Entalpia

Perché introdurre H?

L’entalpia H è una funzione di stato definita come H = U + pV. A pressione costante, in molti processi chimici senza complicazioni aggiuntive, la variazione di entalpia ΔH coincide con il calore scambiato con l’ambiente a pressione costante.

L’energia interna U tiene conto dell’energia microscopica del sistema. Nei processi a pressione esterna costante, però, un sistema che si espande deve anche compiere lavoro pV sull’ambiente. Raggruppare U e pV nell’entalpia rende particolarmente comodo il bilancio energetico della chimica a pressione atmosferica.

Se ΔH < 0, il processo è esotermico : il sistema cede energia come calore all’ambiente nelle condizioni appropriate. Se ΔH > 0, è endotermico . Il segno si riferisce al sistema, non alla sensazione soggettiva di caldo o freddo.

Poiché H è una funzione di stato, ΔH dipende solo dagli stati iniziale e finale, non dal percorso seguito. Se una reazione può essere costruita come somma di più reazioni note, le loro variazioni di entalpia si sommano. È la base della legge di Hess.

La combustione completa del metano è esotermica. Anche se il meccanismo reale comprende numerosi passaggi, il ΔH globale tra reagenti e prodotti è lo stesso per una trasformazione che parte e termina negli stessi stati termodinamici.