Formula de la entalpia

Academia Enthalpy Khan

Los científicos calculan los cambios de entalpía de formación estándar mediante experimentos de calorimetría y entalpías de enlace medias. No es necesario que los calcules tú mismo: en el examen se te darán las entalpías de formación necesarias. Sin embargo, puedes utilizar las entalpías de formación para calcular otros cambios de entalpía aplicando la ley de Hess. Aprenderás más sobre esto en el artículo con el mismo nombre, pero aquí está la ecuación si tienes curiosidad: ∆rH° = ∆fH°(productos) – ∆fH°(reactantes)

Puedes calcular el cambio de entalpía estándar realizando una calorimetría en condiciones estándar, con todos los reactantes y productos en sus estados estándar. Los científicos han hecho gran parte del trabajo duro por nosotros determinando ya muchos cambios de entalpía estándar, por lo que no tenemos que realizar un experimento calorimétrico cada vez que queramos saber el cambio de entalpía de una reacción. Podemos simplemente buscar muchos valores de cambio de entalpía estándar en una tabla de entalpía.

Se puede calcular el cambio de entalpía de la combustión utilizando las entalpías de formación de los productos y los reactivos en la ecuación. Este es un ejemplo de la ley de Hess. Esta es la ecuación:∆cH° = ∆fH°(reactantes) – ∆fH°(productos)

Qué es la entalpía

¿Qué es la fórmula de la entalpía? La entalpía es la suma de la energía interna de un sistema sumada a la multiplicación del volumen y la presión del sistema. La fórmula de la entalpía muestra que {eq}H = E + PV {/eq} Donde: La entalpía puede expresarse en julios (J) o en kilojulios (kJ). Como se ha explicado en el apartado anterior, no se puede determinar un valor absoluto de entalpía. Por ello, la ecuación anterior tendrá el siguiente formato {eq}\NDelta H = \NDelta E + \NDelta (PV) {/eq} ¿Qué significa realmente el cambio de entalpía? ¿Qué significa {eq}\Delta H {/eq}? La entalpía es una medida del calor de las reacciones, lo que significa que este {eq}\Delta H {/eq} es en realidad la diferencia entre las entalpías de los productos y de los reactivos (en otras palabras, la diferencia entre la energía de formación del enlace y la energía de ruptura del enlace): {eq}\NDelta H = H_productos – H_reactantes {/eq} La formación de enlaces está asociada a la liberación de energía, y la ruptura de enlaces implica la absorción de energía (es necesario poner energía en el sistema para romper los enlaces). Si el cambio en la entalpía fuera negativo, entonces se puede razonar que los enlaces en la reacción química se están formando y el tipo de reacción es exotérmica (se está liberando calor). Si, por el contrario, los enlaces se rompen durante la reacción química, el cambio de entalpía sería positivo y el tipo de reacción es endotérmica (se absorbe calor). En resumen:

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Fórmula de la entalpía estática

Cuando un proceso tiene lugar a presión constante, el calor desprendido (liberado o absorbido) es igual al cambio de entalpía. La entalpía (\(H\)) es la suma de la energía interna (\(U\)) y el producto de la presión y el volumen (\(PV\)) dado por la ecuación:

Cuando un proceso tiene lugar a presión constante, el calor desprendido (liberado o absorbido) es igual al cambio de entalpía. La entalpía es una función de estado que depende totalmente de las funciones de estado \(T\), \(P\) y \(U\). La entalpía suele expresarse como el cambio de entalpía (\(\Delta H\)) para un proceso entre los estados inicial y final:

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Observando si q es exotérmica o endotérmica podemos determinar una relación entre \(\Delta H\) y \(q\). Si la reacción absorbe calor es endotérmica, lo que significa que la reacción consume calor del entorno, por lo que \(q > 0\) (positivo). Por lo tanto, a temperatura y presión constantes, por la ecuación anterior, si q es positivo entonces \(\Delta H\) también es positivo. Y lo mismo ocurre si la reacción libera calor, entonces es exotérmica, es decir, el sistema cede calor a su entorno, por lo que \(q < 0\) (negativo). Si \(q\) es negativo, entonces \(\Delta H\) también será negativo.

Unidad de entalpía

La energía de activación es la energía necesaria para que se produzca una reacción, mientras que la entalpía de una reacción es la cantidad de energía térmica que se libera/absorbe durante la reacción. Las reacciones con un cambio de entalpía negativo tendrán una energía de activación menor que aquellas con cambios de entalpía positivos. La energía de activación es igual al cambio de entalpía entre los reactivos y el complejo activado.

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La entalpía estándar de formación (ΔHf°) es el cambio de entalpía para la formación de 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos. Estos elementos están en su estado estándar, que es la forma más estable del elemento a 1 atm y 298 K.

Las reacciones con un cambio de entalpía negativo tendrán una energía de activación menor que aquellas con cambios de entalpía positivos. La energía de activación es igual al cambio de entalpía entre los reactivos y el complejo activado, que es el “intermedio” entre los reactivos y los productos.

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