La termodinámica es una rama de la ciencia en la que se estudia la relación entre trabajo, calor, temperatura y energía. Todos los días nos encontramos con eventos que incluyen la radiación y la absorción de calor, por ejemplo, «Cuando el hielo se derrite». El tema Entalpía es una función de estado, así que para estudiar qué es Entalpía necesitamos entender qué es una función de estado.
¿Qué es una función de estado?
Básicamente, la temperatura de una materia se puede cambiar calentándola o enfriándola. Entonces, en la función de estado, es importante solo cambiar la temperatura, y no se considera el camino o la ruta . Por lo tanto, se puede decir que la función de estado solo depende del estado actual/estado inicial y del estado final.
Algunos de los ejemplos de funciones de estado son Temperatura, Presión, Energía interna, Entalpía , etc.
Energía Interna (U)
Cada sustancia contiene una cantidad definida de energía almacenada en ellos, esta energía no es más que la energía interna de la sustancia (sistema) y se denota por U. La energía dentro de la sustancia es la suma de toda la energía cinética y potencial y todas las demás energías presentes en las partículas de la sustancia.
Entonces, el cambio en la energía interna se puede representar como:
ΔU = Q + W
dónde:
- Q es la transferencia de calor entre la sustancia y el entorno y
- W es el trabajo realizado.
Esto también se conoce como la primera ley de la termodinámica.
Proceso isobárico
En termodinámica, cuando la presión del sistema permanece constante durante todo el proceso se denomina proceso isobárico. Entonces, la primera ley de la termodinámica se convierte en
ΔU = Q p – P ex × ΔV
o
Q p = ΔU + P ex × ΔV
dónde:
- Q p es el trabajo realizado en el proceso isobárico y
- P ex presión externa.
Entalpía (H)
La entalpía se define simplemente como la suma de la energía interna y la energía resultante de su presión y volumen.
Entonces, la entalpía se puede representar como:
H = U + PV
dónde:
- U es energía interna,
- P es la presión y
- V es volumen.
Aquí, U, P y V son funciones de estado, por lo que H también es una función de estado. Como la entalpía es una función de estado, el cambio en la entalpía (ΔH) dependerá de los estados inicial y final del sistema.
ΔH = H2 – H1
Aquí, H 1 es la entalpía del sistema en el estado inicial y H 2 es la entalpía del sistema en el estado final. Entonces, si escribimos la fórmula de la entalpía ( H = U + PV ) en una forma similar
H 1 = U 1 + P 1 V 1 y H 2 = U 2 + P 2 V 2
Entonces, si ponemos la ecuación anterior en el ΔH obtenemos,
ΔH = (U 2 + P 2 V 2 ) – (U 1 + P 1 V 1 )
ΔH = U 2 + P 2 V 2 – U 1 -P 1 V 1
ΔH = (U 2 – U 1 ) + (P 2 V 2 -P 1 V 1 )
ΔH = ΔU + Δ(VP)
dónde:
- ΔU es el cambio en la energía interna y
- Δ(PV) es el cambio de presión y volumen.
Ahora, a presión constante P1 = P2 = P
ΔH = ΔU + PΔV
Considere que la presión dentro y fuera es la misma para este proceso isobárico (es decir, P ex = P), entonces la fórmula para el proceso isobárico será,
Qp = ΔU + PΔV
Así, de las dos ecuaciones anteriores, obtenemos,
ΔH = Qp
Así, a partir de esta fórmula derivada, entendemos que el aumento de entalpía de un sistema es igual al calor absorbido por él a presión constante.
Relación entre ΔH y ΔU para reacción química
ΔH y ΔU están relacionados por la ecuación ΔH = ΔU + PΔV, a presión constante. Para reacciones entre sólidos y líquidos, ΔV es muy pequeño porque a medida que varía la presión, los sólidos o líquidos no se verán afectados significativamente. Entonces, para estas reacciones, elimine PΔV de la ecuación y escriba ΔH = ΔU
Sin embargo, para las reacciones que involucran gases, que son fácilmente afectados por el cambio de presión, se debe considerar estrictamente ΔV.
ΔH = ΔU + PΔV
ΔH = ΔU + P(V 2 – V 1 )
ΔH = ΔU + PV2 – PV1
dónde:
- V 1 es el estado inicial (volumen de reactivos gaseosos) y
- V 2 es un estado final ( volumen de productos de gas).
Aquí consideramos que los reactivos y el producto son ideales, por lo que podemos usar la ecuación del gas ideal (PV = nRT).
Consideremos que hay n 1 moles de reactivos gaseosos que producen n 2 moles de productos gaseosos. Entonces la ecuación se convierte en
PV 1 = n 1 RT y PV 2 = n 2 RT
Por lo tanto, la ecuación se convierte en
ΔH = ΔU + n 2 RT – n 1 RT
ΔH = ΔU + RT (n 2 – n 1 )
ΔH = ΔU + RT Δn
Requisitos para que ΔH sea igual a ΔU
- Cuando la reacción se lleva a cabo dentro de un recipiente cerrado que impide la alteración del volumen del sistema (ΔV = 0). Entonces el cambio en la entalpía cambiará como ΔH = ΔU.
- Cuando solo hay sólidos o líquidos involucrados en las reacciones, podemos despreciar ΔV ya que el cambio en ellos debido a la presión es significativo. Entonces, ΔH = ΔU.
Hay reacción en la que los moles de productos gaseosos y reactivos son los mismos (es decir, n 2 = n 1 ). Entonces, ΔH = ΔU
Trabajo realizado en las Reacciones Químicas
El trabajo realizado a presión y temperatura constantes está dado por
W = – Pex × ΔV
Suponga que P ex = P, entonces la ecuación se convierte en
W = -P( V 2 – V 1 )
W = PV 1 – PV 2
Usando la ecuación de los gases ideales,
W = n 1 RT – n 2 RT
W = -RT (n 2 – n 1 )
W= – RT Δn
Problemas de muestra
Problema 1: Para una reacción, el sistema absorbe 10 kJ de calor y realiza 3 kJ de trabajo sobre su entorno. ¿Cuáles son los cambios en la energía interna y la entalpía del sistema?
Solución:
De acuerdo con la Primera ley de la termodinámica,
ΔU = Q + W
Q = +10 kJ y W = -3 kJ
(W = -3 kJ porque el sistema realiza el trabajo en los alrededores, por lo que el sistema ha perdido esa energía)
ΔU = 10 kJ – 3 kJ
∴ ΔU = +7 kJ
y, Qp = ΔH
∴ Qp = + 10kJ
Así, la energía interna aumenta en 7 kJ y la entalpía en 10 kJ.
Problema 2: Para una reacción, se liberan 5 kJ de calor del sistema y se realizaron 10 kJ de trabajo en el sistema. ¿Cuáles son los cambios en la energía interna y la entalpía del sistema?
Solución:
Según la primera ley de la termodinámica,
ΔU = Q + W
Q = -5 kJ, W = +10 kJ
ΔU = -5 kJ +10 kJ = +5 kJ
y Qp = ΔH
∴Q p = -5 kJ
Por lo tanto, la energía interna aumenta en 5 kJ y la entalpía disminuye en -5 kJ.
Problema 3: Un gas Ideal se expande desde un volumen de 5 dm 3 a 15 dm 3 contra una presión externa constante de 3.036 x 10 5 Nm -2 . Encuentre ΔH si ΔU es 400 J.
Solución:
ΔH = ΔU + PΔV
ΔH = ΔU + P(V 2 – V 1 )
Suponga que Pex = P, P =3.036 *10 5 N m -1
ΔU = 400 J
V 1 = 5 dm 3 = 5 × 10 -3 m 3
V 2 = 10 dm 3 = 15 × 10 -3 m 3
Sustituyendo los valores en la ecuación
ΔH = 400 J + 3,036 × 10 5 Nm -2 * (10 × 10 -3 m 3 – 5 × 10 -3 m 3 )
ΔH = 400 J + 3,036 ×10 5 Nm -2 * (15 – 5) × 10 -3 m 3
ΔH = 400 J + 3,036 × 10 3 J
ΔH = 3436 J.
Problema 4: Calcular el trabajo realizado en la siguiente reacción cuando se utilizan 2 moles de HCl a presión constante a 420 K.
4HCl (g) + O2 ( g) 2Cl2 ( g) + 2H2O ( g)
Indique si el trabajo realizado es por el sistema o sobre el sistema.
Solución :
Según la fórmula para calcular el trabajo realizado en las reacciones químicas,.
W = – Δn RT
W = – RT ( norte 2 – norte 1 )
2 moles de HCl reaccionan con 0,5 moles de O 2 para dar 1 mol de Cl 2 y 1 mol de H 2 O
Por lo tanto, n 1 = 2.5,
norte 2 = 2,
R = 8.314 JK- 1 mol – 1
T = 420K
Sustituyendo los valores en la ecuación,
W = – 8,314 JK -1 mol -1 × 420 K × (2 – 2,5) mol
Ancho = -8,314 × 420 × (-0,5) J
W = 1745,94 J
Preguntas conceptuales
Pregunta 1: Explique la función de estado con un ejemplo.
Responder:
Cualquier propiedad de un sistema cuyo valor depende del estado actual del sistema y es independiente del camino seguido para llegar a ese estado se llama función de estado.
Ejemplo, Temperatura.
Pregunta 2: Explique brevemente la Energía Interna.
Responder:
Cada sustancia está asociada con una cantidad definida de energía. Esta energía que se almacena en una sustancia (Sistema) se llama su energía interna y se denota por U. La energía interna es la suma de las energías cinéticas de todas las moléculas, iones y átomos del sistema, las energías potenciales asociadas a las fuerzas entre las partículas, las energías cinética y potencial de los núcleos y electrones en las partículas y la energía asociada con la existencia de masa del sistema.
Pregunta 3: ¿Cómo calcular el cambio de entalpía?
Responder:
El cambio en la entalpía ( ΔH) se puede obtener por
ΔH = ΔU + RT Δn
Pregunta 4: ¿Qué es un proceso isobárico y da 2 ejemplos?
Responder:
La mayoría de las reacciones químicas se realizan en recipientes abiertos bajo presión constante. En tales reacciones, se permite que cambie el volumen del sistema, este tipo de procesos se denominan procesos isobáricos.
Ejemplos :
- ebullición del agua y su conversión en vapor,
- Congelación del agua en hielo.
Pregunta 5: Explique la Primera Ley de la Termodinámica y dé su ecuación matemática.
Responder:
La primera ley de la termodinámica es simplemente la ley de la conversación de la energía. De acuerdo con esta ley, la energía total de un sistema y su entorno permanece constante cuando el sistema cambia del estado inicial al estado final. La ley se expresa de diferentes maneras pero el significado es el mismo que la energía se conserva en todos los cambios.
Expresión matemática de la Primera Ley de la Termodinámica,
ΔU = Q + W
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Artículo escrito por chanduat24work y traducido por Barcelona Geeks. The original can be accessed here. Licence: CCBY-SA