Entalpía

Potencial termodinámico para procesos a presión constante; H = U + pV.

Contexto conceptual

La entalpía $H$ es el potencial termodinámico diseñado para procesos que ocurren a presión constante, que es la condición más frecuente en laboratorio, industria química y biología. Cuando un recipiente abierto permite que el sistema intercambie trabajo de expansión con la atmósfera, la energía interna sola no describe el intercambio de calor: es necesario sumarle el término de empuje $p$·$V$.

El concepto surgió de la necesidad práctica de tabular el calor de reacción sin medir el trabajo mecánico de expansión de forma separada. Hoy las tablas de entalpías estándar de formación permiten predecir el calor intercambiado en miles de reacciones sin realizar ningún experimento adicional.

La entalpía se ubica en el árbol de potenciales termodinámicos junto a la energía libre de Gibbs y la energía libre de Helmholtz. Cada potencial domina en un conjunto específico de condiciones: $H$ domina cuando $p$ es constante, la energía libre de Helmholtz cuando el volumen es constante, y la energía libre de Gibbs cuando tanto $p$ como $T$ son constantes.

🟢 Nivel esencial

La entalpía $H$ responde a una pregunta simple: cuando un proceso ocurre a presión constante, ¿cuánto calor intercambia el sistema con el entorno? La respuesta es $\Delta H$. Si $\Delta H$ es negativa, el sistema cede calor y el proceso es exotérmico; si es positiva, el sistema absorbe calor y el proceso es endotérmico.

La intuición es la siguiente: la energía interna $U$ mide toda la energía almacenada molecularmente, pero a presión constante el sistema también realiza un trabajo mecánico de expansión para abrirse paso contra la atmósfera. La entalpía incorpora ese trabajo dentro de una sola magnitud, de modo que $\Delta H$ recoge tanto el cambio de energía interna como el trabajo de expansión que el sistema intercambia con el entorno.

Por eso conviene leer $\Delta H$ como el balance térmico útil de un proceso abierto a la atmósfera. No dice solo si la energía microscópica sube o baja: dice cuánto calor ve el laboratorio cuando la presión externa se mantiene fija. Esta distinción evita confundir una reacción que libera calor con una simple disminución de $U$ sin considerar el cambio de volumen.

🔵 Nivel formal

Fórmulas básicas

La definición de entalpía parte de combinar la energía interna con el producto presión-volumen:

Definición de entalpía

En un proceso a presión constante, la variación de entalpía se identifica con el calor intercambiado:

Calor a presión constante igual a ΔH

La primera fórmula construye $H$ como propiedad de estado nueva; la segunda muestra por qué esa construcción resulta útil en la práctica: convierte una medición calorimétrica directa en variación de entalpía.

Preguntas reales del alumno

¿Por qué $\Delta H$ y no $U$ para reacciones en laboratorio? En laboratorio los recipientes son abiertos y la presión atmosférica permanece constante. El sistema intercambia trabajo de expansión con la atmósfera sin que el experimentador lo controle. Al usar $\Delta H$, ese trabajo queda automáticamente incorporado y el calorímetro mide directamente $\Delta H$ sin necesidad de medir volúmenes ni presiones de forma separada.

¿Qué ocurre cuando $\Delta H$ es exactamente cero? El proceso no intercambia calor a presión constante. Puede ocurrir trabajo mecánico, pero la temperatura del sistema no cambia si la capacidad calorífica es no nula. Un proceso con $\Delta H$ nula no implica que no ocurra nada; el sistema puede cambiar su entropía y su volumen.

¿La ley de Hess funciona siempre? Funciona siempre que $H$ sea función de estado, lo que se cumple en cualquier sistema termodinámico en equilibrio. La única condición práctica es que todas las etapas del ciclo sean procesos a la misma presión constante. Si alguna etapa ocurre a volumen constante, habría que corregir con el término de trabajo de expansión.

¿Por qué invertir una reacción cambia el signo de $\Delta H$? Porque $H$ es función de estado: el camino de A a B tiene la misma $\Delta H$ en valor absoluto que el camino de B a A, pero con signo opuesto. Si la combustión del carbono libera 394 kJ/mol, la síntesis de carbono desde dióxido de carbono absorbe exactamente 394 kJ/mol.

Síntesis final

$\Delta H$ es el calor de un proceso a presión constante, la condición más frecuente en química y tecnología. Su aditividad garantizada por la ley de Hess permite calcular entalpías de reacciones no medibles directamente a partir de tablas estándar. Dominar su signo, sus unidades y la condición de proceso isobárico es dominar la calorimetría práctica.