La energía química es el potencial de una sustancia química de sufrir una reacción química para transformarse en otras sustancias. Algunos ejemplos de medios de almacenamiento de energía química incluyen baterías, alimentos y gasolina. Romper o formar 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 energético de los productos y los reactivos, si las temperaturas inicial y final son las mismas. Este cambio de 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 reactivas , yla 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 igual, como en un recipiente cerrado como un calorímetro de bomba . Sin embargo, en 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 presión-volumen también libera o absorbe energía. (El cambio de calor a presión constante se llama cambio de entalpía ; en este caso, la entalpía de reacción , si las temperaturas inicial y final son iguales).
Otro término útil es el calor de combustión , que es la energía principalmente de los dobles enlaces débiles del oxígeno molecular [1] liberados debido a una reacción de combustión y que se aplica a menudo en el estudio de los combustibles . Los alimentos son similares a los combustibles de hidrocarburos y carbohidratos, y cuando se oxidan 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 energía alimentaria ).
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 otro modo. La energía química de una sustancia química se puede transformar en otras formas de energía mediante una reacción química . Por 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) mediante el proceso conocido como fotosíntesis , y la energía eléctrica se puede convertir en energía química y viceversa mediante reacciones electroquímicas .
El término similar potencial químico se utiliza para indicar el potencial de una sustancia a experimentar un cambio de configuración, ya sea en forma de una reacción química, el transporte espacial, el intercambio de partículas con un depósito, etc. Es no una forma de energía potencial sí mismo, pero está más estrechamente relacionado con la energía libre . La confusión en la terminología surge del hecho de que en otras áreas de la física no dominadas por la entropía, toda la energía potencial está disponible para realizar un trabajo útil e impulsa al sistema a sufrir espontáneamente cambios de configuración, 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. (del cual se deriva el potencial químico ), que (parece) impulsar el sistema hacia adelante espontáneamente a medida que aumenta su entropía (de acuerdo con la segunda ley ).
Referencias
- ↑ a b Schmidt-Rohr, K (2015). "Por qué las combustiones son siempre exotérmicas, produciendo alrededor de 418 kJ por mol de O 2 " . J. Chem. Educ . 92 : 2094-2099. Código bibliográfico : 2015JChEd..92.2094S . doi : 10.1021 / acs.jchemed.5b00333 .