反應熱：
1、公式
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，對于一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決于反應前后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，于是，Qp=QV;若總數減小，對于放熱反應∣Qp∣>∣QV∣，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱。
若反應前后氣體分子總數增加，對于放熱反應，∣Qp∣<∣QV∣，反應前后內能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環境傳遞，放出的熱少于等容熱效應。同樣的，對于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(U終態-U始態)
=(U終態+pU終態)-(U始態+pU始態)
由于U、p、V都是狀態函數，因此U+pV也是狀態函數，為此，我們定義一個新的狀態函數，稱為焓，符號為H，定義式為H≡U+pV，于是:
△H=H終態-H始態= Qp
2、公式的意義
此式表明，化學反應在等溫等壓下發生，不做其他功時，反應的熱效應等于系統的狀態函數焓的變化量。請特別關注上句中的"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于系統的狀態函數H的變化量△H。