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En termoquímica se identifica el calor liberado o absorbido a presión constante con la variación de una propiedad del sistema, llamada entalpía, que se simboliza con la letra H. El cambio de entalpía de un sistema durante una reacción química es igual al calor liberado o absorbido a presión constante.

La entalpía de un sistema disminuye si durante una transformación a presión constante se libera calor (Q). La entalpía de un sistema aumenta si durante una transformación a presión constante se absorbe Q.

La variación de entalpia se determina:   ∆H = H final – H inicial

• En un proceso exotérmico ∆H es menor a cero.  ∆H<0
• En un proceso endotérmico ∆H es mayor a cero. ∆H>0

Observa las siguientes animaciones:

Por ejemplo: 

1. La combustión completa del metano, se puede representar por la siguiente ecuación termoquímica: 

CH_4 (g)   + 2 O_2(g)  → CO_{2 (g)} + 2 H₂O_(l)     ∆H = - 890,4 kJ/mol.

Esto significa que por cada mol de metano (CH₄) que se quema se liberan 890,4 kJ. Es un proceso exotérmico.

2. La formación de la hidracina se puede representar por la siguiente ecuación termoquímica:

2 H_2(g)  + N_2(g)  → N₂H_4 (g)     ∆H = + 95,4 kJ/mol.

Esto significa que por cada mol de hidracina (N₂H₄) formada se absorben 95,4 kJ. Es un proceso endotérmico.