定義
在25℃，101kPa時，1mol可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱，單位為kJ/mol。
要點
1.規定在101kPa壓強，測出反應所放出的熱量，因為壓強不定，反應熱數值不相同。
2.規定可燃物物質的量為1mol。（具有可比性）
3.規定必須生成氧化物的原因是，即使是等量的純物質在等壓強情況下，與不同氣體燃燒釋放出的熱量不同，例如Mg（s）在O2（g）和Mg（s）在Cl2（g）燃燒釋放的熱量不同。為了統一标準，規定生成氧化物。
4.規定可燃物完全燃燒生成穩定化合物所放出的熱量為标準。（例如：H2S(g)+1/2O2（g）===H20（l）+S↓;ΔH1，由于生成的S沒有燃燒完全，所以這個反應放出的熱量ΔH1不能作為H2S的燃燒熱，當H2S(g)+3/2O2（g）===H20（l）+SO2（g）；ΔH2，這時水的狀态為穩定的液态，而也生成穩定的氧化物SO2，所以這時的ΔH2就是H2S的燃燒熱。另外，對于水來說，1mol可燃物完全燃燒必須生成液态水時放出的熱量才能稱為燃燒熱，氣态水不可以。）
5.當說H2的燃燒熱是多少時，應說H2的燃燒熱是285.8kJ/mol，是正值，不能說是-285.8kJ/mol。
注意點
1.燃燒熱是以1mol可燃物作為标準來進行測定的，因此在計算燃燒熱時，熱化學方程式裡其他物質的化學計量數常出現分數：如H2(g)+1/2O2(g)====H2O(l)；ΔH=－285。8kJ·mol－1這時的分數是代表摩爾數（即為參加反應的物質的量）而不是分子個數所以是合理的。
注：化學方程式系數隻為整數，而熱化學方程式可以有分數。
2.熱化學方程式中ΔH表示生成物總焓與反應物總焓之差
3.反應熱中ΔH為負，則為放熱反應；為正，則為吸熱反應，燃燒熱為反應熱的一種，其ΔH為負值
4.反應熱化學方程式中ΔH為負值而在叙述時
用正值描述可以記憶為燃燒熱無負值，△H有正負，+為吸，-為放，強化記憶有幫助。
熱值
有時燃料的燃燒熱可以被表示成HHV(高熱值),LHV(低熱值),或是GHV(總熱值)。
低熱值跟以氣态形式被排放出來的水有關，因此那些被用來汽化水的能量不能被視為熱。
總熱值跟以氣态形式被排放出來的水有關，并包括在燃燒之前存在于燃料中的水。這個值對于像是木材或是煤等燃料來說非常重要，因為這些燃料通常在燃燒之前都包含一定量的水。
高熱值相等于燃燒熱，因為反應中焓變化假設化合物在燃燒前後都保持在常溫之下，在這種情況燃燒所産生的水為液态水。
大小比較
含相同碳原子數的烷烴異構體中，直鍊烷烴的燃燒熱最大，支鍊越多燃燒熱越小。
點撥
1.書寫燃燒反應的熱化學方程式時可燃物一定是1mol，即可燃物的計量系數一定是1，其他物質的計量系數可以用分數或小數表示(建議用分數)。
2.單質或化合物必須是完全燃燒，如反應物中C→CO2，H2→H2O(液)，S→SO2(氣)等。若C不完全燃燒生成CO則不叫做燃燒熱。
3.這裡的燃燒指可燃物與O2反應的燃燒熱。
