一氧化碳再燃烧生成二氧化碳，焓变为负283.0千焦每摩尔。根据盖斯定律，直接反应的焓变等于两步反应焓变之和，即负393.5千焦每摩尔。
使用盖斯定律进行焓变计算有系统的方法和技巧。首先确定目标反应，然后寻找已知反应，通过反应的加减组合得到目标反应，最后对应焓变进行加减运算。重要的处理技巧包括：当反应方程式翻转时，焓变要变号；当反应倍数变化时，焓变要成倍变化。例如，已知A到B的焓变为负100千焦，B到C的焓变为负50千焦，则A到C的焓变为两者之和，即负150千焦。如果反应翻转，焓变就变为正150千焦。