SO3(g) H2O(l)==H2SO4(l);ΔH= -130.3 kJ/mol

表示每生成1 mol H2SO4 放出 130.3 kJ 的热。

严格的标准热化学方程式格式: H2(g) 1/2O2(g)==H2O(l) ΔrHθm=-286kJ·mol-1(θ表示标准态,r表示反应,m表示1mol反应.含义为标准态下进行一摩尔反应的焓变)

我们设想在同一温度下发生同上的1mol反应：2H2(g) O2(g)=2H2O(g)，但不是在等温等容条件下，而是在等温等压条件下，或者说发生的不是等温等容反应，而使等温等压反应，若反应发生时同样没有做其他功，反应的热效应多大"para" label-module="para">

Qp=△U p△V=△U RT∑vB(g)

式中△U≡U终态-U始态≡U反应产物-U反应物，式中∑vB(g)=△n(g)/mol，即发生1mol反应，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。由该式可见，对于一个具体的化学反应，等压热效应与等容热效应是否相等，取决于反应前后气体分子总数是否发生变化，若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换，于是，Qp=QV;若总数减小，对于放热反应∣Qp∣〉∣QV∣，等压过程放出热多于等容过程放出热，;若反应前后气体分子总数增加，对于放热反应，∣Qp∣〈∣QV∣，反应前后内能减少释放的一部分能量将以做功的形式向环境传递，放出的热少于等容热效应。同样的，对于吸热反应也可以类推得到。

将上式展开又可得到：

Qp=△U p△V=(U终态-U始态) p(V终态-V始态)

=(U终态 pV终态)-(U始态 pV始态)

由于U、p、V都是状态函数，因此U pV也是状态函数，为此，我们定义一个新的状态函数，称为焓，符号为H，定义式为H≡U pV，于是：

△H≡H终态-H始态= Qp

此式表明，化学反应在等温等压下发生，不做其他功时，反应的热效应等于系统的状态函数焓的变化量。请特别关注上句中的“不做其他功时”，若做其它功(如电池放电做功)反应的热效应决不会等于系统的状态函数H的变化量△H。

我们之所以要定义焓这个函数，其原因是由于其变化量是可以测定的(等于等温等压过程不做其它功时的热效应)，具有实际应用的价值。这样处理，包含着热力学的一个重要思想方法：在一定条件下发生一个热力学过程显现的物理量，可以用某个状态函数的的变化量来度量。QV=△U、Qp，都是这种思想方法的具体体现。在随后的讨论中，这种思想方法还将体现。

应当指出，焓变在数值上等于等温等压热效应，这只是焓变的度量方法，并不是说反应不在等压下发生，或者同一反应被做成燃料电池放出电能，焓变就不存在了，因为焓变是状态函数，只要发生反应，同样多的反应物在同一温度和压力下反应生成同样多的产物，用同一化学方程式表达时，焓变的数值是不变的。

另外，我们在反应焓的符号前面没有加上反应的温度条件，是因为温度不同，焓变数值不同。但实验事实告诉我们，反映焓变随温度的变化并不太大，当温度相差不大时，可近似地看作反应含不随温度变，以下内容只作这种近似处理，不考虑焓变随温度的变化。实验和热力学理论都可以证明：反应在不同压力下发生，焓变不同。但当压力改变不大时，不作精确计算时，这种差异可忽略，可借用标准态数据。2100433B