A medida do calor de uma reação química determina a variação de entalpia da transformação, que é a diferença entre as entalpias dos produtos e as dos reagentes. Porém, a entalpia absoluta de uma substância não pode ser determinada; o que se faz é uma medida relativa a alguma outra substância tomada como referência, e cuja entalpia seja arbitrariamente fixada. Por convenção, a entalpia das substâncias simples no estado alotrópico comum no estado padrão vale zero. Por exemplo, as seguintes substâncias têm entalpia padrão zero: H_2(g), O_2(g), C_(grafite), S_(rômbico), N_2(g), F_2(g), Cl_2(g), Br_2(l) e I_2(s); enquanto que O_3(g), H_2(l), C_(diamante), S_{(monoclínico)}, etc. têm entalpias padrão diferente de zero.

Vamos determinar a entalpia da água nas condições padrão. Realizamos a transformação química entre hidrogênio e oxigênio, no estado padrão, num calorímetro e medimos o calor desenvolvido:

A entalpia da água nas condições padrão é igual a - 68 kcal. O sinal negativo não significa "energia negativa", e sim que o valor é relativo às substâncias H₂ e O₂ que têm entalpia definida como zero.

Calor de formação padrão D H°_f

O calor de formação padrão é a variação de entalpia associada à síntese de 1 mol de uma substância, a partir de seus elementos formadores, no estado padrão.

Por exemplo, o calor de formação da glicose é 301,2 kcal:

Os calores de formação das substâncias são iguais às suas entalpias pois como o calor de formação de uma substância refere-se à sua síntese a partir de substâncias simples nas condições padrão (entalpia zero), então a variação de entalpia na reação é igual à própria entalpia da substância formada.

Cálculo de calores de reação
  

A tabela anterior contém os calores de formação padrão de várias substâncias.

Como a variação de entalpia de uma reação é igual à soma das entalpias dos produtos menos a soma das entalpias dos reagentes, o D H da reação pode ser determinado a partir dos calores de formação padrão.

Exemplo: O sulfeto de hidrogênio é um gás venenoso com odor de ovos podres, formado durante as fermentações anaeróbicas de matérias orgânicas. Sua queima é representada pela equação:

Calcule o D H da reação (em kcal), nas condições padrão.

Da tabela, conhecemos os seguintes valores de entalpia de formação:

Note que as entalpias de formação das substâncias foram multiplicados pelos respectivos coeficientes estequiométricos, uma vez que foram tabelados em kcal/mol.

O calor de formação do oxigênio não foi fornecido pois, como se trata de uma substância simples no estado alotrópico mais estável, sua entalpia é zero.

O calor de reação pode ser expresso em relação a qualquer reagente ou produto. Por exemplo:

Assim, no exercício resolvido anteriormente, 269,18 kcal foi a quantidade de calor liberada na queima de 2 mols de H₂S_(g). O D H da reação pode ser expresso por:

Tipos de Calores de Reação

A variação de entalpia recebe denominações particulares dependendo do tipo de reação. Já vimos um caso: o calor de formação.

 Calor de dissolução (D H _dissol.)

O calor de dissolução é a variação de entalpia associada à dissolução de um mol de uma substância num determinado solvente para preparar uma solução diluída ideal:

Calor de neutralização (D H _neutr.)

O calor de neutralização é a variação de entalpia associada à formação de 1 mol de H₂O_(l) a partir de 1 mol de H⁺_(aq) e 1 mol de OH^-_(aq), no estado padrão, em reações de neutralização entre ácidos e bases.
A entalpia de neutralização é praticamente constante no caso de ácidos e bases fortes.  Exemplos:

Isto ocorre porque a reação que realmente acontece é:

Calor de combustão (D H _comb)

O calor de combustão é a variação de entalpia associada à queima de um mol de uma substância no estado padrão. Exemplos:

1) Combustão completa do álcool etílico
 

2) Combustão da sacarose
 

Essa combustão é uma das responsáveis pela liberação de energia para o nosso organismo: a queima de um mol de sacarose, principal componente do açúcar-de-cana, libera 1348,9 kcal por mol.

Vimos anteriormente que o valor energético dos açúcares é, aproximadamente, 4,0 kcal/g. Agora você pode entender como foi feito este cálculo:

Isto significa que cada grama de sacarose fornece, aproximadamente, 4,0 kcal.

Através dos calores de combustão, pode-se avaliar e comparar os diversos combustíveis. Dentre outros fatores, é necessário conhecer o seu poder calorífico, isto é, a quantidade de calor liberado por grama de combustível.

Conhecendo-se o poder calorífico e levando-se em conta fatores como disponibilidade no mercado, preço, poluição decorrente da combustão, etc. pode-se escolher o combustível mais apropriado. 
  

Exercício resolvido e exercícios propostos