Energía química

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La energía química es el potencial de una sustancia química para sufrir una transformación a través de una reacción química para transformar otras sustancias químicas. Los ejemplos incluyen baterías, alimentos, gasolina, etc. Romper o hacer enlaces químicos implica energía, que puede ser absorbida o evolucionada a partir de un sistema químico.

La energía que se puede liberar o absorber debido a una reacción entre un conjunto de sustancias químicas es igual a la diferencia entre el contenido de energía de los productos y los reactivos, si las temperaturas iniciales y finales son las mismas. Este cambio en la energía se puede estimar a partir de las energías de enlace de los diversos enlaces químicos en los reactivos y productos. También se puede calcular a partir de , la energía interna de formación de las moléculas reactantes, y la energía interna de formación de las moléculas del producto. El cambio de energía interna de un proceso químico es igual al calor intercambiado si se mide en condiciones de volumen constante y temperatura inicial y final iguales, como en un contenedor cerrado como un calorímetro de bomba. Sin embargo, bajo condiciones de presión constante, como en las reacciones en recipientes abiertos a la atmósfera, el cambio de calor medido no siempre es igual al cambio de energía interna, porque el trabajo de presión-volumen también libera o absorbe energía. (El cambio de calor a presión constante se denomina cambio de entalpía ; en este caso, la entalpía de reacción, si las temperaturas iniciales y finales son iguales).

Otro término útil es el calor de combustión , que es la energía principalmente de los dobles enlaces débiles del oxígeno molecular[1]​ liberado debido a una reacción de combustión y que a menudo se aplica en el estudio de los combustibles. La comida es similar a los combustibles de hidrocarburos y carbohidratos, y cuando se oxida a dióxido de carbono y agua, la energía liberada es análoga al calor de combustión (aunque no se evalúa de la misma manera que un combustible de hidrocarburos, consulte la energía de los alimentos).

La energía potencial química es una forma de energía potencial relacionada con la disposición estructural de átomos o moléculas. Esta disposición puede ser el resultado de enlaces químicos dentro de una molécula o de otra manera. La energía química de una sustancia química se puede transformar en otras formas de energía mediante una reacción química. Como ejemplo, cuando se quema un combustible, la energía química del oxígeno molecular se convierte en calor,[1]​ y lo mismo ocurre con la digestión de alimentos metabolizados en un organismo biológico. Las plantas verdes transforman la energía solar en energía química (principalmente de oxígeno) a través del proceso conocido como fotosíntesis, y la energía eléctrica se puede convertir en energía química y viceversa a través de reacciones electroquímicas.

El término potencial químico se usa para indicar el potencial de una sustancia para sufrir un cambio de configuración, ya sea en forma de reacción química, transporte espacial, intercambio de partículas con un reservorio, etc. No es una forma de energía potencial en sí, sino que está más estrechamente relacionado con la energía libre. La confusión en la terminología surge del hecho de que en otras áreas de la física que no están dominadas por la entropía, toda la energía potencial está disponible para realizar un trabajo útil e impulsa al sistema a experimentar cambios de configuración espontáneamente, por lo que no hay distinción entre "libre" y Energía potencial "no libre" (de ahí la palabra "potencial"). Sin embargo, en sistemas de gran entropía, como los sistemas químicos , la cantidad total de energía presente (y conservada por la primera ley de la termodinámica) de la que forma parte esta Energía potencial química, se separa de la cantidad de esa energía: Energía libre termodinámica (a partir del cual se deriva el potencial químico): que (parece que) hace que el sistema avance espontáneamente a medida que aumenta su entropía (de acuerdo con la segunda ley ).

Referencias[editar]

  1. a b Schmidt-Rohr, K (2015). «Why Combustions Are Always Exothermic, Yielding About 418 kJ per Mole of O2». J. Chem. Educ. 92: 2094-2099. Bibcode:2015JChEd..92.2094S. doi:10.1021/acs.jchemed.5b00333.