透過實驗測得
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。
2.反應熱與反應物各物質的量成正比。
3.利用鍵能計算反應熱
通常人們把拆開1mol某 化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱
△H=生成物總能量-反應物的總能量。
5.根據燃燒熱計算
物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱
6.根據蓋斯定律進行計算
蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
7.根據反應物和生成物的標準摩爾生成焓來計算
對於一定溫度，標準壓力下的反應"0=ΣBVBRB"(這是一種把反應物透過移項變號移動到等號右邊的寫法，在這種寫法中，反應物的係數為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數，ΣB表示對所有物質求和）該反應的反應熱△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)
8．根據反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓來計算
對於很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標準摩爾燃燒焓更容易得到。
9、另外，可以根據各反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓以及它們的 燃燒方程來確定它們的標準摩爾生成焓，也能間接的算出反應熱。
反應熱，通常是指當一個化學反應在恆壓以及不作非膨脹功的情況下發生後，若使生成物的溫度回到 反應物的起始溫度，這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應熱。也就是說，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”。
影響反應熱的因素：內部因素：與化學反應的反應物生成焓和產物的生成焓有關。外部因素：與反應溫度、壓強有關。
透過實驗測得
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。
2.反應熱與反應物各物質的量成正比。
3.利用鍵能計算反應熱
通常人們把拆開1mol某 化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱
△H=生成物總能量-反應物的總能量。
5.根據燃燒熱計算
物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱
6.根據蓋斯定律進行計算
蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
7.根據反應物和生成物的標準摩爾生成焓來計算
對於一定溫度，標準壓力下的反應"0=ΣBVBRB"(這是一種把反應物透過移項變號移動到等號右邊的寫法，在這種寫法中，反應物的係數為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數，ΣB表示對所有物質求和）該反應的反應熱△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)
8．根據反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓來計算
對於很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標準摩爾燃燒焓更容易得到。
9、另外，可以根據各反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓以及它們的 燃燒方程來確定它們的標準摩爾生成焓，也能間接的算出反應熱。
反應熱，通常是指當一個化學反應在恆壓以及不作非膨脹功的情況下發生後，若使生成物的溫度回到 反應物的起始溫度，這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應熱。也就是說，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”。
影響反應熱的因素：內部因素：與化學反應的反應物生成焓和產物的生成焓有關。外部因素：與反應溫度、壓強有關。