1，内容含义：化学反应的反应热只与反应体系的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
2，计算模式：
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
则(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
则(c)＝(a)－(b)，即ΔH3＝ΔH1－ΔH2。
3，主要应用：计算某些难以直接测量的反应热。
4．注意事项：应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应途径。
（1）首先观察已知的热化学方程式与目标热化学方程式的差异。
（2）若目标热化学方程式中的某种反应物在某个已知热化学方程式中作生成物(或目标热化学方程式中的某种生成物在某个已知热化学方程式中作反应物)，可把该热化学方程式的反应物和生成物颠倒，位置调换，相应的ΔH改变符号。
（3）变换时当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。
（4）热化学方程式加减运算以及比较反应热的大小时，ΔH都要带“+”、“－”号进行计算、比较，即把ΔH看作一个整体进行分析判断。
（5）在设计的反应途径中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。
（6）当设计的反应逆向进行时，其ΔH与正反应的ΔH数值相等，符号相反。
所以以上要点可概括为找目标―→看来源―→变方向―→调系数―→相叠加―→得答案。
