es una propiedad termodinámica utilizada para especificar o medir la cantidad de calor involucrado en una reacción química a presión constante.
Santiago
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Entalpía
Entalpía
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La entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], «agregar calor»; formado por ἐν [en], «en» y θάλπω [thálpō], «calentar») es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, definida como «el flujo de energía térmica en los procesos químicos efectuados a presión constante cuando el único trabajo es de presión-volumen»,1 es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.
En la historia de la termodinámica se han utilizado distintos términos para denotar lo que hoy conocemos como «entalpía». Originalmente se pensó que esta palabra fue creada por Émile Clapeyron y Rudolf Clausius a través de la publicación de la relación de Clausius-Clapeyron en de 1827, pero el primero que definió y utilizó el término «entalpía» fue el neerlandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo xx.2
En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica, es decir, a presión constante en un sistema termodinámico, teniendo en cuenta que todo objeto conocido se puede entender como un sistema termodinámico. Se trata de una transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión.
Dentro del Sistema Internacional de Unidades, la entalpía se mide habitualmente en julios que, en principio, se introdujo como unidad de trabajo.
El caso más típico de entalpía es la llamada entalpía termodinámica. De esta cabe distinguir la función de Gibbs, que se corresponde con la entalpía libre, mientras que la entalpía molar es aquella que representa un mol de la sustancia constituyente del sistema.
Índice
1 Entalpía termodinámica
1.1 Derivación
1.2 Principio de mínima entalpía
1.3 Corolarios 1.4 Relaciones 2 Entalpía química
3 Entalpía estándar o normal
4 Otros usos 5 Véase también 6 Referencias 7 Enlaces externos
Entalpía termodinámica[editar]
La entalpía (simbolizada generalmente como H, también llamada contenido de calor, y calculada en julios en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglosajón: BTU), es una función de estado extensiva, que se define como la transformada de Legendre de la energía interna con respecto del volumen.
Derivación[editar]
El principio de estado establece que la ecuación fundamental de un sistema termodinámico puede expresarse, en su representación energética, como:
{\displaystyle U=h(S,V,\{N_{i}\})\,}
donde U es la energía interna, S es la entropía, V el volumen y
{\displaystyle N_{i}}
la composición química del sistema.
Para aquellos casos en los que se desee, sin perder información sobre el sistema, expresar la ecuación fundamental en términos de la entropía, la composición y la presión en vez del volumen, se aplica la siguiente transformada de Legendre a la ecuación fundamental:
{\displaystyle U(S,P,\{N_{i}\})=U(S,V,\{N_{i}\})-V\left({\frac {\partial U}{\partial V}}\right)_{S,\{N_{i}\}}=H(S,P,\{N_{i}\})\,}
y como
{\displaystyle P=\,-\left({\frac {\partial U}{\partial V}}\right)_{S,\{N_{i}\}}\,}
es la presión del sistema, se define la entalpía como:
{\displaystyle H=U+PV\,\!}
Principio de mínima entalpía[editar]
El segundo principio de la termodinámica, que afirma que todo estado de equilibrio es un estado de entropía máxima, se convierte en el principio de mínima energía en la representación energética del sistema. Ese principio se traslada a la representación entálpica invariable: el sistema alcanzará el estado de equilibrio cuando, para una presión dada, los parámetros termodinámicos varíen de tal forma que la entalpía del sistema sea la mínima posible.3
Corolarios[editar]
Sea un sistema que se deja evolucionar a presión constante sin variar su composición. Diferenciando la entalpía:
{\displaystyle dH=dU+PdV+VdP\,}
y como
{\displaystyle dU=TdS-PdV+\sum _{i=1}^{r}\mu _{i}dN_{i}\,}
se tiene que:
{\displaystyle dH=TdS-PdV+\sum _{i=1}^{r}\mu _{i}dN_{i}+PdV+VdP\,}
Ahora bien, si la transformación es a presión constante (
{\displaystyle dP=0}
) y la composición no varía (
{\displaystyle dN=0}
), se tiene:
{\displaystyle dH=TdS\,}
Si se asocia la variación de entalpía a un proceso reversible, se puede identificar TdS con el calor intercambiado. En ese caso, se puede interpretar la entalpía como el calor intercambiado por el sistema a presión constante. Es importante recalcar que la definición dH=TdS es estrictamente exacta para P=cte y N=cte; su identificación como calor intercambiado depende de que el proceso sea reversible. Si no lo es, dH=TdS seguirá siendo cierto, pero no lo será el hecho de que TdS es calor.
Como muchas reacciones químicas se producen a presión constante y la materia se conserva (no hay variación en la cantidad de especies atómicas), la entalpía es muy comúnmente empleada como marcador energético en las reacciones químicas: el calor liberado o absorbido por la reacción se interpreta como una variación de entalpía.
Calor de la reacción
Mida el calor o la entalpía de las reacciones químicas para escalar con seguridad y correctamente.
Calor de la reacción
Calor de la reacción Evaluación del riesgo de los procesos químicos
Descripción general
Productos relacionados
¿Qué es el calor de la reacción?
El calor o entalpía de la reacción es un parámetro esencial para escalar con seguridad y correctamente los procesos químicos. El calor de la reacción es la energía que se libera o absorbe cuando las sustancias químicas se transforman en una reacción química. Describe el cambio del contenido de energía cuando los reactivos se convierten en productos. Aunque la reacción puede ser exotérmica (liberación de calor) o endotérmica (absorción de calor), la mayoría de las reacciones llevadas a cabo en las industrias química y farmacéutica son exotérmicas. Entre otras, el calor de la reacción es una de las propiedades termodinámicas empleadas en el desarrollo químico, el escalado y la seguridad para escalar procesos del laboratorio a la fabricación. El calor o entalpía de la reacción suele expresarse como entalpía molar en kJ/mol o como entalpía específica en kJ/kg o kJ/l.
¿Por qué debo saber qué es el calor de reacción?
Desde hace tiempo, las consideraciones de seguridad han pasado a ser un componente esencial del desarrollo de procesos químicos, y los conceptos de seguridad se desarrollan de forma periódica durante el diseño del proceso piloto o de gran escala. Las asociaciones industriales y las autoridades federales (como la CSB y la OSHA de Estados Unidos, la HSE de Reino Unido, la EU-OSHA y el EPSC europeos, la IPE y la Administración Estatal de Seguridad Laboral [SAWS] de China) exigen a las industrias químicas y farmacéuticas que cumplan las normativas destinadas a garantizar la seguridad de la producción. Las directivas establecidas se centran en evitar incidentes y accidentes en las industrias química y farmacéutica.
La evaluación de riesgos requiere datos químicos clave que describan las propiedades de las sustancias, pero también información sobre el proceso en sí. Entre otra información térmica, el calor de la reacción es un parámetro esencial que puede usarse para obtener información relacionada con la seguridad de los procesos y para adquirir conocimientos sobre ello. Esto también implica la comprensión tanto de las reacciones deseadas como de las posibles reacciones no deseadas. Mientras que la reacción no deseada se refiere principalmente a la identificación de posibles reacciones secundarias o consecutivas que pueden ir seguidas de una reacción en cadena, la investigación de la reacción deseada demuestra cómo se comporta la reacción en condiciones normales de funcionamiento.
La acumulación de materia prima, el calor o la entalpía de la reacción y el calor específico son algunos de los parámetros clave necesarios para crear casos de fallo de enfriamiento de la reacción deseada. Sin embargo, los estudios más avanzados, como la evaluación de los peores casos, la clase de criticidad o la matriz de criticidad, emplean la información del calor de la reacción en la misma medida.
¿Cómo se calcula el calor o entalpía de la reacción?
El calor de la reacción puede calcularse a partir del calor estándar de formación de todos los reactivos involucrados. Sin embargo, por lo general, se determina midiendo la producción de calor a lo largo del tiempo con un calorímetro de reacción, como un calorímetro de flujo de calor.
La determinación del calor de la reacción requiere conocer el balance general del flujo de calor, incluido el flujo de calor que fluye a través de la pared del reactor, la cantidad de calor que se intercambia durante la dosificación de los reactivos o disolventes, y el calor acumulado debido a un aumento o descenso de la temperatura.
Mientras que la tasa de liberación de calor y el calor de la reacción proporcionan información sobre cómo se libera el calor en función del tiempo, la entalpía del calor de reacción se obtiene integrando la tendencia del calor de la reacción entre el inicio y el final de la reacción. Como todos los aspectos individuales del flujo de calor son relevantes para el balance térmico general, se debe procurar determinarlos con la mayor exactitud posible.
Calor de las reacciones químicas
¿Mis procesos químicos son exotérmicos?
La cantidad de calor de la reacción depende de los reactivos y de los productos formados; por lo tanto, es una función de la fuerza de los enlaces entre los átomos que se rompen y se forman.
Si la suma del calor de la formación de los reactivos es mayor que el calor de la formación de los productos, la reacción es exotérmica (libera calor).
En otras palabras, el calor de la reacción varía según el tipo de reacción y los grupos funcionales implicados. Mientras que el calor de una reacción de esterificación típica ronda entre los 50 y 70 kJ/mol, en las reacciones de hidrogenación de compuestos nitrosos puede llegar a ser de 300 a 600 kJ/mol.
Las reacciones de descomposición (por ejemplo, la descomposición de explosivos) son mucho más potentes que cualquiera de las reacciones químicas habituales que se aplican en las industrias química y farmacéutica. El calor de tales reacciones de descomposición, también conocido como “calor de detonación”, se encuentra entre 4 y 7,5 MJ/kg de material.
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