En una reacción química, si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes se libera calor y decimos que es una reacción exotérmica. Si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes se toma calor del medio y decimos que es una reacción endotérmica. El cambio de entalpía se denomina ΔH y se define como:

ΔH = ΔH_productos - ΔH_reactantes

_{La entalpía de formación (ΔHf⁰) es la variación de energía calorífica en la reacción}

_{de formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus fases estándar en condiciones de presión y temperatura estándar ambientales (TPEA), que son temperatura de 298 K (25 ºC) y presión de 100 kPa (∼ 1 atm.).}

_{La entalpía de formación de un elemento es cero por definición.}

_{Ejemplo 1: En las tablas encontramos que ΔHf⁰(CO2) = -394 kJ/mol, esto indica que ΔH para la reacción:}

_{C(s) + O2(g) → CO2(g)        en condiciones TPEA es -394 kJ/mol}

_{Ejemplo 2: En las tablas encontramos que ΔHf⁰(CO) = -111 kJ/mol, esto indica que ΔH para la reacción:}

_{C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) en condiciones TPEA es -111 kJ/mol}

_{Por combinación de las ΔHf⁰ podemos determinar entalpías de reacción de otras reacciones distintas, puesto que la entalpía es una función de estado (sólo depende de los estados inicial y final, no del camino recorrido)}

_{La ΔH de la reacción   CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) será:}

ΔHΔH