Calculadora de entalpía

Esta calculadora de entalpía puede ayudarte a calcular el cambio de entalpía de una reacción. Continúa leyendo para conocer la definición de entalpía y cómo se calcula. Además, detallaremos la diferencia entre reacciones endotérmicas y exotérmicas, así como también describiremos algunos ejemplos.

La entalpía es una medida de la energía total de un sistema termodinámico, sea en forma de energía interna o de volumen multiplicado por la presión. Es una función de estado que solo depende del estado de equilibrio del sistema.

Más interesante resulta el cambio de entalpía, la energía total que se transfiere en un sistema (en forma de calor o trabajo realizado durante una expansión).

Hay dos tipos principales de reacciones termodinámicas: endotérmicas y exotérmicas. Una reacción endotérmica provoca una absorción de calor de los alrededores, mientras que una exotérmica libera calor a los alrededores.

Ambas reacciones generan cambios en la energía y, por lo tanto, en la entalpía:

• Si la reacción es endotérmica, el cambio en la entalpía es positivo, ya que se absorbe calor (de los alrededores).
• Si el cambio es exotérmico, el cambio en entalpía es negativo, pues se pierde calor (se libera en los alrededores).

La entalpía es la suma de la energía interna del sistema y el producto de su presión y volumen:

donde $U$ es la energía interna, $p$ la presión y $V$ el volumen del sistema.

Observa como el segundo término se asemeja al de las ecuaciones que se encuentran en la calculadora de ley general de los gases 🇺🇸.

Si quieres calcular el cambio en la entalpía, debes considerar el estado inicial y final del sistema. Asumiremos que la presión se mantiene constante mientras ocurre la reacción. De esta forma, podemos escribir el cambio de entalpía como:

o, de forma resumida:

donde:

• $U_2$ y $V_2$, energía interna y volumen de los productos, respectivamente.
• $U_1$ y $V_1$, energía interna y volumen de los reactivos, respectivamente.
• $p$, presión.
• $ΔU$, cambio en la energía interna.
• $ΔV$, cambio en el volumen.
• $ΔH$, cambio en la entalpía.

Para problemas más específicos, podemos denotar la entalpía de formación de un compuesto como $ΔH_\mathrm{f} \degree$. Esta es igual al cambio en entalpía, $ΔH$, durante la formación de un mol de sustancia en condiciones estándares, $\degree$, de presión ($10^5\ \mathrm{Pa} = 1\ \mathrm{bar}$) y temperatura ($25 \degree \mathrm{C} = 298.15\ \mathrm{K}$) a partir de sus elementos $_\mathrm{f}$ en sus estados de referencia.

El estado de referencia de un elemento es su configuración más estable en las condiciones mencionadas. Algunos ejemplos de estados de referencia son el nitrógeno en forma de moléculas de gas $\mathrm N_{2}$ y el carbono en forma de grafito.

La fórmula de entalpía estándar de formación para una reacción es la siguiente:

donde:

• $ΔH\degree_\mathrm{reacción}$, entalpía estándar de formación, expresada en kJ.
• $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{productos})$, suma de las entalpías de formación de los productos, expresada en kJ/mol.
• $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{reactivos})$, suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos, expresada en kJ/mol.

Si has estado prestando atención, quizás hayas observado que $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{productos})$ y $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{reactivos})$ tienen unidades distintas a las de $ΔH\degree_\mathrm{reacción}$. Esto se debe a que precisas multiplicar ambas por el número de moles, i.e., el coeficiente que se antepone al compuesto en la reacción. Más adelante ilustraremos esto en un ejemplo.

Antes de eso, quizás te preguntes, "¿cómo se calcula la entalpía de formación para cada compuesto?" La respuesta inmediata es usar la tabla de entalpías de formación, como la siguiente:

Los símbolos entre paréntesis indican el estado de agregación: $\mathrm{s}$ — sólido, $\mathrm{l}$ — líquido, $\mathrm{g}$ — gas, y $\mathrm{aq}$ — disuelto en agua. Si necesitas utilizar la entalpía estándar de formación de otras sustancias, selecciona el compuesto en la lista desplegable de esta calculadora, ¡hemos incluido los compuestos más frecuentemente utilizados!

Pongamos a prueba lo que aprendimos usando la tabla anterior. Por ejemplo, tenemos la siguiente reacción:

¿Cuál es el cambio de entalpía en este caso? Sumamos $ΔH_\mathrm{f}\degree$ para $\mathrm{SO}_{2\mathrm{(g)}}$ y $O_{2\mathrm{(g)}}$ y luego restamos $ΔH_\mathrm{f}\degree$ para $\mathrm{SO}_{3\mathrm{(g)}}$. ¡Recuerda multiplicar por sus coeficientes correspondientes!

Nota como las unidades de los coeficientes, $\mathrm{mol}$, se cancelan con las del denominador, dando lugar a $\mathrm{kJ}$ en el resultado final.

¡Eso es todo! Aunque haber usado nuestra calculadora de entalpía habría hecho todo mucho más fácil.

La calculadora de entalpía tiene dos modos. Puedes calcular el cambio de entalpía a partir de una ecuación química o a partir de la fórmula de entalpía. Si escoges la primera opción:

1. Observa la ecuación que aparece en la parte superior de la calculadora. ¿Necesitas agregar un reactivo/producto (C o F)? De ser así, presiona el botón de modo-avanzado (advanced-mode).
2. Completa los campos en la sección de Reactivos. Debes introducir el coeficiente antes del compuesto y elegir la sustancia en la lista desplegable (ordenada alfabéticamente). Si no la encuentras, selecciona la opción Personalizada(Custom) e introduce la entalpía de formación en kJ/mol (puedes hallar dicho valor online; en Chemistry LibreTexts, por ejemplo).
3. Repite el procedimiento para los Productos.
4. Debajo se mostrará la ecuación química junto con su entalpía. Verifica la ecuación para asegurarte de que has introducido correctamente los datos.
5. (Opcional) En el modo avanzado, también puedes ver la tabla de entalpías de formación para tus compuestos al final de la calculadora.

Si quieres calcular el cambio en la entalpía a partir de la fórmula de entalpía:

1. Comienza determinando el cambio en el volumen de la sustancia. Asumamos que un líquido se expande en $5$ litros.
2. Halla el cambio en la energía interna de la sustancia. Digamos que hubo un aumento en la energía de $2000\ \mathrm{J}$.
3. Mide la presión. Supongamos que es de 1 atmósfera.
4. Introduce los valores en la ecuación $ΔH = ΔU + p\cdot ΔV$ para obtener el cambio en la entalpía:

5. También puedes seleccionar el modo-avanzado(advanced-mode) debajo para hallar el cambio en la entalpía a partir de los estados iniciales y finales de la misma.

En química, la entalpía (a presión constante) determina la transferencia de calor de un sistema. El cambio en la entalpía de una reacción es igual a la cantidad de energía ganada o perdida durante la reacción. Un sistema, en general, tiende a un estado en donde la entalpía disminuye en la reacción.

Sí. Una química reacción con entalpía negativa se dice que es exotérmica. Esto es, el sistema pierde energía, por lo que los productos tienen menos energía que los reactivos. Por lo tanto, el término exotérmico significa que el sistema pierde o libera energía.

Puedes calcular el cambio en la entalpía utilizando la entalpía de los productos y los reactivos:

ΔH° = ∑ΔH_productos − ΔH_reactivos.

Por ejemplo, observemos la reacción Na⁺ + Cl^- → NaCl. Para hallar el cambio de entalpía:"

1. Utiliza la entalpía del producto NaCl (-411.15 kJ).

2. Encuentra la entalpía del Na⁺ (-240.12 kJ) y Cl^- (-167.16 kJ).

3. Calcula el cambio en la entalpía:

   ΔH° = 1 × -411.15 kJ − (1 × -240.12 kJ − 1 × 167.16 kJ) = -3.87 kJ.

   ¡Recuerda agregar los coeficientes correspondientes!

Todos los elementos en sus estados estándares tienen una entalpía estándar de formación igual a cero. La entalpía de formación se refiere al cambio de entalpía en la formación de un compuesto. Cómo un elemento en su estado estándar no requiere ningún cambio para formarse, el cambio en la entalpía es cero.

-517.7 kJ. Asumamos que se forma agua, H₂O, a partir de gas de hidrógeno, H₂, y oxígeno, O₂. Para hallar la entalpía:

1. Escribe la reacción de formación: 2H₂ + O₂ → 2H₂O.

2. Nota que la entalpía del H₂ y O₂ en su estado elemental es cero.

3. Calcula la entalpía:

   ∑ΔH_productos − ΔH_reactivos = 2 × -285.83 kJ − (2 × 0 kJ + 0 kJ) = -571.7 kJ.