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反应热是化学反应过程中释放或吸收的热量，它反映了反应物和生成物之间的能量差异。化学反应的本质是化学键的断裂和形成，断裂化学键需要吸收能量，而形成新的化学键会释放能量。反应热就是这两个过程能量变化的净结果。当生成物的总能量低于反应物时，反应释放能量，表现为放热反应。
焓是热力学中的重要状态函数，用符号H表示，定义为内能U加上压强体积功PV。焓变ΔH表示反应前后焓的变化量，等于生成物的焓减去反应物的焓。在恒压条件下，焓变等于反应热，这使得焓变成为描述化学反应能量变化的重要参数。由于焓是状态函数，它只与反应的始末状态有关，而与具体的反应路径无关。
根据焓变ΔH的正负值，化学反应可以分为放热反应和吸热反应两大类。放热反应的焓变小于零，反应过程中释放热量，生成物的能量低于反应物，典型的例子包括燃烧反应和中和反应。吸热反应的焓变大于零，反应过程中需要吸收热量，生成物的能量高于反应物，常见的例子有分解反应和电解反应。这种分类帮助我们理解和预测化学反应的能量变化规律。
反应热的测量主要通过量热法实现。量热法的基本原理是反应释放或吸收的热量等于量热计系统温度变化所对应的热量，用公式Q等于mcΔT表示。量热计通常由内外两层容器组成，中间有保温层，内部装有反应溶液、温度计和搅拌器。通过测量反应前后的温度变化，结合溶液的质量和比热容，就可以计算出反应热的数值。
标准摩尔反应焓是在标准状态下进行化学反应的焓变，用符号ΔrHmθ表示。标准状态的条件是温度298开尔文、压强100千帕、溶液浓度1摩尔每升。标准化的意义在于便于不同反应的数据比较，建立完整的热力学数据库，并为理论计算提供基础。例如氢气燃烧的标准摩尔反应焓为负285.8千焦每摩尔，碳酸钙分解的标准摩尔反应焓为正178.3千焦每摩尔。