Reaktionswärme, die bei einer chem. Reaktion frei werdende oder verbrauchte Wärme q. Man gibt sie im allg. für 1 mol Formelumsätze an (molare R.) und verwendet dann als Symbol Q. Wird bei einer Reaktion Wärme frei (exotherme Reaktion), erhält Q ein negatives, wird Wärme verbraucht (endotherme Reaktion) ein positives Vorzeichen. Man unterscheidet zwischen der molaren R. Q_V bei konstantem Volumen der Reaktionsmischung, und der molaren R. Q_p bei konstantem Druck. Bei Q_p ist vom reagierenden System aufgrund der Änderung seines Volumens um ΔV eine Volumenarbeit -pΔV zu leisten, die zu Lasten der freigesetzten Wärme geht: Q_V = Q_p – pΔV.

Große Volumenänderungen treten bei Gasreaktionen mit Stoffmengenänderung Δn auf. Setzt man die Gültigkeit des idealen Gasgesetzes (Zustandsgleichung) voraus, folgt -pΔV = -ΔnRT. Für Reaktionen in flüssiger und fester Phase sind die Volumeneffekte und damit die Unterschiede zwischen Q_V und Q_p etwa 10³mal kleiner. Ursache für das Auftreten von R. sind die Unterschiede der inneren Energien und der Enthalpien der Ausgangs- und Endstoffe. Verläuft die Reaktion irreversibel, ist die R. Q_V gleich der molaren Reaktionsenergie Δ_RU und die R. Q_pgleich der molaren Reaktionsenthalpie Δ_RH (Thermodynamik, 1. Hauptsatz). Diese lassen sich für ideale Systeme additiv aus den tabellierten Standardbildungsenthalpien bzw. -energien berechnen. Experimentell werden R. in Kalorimetern gemessen. Sie sind temperaturabhängig (Kirchhoffsches Gesetz). Existieren mehrere Reaktionswege, gilt für den Zusammenhang der verschiedenen R. der Heßsche Satz.