Cuando intervienen gases en una reacción química, es frecuente que se produzcan cambios en la presión o en el volumen del sistema mientras el proceso se está realizando.

Por ejemplo, en la reacción de combustión en el interior de uno de los cilindros de un automóvil, la mezcla de gases experimenta un fuerte aumento de temperatura, por lo que la presión interior aumenta y el émbolo se desplaza, provocando un aumento del volumen ocupado por el gas. Para que el gas se expanda, es necesario que el émbolo se desplace, lo que se necesita realizar un trabajo sobre él y un gasto de energía. Es decir, la mayor parte de la energía desprendida en la combustión se emplea en calentar el gas, y una pequeña parte en expandirlo.

En la simulación puedes ver la realización de trabajo de compresión, que hace aumentar la energía del sistema. Fíjate en que al comprimir el sistema, ΔV<0, y en que la compresión supone un aumento de la energía interna del sistema, ya que se realiza trabajo sobre él, por lo que W>0. Por tanto, W=-PΔV (debe ir con signo negativo para que compense el signo negativo de la variación de volumen y el trabajo sea positivo).

La entalpía

En general, el calor no es función de estado, ya que el calor intercambiado en un proceso depende de la forma en que el sistema evoluciona. Sin embargo, en un proceso a volumen constante no hay trabajo de expansión o compresión (ΔV=0 y W=0), por lo que, de acuerdo con el primer principio, ΔU = Q_v. Debes tener en cuenta que si el volumen es constante, al calor intercambiado Q se le llama Q_v.

Es decir, el calor intercambiado a volumen constante coincide con la variación de energía interna, que es función de estado.

ΔV = 0 → W = 0 → ΔU = Q_v

Por tanto, el calor intercambiado en procesos a volumen constante coincide con la variación de una magnitud termodinámica, la energía interna, que es función de estado.

Las reacciones químicas se producen en un reactor a volumen constante (procesos isocóricos) o en atmósfera abierta a presión constante (procesos isobáricos), que es el caso más habitual. ¿Podríamos obtener una expresión parecida a la anterior para reacciones químicas realizadas a presión constante?

Con ese fin se define la entalpía, H, como H = U +PV . Su variación se calcula como ΔH = ΔU + Δ(PV), que si P=constante (ΔP=0), se reduce a ΔH = ΔU + PΔV.

Pero como utilizando el primer principio ΔU= Q_p - PΔV (si la presión es constante, al calor intercambiado Q se le llama Q_p), resulta que Q_p = ΔU + PΔV. Comparando resultado con el anterior se concluye que ΔH = Q_p, con lo que el calor intercambiado en un proceso isobárico es también función de estado.