盖斯定律，又名反应热加成性定律，由俄国化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关。
盖斯定律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。这一规律表明，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。
在条件不变的情况下，盖斯定律的这一特性在化学反应中具有普遍意义。这是因为热力学能（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。因此，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。
利用盖斯定律，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。这一原理在化学领域中有着广泛的应用，例如在合成新物质、优化化学反应条件等方面。
尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。这是因为热力学第一定律指出，在一个封闭系统中，能量不能消失或产生，只能从一种形式转化为另一种形式。因此，根据盖斯定律，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。
盖斯定律的推导过程：
1、我们要明确盖斯定律的核心观点：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。这意味着，无论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。
2、为了推导盖斯定律，我们可以考虑一个简单的例子：假设有一个化学反应A->D，可以通过两种不同的途径进行。途径1是A直接变成D，反应热为ΔH1。途径2是A经过一系列的中间步骤最终变成D，每一步的反应热分别为ΔH2、ΔH3等。
3、根据热力学第一定律，我们知道能量在封闭系统中是守恒的，不能消失也不能产生。因此，途径1和途径2的反应热应该相等，即ΔH1=ΔH2+ΔH3+...。这是因为两种途径的始态（反应物A）和终态（生成物D）是相同的，所以它们的反应热也必然相等。
4、进一步推导，我们可以得出盖斯定律的一般表达式：对于任意化学反应，无论其通过何种途径进行，其反应热总是等于始态和终态的热力学能之差。用数学表达式表示就是ΔH= H（终态）-H（始态），其中H表示热力学能。