對于化學反應是總反應物和總產物摩爾焓之間的差異，針對處于標準狀態的物質計算。 這反過來又可以用來預測反應過程中釋放或結合的總化學鍵能，只要混合焓也被考慮在內。

已為大量物質確定的標準生成焓是指從其組成元素形成 1 摩爾物質時，所有物質都處于標準狀態時的焓變。

可以在任何溫度和壓力下定義標準狀態，因此必須始終指定標準溫度和壓力。 標準熱化學數據的大多數值在（25°C，1 巴）或（25°C，1 atm）下制表。

對于水溶液中的離子，通常選擇標準狀態，使得濃度恰好為 1 摩爾/升的水溶液 H+ 的標準生成焓等于零，這使得陽離子和陰離子的標準焓列表成為可能 同標準濃度。 這種約定與電化學領域中標準氫電極的使用是一致的。 然而，在某些領域還有其他常見的選擇，包括 H+ 的標準濃度恰好為 1 摩爾/（千克溶劑）（廣泛用于化學工程）和 10 ? 7 {\displaystyle 10{-7}} 摩爾/升 （用于生物化學領域）。 因此，在查閱生成焓表時，請務必注意使用的是哪個標準濃度值。

兩個初始熱力學系統，每個系統都處于各自獨立的內部熱力學平衡狀態，可以通過熱力學操作合并成一個新的最終孤立的熱力學系統。 如果初始系統的化學組成不同，則最終系統的最終熱力學平衡可能是化學反應的結果。 或者，在沒有某種催化劑的情況下，孤立的熱力學系統可以處于亞穩態平衡； 引入催化劑或其他一些熱力學操作（例如釋放火花）可以觸發化學反應。 通常，化學反應會將一些化學勢能轉化為熱能。 如果關節系統保持孤立，則其內能保持不變。 然而，這種熱能表現為連接系統的非化學狀態變量（如溫度、壓力、體積）的變化，以及描述化學反應的化學成分摩爾數的變化。

內能是相對于某些標準狀態定義的。 在適當的熱力學操作下，最終系統的化學成分可以達到它們各自的標準狀態，同時能量以熱量或熱力學功的形式傳遞，這可以通過非化學狀態變量的測量來測量或計算。 因此，標準反應焓的計算是量化化學勢能轉化為熱能的最成熟的方法。

反應的標準焓被定義為僅取決于為其指定的標準條件，而不僅僅是取決于反應實際發生的條件。 實際進行熱化學測量有兩種一般條件。