حرارة تفاعل  حرارة التفاعل (بالإنجليزية: Reaction heat) الحرارة الناتجة من تفاعل كيميائي أو الحرارة التي يجب أن نسلطها على مواد التفاعل لكي يتم التفاعل.  يقول القانون الأول للديناميكا الحرارية أن التغير في الحرارة الداخلية  formula_1 لنظام (كيميائي أو بالمعنى الأعم نظام ترموديناميكي) تساوي مجموع الحرارة formula_2 و الشغل formula_3 الذي استبدل في النظام:  ولرفع مقدار الحرارة الداخلية لنظام يستدعي إمداده من الخارج بتلك الكمية من الحرارة؛ هذا ما يمليه قانون بقاء الطاقة؛ ويتبين أن توجد آليتين أو طريقتين لاستبدال الطاقة (حرارة) بين نظام وما يحيط به، الأليتين هما: بالحرارة أو بالشغل.  والفرق بين الإثنين هو أن انتقال الحرارة يتعلق بتغير إنتروبيا النظام، أما بالنسبة لاستبدال شغل فلا تتغير أنتروبيا النظام، وهذا يأتي من القانون الثاني للديناميكا الحرارية. فإذا كان التغير في طاقة النظام بسبب حدوث تفاعل كيميائي بين مكوناته تظهر كلا الآليتين «كحرارة التفاعل» و «شغل التفاعل».  حرارة التفاعل وشغل التفاعل هما صفتين مهمتين عند القيام بدراسة التحريرك الحراري لنظام ترموديناميكي وما سيجري فيه من عمليات. وهما خاصتان تلعبان دورا أساسيا في العمل المختبري عند تكوين جهاز للقيام بتجربة ما.  وقد اتفق بين العلماء على اختيار العلامة (+ أو -) للتعبير عن حرارة التفاعل، وهو أننا نختار العلامة من وجهة نظر النظام كالآتي: فإذا أضفنا حرارة من الخارج للنظام لإتمام التفاعل (أي مكسب من وجهة نظر النظام) فنختار الإشارة (+)؛ واما لو كانت الحرارة ناتجة من التفاعل فنختار الإشارة (-)، (حيث أن النظام فقد تلك الكمية من الحرارة).  وعلى حسب نوع التفاعل يمكن أيضا وصف حرارة التفاعل: مثل حرارة اشتعال، أو حرارة ذوبان، أو حرارة تحلل، أو غير ذلك.  تلك حي الحالة المعتادة في مختبر كيميائي حيث يتم التفاعل تحت الضغط الجوي.  في تلك الحالة يكون الضغط الثابت هو formula_5 فمن الممكن تحت هذا الظرف أن يتغير الحجم، وهذا معناه أن يؤدي التفاعل إلى بذل شغل على محيطه، هذا الشغل مقداره formula_6. من كمية الحرارة formula_2 التي نمد بها النظام من الخارج يتبقى منها الجزء formula_8 الذي يعمل على زيادة الطاقة الداخلية للنظام:  أو بتغيير بسيط في المعادلة:  ويكون التغير في المحتوى الحراري H في النظام، هو:  ونظرا لثبات الضغط (formula_12) كما اخترنا، يمكن اختصار المعادلة:  إلى  وبمقارنة المعادلتين المعلمتان بنجمة، نحصل على:  أي أن كمية الحرارة formula_2 التي زودنا بها النظام في حالة بقاء الضغط ثابتا تؤدي إلى تغير بنفس الكمية في إنثالبية formula_16 النظام.  يمكن كتابة الحرارة الناتجة من التفاعل مع المواد الداخلة في التفاعل في معادلة التفاعل. ويكون اتفاق نوع الإشارة المستخدمة لها سليما عندما نكتب حرارة التفاعل على الناحية اليسرى، أي مع المواد المتفاعلة:  عند تكوّن 2 مول من أول أكسيد النتروجين من عنصريه يحتاج التفاعل إلى 180,5 kJ (كيلو جول) من الحرارة. يأخذ النظام هذه الحرارة فيجب كتاباتها وأمامها علامة + .  وعند تكوّن 2 مول من الأمونيا من عنصريها تنتج من التفاعل كمية حرارة 92,2 كيلو جول.  هذه الكمية من الحرارة تنتج من التفاعل ولذلك يجب حسابها بعلامة - ؛ لأنها خرجت من النظام إلى الوسط المحيط.  أما إذا فضلنا كتابة الحرارة الناشئة على الناحية اليمنى من التفاعل في معادلة التفاعل فيجب علينا عكس استخدام العلامتين (+ أو -) كما نعرفه من مبادئ الحساب. أي في تلك الحالة نكتب التفاعلين السابقين على الصورة:  طريقة أخرى لكتابة كمية الحرارة المستبدلة بين النظام ومحيطه، ونجدها في بعض الكتب والرسالات العلمية، وهي فصلها في الكتابة حيث يمكن تعريفها هل هي حرارة تفاعل أم طاقة تفاعل أم انثالبي تفاعل:  عند تكوّن الماء (السائل) من عنصريه ينتج إنثالبى تفاعل مقداره 286,02 كيلو جول/ مول.  ونظرا لكون الجدول الذي أخذنا منه تلك القيمة يعتبر في ذلك حالة ثبات الضغط، فإن هذا المقدار هو أيضا كمية حرارة التفاعل الناتجة.  تكتب وحدة الطاقة المستخدمة (غالبا تكون كيلو جول/ مول).  واختيار علامة (+ ‘و -) كما هو متفق عليه: علامة موجبة + عندما يكتسب النظام حرارة، وعلامة سالبة - عندما يفقد النظام حرارة. وهذا يتفق مع ما قلناه في بداية المقال عن «اتفاق العلماء» بشأن حرارة التفاعل.