燃烧热是指物质与氧气进行完全燃烧反应时放出的热量。它一般用单位物质的量、单位质量或单位体积的燃料燃烧时放出的能量计量。燃烧反应通常是烃类在氧气中燃烧生成二氧化碳、水并放热的反应。燃烧热可以用弹式量热计测量，也可以直接查表获得反应物、产物的生成焓再相减求得。

定义

在25℃，101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ/mol。

要点

1.规定在101kPa压强，测出反应所放出的热量，因为压强不定，反应热数值不相同。

2.规定可燃物物质的量为1mol。（具有可比性）

3.规定必须生成氧化物的原因是，即使是等量的纯物质在等压强情况下，与不同气体燃烧释放出的热量不同，例如Mg（s）在O2（g）和Mg（s）在Cl2（g）燃烧释放的热量不同。为了统一标准，规定生成氧化物。

4.规定可燃物完全燃烧生成稳定化合物所放出的热量为标准。（例如：H2S(g)+1/2O2（g）===H20（l）+S↓;ΔH1，由于生成的S没有燃烧完全，所以这个反应放出的热量ΔH1不能作为H2S的燃烧热，当H2S(g)+3/2O2（g）===H20（l）+SO2（g）；ΔH2，这时水的状态为稳定的液态，而也生成稳定的氧化物SO2，所以这时的ΔH2就是H2S的燃烧热。另外，对于水来说，1mol可燃物完全燃烧必须生成液态水时放出的热量才能称为燃烧热，气态水不可以。）

5.当说H2的燃烧热是多少时，应说H2的燃烧热是285.8kJ/mol，是正值，不能说是-285.8kJ/mol。

注意点

1.燃烧热是以1mol可燃物作为标准来进行测定的，因此在计算燃烧热时，热化学方程式里其他物质的化学计量数常出现分数：如H2(g)+1/2O2(g)====H2O(l)；ΔH=－285。8kJ·mol－1这时的分数是代表摩尔数（即为参加反应的物质的量）而不是分子个数所以是合理的。

注：化学方程式系数只为整数，而热化学方程式可以有分数。

2.热化学方程式中ΔH表示生成物总焓与反应物总焓之差

3.反应热中ΔH为负，则为放热反应；为正，则为吸热反应，燃烧热为反应热的一种，其ΔH为负值

4.反应热化学方程式中ΔH为负值而在叙述时

用正值描述可以记忆为燃烧热无负值，△H有正负，+为吸，-为放，强化记忆有帮助。

热值

有时燃料的燃烧热可以被表示成HHV(高热值),LHV(低热值),或是GHV(总热值)。

低热值跟以气态形式被排放出来的水有关，因此那些被用来汽化水的能量不能被视为热。

总热值跟以气态形式被排放出来的水有关，并包括在燃烧之前存在于燃料中的水。这个值对于像是木材或是煤等燃料来说非常重要，因为这些燃料通常在燃烧之前都包含一定量的水。

高热值相等于燃烧热，因为反应中焓变化假设化合物在燃烧前后都保持在常温之下，在这种情况燃烧所产生的水为液态水。

大小比较

含相同碳原子数的烷烃异构体中，直链烷烃的燃烧热最大，支链越多燃烧热越小。

点拨

1.书写燃烧反应的热化学方程式时可燃物一定是1mol，即可燃物的计量系数一定是1，其他物质的计量系数可以用分数或小数表示(建议用分数)。

2.单质或化合物必须是完全燃烧，如反应物中C→CO2，H2→H2O(液)，S→SO2(气)等。若C不完全燃烧生成CO则不叫做燃烧热。

3.这里的燃烧指可燃物与O2反应的燃烧热。