Stato standard e entalpia molare di formazione

Dell’entalpia non è noto il valore assoluto, ma ciò che interessa è la variazione di entalpia in seguito a una reazione che può essere ottenuto sperimentalmente per via diretta o sfruttando la legge di Hess per via indiretta.
Consideriamo la reazione di sintesi dell’acido cloridrico:
½  H_2(g) +  ½   Cl_2(g) = HCl_(g)

La variazione di entalpia correlata a questa reazione è data dalla differenza dell’entalpia di una mole di acido cloridrico meno la somma dell’entalpia di ½ mole di idrogeno e di ½ mole di cloro.
Poiché l’entalpia è legata all’energia interna la quale a sua volta è legata alla temperatura risulta evidente che la variazione di entalpia è diversa, per la stessa reazione, al variare della temperatura a cui essa avviene nonché allo stato di aggregazione delle sostanze partecipanti alla reazione.
Per uniformità di valutazione ci si riferisce a un arbitrario riferimento detto stato standard definito come lo stato di aggregazione che l’elemento presenta alla pressione di 25 °C ( 298 K) e alla pressione di 1 atm.
Inoltre, per convenzione, a ciascun elemento nel suo stato standard viene attribuito un valore di entalpia pari a zero.
Nel caso di due o più sostanze che alla temperatura di 25 °C sotto la pressione di 1 atm siano gassose, lo stato standard di ciascuna di esse è verificato quando le rispettive pressioni parziali siano di 1 atm.
Pertanto ,considerando la reazione
½ H_{2(gas; 1 atm)} + ½  Cl_{2(gas; 1 atm)} = HCl_{(gas; 1 atm)}
La quantità di calore scambiato dal sistema con l’ambiente coincide con l’entalpia standard di formazione dell’acido cloridrico.
Tale grandezza che prende il nome di entalpia standard di formazione viene simboleggiata con il simbolo H° in cui l’indice “°” indica che sia i reagenti che i prodotti di reazione si trovano nei rispettivi stati standard.
Poiché ΔH° = H°_fin – H°_in = H°_prodotti –H°_reagenti = H°_HCl – ( ½ H°_H2 + ½H°_Cl2)
Essendo H°_H2 = 0 e H°_Cl2= 0
Si ha ΔH° = H°_HCl
 Come ulteriore esempio consideriamo la reazione di una mole di idrogeno gassoso ( p = 1 atm) e mezza mole di ossigeno gassoso ( p= 1 atm)  secondo la reazione :
H_2(g) + ½ O_2(g) = H₂O_(l)
Per ogni mole di acqua liquida formatasi vengono liberate dal sistema 68.32 kcal/mol ovvero ΔH° = – 68.32 kcal/mol quindi una mole di acqua liquida ( ovvero 18.02 g)  viene ottenuta a partire dai suoi elementi nei rispettivi stati standard : tale valore coincide con l’entalpia standard di formazione.
Un’altra importante applicazione della legge di Hess è quella di poter calcolare il ΔH° relativo a qualsiasi reazione facendo uso dei valori tabulati delle entalpie standard di formazione delle sostanze.
Ad esempio consideriamo la reazione
CH_4(g) + 2 O_2(g) = CO_2(g) + 2 H₂O_(l)
Detta ΔH° la variazione di entalpia  possiamo scrivere :
ΔH° = ∑H°_prodotti – ∑H°_reagenti
Quindi  ΔH° = [H°_CO2 – 2 H°_H2O] – [H°_CH4 -2 H°_O2]
Poiché dai dati tabulati risulta :
H°_CO2 = – 94.05 kcal/mol
H° _H2O = – 68.32 kcal/mol
H°_O2 = 0.00 ( per convenzione)
H°_CH4 = – 17.89 kcal/mol
Sostituendo si ha : – 94.05 + [2 x ( - 68.32)] – [(- 17.89) + 0.00] = -212.8 kcal/mol
Tale risultato indica che per ogni mole di metano che reagisce ( p = 1 atm) con due moli di ossigeno (p = 1 atm) , formando una mole di anidride carbonica ( p = 1 atm) e due moli di acqua liquida sotto il vincolo della pressione costante nella reazione vengono liberate 212,8 kcal ovvero la variazione di entalpia standard ΔH° della reazione è pari a – 212.8 kcal.
ΔH° = – 212.8 kcal