焓變和反應熱的區別：當系統發生了化學反應之後，使反應產物的溫度回到反應前始態的溫度，系統放出或吸收的熱量就稱為該反應的熱效應，簡稱反應熱，用Q表示。Q與過程有關，不是狀態函式，即使始末狀態相同，只要過程不同（如等壓過程和等容過程），Q值就不同。焓是熱力學中表示物質系統能量的一個狀態函式，用符號H表示，H=U+pV。焓的變化是系統在等壓可逆過程中所吸收的熱量的度量。焓是狀態函式，它的值只與狀態有關而與過程無關。焓變簡介：是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函式，焓變沒有明確的物理意義。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)在恆壓條件下，ΔH(焓變)數值上等於恆壓反應熱。焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。熵增焓減，反應自發。熵減焓增，反應逆向自發。熵增焓增，高溫反應自發。熵減焓減，低溫反應自發。反應熱簡介：反應熱通常是指體系在等溫、等壓過程中發生物理或化學的變化時所放出或吸收的熱量。化學反應熱有多種形式，如：生成熱、燃燒熱、中和熱等。化學反應熱是重要的熱力學資料，它是透過實驗測定的，所用的主要儀器稱為"量熱計"。計算方法：透過實驗：根據比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據化學反應方程式由Q來求反應熱。反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。利用鍵能計算反應熱。由反應物和生成物的總能量計算反應熱。根據燃燒熱計算。根據蓋斯定律進行計算.根據反應物和生成物的標準摩爾生成焓來計算。