物理意義:(1) h = u+PV焓=流動內能+推動功。
⑵焓是指流動的工質的部分能量取決於熱力學狀態。
在系統內定義:
H = U + pV
其中“H”是焓，U是系統的內能，P是它的壓力，V是它的體積。
對於大氣中的化學反應，壓力壹般保持不變，有
δH =δU+pδV
放熱反應的焓被規定為負值。例如:
SO3(克)+H2O(升)= =硫酸(升)；δH =-130.3千焦/摩爾
這意味著每產生1摩爾H2SO4，就釋放130.3 kJ的熱量。
嚴格的標準熱化學方程格式:H2(g)+1/2 O2(g)= H2O(l)δRHθM =-286 kj mol-1(θ代表標準構型，R代表反應，M代表1mol反應，表示標準構型下壹摩爾反應的焓變)。
現在我們假設同樣的1mol反應會在同樣的溫度下發生:2h2 (g)+O2 (g) = 2h2o (g)，但不是在等溫等容條件下，而是在等溫等容條件下，或者說如果等溫等容反應同時不做其他任何功，反應的熱效應是什麽？這種熱效應的符號通常用Qp表示，下標p表示等壓效應。
Qp=△U+p△V=△U+RT∑vB(g)
其中△U≡U終態-U初態≡U反應產物-U反應物，其中∑vB(g)=△n(g)/mol，即反應發生時產物氣體分子總數與反應物氣體分子總數之差1mol。從這個公式可以看出，對於壹個特定的化學反應，等壓熱效應和等容。如果總數減少，對於放熱反應∣ Qp ∣∣ Qv ∣，等壓過程中釋放的熱量比等壓過程中多。如果反應前後氣體分子總數增加，對於放熱反應，∣ Qp ∣〉〉 Qv ∣，反應前後可以減少和釋放的部分能量將以功的形式轉移到環境中，釋放的熱量小於等容熱效應。同樣，對於吸熱反應也可以類推。
展開上面的公式，妳可以得到:
Qp=△U+p△V=(U終態-U初態)+p(U終態-U初態)
=(U最終狀態+pU初始狀態)-(U最終狀態+pU初始狀態)
由於U，P，V都是態函數，所以U+pV也是態函數。因此，我們定義壹個新的狀態函數，稱為焓，符號為H，定義公式為H≡U+pV，所以:
△H≡H終態-H初態= Qp
這個公式表明，化學反應的熱效應等於無其他功時系統狀態函數的焓的變化。請特別註意前壹句中的“沒有做其他工作時”。如果做其他功(比如電池放電)，反應的熱效應永遠不會等於系統狀態函數h的變化。
之所以要定義焓函數，是因為它的變化是可以測量的(等於等溫等壓過程的熱效應，不需要其他公式)，有實際應用價值。這種處理包含了熱力學的壹個重要思想方法:在壹定條件下熱力學過程中出現的物理量，可以用壹個狀態函數的變化來度量。QV=△U，Qp都是這種思維方法的具體體現。後來，
需要指出的是，焓變在數值上等同於等溫等壓熱效應，這只是焓變的壹種測量方法。並不是說在等壓下不發生反應，也不是說同樣的反應做成燃料電池發出電，就不存在焓變，因為焓變是壹個態函數，只要反應發生，相同量的反應物在相同的溫度和壓力下反應產生相同量的產物。用同壹個化學方程式表示時，焓變值不變。
另外，我們把反應的溫度條件加到反應的符號負表面上，因為不同溫度下焓變值不同。但是，實驗事實告訴我們，焓隨溫度的變化並不太大。溫差不大時，可近似視為反應是否含隨溫度變化。以下內容僅作這種近似處理，不考慮焓隨溫度的變化。實驗和熱力學理論都可以證明，反應發生在不同的壓力下，焓變不同！但當壓力變化不大時，這種差異可以忽略不計，無需精確計算，可以借用標準配置數據。以下內容以此近似方式處理。