热化学方程式是表示化学反应所放出或吸收的热量的化学反应式.例如热化学方程式：H2(g)+I2(g)=2 HI(g) ΔH= –25.9kJ.mol-1 ΔH代表在标准态时,1molH2(g)和1molI2(g)完全反应生成2 molHI(g),反应放热25.9kJ.这是一个假想的过程,实际反应中反应物的投料量比所需量要多,只是过量反应物的状态没有发生变化,因此不会影响反应的反应热.标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓,用符号ΔfHmO表示.
注意事项
书写和应用热化学方程式时必须注意以下几点：
（1）反应热与温度和压强等测定条件有关,所以书写时必须指明反应时的温度和压强（25℃、101Pa时,可以不注明）
（2）各物质化学式右侧用圆括弧（）表明物质的聚集状态.可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态.固体有不同晶态时,还需将晶态注明,例如S（斜方）,S（单斜）,C（石墨）,C（金刚石）等.溶液中的反应物质,则须注明其浓度,以aq代表水溶液,(aq,∝) 代表无限稀释水溶液.
（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量,不表示物质分子个数或原子个数,因此,它可以是整数,也可以是分数.
（4）△H只能写在化学方程式的右边,若为放热反应,则△H为“-”；若为吸热反应,则△H为“+”.其单位一般为kJ/mol.对于同一反应,计量数不同,其△H不同.
（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量.由于△H与反应完成物质的量有关,所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应,当反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反.
（6）不标“↑”或“↓”
（7）不注明反应条件,例如：△（加热）
（8）有机热化学方程式不用“=”,而用“→”
定压或定容条件下的任意化学反应,在不做其它功时,不论是一步完成的还是几步完成的,其热效应总是相同的（反应热的总值相等）.”这叫作盖斯定律.
由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数,所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关.可见,对于恒容或恒压化学反应来说,只要反应物和产物的状态确定了,反应的热效应Qv或Qp也就确定了,反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响.
使用该定律要注意：
1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程,各步反应的温度应相同； 2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量,反应进行的方式、温度、压力等因素均有关,这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式.
3、各步反应均不做非体积功.
4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态.
5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关.例题、 求反应C（s）+ 1/2 O 2 （g）→CO（g）的反应热（Δr H m ） 已知（I） C（s）+ O 2 （g）→CO2（g） Δr H m （I）= - 393ּ5 KJ/moI （II）CO（g）+ 1/2 O2 （g）→CO2 （g） Δr H m （II） = - 282ּ8 KJ/mol 由（I）— （II）式得 C（s）+ 1/2 O2 （g）→ CO（g） Δr H m = Δr H m（I） - Δr H m （II） = - 393ּ5 - （ - 282ּ8 ）= - 110ּ7（KJ/mol）
盖斯定律的本质：方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和.盖斯定律的意义：有些反应的反应热通过实验测定有困难,可以用盖斯定律间接计算出来.