熱化學方程式（thermochemical?equation）是用以表示化學反應中的能量變化和物質(zhì)變化。熱化學方程式的意義為熱化學方程式不僅表明了一個反應中的反應物和生成物，還表明了一定量物質(zhì)在反應中所放出或吸收的熱量。

簡介

熱化學方程式是表示化學反應中的物質(zhì)變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。例如熱化學方程式：H2 - g+Cl2 - g=2HCl - g△H=－183kJ/mol

ΔH代表在標準態(tài)時，1molH2 - g和1molCl2 - g完全反應生成2molHCl - g，反應放熱183kJ。這是一個假想的過程，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態(tài)沒有發(fā)生變化，因此不會影響反應的反應熱。標準態(tài)時化學反應的摩爾焓變稱為標準摩爾焓，用符號ΔfHmO表示。

蓋斯定律

講到熱力學方程式，不得不提起蓋斯定律。

1840年瑞士的化學家蓋斯 - Hess在總結(jié)大量實驗事實（熱化學實驗數(shù)據(jù)）的基礎上提出：“定壓或定容條件下的任意化學反應，在不做其它功時，不論是一步完成的還是幾步完成的，其熱效應總是相同的（反應熱的總值相等）?！边@叫作蓋斯定律。

換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，蓋斯定律實際上是“內(nèi)能和焓是狀態(tài)函數(shù)”這一結(jié)論的進一步體現(xiàn)。利用這一定律可以從已經(jīng)精確測定的反應熱效應來計算難于測量或不能測量的反應的熱效應。

由于熱力學能 - U和焓 - H都是狀態(tài)函數(shù)，所以ΔU和ΔH只與體系的始、末狀態(tài)有關而與“歷程”無關?？梢?，對于恒容或恒壓化學反應來說，只要反應物和產(chǎn)物的狀態(tài)確定了，反應的熱效應Qv或Qp也就確定了，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等均對Qv或Qp數(shù)值沒有影響。