Desde un punto de vista formal o teórico se define la entalpía (H) como la suma de la energía interna U y el producto P·V de la presión por el volumen de una sustancia contenida en un recipiente cerrado.
Desde un punto de vista informal o práctico la entalpía (H) se define como el calor involucrado en un proceso termodinámico a presión constante.
Vamos a ver si somos capaces de conectar la teoría con la práctica y demostrar que ambas definiciones son la misma.
Según el Primer Principio de la Termodinámica el calor involucrado en un proceso termodinámico revierte tanto en un cambio en la energía interna del sistema como en la producción de trabajo (positivo o negativo según sea de expansión o de compresión): Q = ΔU + W = ΔU + P·ΔV.
Si el proceso sucede a presión constante podemos añadir un término (ΔP = 0) que nos permita manipular la expresión anterior y reescribirla cómo: QP= ΔU + P·ΔV + V·ΔP = Δ(U + P·V) = ΔH.
La entalpía de un sistema es una magnitud que nunca puede ser hallada directa o indirectamente de forma absoluta. Pero lo que sí se puede es calcular diferencias de entalpía entre dos estados diferentes.
Calcular el incremento de entalpía es muy útil para saber si una reacción química dada va a ser exotérmica o endotérmica.
Las reacciones exotérmicas tienen siempre ΔH > 0, lo que implica que los productos resultantes tienen mayor entalpía que los reactivos y, por lo tanto, ha habido una liberación neta de calor.
Las reacciones endotérmicas tienen siempre ΔH < 0, lo que implica que los productos resultantes tienen menor entalpía que los reactivos y, por lo tanto, solamente se producirá la reacción si se aporta la suficiente cantidad de calor al medio.
La grandísima mayoría de las reacciones químicas que conocemos se producen a presión constante (a menudo a presión atmosférica en el entorno en el que vivimos) por lo que recurrir al concepto de entalpía para saber si van a ser endotérmicas o exotérmicas es lo más apropiado.
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