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Calculadora de entalpía

Created by Bogna Szyk and Dominik Czernia, PhD
Reviewed by Steven Wooding
Translated by Luciano Miño and Luis Hoyos
Last updated: Apr 12, 2024


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.

¿Qué es la entalpía?

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).

¿Reacción endotérmica o exotérmica?

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).

Fórmula de entalpía

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

H=U+pV\footnotesize H = U+pV

donde UU es la energía interna, pp la presión y VV 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:

ΔH=(U2U1)+p(V2V1)\footnotesize ΔH = (U_2-U_1)+p\cdot(V_2-V_1)

o, de forma resumida:

ΔH=ΔU+pΔV\footnotesize ΔH = ΔU+ p\cdot ΔV

donde:

  • U2U_2 y V2V_2, energía interna y volumen de los productos, respectivamente.
  • U1U_1 y V1V_1, energía interna y volumen de los reactivos, respectivamente.
  • pp, presión.
  • ΔUΔU, cambio en la energía interna.
  • ΔVΔV, cambio en el volumen.
  • ΔHΔH, cambio en la entalpía.

Tabla de entalpía estándar de formación y definición

Para problemas más específicos, podemos denotar la entalpía de formación de un compuesto como ΔHf°ΔH_\mathrm{f} \degree. Esta es igual al cambio en entalpía, ΔHΔH, durante la formación de un mol de sustancia en condiciones estándares, °\degree, de presión (105 Pa=1 bar10^5\ \mathrm{Pa} = 1\ \mathrm{bar}) y temperatura (25 °C=298.15 K25 \degree \mathrm{C} = 298.15\ \mathrm{K}) a partir de sus elementos f_\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 N2\mathrm N_{2} y el carbono en forma de grafito.

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

ΔH°reaccioˊn=ΔHf°(productos)  ΔHf°(reactivos)\footnotesize \begin{split} ΔH\degree_\mathrm{reacción}& = \sum ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{productos})\\ &\qquad\ \ - ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{reactivos}) \end{split}

donde:

  • ΔH°reaccioˊnΔH\degree_\mathrm{reacción}, entalpía estándar de formación, expresada en kJ.
  • ΔHf°(productos)ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{productos}), suma de las entalpías de formación de los productos, expresada en kJ/mol.
  • ΔHf°(reactivos)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 ΔHf°(productos)ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{productos}) y ΔHf°(reactivos)ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{reactivos}) tienen unidades distintas a las de ΔH°reaccioˊnΔH\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:

Sustancia

ΔHf°ΔH_\mathrm{f}\degree (kJ/mol\mathrm{kJ/mol})

O2(g)\mathrm O_{2\mathrm{(g)}}

00

SO2(g)\mathrm{SO}_{2\mathrm{(g)}}

296.83-296.83

SO3(g)\mathrm{SO}_{3\mathrm{(g)}}

395.72-395.72

H2O(l)\mathrm{H}_2\mathrm{O}_\mathrm{(l)}

285.8-285.8

Cu2O(s)\mathrm{Cu}_2\mathrm{O}_{\mathrm{(s)}}

168.6-168.6

Mg(aq)2+\mathrm{Mg}^{2+}_\mathrm{(aq)}

466.85-466.85

Los símbolos entre paréntesis indican el estado de agregación: s\mathrm{s} — sólido, l\mathrm{l} — líquido, g\mathrm{g} — gas, y aq\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:

2SO3(g)2SO2(g)+O2(g)2\mathrm{SO}_{3\mathrm{(g)}}\rightarrow 2\mathrm{SO}_{2\mathrm{(g)}} + \mathrm{O}_{2\mathrm{(g)}}

¿Cuál es el cambio de entalpía en este caso? Sumamos ΔHf°ΔH_\mathrm{f}\degree para SO2(g)\mathrm{SO}_{2\mathrm{(g)}} y O2(g)O_{2\mathrm{(g)}} y luego restamos ΔHf°ΔH_\mathrm{f}\degree para SO3(g)\mathrm{SO}_{3\mathrm{(g)}}. ¡Recuerda multiplicar por sus coeficientes correspondientes!

ΔH°reaccioˊn=2 mol(296.83 kJ/mol)+1 mol0 kJ/mol2 mol(395.72 kJ/mol)\footnotesize \begin{split} ΔH\degree_\mathrm{reacción} \!&=\! 2\ \mathrm{mol}\!\cdot\!(-296.83\ \mathrm{kJ/mol})\\ &\!+1\ \mathrm{mol} \cdot 0\ \mathrm{kJ/mol}\\ &\!-2\ \mathrm{mol}\cdot(-395.72\ \mathrm{kJ/mol}) \end{split}

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

ΔH°reaccioˊn=197.78 kJΔH\degree_\mathrm{reacción} = 197.78\ \mathrm{kJ}

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

🙋 ¡Nuestro conversor de presión 🇺🇸 te ayudará a convertir entre unidades de presión sin problemas!

Cómo calcular la entalpía de una reacción con la calculadora de entalpía

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 55 litros.
  2. Halla el cambio en la energía interna de la sustancia. Digamos que hubo un aumento en la energía de 2000 J2000\ \mathrm{J}.
  3. Mide la presión. Supongamos que es de 1 atmósfera.
  4. Introduce los valores en la ecuación ΔH=ΔU+pΔVΔH = ΔU + p\cdot ΔV para obtener el cambio en la entalpía:
ΔH=2000 J+1 atm5 l=2000 J+101 325 Pa0.005 m3=2506.63 J\footnotesize \begin{split} ΔH &= 2000\ \mathrm{J}+1\ \mathrm{atm}\cdot 5\ \mathrm{l}\\ &=2000\ \mathrm{J}+101\ 325\ \mathrm{Pa}\cdot0.005\ \mathrm{m^3}\\ &=2506.63\ \mathrm{J} \end{split}
  1. 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.

🙋 Con Omni, puedes explorar otros conceptos de termodinámica relacionados con la entalpía. ¡Prueba nuestra calculadora de entropía 🇺🇸 o nuestra calculadora de energía libre de Gibbs 🇺🇸!

FAQ

¿Qué es entalpía en química?

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.

¿Una entalpía negativa significa que la reacción es exotérmica?

. 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.

¿Cómo calculo el cambio de entalpía?

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

ΔH° = ∑ΔHproductos − ΔHreactivos.

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!

¿Qué sustancias tienen una entalpía de formación igual a cero?

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.

¿Cuál es la entalpía de formación del agua?

-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:

    ∑ΔHproductos − ΔHreactivos = 2 × -285.83 kJ − (2 × 0 kJ + 0 kJ) = -571.7 kJ.

Bogna Szyk and Dominik Czernia, PhD
Calculate enthalpy change from
reaction scheme
anA + bnB + cnC → dnD + enE + fnF

By default, you can only calculate for two reactants/products. Click the advanced mode button to include more compounds in the reaction.
Reactants
aₙ coefficient
Reactant A
SO₃(g)
bₙ coefficient
Reactant B
None
Products
dₙ coefficient
Product D
SO₂(g)
eₙ coefficient
Product E
O₂(g)
Results
Change in enthalpy
kJ
Your reaction:
2 SO₃(g) → 2 SO₂(g) + O₂(g)
Standard enthalpies of formation:
SO₃(g): Hf = -395.72 kJ
SO₂(g): Hf = -296.83 kJ
O₂(g): Hf = 0 kJ
Please note that we don't check if your reaction scheme makes chemical sense.
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