【热力学温标】又称绝对温标或开氏温标，是最基本的温度标定方法。热力学温度用符号T表示，其单位是K（Kelvin的缩写)，是国际单位制（SI)的基本单位之一。热力学温标的1度是水的三相点热力学温度的1/273.16。
【绝对温标】见热力学温标条。
【开氏温标】见热力学温标条。
【摄氏温标】规定在101325帕斯卡（1大气压)下水的冰点为0度，沸点为100度，中间分100等分，每等分代表1度。摄氏温标的符号为t，单位是摄氏度用℃表示，水的三相点温度为0.01℃。
【焦耳】是能量（功、热)的单位，是SI的导出单位，用“J”表示，1J=1N?m（1焦耳=1牛顿?米)。
【内能】体系的内能就是体系内部所包含的一切能量，它包括体系内分子运动的动能、分子间相互作用的位能，以及分子内各种粒子（原子、电子、原子核)所具有的能量。但体系本身的动能和位能不包括在内。内能是体系本身的性质，仅决定于体系的状态，在一定的状态下，体系的内能应有一定值，内能是体系的状态函数。内能的绝对值现在还无法测量，然而对热力学来说，重要的不是内能的绝对值而是内能的变化值，这是可以用实验测量的。
【焓】体系的状态函数，用符号H表示。焓的定义式是：H=U pV。U是体系的内能，p是体系压力，V是体积。在一定状态下，体系的焓应有一定值，但现在无法测定焓的绝对值，对热力学来说重要的是焓的变化值，这是可以通过实验测量的。
【焓变】体系终态的焓（H2)与始态的焓（H1)的改变量，用△H表示，△H=H2-H1。
【热效应】体系在一定温度下（等温过程)发生物理或化学变化时（在变化过程中只做膨胀功而不做其它功)，所放出或吸收的热量。化学反应中的热效应又称反应热。根据化学热力学的分析，恒压下的反应热（又称恒压反应热)等于体系的焓变：△H=Qp，△H=（∑H)产物-（∑H)反应物。
【放热反应】放出热量的化学反应叫放热反应。在等温等压条件下，放热反应的焓变为负值，△H＜0。
【吸热反应】吸收热量的化学反应叫吸热反应。在等温等压条件下，吸热反应的焓变为正值，△H＞0。
【反应热】见热效应条。
【中和热】在稀溶液中酸碱中和生成1摩尔水的反应热。一元强酸与强碱的中和热约为57千焦，与酸碱种类无关，因为这实际上是1摩尔H 与1摩尔OH-反应生成1摩尔H2O的反应热。弱酸、弱碱以及多元酸碱的中和热，因有电离热的影响，不是定值。
【生成热】在热力学标准态下，由稳定单质生成1摩尔化合物时的反应热，叫标准生成热，简称生成热。根据热力学规定，在所有温度下稳定单质的生成热为零，这样化合物的生成热就可通过实验测定。
【燃烧热】指1摩尔纯物质完全燃烧，生成稳定的氧化物时的反应热。
【盖斯定律】1840年，盖斯（Гecc)在大量实验的基础上提出：“在等容或等压条件下，一个化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其热效应总是相同的。”也就是说，在等容或等压条件下，反应热只与反应的始态和终态有关，而为反应的途径无关。盖斯定律的提出奠定了热化学的基础，它的重要意义在于可根据已经准确测定的反应热来计算难于测量的反应热的热效应。
【升华热】由1摩尔固态物质生成气态分子或原子所需要的热量。如1摩尔固态金属钠升华成气态钠原子，升华热为108.37kJ?mol-1。
【气化热】在温度不变的条件下，单位质量的液体转化为气体时所吸收的热量。如100℃（373.15K)时水的气化热为2253千焦/千克（539千卡/千克)。当在温度不变的条件下，1摩尔液体转化为气体时所吸收的热量，则是该液体的摩尔气化热，如100℃（373.15K)时，水的摩尔气化热为40.55千焦/摩尔（9.702千卡/摩尔)。
【溶解热】指1摩尔物质在25℃（298K)，101325Pa（1大气压)下形成无限稀的溶液（溶液稀到再加溶剂时无热效应)时的热效应。常用∞aq表示大量水或无限稀的溶液。1摩尔HCl气体的溶解热为：
HCl（g) ∞aq=HCl?∞aq
△H=-75.4千焦
【有用功】指非膨胀功。体系在发生变化的过程中，除膨胀功以外的其它功叫有用功。例如电池在恒温恒压下放电，所做的电功即有用功，而电池中的物质由于化学反应而引起体积变化所做的功叫膨胀功。
【熵】体系的状态函数，是体系内部质点混乱程度（或无序度)的量度，常用S表示。当体系内质点的聚集状态发生改变时，其熵值就会改变，体系终态熵值（SB)与体系始态熵值（SA)之差为体系的熵变，用△S表示，△S=SB-SA。当体系的状态改变时，体系的熵变等于由始态到终态的任一可逆过程的热温商之和，其数学表达式为：
化学反应的熵变等于生成物的熵值与反应物的熵值之差，△S=（ΣS)生成物-（ΣS)反应物。
【熵变】见熵条。
【熵增大原理】见热力学第二定律（3)条。
【自由能】体系的状态函数，常用符号G表示，G=H-TS，自由能也称自由焓或吉氏函数。体系的自由能改变△G，为体系终态的自由能与始态的自由能之差。在等温等压条件下，体系的自由能减少等于体系所做的最大有用功。对等温等压条件下发生的化学反应，可以根据反应的自由能变[△G=（ΣG)产物-（ΣG)反应物]，判断反应能否自发进行：当△G＜0，反应发生时会放出自由能，可被利用来对环境做有用功，这个反应就能自发进行；当△G＞0，必须由环境提供有用功反应才能发生，这个反应就是非自发的；当△G=0，则反应体系处于平衡状态。
【自由焓】见自由能条。
【吉氏函数】见自由能条。
【功函】体系的状态函数，常用符号F表示，F=U-TS，功函又称赫氏函数。在等温等容的条件下，体系功函的减少等于体系所做的最大有用功。
【赫氏函数】见功函条。
【热力学第零定律】两个热力学体系中每一个都和第三个热力学体系处于热平衡，那么它们彼此也必然处于热平衡。这就是热力学第零定律。
【热力学第一定律】即能量守恒和转换定律。可以这样表述：（1)不供给能量而可连续不断产生能量的机器叫第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。（2)在体系状态变化过程中，它的内能改变等于在这个过程中所做的功和所传递的热量的总和。当某体系的状态改变时，假设体系吸收的热量为Q焦耳，同时对环境做了W焦耳的功，根据热力学第一定律，应有下面的公式：△U=Q-W。
【热力学第二定律】是热力学的基本定律之一，有多种表述方式：（1)热量总是从高温物体（体系)传到低温物体，不能自发地进行相反的传递。（2)功可以全部转化为热，但任何热机不能全部地、连续地把所获得的热量转变为功。（3)在任何自发过程中，体系和环境的总熵值是增加的。热力学第二定律所要解决的中心问题是自发过程的方向和限度。
【热力学第三定律】当体系的热力学温度趋于零时，混乱度为最小，此时体系的熵值也趋于零。也可以说，在绝对零度时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于零。有了热力学第三定律，从原理上说，纯物质的绝对熵值的求算问题就可以认为是解决了。
