基本內容
熱焓及焓。它是表示物質系統能量的一個狀態函式，通常用H來表示，其數值上等於系統的內能U加上壓強P和體積V的乘積，即H＝U＋PV。
焓是熱力學的基本概念之一。總的來說，封閉體系不做非體積功時的過程，內能變化可以通過測定恆容熱效應來求，焓變可以通過測恆壓熱效應求得。
焓：H=U+PV，這裡要說明一下，焓在這裡無明確的物理意義，可以理解為，為了表達方便，專門設為一個符號，H即U+PV，之所以要提出焓這一物理量，是因為U+PV經常會用到，所以專門用一個符號來代替它。
由於我們不能確定體系內能的絕對值，所以也不能確定焓的絕對值。焓是狀態函式，具有能量的量綱，但沒有確切的物理意義，它的定義是由上式所規定下來的，不能把它誤解為是“體系中含的熱量”。我們所以要定義出一個新函式H，完全是因為它在實用中很重要，有了這個函式，在處理熱化學的問題時就方便得多。
雖然體系的內能和焓的絕對值目前還無法知道，但是在一定條件下我們可以從體系和環境間熱量的傳遞來衡量體系的內能與焓的變化值。在沒有其它功的條件下，體系在等容過程中所吸收的熱量全部用以增加內能，體系在等壓過程中所吸收的熱量，全部用於使焓增加。由於一般的化學反應大都是在等壓下進行的，所以焓更有實用價值。
其他信息
SO3(g)+H2O(l)==H2SO4(l);ΔH= -130.3 kJ/mol
表示每生成1 mol H2SO4 放出 130.3 kJ 的熱。
嚴格的標準熱化學方程式格式: H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) ΔrHθm=-286kJ·mol-1(θ表示標準態,r表示反應,m表示1mol反應.含義為標準態下進行一摩爾反應的焓變)
我們構想在同一溫度下發生同上的1mol反應：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)，但不是在等溫等容條件下，而是在等溫等壓條件下，或者說發生的不是等溫等容反應，而使等溫等壓反應，若反應發生時同樣沒有做其他功，反應的熱效應多大?這種熱效應的符號通常用Qp表示，下標p表明等壓，成為等壓熱效應。
Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB(g)
式中△U≡U終態-U始態≡U反應產物-U反應物，式中∑vB(g)=△n(g)/mol，即發生1mol反應，產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差。由該式可見，對於一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決於反應前後氣體分子總數是否發生變化，若總數不變，系統與環境之間不會發生功交換，於是，Qp=QV;若總數減小，對於放熱反應∣Qp∣〉∣QV∣，等壓過程放出熱多於等容過程放出熱，;若反應前後氣體分子總數增加，對於放熱反應，∣Qp∣〈∣QV∣，反應前後內能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環境傳遞，放出的熱少於等容熱效應。同樣的，對於吸熱反應也可以類推得到。
將上式展開又可得到：
Qp=△U+p△V=(U終態-U始態)+p(V終態-V始態)
=(U終態+pV終態)-(U始態+pV始態)
由於U、p、V都是狀態函式，因此U+pV也是狀態函式，為此，我們定義一個新的狀態函式，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，於是：
△H≡H終態-H始態= Qp
此式表明，化學反應在等溫等壓下發生，不做其他功時，反應的熱效應等於系統的狀態函式焓的變化量。請特別關註上句中的“不做其他功時”，若做其它功(如電池放電做功)反應的熱效應決不會等於系統的狀態函式H的變化量△H。
我們之所以要定義焓這個函式，其原因是由於其變化量是可以測定的(等於等溫等壓過程不做其它功時的熱效應)，具有實際套用的價值。這樣處理，包含著熱力學的一個重要思想方法：在一定條件下發生一個熱力學過程顯現的物理量，可以用某個狀態函式的的變化量來度量。QV=△U、Qp，都是這種思想方法的具體體現。在隨後的討論中，這種思想方法還將體現。
應當指出，焓變在數值上等於等溫等壓熱效應，這只是焓變的度量方法，並不是說反應不在等壓下發生，或者同一反應被做成燃料電池放出電能，焓變就不存在了，因為焓變是狀態函式，只要發生反應，同樣多的反應物在同一溫度和壓力下反應生成同樣多的產物，用同一化學方程式表達時，焓變的數值是不變的。
另外，我們在反應焓的符號前面沒有加上反應的溫度條件，是因為溫度不同，焓變數值不同。但實驗事實告訴我們，反映焓變隨溫度的變化並不太大，當溫度相差不大時，可近似地看作反應含不隨溫度變，以下內容只作這種近似處理，不考慮焓變隨溫度的變化。實驗和熱力學理論都可以證明：反應在不同壓力下發生，焓變不同!但當壓力改變不大時，不作精確計算時，這種差異可忽略，可借用標準態數據。
