定律定義
焓 焓具有能量的量綱，一定質量的物質按定壓可逆過程由一種狀態變為另一種狀態，焓的增量便等於在此過程中吸入的熱量。
焓定義為 H= U+ pV，式中 U為物質的內能， p為壓力， V為體積。
推導過程
體系經歷等壓的變化過程，即p=p=p=常數，吸收的熱量為Qp，如果體系只做體積功（實驗室和生成的大多數過程都是不做非體積功的）。
根據熱力學第一定律可得：
焓 所以，
焓 由於U、p、V都是狀態函式，通過不同的狀態函式的線性組合構成一個新的狀態函式，所以U+pV也是狀態函式。熱力學中定義一個新的狀態函式——焓(enthalpy)，用符號H表示。
焓 定義式為：
性質
狀態函式
焓是體系的狀態函式，與變化的途徑無關，只要體系的狀態定了，焓就有唯一確定的值。焓的引入是通過無非體積功的等壓變化引出的。但絕不意味著只有在無非體積功的等壓過程才有焓存在，其他情況下就不存在焓。
廣度性質
因為U和pV都是廣度性質，所以焓H也是體系的廣度性質。因U和pV具有能量的量綱，所以H也具有能量的量綱。由於pV>0，所以對於體系的同一狀態，恆有H>U。
非守恆量
例如氫氣和氧氣在絕熱鋼瓶中反應生成水，Q=W=0，ΔU=0，即熱力學能守恆，但因為過程中不等壓，p>p，ΔH=ΔU+V(p-p)=V(p-p)>0，焓不守恆。
適用範圍
焓 焓與熱力學能一樣，其絕對值無法確定。在統計熱力學中雖然可由分子配分函式計算出焓值，但這樣求的的也是焓的相對值，因為物質內部的運動形式不可窮盡，不可能計算出所有運動形式的配分函式。
套用
體系若吸熱，焓值升高；放熱，焓值降低
對於均勻體系的簡單狀態變化，由於吸熱時體系的溫度升高，因此高溫物質的焓要高於低溫物質的焓。
對於相變化，如固體變為液體，固體變為氣體即液體變為氣體都要吸收熱量，所以同種物質的不同聚集狀態在同一溫度下的焓值不想等，H(g)>H(l)>H(s)。
對於等溫下的化學反應，若反應吸熱，產物的焓高於反應物的焓；若反應放熱，產物的焓應低於反應物的焓。
1.體系若吸熱，焓值升高；放熱，焓值降低
2.對於均勻體系的簡單狀態變化，由於吸熱時體系的溫度升高，因此高溫物質的焓要高於低溫物質的焓。
3.對於相變化，如固體變為液體，固體變為氣體即液體變為氣體都要吸收熱量，所以同種物質的不同聚集狀態在同一溫度下的焓值不想等，H(g)>H(l)>H(s)。
4.對於等溫下的化學反應，若反應吸熱，產物的焓高於反應物的焓；若反應放熱，產物的焓應低於反應物的焓。
焓變
焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量（或換成相應的熱量）來表示，叫反應熱，又稱“焓變”。焓是一個狀態量，焓變是一個過程量，如同瞬時速度是狀態量，平均速度是過程量。
