熱化學是研究與化學反應和/或相變（如熔化和沸騰）相關的熱能。 反應可以釋放或吸收能量，相變也可以這樣做。 熱化學側重于系統與其周圍環境之間以熱的形式進行的能量交換。 熱化學可用于預測整個給定反應過程中的反應物和產物數量。 結合熵測定，它還用于預測反應是自發的還是非自發的，有利的還是不利的。

吸熱反應吸收熱量，而放熱反應釋放熱量。 熱化學將熱力學概念與化學鍵形式的能量概念結合起來。 該主題通常包括熱容量、燃燒熱、生成熱、焓、熵和自由能等量的計算。

熱化學是更廣泛的化學熱力學領域的一部分，它研究系統與周圍環境之間各種形式的能量交換，不僅包括熱，還包括各種形式的功，以及物質的交換。 當考慮所有形式的能量時，放熱和吸熱反應的概念被概括為放能反應和吸熱反應。

熱化學基于兩個概括。 用現代術語來說，它們如下：

• 拉瓦錫和拉普拉斯定律 (1780)：伴隨任何轉變的能量變化與伴隨逆過程的能量變化相等且相反。
• Hess 的恒熱總和定律（1840 年）：無論該過程發生在一步還是多步，伴隨任何轉變的能量變化都是相同的。

這些陳述先于熱力學xxx定律（1845 年），并有助于其制定。

熱化學還涉及相變潛熱的測量。 約瑟夫·布萊克 (Joseph Black) 在 1761 年已經引入了潛熱的概念，其依據是觀察到在冰的熔點加熱冰并沒有提高溫度，反而導致一些冰融化。

古斯塔夫·基爾霍夫 (Gustav Kirchhoff) 于 1858 年表明，反應熱的變化由產物和反應物之間的熱容差給出：dΔH / dT = ΔCp。 該方程式的積分允許從另一個溫度下的測量值評估一個溫度下的反應熱。

熱變化的測量是使用量熱法進行的，通常是一個封閉的腔室，在其中發生要檢查的變化。 使用溫度計或熱電偶監測腔室的溫度，并將溫度隨時間繪制成圖表，從中可以計算出基本量。 現代量熱儀經常配備自動裝置以提供快速讀出信息，一個例子是差示掃描量熱儀。

幾個熱力學定義在熱化學中非常有用。 系統是正在研究的宇宙的特定部分。 系統之外的一切都被認為是周圍環境或環境。 一個系統可能是：

• 一個（完全）孤立的系統，既不能與周圍環境交換能量，也不能與周圍環境交換物質，例如絕緣彈式熱量計
• 可以交換機械功但不能交換熱量或物質的絕熱系統，例如絕熱的封閉活塞或氣球
• 可以交換熱量但不能交換機械功或物質的機械隔離系統，例如未絕緣的彈式熱量計
• 可以交換能量但不能交換物質的封閉系統，例如未絕緣的封閉活塞或氣球
• 一個可以與周圍環境交換物質和能量的開放系統，例如一壺開水

當系統的一個或多個屬性發生變化時，系統就會經歷一個過程。 進程與狀態的變化有關。 當系統溫度保持恒定時，會發生等溫（同溫）過程。 當系統壓力保持恒定時，會發生等壓（等壓）過程。 當沒有熱交換發生時，過程是絕熱的。