Entalpía

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 volumenen un instante definido (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 entalpía depende 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 por lo 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: calornecesario para elevar en un grado la temperatura de 1g 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 en este 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 esperfectamente posible que en un cierto rango los valores de Cp y Cv no 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 energíatraslacional, rotacional y vibracional posee una sustancia en un determinado 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 (quepuede ser a P= cte. o a V = cte.)

Destacamos este concepto:

Los Cp y los 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 energíaya que definimos a las moléculas de los gases ideales como puntuales (por lo tanto 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...