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INFORME TEORICO ENTALPÍA DE UN SISTEMA Los cambios térmicos a presión constante se expresan mas adecuadamente mediante otra función H, llamada entalpía o contenido calorífico de un sistema. Esta función se define por la relación: Donde O y V son la presión y el volumen del sistema. Como E y PV se encuentran totalmente caracterizadas por el estado del sistema, H es también una función de estado y es completamente independiente de la manera en que se logra aquel. En consecuencia el cambio de entalpia, ⧍H, puede escribirse así: ⧍H=H2 - H1 Donde H2 es la entalpía del sistema en su estado final y H1 en el estado inicial. Al sustituir H2 y H1 por sus equivalentes en la ecuación: , obtenemos para ⧍H. ⧍H=H2-H1 ( ) ( ) ( ) ( ) ⧍ ( ) Esta es la expresión más general de ⧍H. Cuando la presión permanece constante durante el proceso entonces: ⧍H ⧍ ( ) ⧍H ⧍ ⧍ Es decir, el cambio de entalpía a presión constante es igual al incremento en energía interna más cualquier trabajo de presión – volumen realizado. De aquí que a presión constante ⧍H, represente el calor absorbido en pasar del estado inicial al final, con tal que sólo se efectúe trabajo debido a P-V. Cuando las presiones inicialy final no son iguales, se calcula ⧍H por la expresión mas general para calcular la entalpía de un sistema.

Entalpía en Alimentos Es el contenido calórico o nivel de energía de un material, referido al que tiene a una temperatura arbitraria en el que asigna nivel cero (generalmente -40°C para productos congelados o 0°C para otros sistemas). Se utiliza mucho este concepto para el estudio de los fenómenos térmico de sustancias puras o gases como vapor y aire; en el caso de los alimentos tiene su mayor aplicabilidad para los productos congelados. Sus unidades en el sistema SI es J/kg. La cantidad de calor para calentar o enfriar un material desde una temperatura T1 hasta T2 es: ( ) para m la masa del material; las entalpías para las temperaturas , respectivamente.

ENTALPIA DE ALIMENTOS CONGELADOS

Importancia en la entalpía en la termoquímica

Los cambios químicos pueden hacer que se desprenda o absorba calor, como se ilustró en la figura 5.8. También pueden hacer que se efectúe trabajo, sea sobre el sistema o sobre el entorno. La relación entre cambio químico y trabajo eléctrico es importante, y la estudiaremos con cierto detalle en el capítulo 20, “Electroquímica”. No obstante, lo más común es que el único tipo de trabajo producido por un cambio químico sea trabajo mecánico. Por lo regular efectuamos reacciones en el laboratorio a presión constante (atmosférica). En estas circunstancias, se efectúa trabajo mecánico cuando se produce o consume un gas en la reacción. Consideremos, por ejemplo, la reacción de zinc metálico con disolución de ácido clorhídrico:

Si efectuamos esta reacción en un vaso abierto dentro de una campana de laboratorio, veremos el desprendimiento de hidrógeno gaseoso, pero probablemente será menos obvio el hecho de que se está efectuando trabajo. No obstante, el gas que se está produciendo debe expandirse contra la atmósfera existente. Es más fácil ver esto si la reacción se efectúa en un recipiente cerrado a presión constante, como se ilustra en la figura. En este aparato, el pistón sube o baja para mantener una presión constante en el recipiente de reacción. Si suponemos, por sencillez, que el pistón no tiene peso, la presión en el aparato será la misma que afuera, la presión atmosférica normal. Al efectuarse la reacción, se formará H2 gaseoso y el pistón subirá. Por tanto, el gas dentro del matraz está efectuando trabajo sobre el entorno al levantar el pistón contra la fuerza de la presión atmosférica que lo empuja hacia abajo. Este tipo de trabajo se denomina trabajo de presión-volumen (o trabajo P-V). Si la presión es constante, como en nuestro ejemplo, el trabajo presión-volumen está dado por w = -P ⧍V donde ⧍V es el cambio de volumen. Si el cambio de volumen es positivo, como en nuestro ejemplo, el trabajo efectuado por el sistema es negativo. Es decir, se trata de trabajo realizado por el sistema sobre el entorno.

La función termodinámica llamada entalpía (de la palabra griega enthalpein, que significa “calentar”) representa el flujo de calor en cambios químicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el trabajo presión-volumen. La entalpía, que denotamos con el símbolo H, es igual a la energía interna más el producto de la presión y el volumen del sistema: H = E + PV La entalpía es una función de estado porque la energía interna, la presión y el volumen son funciones de estado. Supongamos ahora que se efectúa un cambio a presión constante. Entonces,

⧍H = ⧍(E + PV) Es decir, el cambio de entalpía está dado por el cambio de energía interna más el producto de la presión constante y el cambio de volumen. El trabajo de expansión de un gas está dado por w = P⧍V, así que podemos sustituir -w por P⧍V en la ecuación . Además, por la ecuación 5.5, podemos sustituir ⧍E por q + w y obtener, para ⧍H, ⧍H = ⧍E + P ⧍V = qp + w - w = qp donde el subíndice P del calor, q, indica que el cambio es a presión constante. Así pues, el cambio de entalpía es igual al calor ganado o perdido a presión constante. Dado que qp es algo que podemos medir o calcular fácilmente, y puesto que muchos de los cambios químicos que nos interesan se efectúan a presión constante, la entalpía es una función más útil que la energía interna. En la mayor parte de las reacciones, la diferencia entre ⧍H y ⧍E es pequeña porque P⧍V es pequeño.

Entalpías de reacción

Dado que ⧍H = Hfinal _ Hinicial, el cambio de entalpía para una reacción química está dado por la entalpía de los productos menos la de los reactivos: ⧍H = H(productos) - H(reactivos) El cambio de entalpía que acompaña a una reacción se denomina entalpía de reacción o simplemente calor de reacción, y suele escribirse ⧍Hr, donde “r” es una abreviatura usada comúnmente para “reacción”. En la figura se muestra la combustión de hidrógeno. Si controlamos la reacción de modo que 2 mol de H2(g) ardan para formar 2 mol H2O(g) a presión constante, el sistema libera 483.6 kJ de calor. Podemos resumir esta información así: 2H2(g) + O2(g)2H2O(g)

⧍H = -483.6 kJ

Si H es negativo, así que esta reacción es exotérmica. Advierta que ΔH se da al final de la ecuación balanceada, sin mencionar explícitamente la cantidad de sustancias que intervienen. En tales casos, los coeficientes de la ecuación balanceada representan los números de moles de reactivos y productos que producen el cambio de entalpía indicado. Las ecuaciones químicas balanceadas que dan el cambio de entalpía correspondiente de esta forma se denominan ecuaciones termoquímicas.

El cambio de entalpía que acompaña a una reacción también puede representarse en un diagrama de entalpía como el que aparece en la figura . Dado que la combustión de H2(g) es exotérmica, la entalpía de los productos de la reacción es más baja que la de los reactivos. La entalpía del sistema es más baja después de la reacción porque se perdió energía en forma de calor liberado al entorno.

La reacción del hidrógeno con el oxígeno es altamente exotérmica (ΔH es negativo y tiene una magnitud grande), y procede rápidamente una vez que se inicia. La reacción puede desarrollarse con violencia explosiva, como quedó demostrado con las desastrosas explosiones del dirigible alemán Hindenburg en 1937 (figura 5.15 ≫) y el transbordador espacial Challenger en 1986. Las pautas siguientes nos ayudan a utilizar las ecuaciones termoquímicas y los diagramas de entalpía: 1. La entalpía es una propiedad extensiva. Por tanto, la magnitud de ΔH es directamente proporcional a la cantidad de reactivo consumido en el proceso. Por ejemplo, en la combustión de metano para formar dióxido de carbono y agua, se produce 890 kJ de calor cuando 1 mol de CH4 se quema en un sistema a presión constante: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) 2.

El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto que el H para la reacción inversa. Por ejemplo, si invertimos la ecuación 5.18, ⧍H para el proceso es +890 kJ:

CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) 3.

⧍H = -890 kJ

⧍H = 890 kJ

El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y de los productos. Si el producto de la combustión de metano (Ecuación 5.18) fuera H2O gaseosa en lugar de H2O líquida, ⧍H sería _802 kJ en lugar de _890 kJ. Habría menos calor disponible para transferirse al entorno porque la entalpía de H2O(g) es mayor que la de H2O(l). Una forma de constatar esto es imaginar que en un principio el producto es agua líquida. Esa agua deberá convertirse en vapor de agua, y la conversión de 2 mol H2O(l) en 2 mol H2O(g) es un proceso endotérmico que absorbe 88 kJ: 2H2O(l)  2H2O(g)

⧍H = +88 kJ

Por tanto, es importante especificar los estados de los reactivos y de los productos en las ecuaciones termoquímicas. Además, generalmente supondremos que tanto los reactivos como los productos están a la misma temperatura, 25ºC, a menos que se especifique otra cosa.

BIBLIOGRAFÍA   

Procesamiento de alimentos, Carlos Orrego. Química: La ciencia central, Brown Lemay. Fundamentos de Fisicoquímica, Samuel Maron y Carl Prutton