焓(enthalpy)，符號h，是一個系統的熱力學參數。
物理意義：⑴h=u+pv?
?焓=流動內能+推動功
? ?? ?? ? ⑵焓表示流動工質所具有的能量中，取決于熱力狀態的那部分能量
定義一個系統內:
h
= u + pv
式子中h為焓，u為系統內能，p為其壓強，v則為體積。
對于在大氣內進行的化學反應，壓強一般保持常值，則有
Δh = Δu +
pΔv
規定放熱反應的焓取負值。 如：
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)
現在我們設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始態）-（u終態+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
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。
我們之所以要定義焓這個函數，其原因是由于其變化量是可以測定的（等于等溫等壓過程不做其它公式的熱效應），具有實際應用的價值。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，可以用某個狀態函數的的變化量來度量。qv=△u、qp，都是這種思想方法的具體體現。在隨后的討論中，這種思想方法還將體現。
應當指出，焓變在數值上等于等溫等壓熱效應，這只是焓變的度量方法，并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，因為焓變是狀態函數，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，我們在反應含的符號否面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并不太大，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。以下內容均作這種近似處理。
