Como se calcula a variação de entalpia padrão de uma reação a partir das entalpias padrão de formação?

\( \Delta H^\circ_{reação} = \sum \Delta H^\circ_f(\text{produtos}) - \sum \Delta H^\circ_f(\text{reagentes}) \)

Some as entalpias de formação dos produtos, subtraia a soma das entalpias de formação dos reagentes, lembre que as espécies elementares no estado padrão têm \( \Delta H^\circ_f = 0 \).

Exemplo:
Combustão do metano: \( \text{CH}_4(g) + 2\text{ O}_2(g) \to \text{CO}_2(g) + 2\text{ H}_2\text{O(l)} \)
Valores: \( \Delta H^\circ_f[\text{CH}_4(g)]=-74{.}8\ \text{kJ/mol},\ \Delta H^\circ_f[\text{O}_2(g)]=0,\ \Delta H^\circ_f[\text{CO}_2(g)]=-393{.}5\ \text{kJ/mol},\ \Delta H^\circ_f[\text{H}_2\text{O(l)}]=-285{.}8\ \text{kJ/mol} \).

Cálculo:
\( \sum\Delta H^\circ_f(\text{produtos}) = -393{.}5 + 2(-285{.}8) = -965{.}1\ \text{kJ} \)
\( \sum\Delta H^\circ_f(\text{reagentes}) = -74{.}8 + 0 = -74{.}8\ \text{kJ} \)
\( \Delta H^\circ_{reação} = -965{.}1 - (-74{.}8) = -890{.}3\ \text{kJ/mol} \)