Química - 3º B.D.

• La entalpía es una propiedad extensiva. Por lo tanto las variaciones de entalpía de los procesos químicos dependen de la cantidad de reactivos que se consumen y de la cantidad de productos que se forman.
  

Así por ejemplo el calor liberado al formarse dos moles de HCl es el doble del liberado al formarse un mol del mismo compuesto.

H_2 (g)   +  Cl_{2 (g)}  →  2 HCl _(g)     ∆H = - 184,6 kJ

½ H_2 (g) +  ½ Cl_{2 (g)}  →  HCl _(g)     ∆H = - 92,3 kJ

• La variación de la entalpía de las reacciones depende del estado físico de las sustancias intervinientes.

En las ecuaciones termoquímicas es necesario indicar el estado de agregación de las sustancias reaccionantes como de las que se producen.

Por ejemplo, el calor liberado por cada mol de metano que se quema a presión constante es diferente según se considere al agua formado en estado gaseoso o en estado líquido.

CH_4 (g)   +  2 O_{2 (g)}  → CO_2 (g)  + 2 H₂O _(g)     ∆H = -  802,4 kJ

CH_4 (g)   +  2 O_{2 (g)}  → CO_2 (g)  + 2 H₂O _(l)     ∆H = -  890,2 kJ

• En el caso de las transformaciones reversibles la variación de entalpía del proceso directo tiene el mismo valor numérico pero de signo contrario al del proceso inverso.

Por ejemplo, cuando se forman dos moles de gas amoníaco a partir de las sustancias simples correspondientes se liberan 92 kJ.

N_2 (g)   +  3 H_{2 (g)}  →  2 NH_3 (g)     ∆H = - 92 kJ

Si se considera el proceso inverso, al descomponerse dos moles de amoníaco gaseoso formando dos moles de dinitrógeno y tres moles de dihidrógeno gaseosos, se absorben 92 kJ.

2 NH_3 (g)   →  N_2 (g)   +  3 H_{2 (g)}      ∆H = + 92 kJ