簡介
熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變（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代表在标準态時，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，隻是過量反應物的狀态沒有發生變化，因此不會影響反應的反應熱。标準态時化學反應的摩爾焓變稱為标準摩爾焓，用符号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)在總結大量實驗事實（熱化學實驗數據）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）。”這叫作蓋斯定律。
換句話說，化學反應的反應熱隻與反應體系的始态和終态有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，蓋斯定律實際上是“内能和焓是狀态函數”這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精确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)都是狀态函數，所以ΔU和ΔH隻與體系的始、末狀态有關而與“曆程”無關。可見，對于恒容或恒壓化學反應來說，隻要反應物和産物的狀态确定了，反應的熱效應Qv或Qp也就确定了，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等均對Qv或Qp數值沒有影響。
