一、焓变的计算公式

1、从宏观角度：焓变(△H)：ΔH=H生成物-H反应物(宏观)，其中：

H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“-”表示放热反应。

2、从微观角度：ΔH=E吸收-E放出 (微观)，其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“-”表示放热反应。

二、焓变常用计算方法

(1)根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比；

(2)根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H(反应产物)-H(反应物)；

(3)依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量-生成物的化学键形成释放的能量；

(4)根据盖斯定律的计算；

(5)根据比热公式求算：Q=-c·m·ΔT。

三、盖斯定律

盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学靠前定律提出前，但亦可通过热力学靠前定律推导出。