Entalpía
Cambio de entalpía que acompaña a un cambio de estado
Cuando un líquido se vaporiza el líquido debe absorber calor de su entorno para reemplazar la energía tomada por las moléculas que se vaporizan para que la temperatura se mantenga constante. Este calor necesario para vaporizar el líquido se llama entalpía de vaporización (o calor de vaporización). Por ejemplo, la vaporización de un mol de agua la entalpía se da como:
ΔH = 44,0 kJ a 298 K
Cuando un sólido se funde, la energía requerida se llama igualmente entalpía de fusión (o calor de fusión). Por ejemplo, un mol de hielo la entalpía se da como:
ΔH = 6,01 kJ a 273,15 K
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La entalpía también se puede expresar como entalpía molar, \(\Delta{H}_m\), dividiendo la entalpía o el cambio de entalpía por el número de moles. La entalpía es una función de estado. Esto implica que cuando un sistema cambia de un estado a otro, el cambio en la entalpía es independiente del camino entre dos estados de un sistema.
Si no hay trabajo de no expansión en el sistema y la presión sigue siendo constante, entonces el cambio en la entalpía será igual al calor consumido o liberado por el sistema (q).
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Esta relación puede ayudar a determinar si una reacción es endotérmica o exotérmica. A presión constante, una reacción endotérmica es cuando se absorbe calor. Esto significa que el sistema consume calor del entorno, por lo que \(q\) es mayor que cero. Por lo tanto, según la segunda ecuación, el \(\Delta{H}\) también será mayor que cero. Por otro lado, una reacción exotérmica a presión constante es cuando se libera calor. Esto implica que el sistema cede calor al entorno, por lo que \(q\) es menor que cero. Además, \(\Delta{H}\) será menor que cero.