Fundamentos de la Termodinámica: Energía Interna, Entalpía y Reacciones Químicas

Termodinámica Fundamental: Energía Interna y Entalpía

Energía Interna (U)

La base de la termodinámica es la Primera Ley de la Termodinámica, también conocida como la Ley de la Conservación de la Energía: “La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma”.

Existe una función de estado fundamental denominada energía interna (U), cuya variación ($\Delta U$) en todo proceso es igual a la suma del calor (Q) y del trabajo (W) que se intercambia en el mismo.

La energía interna equivale a la sumatoria de todas las formas de energía que posee el sistema, ya sea por su posición, velocidad, composición, o en términos más específicos (energía cinética molecular, energía potencial intermolecular, etc.).

Entalpía (H)

Derivada de la Primera Ley, se define otra función de estado llamada entalpía (H), cuya variación ($\Delta H$) se puede establecer midiendo el intercambio de calor a presión constante.

Su definición matemática es:

$$H = U + PV$$

Donde $PV$ es el producto de la presión (P) por el volumen (V) del sistema.

Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas

Las reacciones químicas se clasifican según el intercambio de calor con el entorno:

Reacción Exotérmica

Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprende calor, es decir, aquella que presenta una variación negativa de entalpía ($\Delta H < 0$).

Características y ejemplos:

• Se da principalmente en las reacciones de oxidación.
• Cuando esta es intensa, puede dar lugar al fuego.
• Cuando reaccionan entre sí dos átomos de hidrógeno para formar una molécula, el proceso es exotérmico:

H· + H· → H:H

$\Delta H = -104 \text{ kcal/mol}$

• Son también cambios exotérmicos los cambios de fase que liberan energía: el paso de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación).

Reacción Endotérmica

La reacción contraria se denomina reacción endotérmica, la cual absorbe calor del entorno ($\Delta H > 0$).

Entalpía de Formación ($\Delta_f H^0$)

La entalpía de formación ($\Delta_f H^0$) de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante.

Por ejemplo, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería equivalente a la entalpía de reacción del hidrógeno diatómico ($ ext{H}_2$) y el oxígeno diatómico ($ ext{O}_2$).

Así, la entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir de sus elementos.

Condiciones Estándar de Referencia

Esta entalpía se mide, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar:

• Presión: 1 atm
• Temperatura: 298 K (25 °C)

La convención de signos para la entalpía de formación es crucial:

• Es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica (desprende calor).
• Es positiva cuando es endotérmica (absorbe calor).
• Resulta nula para los compuestos que se pueden encontrar en la naturaleza en su estado elemental más estable.