1. Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō],
‘agregar calor’; formado por ἐν [en], ‘en’ y
θάλπω [thálpō], ‘calentar’) es una
magnitud termodinámica, simbolizada con
la letra H mayúscula, cuya variación
expresa una medida de la cantidad de
energía absorbida o cedida por un sistema
termodinámico, es decir, la cantidad de
energía que un sistema intercambia con su
entorno.

2. En palabras más concretas la Entalpía, es una función de
estado de la termodinámica donde la variación permite
expresar la cantidad de calor puesto en juego durante
una transformación isobárica (es decir, a presión
constante) en un sistema termodinámico (teniendo en
cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido
como un sistema termodinámico), transformación en el
curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por
ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este
sentido la entalpía es numéricamente igual al calor
intercambiado con el ambiente exterior al sistema en
cuestión.

3. Para una reacción exotérmica a presión constante, la
variación de entalpía del sistema es igual a la energía
liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada
por el sistema y la que se pierde a través de la expansión
contra el entorno (es decir que cuando la reacción es
exotérmica la variación de entalpía del sistema es
negativa).
Análogamente,
para
una
reacción
endotérmica, la variación de entalpía del sistema es igual
a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo la
energía perdida por el sistema y la ganada a través de la
expansión contra el entorno (en las reacciones
endotérmicas el cambio de entalpía es positivo para el
sistema, porque gana calor).

4. La variación de entalpía se define mediante la
siguiente ecuación:
ΔH es la variación de entalpía.
Hfinal es la entalpía final del sistema. En una
reacción química, Hfinal es la entalpía de los
productos.
Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una
reacción química, Hinicial es la entalpía de los
reactivos.

5. La entalpía de reacción es la energía asociada a una
reacción, y viene dada por la suma de las entalpías de
formación de los productos menos la de los reactivos
según sus coeficientes estequiométricos (n), siendo las
entalpías de formación de los elementos en su estado
natural iguales a cero.
ΔH = sumatoria ΔH final de los productos – sumatoria
ΔH final de los reactivos

6. ΔH > 0 ----- la reacción es endotérmica (se
absorbe calor) reactivos a productos
ΔH < 0 ------ la reacción es exotérmica ( se
desprende calor) productos a reactivos

7. EJEMPLO:
CH4 (g) + 4 Cl2 (g) ------- CCl4 (l) + 4HCl (g)
ΔH f de los reactivos
ΔH f CH4 (g) = -74,8 kj/mol
ΔH f Cl2 (g) = 0 kj/mol, por tratarse de un
elemento

8. ΔH f de los productos:
ΔH f CCl4 (l) = -139,5 kJ/mol
-139 kJ/mol
ΔH f HCl (g) = -92,3 kJ/mol x 4
-369,3 kJ/mol
ΔH = -508,7 kJ/mol - (-74,8 kJ/mol)
-508,7 kJ/mol + 74,8 kJ/mol
-433,9 kJ/mol
la reacción es
exotérmica

9. Ca(OH)2 (s) ------- CaO (s) + H2O (g)
-986,6 kJ/mol
kJ/mol
-635,5 kJ/mol
-241,8
ΔH = (-635,5 - 241,8) – (-986,6)
-877,3 + 986,6
109,3 kJ/mol -----la reacción es
endotérmica