entalpías

La entalpía es una función de estado de un sistema termodinámico que representa su contenido de energía a presión constante. Se define como H = U + pV, donde U es la energía interna, p la presión y V el volumen. En general, depende de las variables de estado (temperatura, presión, composición) y no del camino. Su unidad en el sistema internacional es el joule, y a menudo se expresa como kilojoules o, en química, como entalpía molar (kJ/mol).

Una propiedad útil es que el cambio de entalpía, ΔH, equivale al calor transferido a presión constante cuando no se realizan otros trabajos mecánicos significativos. En procesos a presión constante, ΔH ≈ q_p. Para gases ideales, la entalpía depende solamente de la temperatura: H = n Cp T, donde Cp es la capacidad calorífica molar a presión constante. En sustancias reales, H depende de la temperatura y de la presión, y se describe mediante tablas o ecuaciones de estado.

Los cambios de entalpía permiten describir reacciones químicas y cambios de fase. La entalpía de formación estándar ΔH_f° es la entalpía de formación de una sustancia a 1 bar y una temperatura dada (habitualmente 298 K). La entalpía de reacción ΔH_r° es la diferencia entre las entalpías de los productos y los reactivos. También existen entalpías de disolución, de vaporización y de fusión, entre otras.

En ingeniería y ciencia, la entalpía se utiliza en balances energéticos de sistemas cerrados o abiertos, en calorimetría y en el diseño de procesos químicos e industriales, así como en aplicaciones de climatización. El concepto fue introducido en el siglo XIX por Clausius, con el objetivo de reunir el contenido de energía utilizable en un marco de procesos a presión constante.