Entalpía

∆E = qp + [–(P ∆V)] = qp + [–(P VB – P VA )]= EB – EA
qp = (EB + P VB) – (EA + P VA)
Todos estos términos dependen del estado del sistema y no del camino.
Al término “P.V” se lo llama Energía de volumen.
E + P.V = contenido de calor a presión constante, también llamado entalpía
Luego definimos entalpía (H) como la suma de la energía in terna m as la energía de volumen en un instantedefinido (recuerde que los tres términos no dependen del camino).
∆H = ∆E + [–P. ∆V] y qp = HB - HA = ∆H
Si la transformación es a presión constante qp = ∆H pero si NO ES a P=cte el calor q (calor en esa transformación) no es función de estado y es diferente del cambio de entalpía, mientras que H y por supuesto ∆H sigue siendo función de estado y por lo tanto su valor es igual.
Como la entalpíadepende del valor de E, P y V en un determinado momento y como la E es difícil de calcular (según lo hemos explicado antes) el valor real de H no se conoce (obviamente tampoco el de E) y sólo nos queda calcular variaciones (∆H).
Observe ésta ecuación:
a P= cte. ∆E = qP + w o también ∆E = ∆H + (-P ∆V) luego ∆H = ∆E + P ∆V
Transformaciones isócoras:
Cuando ∆V = 0 (cero) se encuentra que ∆E = qV y porlo tanto no depende del camino, siendo:
∆EV = ∆HV
Capacidad calorífica
Definimos la Capacidad calorífica como la cantidad de calor necesario para elevar en un grado la temperatura de un sistema.
En general:
(J/ºC) o (J/K) (o cal en lugar de J)
De acuerdo a cantidad de m asa que contenga el sistema se puede definir:
Calor específico: calor necesario para elevar en un grado la temperatura de1g de sustancia.
Calor molar: calor necesario para elevar en un grado la temperatura de 1 mol de sustancia.
En adelante nos referiremos a Calores molares
Precisamente los mismos pueden ser medidos en dos condiciones: a P = cte. y a V=cte.
Si lo hacemos a P = cte. tendremos que el calor puesto en juego será:
qp = ∆H
Si lo hacemos a V = cte. el calor puesto en juego será:
qV = ∆E
(Ya que eneste caso no es posible que se realice trabajo de expansión, y tenemos ausencia de otros tipos de trabajo).
Se define de manera general


¿Por qué no es tan exacto definir las Cp y Cv mediante las fórmulas anteriores?
O curre que el intercambio de calor (tomado o cedido por el sistema) varía con la temperatura por lo que es perfectamente posible que en un cierto rango los valores de Cp y Cvno sean siempre los mismos, por eso se deben usar diferenciales, a fin de definirlos en cada instante (o punto), luego las fórmulas dadas calculan Cp o Cv “promedios”.
¿Por qué las sustancias necesitan diferentes cantidades de calor a fin de elevar su temperatura?
Lo que llamamos “temperatura” es una medida de cuánta energía traslacional, rotacional y vibracional posee una sustancia en undeterminado momento. Al aumentar la temperatura aumenta una o varias de éstas energías y de allí que para producir un mismo ∆T (en este caso y como medimos capacidades caloríficas, debe ser de un grado) se necesitan distintas cantidades de calor para diferentes cuerpos.
Al calor molar se lo llama en general capacidad calorífica (que puede ser a P= cte. o a V = cte.)
Destacamos este concepto:
Los Cp ylos Cv son característicos de las sustancias en condición es de presión o volumen y temperatura definidos.
Cp y Cv para gases ideales
El modelo de los gases ideales es el más simple y por eso insistimos en su uso.
Recuerde que un gas ideal tiene solo un tipo de energía: cinética
No puede tener otro tipo de energía ya que definimos a las moléculas de los gases ideales como puntuales (por lotanto monoatómicas), y que no ejercen fuerzas de atracción (o repulsión) entre ellas.
Cv: sólo poseen energía cinética, por lo tanto ante un aumento de temperatura (de T a T+1) y como el volumen se mantiene constante (∆V = 0) sólo puede aumentar la ésta.
Precisamente la energía cinética de un mol de gas ideal es Ec = 3/2 R.T y luego
Ecf - Eci = 3/2 R T + - 3/2 R T = 3/2 R
Luego Cv = 3/2 R...