Tanto el calor como el trabajo representan mecanismos de transferencia de energía. Como se discutió anteriormente, el término “calor” se refiere a un proceso en el que un cuerpo (el contenido de una tetera, por ejemplo) adquiere o pierde energía como consecuencia directa de que tiene un diferente temperatura que su entorno. Del mismo modo, el trabajo se refiere a la transferencia de energía que no implica diferencias de temperatura. Por lo tanto, el trabajo, como la energía, puede adoptar diversas formas, siendo la más mecánica y eléctrica.
- El trabajo mecánico surge cuando un objeto se mueve una distancia (Δx ) contra una fuerza opuesta (f ): [w_ {mecánica} = f Δx ]
- El trabajo eléctrico se realiza cuando un cuerpo que tiene una carga (q ) se mueve a través de una diferencia de potencial (ΔV ). [w_ {eléctrico} = q Delta V ]
La unidad de trabajo es Joules. El trabajo, como el calor, existe solo cuando se transfiere energía. Cuando dos cuerpos se colocan en contacto térmico y la energía fluye del cuerpo más cálido al más frío, este proceso se denomina “calor”. Una transferencia de energía hacia o desde un sistema por cualquier medio que no sea calor se llama “trabajo”.
La entalpía como función compuesta
Para comprender mejor la relación entre el flujo de calor (q) y el cambio resultante en la energía interna ( (ΔU )), podemos observar dos conjuntos de condiciones limitantes: reacciones que ocurren a un volumen constante y reacciones que ocurren a presión constante. Asumiremos que el trabajo FV es el único tipo de trabajo posible para el sistema, por lo que podemos sustituir su definición de la Ecuación ( ref {18.5} ) en la Ecuación ( ref {5.2.5 } ) para obtener lo siguiente:
[ΔU = q – PΔV label {5.2.5} ]
donde se han eliminado los subíndices.
Si la reacción ocurre en un recipiente cerrado, el volumen del sistema es fijo y ΔV es cero. En estas condiciones, el flujo de calor (a menudo con el símbolo q v para indicar un volumen constante) debe ser igual a ΔU:
[ underset { textrm {volumen constante}} {q _ { textrm v} = Delta U} label {5.3.3} ]
A volumen constante, no se puede realizar ningún trabajo (PV ), y el cambio en la energía interna del sistema es igual a la cantidad de calor transferido del sistema a los alrededores o viceversa.
Sin embargo, muchas reacciones químicas no se llevan a cabo en contenedores sellados a volumen constante, sino en contenedores abiertos a una presión más o menos constante de aproximadamente 1 atm. El flujo de calor en estas condiciones recibe el símbolo (q_p ) para indicar una presión constante. Reemplazar q en la ecuación ( ref {5.3.3} ) por (q_p ) y reorganizar para resolver q p ,
[ underset { textrm {presión constante}} {q _ { textrm p} = Delta U + P Delta V} label {5.3.4} ]
Por lo tanto, a presión constante, el flujo de calor para cualquier proceso es igual al cambio en la energía interna del sistema más el trabajo FV realizado.
Debido a que las condiciones de presión constante son tan importantes en química, una nueva función de estado llamada entalpía (H) se define como
[H = U + PV ]
A presión constante, el cambio en la entalpía de un sistema es el siguiente:
[ΔH = ΔU + Δ (PV) = ΔU + PΔV etiqueta {5.3.5} ]
La comparación de las dos ecuaciones anteriores muestra que a presión constante, el cambio en la entalpía de un sistema es igual al flujo de calor: (ΔH = q_p ). Esta expresión es consistente con nuestra definición de entalpía, donde afirmamos que la entalpía es el calor absorbido o producido durante cualquier proceso que ocurre a presión constante.
A presión constante, el cambio en la entalpía de un sistema es igual al flujo de calor: (ΔH = q_p ).
La relación entre ΔH y ΔU
Si se conoce ΔH para una reacción, podemos usar el cambio en la entalpía del sistema (Ecuación ( ref {5.3.5} )) para calcular su cambio en la energía interna. Cuando una reacción involucra solo sólidos, líquidos, soluciones líquidas o cualquier combinación de estos, el volumen no cambia apreciablemente (ΔV = 0). En estas condiciones, podemos simplificar la ecuación ( ref {5.3.5} ) a ΔH = ΔU. Sin embargo, si hay gases involucrados, ΔH y ΔU pueden diferir significativamente. Podemos calcular ΔU a partir del valor medido de ΔH usando el lado derecho de la ecuación ( ref {5.3.5} ) junto con la ley de gas ideal, PV = nRT. Reconociendo que Δ (PV) = Δ (nRT), podemos reescribir la ecuación ( ref {5.3.5} ) de la siguiente manera:
[ΔH = ΔU + Δ (PV) = ΔU + Δ (nRT) label {5.3.6} ]
A temperatura constante, Δ (nRT) = RTΔn, donde Δn es la diferencia entre los números finales e iniciales de moles de gas. Así
[ΔU = ΔH – RTΔn label {5.3.7} ]
Para reacciones que resultan en una producción neta de gas, Δn> 0, entonces ΔU <ΔH. Por el contrario, las reacciones endotérmicas (ΔH> 0) que resultan en un consumo neto de gas tienen Δn <0 y ΔU> ΔH. La relación entre ΔH y ΔU para sistemas que involucran gases se ilustra en el Ejemplo ( PageIndex {2} ).
Como ilustra el ejemplo ( PageIndex {2} ), las magnitudes de ΔH y ΔU para reacciones que involucran gases son generalmente bastante similares, incluso cuando hay una producción o consumo neto de gases.
Resumen
La entalpía es una función de estado, y el cambio en la entalpía de un sistema es igual a la suma del cambio en la energía interna del sistema y el trabajo PV realizado. La entalpía es una función de estado cuyo cambio indica la cantidad de calor transferido de un sistema a su entorno o viceversa, a presión constante. El cambio en la energía interna de un sistema es la suma del calor transferido y el trabajo realizado. A presión constante, el flujo de calor (q) y la energía interna (U) están relacionados con la entalpía del sistema (H). El flujo de calor es igual al cambio en la energía interna del sistema más el trabajo FV realizado. Cuando el volumen de un sistema es constante, los cambios en su energía interna se pueden calcular sustituyendo la ley de los gases ideales en la ecuación para ΔU.