Informe de Termoquimica

“Año del diálogo y la reconciliación nacional”

ASIGNATURA:

Laboratorio de FISICO QUÍMICA

PROFESOR:

Eduardo H. Montoya Rossi.

GRUPO:

A

Horario:

Lunes 17:00 – 20:00

PRÁCTICA Nº 3: Densidad de sólidos y líquidos

INTEGRANTES: YNGA SANDOVAL KATTERINE

17160005

MORALES MANRIQUE DIEGO

17160025

FECHA DE REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA:

07 de mayo del 2018

FECHA DE ENTREGA DEL INFORME:

21 de mayo del 2018

LIMA - PERÚ

2018 – I

ÍNDICE Resumen………………………………………………………………………......... ...3

Introducción ...................................................................................................... 4 Principios teóricos ........................................................................................... 5 Detalles experimentales ................................................................................ 10 Tabulacion de datos y resultados experimentales ........................... .............. ........................ ........... 14 Discusion de resultados ................................................................................ 16 Conclusiones .................................................................................................. 17 Referencias ..................................................................................................... 18 Anexos……………………………………………………………………………….. 19

RESUMEN El presente informe se desarrolla en torno a la realización de la Práctica N° 2 del laboratorio de Fisicoquímica correspondiente al tema de Termoquímica.

En primer lugar da una breve introducción acerca del tema y cuál es su importancia, seguidamente determina los objetivos de esta experiencia, luego pasa a resaltar los aspectos más importantes para comprender el funcionamiento básico de la Termoquímica: qué es, qué estudia, cuáles son las variables que utiliza, cómo se clasifican dichas variables o funciones de estado, qué es la entalpía, qué tipo de reacciones existen, etc.

Luego, en la parte experimental, se detallan, primero, los materiales utilizados en los experimentos así como una imagen referencial para que sean más fáciles de reconocer; seguidamente se narra el procedimiento que se siguió para lograr el objetivo planteado al principio así como una foto de cada paso.

Más tarde se hizo una tabla de datos y otra de resultados además de los cálculos que se tuvieron que realizar para llegar a ellos. Después se analizaron los resultados, los errores y la metodología empleada, expuestos en la Discusión de resultados.

Finalmente se dan unas cuantas conclusiones en base a todo lo anterior y se pasa al desarrollo del cuestionario planteado en la guía. Adicionalmente se indican las referencias consultadas y los anexos.

INTRODUCCION Nuestro mundo actual se caracteriza por el consumo de ingentes cantidades de energía que, en su mayoría, proviene de combustibles fósiles. Esto genera un daño enorme al medio ambiente y sus consecuencias ya se están manifestando en todos los rincones de la tierra. Es por ello que el cambio a la utilización de energías ambientalmente amigables es más que obvio, pero para que esto se realice debemos conocer primero cómo podemos obtener dichas energías, qué procesos debemos realizar para lograrlo, cuál es la manera más óptima de hacerlo, etc. es aquí cuando la Termoquímica  entra a tallar con enorme importancia pues dichas interrogantes constituyen su campo de estudio. Pero no es solo en materia ambiental en dónde la Termoquímica muestra su utilidad sino también en cualquier tipo de empresa que se dedique a producir, puesto que para elaborar bienes de consumo debe transformar los insumos mediante procesos que, en su mayoría, implican un cambio o transformación de energía que debemos poder controlar en todo momento para obtener productos de muy buena calidad. Cómo se puede observar la Termoquímica es de suma importancia en la actualidad y por ello es una parte fundamental de los estudios de Ciencias e Ingenierías. La siguiente práctica de laboratorio está dirigida a conocer los principios básicos que rigen esta ciencia mediante la determinación del cambio térmico que se realiza en la combinación de dos sustancias con diferente temperatura en un sistema aislado y en la neutralización de un ácido con una base.

PRINCIPIOS TEORICOS En términos generales podría decirse que la Termoquímica (del gr. thermos, calor y química) consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de la Termodinámica a la química. Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir ), o bien a volumen constante. El Calor intercambiado en el proceso a presión constante es equivalente a la variación de entalpía de la reacción  . El calor que se intercambia en las condiciones de volumen constante equivale a la variación de energía interna de la reacción.  .

 = 1    = 

  = 

La Termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a  o a , lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a , y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria.

  = 

=

 = 

Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas. Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta. Si las paredes del sistema son diatérmicas, la Temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.

 Variables

de estado

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) Ejemplos:

   

Presión. Temperatura. Volumen. Concentración.

 Calor

de formación Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como DHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre

DH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C(s) + O2(g)® CO2(g) DHf0= – 393,13 kJ/mol H2(g) + ½ O2(g)® H2O(l)DHf0 = – 285,8 kJ/mol El calor de reacción, Q r  se define como la energía absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema, DH r. En este caso podemos escribir: 

 .

  =

Los calores de reacción se calculan a partir de los calores de formación. El calor de reacción: es el cambio de energía que se presenta del rompimiento o formación de enlaces químicos. El calor de reacción se expresa generalmente en términos de calorías o kilocalorías (Kcal). Actualmente también se utiliza el  joule (J) como medida de energía cuando se habla de cambios químicos. El calor de reacción puede recibir diferentes nombres según el tipo de cambio que se produce en la reacción. Puede nombrarse entonces como: calor de formación, calor de combustión, calor de neutralización, etc. Esta parte de la Química es objeto de estudio de la Termoquímica, a la que podemos definir como la rama estudia los cambios de energía calórica que acompañan a las reacciones químicas. Cuando se determina el calor de reacción, se conoce la cantidad de calor liberada o absorbida en una reacción a

la misma temperatura de los reaccionantes. Si en la reacción química se produce absorción de energía se denomina endotérmica, y si hay, lo contrario, liberación de energía se denomina exotérmica. Para trabajar este asunto debes manejar el concepto de Entalpía, simbolizado en Química con la letra H, debes saber que es el calor liberado o absorbido en una reacción por una presión constante; y este se determina calculando la variación de calor entre las sustancias resultantes y las reaccionantes. Esta determinación se denomina variación de entalpía, VH. El signo de éste resultado o valor señala si hubo liberación de calor o absorción del mismo. El valor arrojado por esta diferencia o variación indica que tanto los reaccionantes como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación. Si el valor de la variación de entalpía es positivo, hubo absorción de calor durante la reacción; y si es negativo significa lo contrario, que hubo liberación de calor.



Tipos de reacciones según la Entalpía: 

Reacciones endotérmicas Son aquellas reacciones donde se absorbe calor, esto significa que la energía de las moléculas de las sustancias resultantes o productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas de las sustancias reaccionantes (ER). El medio donde ocurre este tipo de reacción se enfría.



Reacciones exotérmicas Son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de las sustancias resultantes o productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de las sustancias reaccionantes (ER). El medio donde ocurre este tipo de reacción se calienta.



Funciones de estado

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. No lo son: calor, trabajo.



Cambios de entalpía estándar de reacción Para estudiar desde un punto de vista termodinámico una reacción química, se considera que el estado inicial lo constituyen los reactivos puros y separados, y el estado final lo constituyen los productos de reacción, también puros y separados. Las propiedades termodinámicas de cada sustancia son diferentes, por lo que una reacción química va acompañada de un cambio en las funciones termodinámicas del sistema. Para poder evaluar este cambio se tabulan las propiedades termodinámicas de sustancias individuales (H, C p, S, G...). En general, los valores tabulados de entalpías, se refieren a los valores asignados a las sustancias químicas en sus estados convencionales. El estado convencional de una sustancia se elige arbitrariamente como el estado normal o estándar de la sustancia a 25ºC y 1bar.

Estado estándar o normal: El estado estándar de una sustancia, es la forma pura más estable de la misma, a la presión de 1 bar y a la temperatura especificada. Si la sustancia es un gas a esa presión y temperatura, el estado estándar se elige como aquel en el que el gas se comporta como gas ideal. En el caso de disoluciones líquidas ideales (o disoluciones sólidas ideales) el estado estándar de cada componente se elige como el líquido (o el sólido puro) a la T y P de la disolución (o a P=1bar, realmente hay poca diferencia si la presión no es muy alta). En el caso de disoluciones diluidas ideales el estado estándar del disolvente se elige como el líquido (o el sólido puro) a la T y P de la disolución, sin embargo el estado estándar del soluto es un estado ficticio a la T y P de la disolución, que resulta de extrapolar las propiedades del soluto en las disoluciones muy diluidas al caso límite en el que su fracción molar fuera 1. En el caso de disoluciones no ideales hay dos convenios diferentes, uno supone elegir el estado estándar de las disoluciones ideales, y el otro el de las disoluciones diluidas ideales, (el convenio ha de especificarse, porque en cualquier caso debe cumplirse que, lo que implica un valor diferente de μi0, de ai y de γi).

Para cada valor de temperatura existe un único estado normal de una sustancia pura dada, dicho estado se representa por y se lee entalpía molar estándar a la temperatura T.  Arbitrariamente la entalpía molar de cada elemento a la presión de 1bar y temperatura de 25ºC es tomado como cero. Existen elementos como es el caso del carbono que tienen varias formas alotrópicas, el diamante y el grafito. Para tales elementos, se toma como sustancia de referencia la forma estable a 25ºC y 1 bar. En este caso la forma más estable es el grafito, y su entalpía es cero, pero no es cero la del diamante. Este convenio arbitrario se aplica a elementos no a compuestos, excepción hecha de los gases diatómicos homonucleares.



Entalpías de formación de compuestos: Para calcular la entalpía de formación de un compuesto a 298 K y P= 1bar se procede a través de una serie de pasos

1) Si todos los elementos son gases a 298 K y P=1 bar, se calcula la variación de entalpía para la transformación desde gas ideal a gas real, en las condiciones expresadas, puesto que en el laboratorio no se manejan gases ideales. 2)  Se mide en un calorímetro la variación de entalpía que se produce al mezclar los elementos puros a 298 K y P=1 bar 3) Si la reacción no tiene lugar en esas condiciones de P y T, se calcula la variación de entalpía del proceso que consiste en llevar la mezcla desde 298K y P=1 bar a las condiciones en las que se lleva a cabo la formación del compuesto. 4) Medimos en un calorímetro la variación de entalpía de la reacción en la que se forma el compuesto a partir de los elementos, una vez que se alcanzan las condiciones en las que la reacción tiene lugar. 5)  Y por último calculamos la variación de entalpía del proceso donde el compuesto se lleva desde las condiciones en las cuales se ha obtenido en la etapa 4 hasta su estado estándar a 298 K. La variación de entalpía de formación estándar a 298 K es la suma de las 5 etapas aunque la contribución más importante es la que corresponde a la etapa 4. De esta forma se tabulan los valores de las entalpías de formación de los compuestos a 298 K.

DETALLES EXPERIMENTALES

MATERIALES UTILIZADOS 1. Frasco termo con tapón de corcho y agitador

2. Termómetro de 0 a 100 °C

3. Bureta

4. Vasos

5. Erlenmeyer

6. Probetas de 100 y 2500 mL

7.Pipetas

8. Pera de decantación

9. Agitador 10. Balón volumétrico

REACTIVOS UTILIZADOS

1. Solución de NaOH 0.2N 2. Solución de HCL 0.8N 3. Biftalato de potasio. 4. Fenolftaleína.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL















Armamos nuestro equipo (termómetro, termo, agitador, pera de decantación) según la figura que se encuentra en la guía. Colocamos 150 mL de agua en el termo, y de la misma manera 150mL de agua caliente en la pera de decantación. Tomamos la temperatura a ambas aguas e inmediatamente vertimos el agua caliente dentro del termo, tomando la temperatura cada 10 segundos hasta que esta tome un valor constante. Determinación del valor de Neutralización entre s oluciones de NaOH (ac) ≡ 0.2N y HCl (ac) ≡ 0.8N Determinamos las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando con  biftalato de potasio y el ácido con base. Estandarización: Como no contamos con suficiente base (NaOH  (ac)), teníamos que estandarizar una muestra que se encontraba a 4N para obtener una concentración a 0.2N. Valoración (titulación): es un método de análisis químico cuantitativo en el laboratorio, que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido, usamos este método para hallar la concentración del HCl  (ac). Con los volúmenes que obtuvimos de ambas soluciones (suman 300 mL). En el termo colocamos la base, y en la pera de decantación el ácido y realizamos el mismo procedimiento de la primera parte vertimos el ácido al termo con base y tomamos la temperatura cada 10 segundos.

TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

Capacidad Calorífica de calorímetro variable Vagua de caño Vagua caliente Te Tf Tc

valor 150mL 150mL 30.5°C 21.3°C 41.9°C

Determinación del valor de Neutralización entre s oluciones de NaOH (ac) ≡ 0.2N y HCl (ac) ≡ 0.8N Vacido + V base =300mL 6. Tabla de resultados Capacidad Calorífica de calorímetro

 − = ′ −   ′ 30.5° −21.3°   150 ∗ (1 ) ∗ 41.9° −30.5°  =  ° ′ = 185.87  =  ′ +   = 185.87 + 150 ∗ 1 °   = 335.87  ° Determinación del valor de Neutralización entre soluciones de NaOH (ac) ≡ 0.2N y HCl (ac) ≡ 0.8N

 =  4 ∗  = 0.2 ∗1  = 0.05 = 50 Estandarización de la base:

 = 38  = 0.1482 #. = #.   ∗  =  

 0.1482  ∗  3.8  = 1000 204.2  = 0.1825

Valoración de la solución HCl

#.  = #.  ∗  =  ∗   ∗ 3 = 0.1825∗ 11.4   = 0.6935 Hallamos los volúmenes de ambas soluciones

 +  = 300  ∗  =  ∗   =  ∗  ∗  +  = 300   = 237.4986 237.5  = 62.5014 62.5 Calor de neutralización:

 =   −  335.87 22.9° − 22.2°  = ° 0.0453  = 12.6  

DISCUSION DE RESULTADOS Los resultados son consistentes con lo estudiado en la teoría, esto se debe a que se realizaron ambos procedimientos minuciosamente y con ayuda de la profesora, por lo que no se cometieron errores apreciables.

De lo anterior se puede colegir que el método empleado, especificado en la guía, es el adecuado para este tipo de experimentos. Sin embargo, se debe mencionar que hay que tener cuidado al realizar los cálculos pues una pequeña variación en alguna medición puede alterar significativamente el resultado final.

CONCLUSIONES



Se determinó el cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas



Se aprendió a usar los materiales de laboratorio correspondientes a Termoquímica



Se comprobó lo predicho en la teoría, en especial en el primer experimento.

REFERENCIAS



Gastón, P. (1969). Fisicoquímica, Lima, Perú: Universo.



Irreversibilidad, (s.f). En Wikipedia. Recuperado el 12 de setiembre de 2015 de: https://es.wikipedia.org/wiki/Irreversibilidad



Entalpía, (s.f). En Wikipedia. Recuperado el 13 de setiembre de 2015 de: https://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa

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2.0/temario/tema6/tema6.php

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ANEXOS CUESTIONARIO: 1) Mediante dos ejemplos explique la ley de Hess Primer ejemplo : La reacción de síntesis del acetileno, C 2H2, es : 2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g) Calcula su variación de entalpía a partir de las siguientes ecuaciones: a) C(grafito) + O2(g) = CO2(g) ; ∆Ha= -393,5 kJ b) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ; ∆Hb=-285,8 kJ c) 2 C2H2(g) + 5 O2(g) = 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ; ∆Hc=-2598,8 kJ Necesitamos obtener una ecuación que contenga sólo C y H 2 en el primer miembro y C2H2 en el segundo, por lo que es preciso eliminar O2, CO2 y H2O. Dicha ecuación puede obtenerse a partir del algoritmo: 2·a + b - 1/2·c Llevamos a cabo las operaciones indicadas y sumamos las ecuaciones intermedias y sus entalpías:

2 C(grafito) + 2 O2(g) = 2 CO2(g) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) 2 CO2(g) + H2O(l) = C2H2(g) + 5/2 O2(g

2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g)

La variación de entalpía de la reacción es: ∆H = 2·∆Ha + ∆Hb - 1/2·∆Hc = 226,6 Kj

Segundo ejemplo: Se quiere calcular la Entapía de reacción para la reacción:

2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) Nos proporcionan los datos siguientes:

Planteamos las ecuaciones correspondientes a las entalpías dadas:

Ubicamos en ellas a los reactantes y productos de la reacción química que buscamos:

Ahora debemos acomodar las ecuaciones: la ecuación (1) la debemos invertir (recuerden que también se invierte el valor de la entalpía) la ecuación (2), debemos multiplicarla por 2 (recuerden se multiplica toda la ecuación, tanto reactantes como productos y el valor de la entalpía, pues es propiedad extensiva. La ecuación (3), la dejamos igual. La sumatoria de las ecuaciones acomodadas debe darnos la ecuación problema. Se suman o se anulan los reactantes y productos. Las entalpías se suman algebraicamente.

2)Que diferencia existe entre los calores de solucion,y de dilucion. Ejemplo La diferencia de estos calores (entalpía) radica justamente en que uno es de disolucion: una sustancia pura se DISUELVE en un liquido apropiado (solvente) mientras que el calor de dilucion seria el calor liberado (o que haya que entregar) para DILUIR una solucion, esto es bajar su concentracion. EJEMPLO: Un ejemplo de ello es el Ácido Sulfúrico concentrado, que si se intenta diluir adicionando agua el recipiente estallará. La forma recomendada es al envase con agua agregar gota a gota el H2SO4 agitando para que se disipe el calor. 3)Definir los siguientes terminos termodinamicos: proceso, cambio de estado, energia interna. Entalpia ciclo reversible e irreversibles. PROCESO TERMODINAMICO: Es un cambio de estado en el cual se da informacion adicional sobre el mecanismo o como la presion, temperatura u otra propiedad varia cuando acontece el cambio. Para describir un proceso es necesario especificar cada uno de los estados intermedios , mientras que para describir un cambio de estado es suficiente especificar solo el estado inicial y el estado final. Los procesos mas conocidos son los siguientes: Isotermico: cuando el cambio ocurre a temperatura constante Isobarico: si la presion se mantiene constante Isocorico o isometrico:  cuando la restriccion del proceso es que el parametro V=constante. Adiabatico: cuando no hay intercambio de calor entre el sistema y los sistemas limitantes, mientras el cambio ocurre. Reversible: si esta constituido de una serie de estados de equilibrio. Ciclico : cuando el sistema retorna asu estado inicial despues de realizar una serie de cambios.

CAMBIO DE ESTADO: Es una variacion en una o mas de las propiedades de un sistema. Cualquier cambio detectable experimentalmente constituye un cambio de estado. Asi, por ejemplo, si se tiene un gas a condiciones V 1, T1 y P1, y por cualquier causa, supongamos una alteracion de la temperatura, el sistema gaseoso pasa a las condiciones siguientes: V 2, T2 y P1, siendo la presion la misma, se dice que ha ocurrido un cambio de estado en dicho sistema. Podria variar tambien la presion de P1 a P2. ENERGIA INTERNA: Desde el punto de vista de la termodinámica, en un sistema cerrado (o sea, de paredes impermeables), la variación total de energía interna es igual a la suma de las cantidades de energía comunicadas al sistema en forma de calor y de trabajo (En termodinámica se considera el trabajo negativo cuando este entra en el sistema termodinámico, positivo cuando sale). Aunque el calor transmitido depende del proceso en cuestión, la variación de energía interna es independiente del proceso, sólo depende del estado inicial y final, por lo que se dice que es una función de estado. Del mismo modo es una diferencial exacta, a diferencia de , que depende del proceso. ENTALPIA : La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios. H = U + pV Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía ( Δ H). ΔH = Hf – Hi

La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así:

Entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía de enlace, etc; siendo las más importantes: ENTALPIA DE REACCIÓN: Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante. ENTALPÍA DE FORMACIÓN: Es el calor necesario para formar una mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. Ejemplo: H2 (g) + ½ O2 (g) = > H2O + 68.3Kcal Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua. ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN: Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia. Ejemplo: CH4 (g) + 2O2 (g) => 2CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -212.8 Kcal

Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212.8 Kcal. Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm. CICLO REVERSIBLE: Supongamos que ocurre un proceso en que elsistema va de un estado inicial (i) a otro final ( f ) enel que se realiza un trabajo W y se produce una transferencia de calor Q a una serie de reservorios decalor. Si al final de este proceso, el sistema puedeser restaurado a su estado inicial se dice que es REVERSIBLE. Las condiciones para un proceso reversible son: 1) No debe existir trabajo realizado por fricción,fuerzas debidas a la viscosidad u otros efectos disipativos. 2) El proceso debe ser tal que el sistema se encuentre siempre en estado de equilibrio oinfinitamente próximo a él (cuasiestático - por ejemplo, si el pistón de un cilindro se muevelentamente dando tiempo para que el sistema puedainteractuar con el ambiente y alcanzar un estado de equilibrio en todo instante). CICLO IRREVERSIBLE:

Cualquier proceso que viole una de las condiciones es del ciclo reversible. La mayoría de los procesos en la naturaleza son irreversibles.