ENTALPIA

Nos son familiares, por ejemplo, la crisis energética, referida a los problemas mundiales de producción y distribución del petróleo; los racionamientos en el suministro de energía eléctrica, ocasionados por la disminución en la cantidad de agua de las represas que alimentan las centrales hidroeléctricas; la búsqueda de fuentes alternas de energía como la solar y la nuclear; el valor energético de los alimentos; la energía devastadora de los temblores de tierra o de las armas nucleares, y en fin, vemos continuamente aplicado el término energía a las más diversas situaciones. Por ello es tan importante la energía, y esta importancia se hace más notoria si tenemos en cuenta que toda transformación en la naturaleza está siempre asociada con cambios energéticos.

Así pues la energía es una propiedad asociada a la materia. Podemos entenderla como la capacidad que tiene la materia de realizar un cambio. Es decir, la energía esta latente, pero solo la podemos apreciar cuando el cambio se produce. Por una corriente de agua, una roca colocada en la cima de una colina, la gasolina de un automóvil y los músculos del brazo están en capacidad de producir cambios. Por consiguiente decimos que poseen energía.

Atribuimos entonces una energía interna U a cada cuerpo, además de su energía cinética macroscópica K y de su energía potencial V. Entendiendo por energía cinética la energía que posee un cuerpo en virtud de su movimiento y que depende de la masa del objeto y de su velocidad; y por energía potencial la que poseen los cuerpos según sea su posición, su configuración o su constitución. La energía interna puede definirse como la suma de todas las energías contenidas en el sistema y asociadas a su estructura química. Dichas energías corresponderán a la traslación de las partículas que constituyen el sistema, a la rotación de dichas partículas, a la vibración, a las interacciones eléctricas, electromagnéticas y nuclear que se presentan en el seno del sistema. Cabe destacar que la energía interna de un sistema depende directamente del valor de la temperatura del mismo.

La energía total E de un cuerpo es por tanto:

 

E = K+V+U (1)

Donde:

K y V son las energías no moleculares del cuerpo y U es la energía interna del cuerpo (debida a los movimientos moleculares y a las interacciones intermoleculares).

En el transcurso de este escrito nos hemos referido a la energía de un sistema o bien a la energía interna de un cuerpo u objeto determinado sin definir con exactitud el concepto de sistema.

Pues bien, un sistema se define como una parte del universo que se separa del resto por fronteras definidas. Las fronteras no necesitan ser físicamente reales siempre y cuando se puedan definir con superficies geométricas. El mundo que queda afuera de las fronteras de un sistema se llama alrededores. Existen tres tipos de sistemas;

Sistema aislado: es aquel que no interacciona de ninguna manera con los alrededores. Estos sistemas no existen realmente pero se usan a menudo en termodinámica para fines de limites.
Sistema abierto: tanto la materia como la energía pueden pasar a través de las fronteras.
Sistema cerrado: es aquel en el que no hay transferencia de materia a través de las fronteras entre el sistema y los alrededores. La masa de un sistema cerrado permanece constante. Un sistema cerrado no significa aislado.
Los experimentos se llevan a cabo en los sistemas para medir sus propiedades. Las propiedades medidas del sistema son los valores numéricos de las cantidades físicas, como presión, densidad, temperatura e índice de refracción.

Entrando de nuevo al tema central, es necesario advertir que la termodinámica como ciencia macroscópica, no requiere conocer la naturaleza de U. Todo lo que se necesita saber es los métodos de medir la variación de U en un proceso. Esto nos lo proporciona la Primera Ley de la Termodinámica, que puede enunciarse de distintas maneras. La forma más clásica y general es:»La energía total del universo se mantiene constante».

Este primer principio de la termodinámica afirma que existe una función de estado extensiva E (llamada energía total del sistema) tal que, para cualquier proceso e un sistema cerrado

DE = q + w (2)

Donde:

DE es el cambio de energía del sistema en el proceso,q es el calor transferido al sistema durante el proceso y w es el *trabajo realizado sobre el sistema en el transcurso del proceso.

*En física la energía se asocia con el concepto de «trabajo». Se realiza un trabajo cuando se aplica una fuerza sobre un objeto a través de una distancia. De aquí, que la energía puede definirse también como la capacidad para realizar un trabajo, definición que es la mas conocida.

La mayoría de las aplicaciones de la termodinámica se limita a sistemas en reposo, en ausencia de campos externo; por lo tanto K y V son cero y según (1)

DE = U (3)

La ecuación (2) se transforma:

DU = q + w (4)

La energía interna U es (como la presión, la temperatura y el volumen) una función de estado del sistema. Para cualquier proceso, DU sólo depende de los estados inicial y final del sistema y es independiente del camino seguido. Si el sistema va del estado 1 al estado 2 a través de cualquier proceso, entonces:

DU = U1 – U2 = Final – Inicial

Con las definiciones anteriores y sus respectivas explicaciones podemos entrar en materia y ahondar con precisión en el tema de Entalpía.

La entalpía H es una función de estado, esto es, no depende de la historia del sistema antes de que haya alcanzado el equilibrio, y es igual a la energía interna del sistema más el producto de su presión por su volumen:

 

H = U + (P. V) (5)

La variación de entalpía, en un sistema, como consecuencia de un determinado proceso físico o químico, puede escribirse matemáticamente:

D H = D U + D (P.V) (6)

Esta expresión, para una transformación a presión constante, es:

(D H)p = (D U)p + P.(D V)p (6.1)

Sistema que consta de un volumen de gas y sus alrededores.

Aplicado a sistemas termodinámicos finitos la ecuación (4) puede expresarse

D U = D q + D w (7)

Esto implica que al comunicar una cierta cantidad de calor deltaq a un sistema, se produce un aumento de la energía interna de dicho sistema y/o la producción de trabajo deltaw por parte del mismo.

Puede demostrarse que el trabajo realizado por un gas al expansionarse manteniendo constante la presión, es igual a:

D w = – P. D V (8)

Cambio de estado a presión constante. (Izq) estado inicial. (Der) estado final.

En una transformación que se verifique a volumen constante, será deltaV = 0 y por lo tanto

(deltaq)V = (deltaU)V donde (deltaq)V significa la variación de calor a volumen constante y (deltaU)V la variación de energía interna, a volumen constante). Por tanto podrá decirse que en un sistema (a volumen constante) la variación de la energía interna, equivale al incremento de calor intercambiado por dicho sistema.

 

Reemplazando (8) en (7):

D U = D q – P. D V (9)

Si observamos detenidamente las ecuaciones (9) y (6.1) podemos deducir fácilmente que

(D q)p = (D H)p

La variación de entalpía de un sistema será igual al calor absorbido, solamente cuando dicho proceso se realiza a presión constante. Debido a la igualdad anterior, a la entalpía se le denomina a menudo contenido de calor del sistema. Debe de tenerse en cuenta también que, para procesos a presión constante, cuando el sistema desprende calor, (deltaq)p y (deltaH)p, serán negativos. Por lo tanto el estado final del sistema poseerá una entalpía menor que el estado inicial.

Los procesos en los que deltaq y deltaH son negativos se denominan exotérmicos.

Si un sistema absorbe calor, entonces deltaq y deltaH son positivos y el proceso se dice que es endotérmico.

La variación de entalpía que tiene lugar en una reacción química, (puesto que dicha propiedad es una función de estado), sólo dependerá de la naturaleza y estado de las substancias reaccionantes (situación inicia) y de los productos de reacción (situación final) y no dependerá de los estados intermedios de dicha reacción química.

 

No se pueden conocer los valores absolutos de las entalpías, tan solo es posible medir las variaciones que se producen de la entalpia (deltaH).

Por ello, convencionalmente se han definido unos estados de referencia («standard») a los que, para cada uno de los elementos químicos, se le asigna un valor de entalpía igual a cero. El estado normal o de referencia para cada elemento puro corresponde a la variedad más estable del mismo, a una presión de 1 atmósfera y 25° C.