在特定过程中，焓变与热效应有关。如果在恒压和只做体积功的条件下进行某一过程，系统的焓变ΔH才等于恒压过程热效应。化学上很多过程符合上面两个条件，如恒压相转变（熔融、升华、沸腾）和恒压的化学变化等。因此，可通过焓变ΔH研究恒压过程热效应。
在化学反应中，焓的增量ΔH等于反应热；在相变过程中，ΔH等于相变潜热（见潜热）；对于仅有温度变化而无相变和化学反应的系统，其焓的增量与温度改变量之比就等于该系统的定压热容Cp。
焓在热工和化工上应用很普遍，因许多热学过程和化学反应都是在等压条件下进行的。这时可以由焓差来计算系统所吸收的热量。又由于焓是态函数，焓差只决定于系统的初、终态而与具体过程无关，故在热工和化工计算中，从特制的图表查出物质在初、终态的焓值，即可知相应过程所吸收的热量。
热力学中表征物质系统能量的一个重要状态参量，单位质量物质的焓称为比焓，表示为h=u+p/ρ，u为单位质量物质的内能（称为比内能），ρ为密度，1/ρ为单位质量物质的体积。一定质量的物质按定压可逆过程由一种状态变为另一种状态，焓的增量便等于在此过程中吸入的热量。气体的内能是气体分子微观运动的动能，其中包括分子的平移动能、分子转动动能和分子内部的振动以及离解能量等。单原子气体分子只有平移动能，多原子气体分子除具有平移动能外，还有转动和振动能。在热力学温度1500K以下，振动和离解能可忽略不计，气体内能只包括平移动能和转动能。这两部分能量在理论上都正比于热力学温度T。对于完全气体（在常温常压下，空气与完全气体很相近），定压比热cp可视为常数，单位质量气体的焓等于cp和气体热力学温度T的乘积，即h=cpT。实验测定实际气体的cp同T和p都有关系，温度的影响比压强要大一些，但影响都不很大。在理论和工程计算中，cp常被看成常数。
在气流问题中，气体的比焓等于气体内能和流动功之和，因为p/ρ等于单位质量流体流进某流管截面时反抗压力所作的功（即流动功）。单位质量气体的总能量等于比焓与宏观流动动能之和，称为总比焓，通常以h0表示。在与外界没有能量交换的气流中，沿流管气体的总比焓不变，即h0为常值。
在热力学中，焓的绝对值是无法得到的，因此通常采用选取某些物质作为基准，通过测定或计算与基准物质间的焓的差值，得到其他物质的相对焓值的方法。例如，在计算化学反应的焓变时，规定在反应温度和标准压力下，所有稳定单质的焓值为零，而由稳定单质生成1摩尔某化合物的反应的焓变称为此化合物在该温度下的摩尔生成焓，记为ΔfHm。这样，一个在某温度下进行的任意的化学反应的焓变就等于该温度下产物的总生成焓减去反应物的总生成焓。例如，对反应
2SO2(气)+O2(气)→2SO3(气)（3）
ΔH=2ΔfHm(SO3,气)－2ΔfHm(SO2,气)
一些常见物质在298.15K的标准摩尔生成焓可从各种化学化工手册上查到。根据类似的原理，化学反应的焓变还可通过物质的标准摩尔燃烧焓、键焓等计算。
当体系经历一个没有相变和化学反应的等压变温过程时，体系的焓变可由下式计算：
ΔH=Cp(T2－T1)（4）
式中Cp是体系的定压热容，即体系在等压且只作体积功的条件下温度升高1K所吸收的热量，T1、T2分别为体系初态和末态的温度。
如果已经知道某一相变过程或化学反应在某一温度T1下的焓变ΔH1，要求另一温度T2下的焓变ΔH2，则可通过下式计算：
ΔH2=ΔH1+ΔCp(T2－T1)（5）
式中ΔCp是产物的总的定压热容和反应物的总的定压热容的差值。例如，对反应（3）：
ΔCp=2Cp(SO3)－2Cp(SO2)－Cp(O2)
在式(4)和(5)的计算中，若T1、T2相差较大，则Cp应用该物质在此温度区间的平均热容。
