Imagen 14 Caesiumfluoride, Creative commons

Como has visto, es posible determinar la variación de entalpía de cualquier proceso si se conocen los contenidos energéticos de los estados inicial y final. Ahora bien, esos estados energéticos dependen de las condiciones de presión, temperatura y estado de agregación. Para poder comparar valores, hay que medirlos en las mismas condiciones: las medidas se realizan siempre en condiciones estándar, que son 25 ºC y 1 atm. Se indica con un superíndice º a la derecha de la magnitud, pero a veces no se explicita porque se supone que siempre se trabaja en esas condiciones.

Ahora vas a analizar una reacción muy sencilla y conocida, la combustión del carbón:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)

La variación de entalpía producida en esta reacción será:

ΔH_f[CO₂(g)] = H[CO₂(g)] - H[C(s)] - H[O₂(g)]

El problema existente es que no se puede saber el contenido energético absoluto de las sustancias: ¿cuánta energía tiene un mol de carbón?

Por tanto, parece que no será posible determinar entalpías de reacción. Pero como lo importante no es la energía que contiene una sustancia sino la variación que experimenta su energía en las reacciones, el problema se puede resolver.

Para ello, hay que asignar un cero arbitrario de energía química, igual que se hace en el caso de la energía potencial: la diferencia de energía entre dos situaciones es la misma, independientemente de cuáles sean sus valores por el hecho de cambiar el nivel cero (si haces ascender un objeto h metros, su energía potencial aumenta en mgh julios, y da igual dónde esté el cero de energía potencial y, por tanto, el valor de la energia potencial antes y después de subirlo).

En el caso de las reacciones químicas se toma como nivel cero de energía el que tienen las sustancias simples en el estado que presentan en condiciones estándar. Por tanto, en el caso de la combustión del carbón, tanto H[C(s)] como H[O₂(g) son cero, con lo que se obtiene que:

ΔH_f[CO₂(g)] = H[CO₂(g)]

Es decir, se identifica la entalpía de una sustancia (valor que no se puede medir) con su entalpía de formación (que se determina experimentalmente sin dificultades).

Por ejemplo, ΔH_f[CO₂(g)] = -393,5 kJ/mol. Fíjate en que ese valor no quiere decir que el CO₂ tenga energía negativa (hablar de energía negativa es una barbaridad), sino que la entalpía de un mol de CO₂(g) es menor en 393,5 kJ que la suma de la de un mol de C(s) y de un mol de O₂(g).