Química - Ministerio de Educación

UNIDAD 1
temA 1
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Así como en el ejemplo de la olla y en la actividad Ciencia en Acción
“Experimentando con el trabajo y el calor”, en casi todos los procesos,
sobre todo en aquéllos en los que no intervienen gases, solo se efectúan
cantidades diminutas de trabajo cuando el sistema se expande o contrae
levemente contra la fuerza de la atmósfera (presión). Por lo tanto, la
mayor parte de la energía que el sistema gana o pierde durante estos
procesos adopta la forma de calor.
En la situación planteada en el procedimiento experimental con la jeringa
se observa que cuando se calienta un sistema desde su estado inicial (+q),
aumenta su energía interna (U). Cuando el sistema llega a su estado final,
este ha realizado trabajo hacia su entorno (–w), es decir, disminuye su
energía interna (U). La pregunta entonces será: ¿cuánta energía interna se
ganó y se gastó durante esta transformación?
Sabemos que la variación de energía interna se puede determinar por:
ΔU = U ( final ) - U ( inicial )
Considerando que un sistema puede intercambiar energía con el entorno
en forma de calor o trabajo, y que esta energía no se puede crear ni
destruir; la energía interna se modifica, representándose por la siguiente
expresión, que corresponde al primer principio de la termodinámica:
ΔU = q + w
Si en la expresión anterior, se remplaza la ecuación que representa el
trabajo que realiza un gas sobre el entorno w = -P ⋅ ΔV , se obtiene:
ΔU = q p + w
ΔU = q p + ( -P ⋅ ΔV )
ΔU = q p − P ⋅ ΔV
Donde el símbolo q se emplea para indicar que el calor se proporciona a
p
un sistema que está a presión constante y se denomina comúnmente
como cambio o variación de entalpía ( ΔH ) y hace referencia al calor
del proceso.
Por lo tanto, considerando un sistema a presión constante, la expresión
de la primera ley de la termodinámica será:
ΔU = ΔH + w ΔU = ΔH − PΔV
La entalpía ( H ) (de la palabra griega enthalpien, que significa “calentar”)
se refiere al calor absorbido o liberado a presión constante, y al igual que
la energía interna, es una función de estado; por ende:
ΔH = Δ H ( final ) − Δ H ( inicial ) = q p ΔH = Δ H ( productos ) - Δ H ( reac tan tes )
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