7. LA VARIACIÓN DE ENTALPIA EN UNA REACCIÓN
Como vimos anteriormente la entalpia se define como la suma de la energía interna más un término que corresponde al producto de la presión por el volumen. Este término tiene dimensiones de energía y corresponde al producto de dos variables de estado, cuyo valor solo depende de en qué condiciones se encuentra en dicho momento el sistema. ¿A qué corresponde este término “P·V” de la entalpia? Podríamos decir que este término corresponde al trabajo realizado por el sistema sobre el entorno para pasar de ocupar un volumen nulo al volumen que ocupa en dicho momento “V”, y por tanto este producto nos cuantificará la energía potencial del entorno del sistema en estudio.
En cualquier caso, el valor de la entalpia absoluta de un sistema químico es prácticamente imposible de calcular puesto que también lo son los dos términos que forman la entalpia: energía interna “U” y energía potencial del entorno “P·V”. Pero esto no es un inconveniente puesto que realmente la magnitud que nos interesa conocer no es el valor absoluto de la entalpia “H” si no su variación “ΔH” que como vimos anteriormente se puede determinar de una forma razonablemente sencilla, a partir de los calores de reacción a presión o a volumen constante.
La variación de entalpía de una reacción se puede expresar como la entalpía de los productos menos la entalpía de las sustancias reaccionantes (o reactivos). Es decir:
A menudo se le llama simplemente entalpía de reacción.
Figura 1: Diagramas entálpicos cualitativos para reacciones endotérmicas y exotérmicas
El conjunto de la ecuación química junto al valor de la entalpia correspondiente se llama ecuación termoquímica y los diagramas en los que representan las entalpias de las sustancias reaccionantes y de los productos correspondientes a los estados inicial y final del sistema se llaman diagramas entálpicos.
En la ecuación termoquímica es importante escribir los estados físicos de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción, reactivos y productos, puesto que la entalpia de las sustancias cambia según el estado de agregación en que se presentan.
Cuando una reacción es endotérmica la entalpia de los reactivos es inferior a la entalpia de los productos, mientras que en una reacción exotérmica la entalpia de los reactivos es superior a la entalpia de los productos. Observad cómo en la figura anterior solo se representan la situación inicial y final de la reacción, este diagrama no nos informa de los cambios energéticos que se producen durante el proceso de transformación desde los reactivos a los productos.
A continuación se representan dos ecuaciones termoquímicas y sus diagramas entálpicos correspondientes.
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH0 = -890,3 kJ/mol
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH0 = 178,8 kJ/mol
Dado que la entalpía depende entre otros factores de la cantidad de sustancia, sus variaciones en una reacción química deberán estar referidas a una determinada cantidad de sustancia de algún producto o reactivo. Por ello se habla de entalpía molar (su unidad internacional será J/mol).
Cuando hablamos en términos de entalpía, se define una reacción exotérmica como aquella que presenta una ΔH negativa mientras que en una endotérmica ΔH debe ser positiva.
El valor de ΔH de una reacción depende de las condiciones en que transcurre la reacción, por ello se ha tomado el acuerdo internacional de referirse siempre a unas condiciones estándar.
El cambio de entalpía estándar de una reacción se define como: la diferencia entre la entalpía de los productos puros a 1 atm de presión y a una cierta temperatura (que suele ser 25ºC) y la entalpía de los reaccionantes puros a la misma presión y temperatura.
Al cambio de entalpía estándar o normal de una reacción se le designa como ΔH0.