定律表述
赫斯定律定義：一個反應，在定壓或定容條件下，不論是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的，總反應方程式的焓變等於各部分分布反應按一定係數比加和的焓變。赫斯定律換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，赫斯定律實際上是“內能和焓是狀態函式”這一結論的進一步體現。
推導過程
赫斯定律當反應體系不做非體積功，Q=ΔH，Q=ΔU，而H和U都是狀態函式，當反應的初始狀態和終止狀態一定時，H和U的改變值ΔH和ΔU與途徑無關。所以無論是一步完成反應，或是多步完成反應，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等，均對Q或Q數值沒有影響，其反應熱都一樣。
適用範圍
適用於任何狀態函式，但使用該定律要注意：
1、赫斯定律只適用於等溫等壓或等溫等容過程，各步反應的溫度應相同；
2、參與反應的各物質的本性、聚集狀態、完成反應的物質數量，反應進行的條件方式、溫度、壓力等因素均一致。
3、各步反應均不做非體積功。
4、若有很多數據，選擇最短的途徑。以致計算方便誤差小。
實際套用
有些反應的反應熱通過實驗測定有困難（有些反應進行得很慢，有些反應不容易直接發生，有些反應的產品不純、有副反應發生），可以用赫斯定律間接計算出來。
赫斯定律例 求反應C（s）+ 1/2 O （g）→CO（g）的反應熱ΔH解：已知 （I） C（s）+ O （g）==CO（g） ΔH = - 393.5 kJ/moI
（II）CO（g）+ 1/2 O （g）==CO （g） ΔH = - 282.0 kJ/mol
由（I）-（II）式得 C（s）+ 1/2 O （g）== CO（g）
ΔH = ΔH（I）- ΔH （II）
= - 393.5 -（ - 282.0）= -110.5 kJ/mol
C和O的反應不可能控制在CO而無CO生成的程度，因此無法通過實驗測定這樣反應的反應熱。然而根據赫斯定律，利用C和CO的燃燒熱，很容易計算生成CO反應的焓變。
定律影響
儘管赫斯定律出現在熱力學第一定律提出前的經驗定律，但亦可通過熱力學第一定律推導出。赫斯定律的建立，使得熱化學反應方程式可以向普通代數方程式一樣進行計算，有很大的實用性。
