Energia Interna y Entalpia

1. Energía Interna
Es una medida macroscópica de las energías molecular, atómica y subatómica, todas las cuales
obedecen reglas de conservación microscópicas definidas para los sistemas dinámicos. Dado que
no existen instrumentos capaces de medir la energía interna directamente en una escala
macroscópica, esta energía debe calcularse a partir de ciertas otras variables que sí pueden
medirse macroscópicamente, como la presión, el volumen, la temperatura y la composición.
Como lo indica su nombre, la energía interna es la energía que posee un cuerpo a escala
microscópica, cuya manifestación se hace notar en la agitación de las partículas que lo
componen. Así, la energía interna no toma en cuenta la energía cinética ni potencial de un objeto
a nivel macroscópico, sino exclusivamente aquella energía vinculada con el movimiento de los
átomos y moléculas que lo componen.
En la termodinámica, la energía interna es conocida como la suma de la energía cinética y
potencial que opera a nivel atómico en la composición propia de la materia. Es decir, toma la
agitación de sus partículas, la aleatoriedad de su movimiento y el calor que se desprende de las
mismas como resultado de su propio movimiento.
Una característica interesante de la energía interna, es que a simple vista (escala macroscópica),
esta no se aprecia. Esto se debe a que el sistema termodinámico asociado a un objeto en
condiciones aparentemente normales, puede estar en un alto estado de agitación a nivel molecular
imperceptible para el ojo humano.
De la misma manera, la energía interna es una magnitud extensiva, esto significa que su valor
real depende de materia que compone un sistema de partículas. Esto significa, que la energía

2. interna toma en cuenta la cantidad de otros tipos de energía que componen el sistema (energía
eléctrica, química, potencial, cinética, etc.)
Variación de Energía Interna
La energía interna de un sistema puede variar por varias razones, entre ellas, las siguientes:
 La transferencia de calor: Cuando se transfiere cierta cantidad de calor, desde o hacia el
sistema que estamos observando, se produce un cambio en su energía interna.
 Cambios en la composición del sistema: Si añadimos o eliminamos uno o varios
componentes del sistema, se produce un cambio en su energía interna.
 Realización de trabajo: Si un sistema realiza un trabajo, su energía interna es modificada.
 Cambios de estado de agregación: Si cambiamos de estado una sustancia —por ejemplo,
hacemos que pase de un estado sólido a un estado gaseoso—, se produce un cambio en su
energía interna. Esto se debe a que, para pasar de un estado a otro, necesitamos cambiar la
temperatura del sistema.
Ejemplos de Energía Interna
A continuación, explicamos algunos ejemplos de energía interna manifestándose en situaciones
de la vida cotidiana:
 Los gases al comprimirse: Recordando que la energía interna guarda relación con el
estado de agitación de las partículas de la materia, los gases son el ejemplo más sencillo
para explicar cómo funciona este tipo de energía. En este sentido, los gases tienen la
propiedad de ocupar todo el volumen del recipiente en el cual este se almacene. Mientras
mayor sea el volumen del recipiente, el volumen del gas será mayor, lo que significa que
su densidad disminuirá y con ello, sus partículas estarán más dispersas unas de otras, lo

3. que implica que su energía interna ha disminuido. En caso contrario, mientras más
comprimido esté un gas, mayor será la agitación de sus partículas y su interacción mutua,
lo que significa que en este caso su energía interna es mayor.
 Los cambios de temperatura en la materia: Al aumentar o disminuir la temperatura de la
materia se altera la energía interna de la misma. Al igual que lo ocurrido con los gases,
este tipo de cambios internos genera una variación en el estado de agitación de sus
partículas, lo que se traduce en un cambio de su energía interna. En este sentido, si se
aumenta la temperatura de un objeto, sus partículas se expandirán y tendrán mayor
interacción con otras partículas, lo que aumentará la energía interna de todo el sistema.
Como es de esperarse, los cambios de energía interna en el estado de distintos tipos de
materia variarán según la composición propia del elemento (calor específico, densidad,
etc.).
 Las baterías eléctricas: Las baterías eléctricas proporcionan energía por medio de la
reacción química entre los metales y ácidos de su interior. Dicha reacción hace posible
consumir la energía aprovechable de su sistema. En otras palabras, la energía interna de
una batería resulta del sistema generado por la interacción de sus componentes, por lo que
la energía interna de la batería será menor a medida que se consuma la electricidad que
genera esta reacción. En el caso de las baterías recargables, puede volver a suministrarse
energía interna al sistema por medio de la energía eléctrica.
 Agitar un líquido: Cuando se agita de manera constante un líquido, se está aplicando
trabajo al sistema termodinámico de la materia en forma de energía cinética. Esto da
como resultado que sus partículas sean dotadas de energía cinética y tengan mayor
reactividad unas con otras, lo que puede ser visto como un incremento de su energía
interna. Además, este tipo de reacciones facilita la disolución de sustancias en el líquido,

4. algo que podemos observar cuando mezclamos agua con cualquier otro tipo de sustancia y
la agitamos para obtener homogeneidad.
 Hervir agua: Una manifestación común de como la energía interna se hace presente, es lo
ocurrido cuando se hierve agua y ésta se transforma en vapor. A pesar de que el agua en
estado líquido y el vapor de agua se componen de las mismas moléculas, la inducción de
energía térmica al sistema le suministra mayor energía interna a la sustancia. Esto da
como resultado que la agitación de sus partículas aumente según sea mayor su energía
interna hasta un punto tal, que el estado líquido del agua pase a estado gaseoso.
Entalpia
La entalpía es una propiedad termodinámica cuya variación, bajo condiciones de temperatura y
presión constantes, determina la energía calórica de una sustancia o sistema asociada a una
reacción química o proceso físico. Al ser una función de estado, se representa con la letra en
mayúscula H, siendo ΔH su variación. En otras palabras, es el calor absorbido o desprendido por
un sistema a presión constante y que varía en función a la temperatura. Es una función de estado
resultado de la combinación de la energía interna con una parte del trabajo que genera el sistema
H = U + P×V
El termino PV es denominado energía de flujo
Cuando se utilizan energías por unidad de masa la expresión es la siguiente:
ℎ (
𝐽
𝑘𝑔
) = 𝑢 + 𝑃 × 𝑣
Es una de las propiedades extensivas más fundamentales para estudiar la termoquímica de
muchas reacciones; es decir, hablamos del desprendimiento o absorción de calor entre el medio

5. de reacción y sus alrededores. Así, decimos que una reacción es exotérmica si su ΔH es negativo
(ΔH < 0), o endotérmica si este por el contrario es positivo (ΔH > 0).
El hielo, por ejemplo, tiene una entalpía, Hhielo, mientras que el agua, también tiene una entalpía
propia, Hagua. Cuando el hielo se derrite, ocurre una variación de entalpía, llamada ΔHfus o calor
de fusión (Hagua-Hhielo). La entalpía del agua es superior a la del hielo, ocasionando que el ΔHfus
para el hielo sea positivo y tenga un valor de +6.01 kJ/mol.
La entalpía y su variación se expresan, usualmente, en unidades de joule o calorías. El cambio de
entalpía +6.01 kJ/mol señala que una mol de hielo debe absorber 6.01 kJ de energía calórica o
calor para derretirse.
Entalpia y su variación
La entalpía en sí misma es incalculable, debido a que depende de variables difíciles de medir con
exactitud. Una buena comparación sería la de querer medir el volumen total de los océanos:
siempre habrá porciones del mismo debajo de la tierra o esparcidas entre los continentes. Por eso,
y en la práctica, H no puede determinarse; pero sí ΔH.
Para llegar a una expresión matemática que permita el cálculo de ΔH debe partirse primero de la
definición fundamental de la entalpía: H = U + PV

6. Siendo U la energía interna del sistema o de la sustancia en cuestión, y PV el trabajo presión-
volumen que este sistema ejerce sobre los alrededores para poder existir. Como nos interesa
calcular ΔH y no H, tenemos:
ΔH = ΔU + Δ(PV)
Si la presión es constante, la ecuación quedará como:
ΔH = ΔU + PΔV
Sabemos por otro lado que:
ΔU = q + w
Siendo q el calor y w el trabajo. Sustituyendo nos queda:
ΔH = q + w + PΔV
Pero, además, sabemos que:
w = – PΔV
Y, por lo tanto:
ΔH = q – PΔV + PΔV
ΔH = q
Es decir, que el ΔH para una reacción o proceso, realizada bajo presión constante, será igual al
calor q generado o absorbido.

7. Cambios de entalpía de reacciones
La suposición de que la presión se mantiene constante es posible si la reacción ocurre bajo la
atmósfera terrestre. Por ejemplo, el hielo de los paisajes invernales se derrite sin experimentar
otra presión que la de nuestra atmósfera. Por otro lado, también aplica para reacciones en medios
líquidos, o aquellas que no produzcan grandes cantidades de gases.
Estas reacciones absorben o liberan calor q igual a ΔH, que, a su vez, es la diferencia de las
entalpías entre los productos y reactantes:
ΔH = HProductos – HReactantes
Ejemplos de Entalpías
Para finalizar se hará mención de algunos ejemplos concretos de entalpías:
 Combustión del metano
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
ΔH = -890.3 kJ/mol
Es decir, que una mol de CH4 al combustionar libera 890.3 kJ de energía calórica.
 Hidrogenación del etileno
CH2=CH2 + H2 → CH3CH3
ΔH = -136 kJ/mol
Una mol de etileno libera 136 kJ de calor cuando se hidrogena para convertirse en etano.
 Disolución de la sal en agua
La sal de mesa, NaCl, se disuelve en el agua para separarse los iones Na+
y Cl–
de las
redes cristalinas y rodearse (hidratarse) de moléculas de agua:
NaCl(s) → Na+
(ac) + Cl–
(ac)

8. ΔH = +3.87 kJ/mol
Es decir, que disolviendo la sal en agua debería en consecuencia enfriar el vaso o
recipiente. Sin embargo, la cantidad absorbida de calor es muy pequeña, por lo que apenas
nuestras manos siquiera sentirán un leve cambio de temperatura.
 Disolución de clorato de potasio en agua
Por otra parte, el clorato de potasio, KClO3, sí posee una ΔHdis muy positiva:
KClO3(s) → K+
(ac) + ClO3
–
(ac)
ΔH = +41.38 kJ/mol
Lo que significa que para disolverse en el agua absorbe mucho calor. Y, por lo tanto, el
recipiente se enfriará notablemente, y veremos que el vapor del agua de los alrededores
humedecerá su superficie externa.
 Entalpía de Solución del Ácido Sulfúrico (H2SO4): ΔH = -22,990 calorías cada mol de
Ácido; es un proceso exotérmico.
 Entalpía de Combustión del Grafito (C): ΔH = -94,050 calorías; es un proceso
exotérmico.
 Entalpía de Combustión del Metano (CH4): ΔH = -212,800 calorías; es un proceso
exotérmico.
 Entalpía de Combustión de Ácido Acético (CH3COOH): ΔH = -208,340 calorías; es un
proceso exotérmico.
 Entalpía de Combustión de Benceno (C6H6): ΔH = -787,200 calorías; es un proceso
exotérmico.
 Entalpía de Combustión de Azúcar (C12H22O11): ΔH = -1,348,900 calorías; es un proceso
exotérmico.

9. Bibliografía
 https://conceptoabc.com/energia-interna/
 https://www.studysmarter.es/resumenes/quimica/termodinamica/energia-interna/
 https://www.lifeder.com/entalpia/
 https://www.ejemplode.com/37-fisica/4963-entalpia.html