1.通過實驗測得
根據比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據化學反應方程式由Q來求反應熱。
2.反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。
3.利用鍵能計算反應熱
通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等于反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
如反應H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g）；
△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱
△H=生成物總能量-反應物的總能量。
5.根據燃燒熱計算
物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱
6.根據蓋斯定律進行計算
蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
7.根據反應物和生成物的標準摩爾生成焓來計算
對于一定溫度，標準壓力下的反應"0=ΣBVBRB"(這是一種把反應物通過移項變號移動到等號右邊的寫法，在這種寫法中，反應物的系數為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數，ΣB表示對所有物質求和）該反應的反應熱△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)
（如圖。θ表示標準壓力，為1*10^5Pa。實際上，這一符號并不寫作“西塔”，只是一個圓圈中間一道橫線，比“西塔”稍胖。“m”表示每摩爾反應），即反應熱等于所有參與反應的物質在該狀態下的標準摩爾生成焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數的乘積的代數和。這是可以利用蓋斯定律和標準摩爾生成焓的定義來證明的，詳見生成焓。一些工具書中會有各種物質的標準摩爾生成焓，可以通過查閱計算出所需的反應熱。 [3]
例如，對于反應CO(g)+H2O(g)==CO2(g)+H2(g) △rHmθ
在298K，標準壓力下各物質的標準摩爾生成焓為：
△fHmθ[CO(g)]=-110.53kJ/mol
△fmθ[H2O(g)]=-241.82kJ/mol
△fHmθ[CO2(g)]=-393.51kJ/mol
△fHmθ[H2(g)]=0
∴△rHmθ=ΣBVB△fHmθ(B) =(-393.51*1+0*1+(-110.53)*(-1)+(241.82*(-1)))kJ/mol=-41.16kJ/mol
該反應的反應熱為-41.16kJ/mol。
8．根據反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓來計算
對于很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標準摩爾燃燒焓更容易得到。
對于某一狀態下的反應"0=ΣBVBRB"，該反應的反應熱還等于△rHmθ = - ΣBVB△cHmθ(B)（如圖），
這也是可以利用蓋斯定律和標準摩爾燃燒焓的定義來證明的。即反應熱等于所有參與反應的物質在該狀態下的標準摩爾燃燒焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數的乘積的代數和的相反數。 [3]
例如，對于標準狀況下的反應：CH3CHO（l）+H2（g）==C2H5OH（l）△rHmθ
△cHmθ[CH3CHO(l)]=-1166.37kJ/mol
△cHmθ[H2(g)]=-285.84kJ/mol
△cHmθ[C2H5OH(l)]=-1366.83kJ/mol
∴△rHmθ=-ΣBVB△cHmθ(B)=-(-1366.83*1+(-1166.37)*(-1)+(-285.84)*(-1))kJ/mol=-85.38kJ/mol
該反應的反應熱為-85.38kJ/mol。
另外，可以根據各反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓以及它們的燃燒方程來確定它們的標準摩爾生成焓，也能間接的算出反應熱。
影響反應熱的因素：內部因素：與化學反應的反應物生成焓和產物的生成焓有關。外部因素：與反應溫度、壓強有關。