**Erreakzio-entalpia estandarra** (ΔH°r) da erreakzio batek balditza estandarretan (25ºC eta 1 atm) eta presio konstantean ingurunearekin trukatzen duen beroa. Erreakzio-entalpia estandarra kJ edo kJ/mol-etan neurtzen da, eta azken hori da entalpia tauletan balioak aurkitzeko forma ohikoena. Izatez, entalpiak edozein presio eta tenperaturatan neur daitezke; baina, baldintza normal edo estandarretan neurtzen ditugunean, honako sinbolo honekin adierazten dira: H°.

Alkoholaren errekuntzaren entalpia negatiboa da eta, beraz, erreakzioa exotermikoa da eta beroa askatzen du.Erreakzio kimiko orokor batek honako itxura hau baldin badu,

{\displaystyle \nu \_{\text{A}}{\text{A}}+\nu \_{\,{\text{B}}}{\text{B}}~+~...\rightarrow \nu \_{\,{\text{X}}}{\text{X}}+\nu \_{\text{Y}}{\text{Y}}~+~...}

erreakzio-entalpia estandarra erreaktiboen eta produktuen formazio entalpia estandarrarekin erlazionatzen da ekuazio honen bidez:

{\displaystyle \Delta H\_{\text{erreakzio}}^{\ominus }=\sum \_{produktu,~p}\nu \_{p}\Delta \_{\text{f}}H\_{p}^{\ominus }-\sum \_{erreaktibo,~r}\nu \_{r}\Delta \_{\text{f}}H\_{r}^{\ominus }}

Ekuazio honetan, {\displaystyle \nu \_{i}} koefizienteak erreaktibo eta produktu bakoitzari esleitutako koefiziente estekiometrikoak dira. Formakuntza entalpia estandarra, substantzia kopuru handi batentzat aldez aurretik zehaztua aurki daitekeena, substantziaren mol baten eraketan dagoen entalpia aldaketa da, elementu guztiak egoera estandarretan daudenean.

Sarrera
-------

Hasierako bi sistema termodinamiko, bata bestetik guztiz isolaturik eta bakoitza bere oreka termodinamikoan egonda, operazio termodinamiko baten bidez sistema isolatu berri batean batu daitezke. Hasierako sistemak konposizio kimiko desberdinekoak badira, sistema termodinamiko berriko behin-behineko oreka erreakzio kimiko baten ondorioa izango da. Era berean, katalizatzaile gabeko sistema termodinamiko isolatu bat oreka metaegonkor batean aurki daiteke; katalizatzaile bat sartzeak, edo beste edozein operazio termodinamikok, hala nola txinparta bat askatzeak, erreakzio kimiko bat eragin/piztu dezake. Erreakzio kimikoak, orokorrean, energia potentzial kimikoa energia termiko bihurtuko du. Sistema batua isolatuta mantentzen badugu, barne energiak ez du aldaketarik jasango. Energia termiko hori, hala ere, sistema bateratuaren egoera ez-kimikoaren aldaketan (esaterako, tenperatura, presioa, bolumena...) agertuko da, baita erreakzio kimikoa deskribatzen duten konposatu kimikoen mol kopuruaren aldaketan ere. 

Barne energia egoera estandar batzuen menpe definituta dago. Egoera termodinamiko egokietan, bukaerako sistemaren osagai kimikoak horien egoera estandarrera ekar daitezke energia transferentziarekin, hau da, bero edo lan termodiamikoarekin eta hauek aldagai ez-kimikoen bidez neurtu eta kalkulatu daitezke. Azken finean, erreakzio-entalpia estandarraren kalkulua gehien erabiltzen den metodoa da kuantifikatu nahi denean energia potentzial kimikoak energia termiko bilakatzeko duen erraztasuna.

Bariazioa tenperatura edo presioarekin
--------------------------------------

Erreakzioaren entalpiak tenperaturaren eraginez duen bariazioa Kirchhoff-en termokimikaren legeak azaltzen du. Lege horrek dio gauza bera direla produktu eta erreaktiboen arteko bero-ahalmenen aldea presio konstantepean eta entalpia aldaketa tenperaturarekiko deribatzean lortzen dena, hau da:

{\displaystyle \left({\frac {\partial \Delta H}{\partial T}}\right)\_{p}=\Delta C\_{p}}

Ekuazio hau integratu eta gero, edozein tenperaturatan ebaluatu daiteke entalpia, entalpia-estandarra eta bero-ahalmen estandarra ezagutzen badira

{\displaystyle \Delta H^{\circ }\!\left(T\right)=\Delta H^{\circ }\!\left(T^{\circ }\right)+\int \_{T^{\circ }}^{T}\Delta C\_{P}^{\circ }\,\mathrm {d} T}

Orokorrean, presio bariazioak ez dira kontuan izaten gas ez-idealik edota presio oso handirik ez badago. Gas idealen nahaste baten nahasketa-entalpia zero da, eta bera gertatzen da erreakzio batean produktuak eta erreaktiboak puruak direnean. Kontzentrazio aldaketen ondorioz gertatzen diren entalpia bariazioak esperimentalki determinatzen dira, baina nahaste idealetan ez dira gertatzen, nahastearen indar intermolekularretan ez delako kontzentrazio aldaketa bat dakarren aldaketarik gertatzen.

Azpikategoriak
--------------

Hurrengo kasu bakoitzean *estandar* hitzak erreaktibo eta produktu guztiak haien egoera estandarrean daudela esan nahi du.

* Errekuntzaren entalpia estandarra da konposatu organiko baten mol batek oxigeno molekula batekin erreakzionatzean gertatzen den entalpia aldaketa: C2H6 (g) + (7/2) O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l).
* Formazioaren entalpia estandarra da baldintza estandarretan dauden elementuetatik konposatu baten mol bat sortzeko gertatzen den entalpia aldaketa. Etano (gas) mol baten formazio-energiari honako erreakzio hau dagokio: 2 C (grafito) + 3 H2 (g) → C2H6 (g).
* Hidrogenazioaren entalpia estandarra da asegabetutako konposatu baten mol batek gehiegizko hidrogenoa duen beste konposatu batekin erreakzionatzeko eta asetuta gelditzeko beharrezkoa duen entalpai aldaketa. Azetileno mol baten hidrogenizazioaren emaitza etanoa izango da: C2H2 (g) + 2 H2 (g) → C2H6 (g).
* Neutralizazioaren entalpia estandarra da ur mol bat lortzeko azido eta base baten erreakzioaren ondorioz behar den entalpia aldaketa. Adibidez, azido klorhidrikoaren neutralizazioak magnesio hidroxidoa duenean base moduan, erreakzio honekin kalkulatzen da: HCl (aq) + 1/2 Mg(OH)2 → 1/2 MgCl2 (aq) + H2O(l).

Erreakzio-entalpien ebaluazioa
------------------------------

Metodo ugari daude erreakzio-entalpiak determinatzeko, interesatzen den erreakzioari buruzko neurketetatik hasi eta erlazionatutako erreakzioetako datuen kalkuluak barne hartzen dituztenetaraino.

Azkar ematen diren erreakzioetan kalorimetro batekin jarraian erreakzio-beroa neurtzea posible da. Metodo hori oso erabilia da konposatu organikoen errekuntzan, non oxigeno molekularraren (O2) erreakzioak karbono dioxidoa eta ura (H2O) ematen duen. Errekuntza-beroa bonba kalorimetriko batekin neurtzen da, zeinetan konbustioan tenperatura altuetan askatutako beroa ingurunera pasatzen den eta sistema jatorriko tenperaturara bueltazen den. Entalpia egoera-funtzio bat denez, bere bariazioaren balioa berdina da hasieratik amaierara arte eman daitekeen edozein bidetarako eta, beraz, aurretik neurtutako entalpia-aldaketa (Δ*H* ) errekuntza tenperatura konstantean gertatu balitz izango litzatekeen berdina da.

Bukatu gabeko erreakzioetan, oreka konstatea tenperatura-funtzio gisa determina daiteke. Era horretan, erreakzio-entalpia van 't Hoff ekuaziotik {\displaystyle \Delta \_{\text{rxn}}H^{\ominus }={RT^{2}}{\frac {d}{dT}}\ln K\_{\mathrm {eq} }} dator. Horrekin lotura estua duen beste teknika bat pila galbaniko elektroanalitiko bat erabiltzea da Gibbsen energia zenbait erreakziotarako tenperatura-funtzio neurtzeko, {\displaystyle K\_{\mathrm {eq} }(T)} lortuz eta hemendik {\displaystyle \Delta \_{\text{rxn}}H^{\ominus }}.

Era berean, posible da erreakzio baten entalpia ebaluatzea interesdun erreakzioa emaitz bezala duten beste hainbat erreakzioren entalpien batuketa gisa, zeinek ez duten zertan formazio entalpiak izan. Metodo hori Hessen legean oinarritzen da, non esaten den entalpia aldaketa berdina dela bat-batean ematen den erreakzio kimiko batentzat edo zenbait urratsetan ematen denarentzat. Urrats bakoitzeko entalpiak neur badaitezke, horien batura bukaerako erreakzioarena izango litzateke.

Bukatzeko, erreakzio-entalpia  interesdun erreakzioan apurtzen diren loturen lotura-energien bidez determina daiteke. Metodo hori, hala ere, hurbilpen bat baino ez da, lotura baten energia bera baita elementu berdinen arteko loturak dituzten molekula desberdinentzat.

Erreferentziak
--------------

1. ↑   Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey.  (2002). *General chemistry: principles and modern applications.*  (8. ed. argitaraldia) Prentice Hall ISBN 978-0-13-014329-7..
2. ↑   McCann, Michael P..  (2003-05). «Physical Chemistry CD (Laidler, Keith James; Meiser, John H.; Sanctuary, Bryan C.)» *Journal of Chemical Education* 80 (5): 489.  doi:10.1021/ed080p489. ISSN 0021-9584..
3. ↑   Atkins, Peter; Paula, Julio de; Keeler, James.  (2022-12-05). *Atkins’ Physical Chemistry.*  Oxford University Press ISBN 978-0-19-884781-6..
4. ↑   Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey.  (2002). *General chemistry: principles and modern applications.*  (8. ed. argitaraldia) Prentice Hall ISBN 978-0-13-014329-7..
5. ↑   Engel, Thomas; Reid, Philip J..  (2006). *Physical chemistry.*  Pearson Education, Benjamin Cummings ISBN 978-0-8053-3842-3..
6. ↑   Engel-Tiercelin, Claudine.  (1989). «Reid and Peirce on Belief» *The Philosophy of Thomas Reid* (Springer Netherlands): 205–224. ISBN 978-94-010-7552-7..
7. ↑   Chang, Raymond; Thoman, John W..  (2001-12). «Illustrating Chemical Concepts with Coin Flipping» *The Chemical Educator* 6 (6): 360–361.  doi:10.1007/s00897010524a. ISSN 1430-4171..
8. ↑   «Conclusion: Traduced by Ignorant Tongues?» *From Princes to Pages* (BRILL): 241–243. (Noiz kontsultatua: 2023-11-26).
9. ↑   «GREAT LANDOWNERS OF GREAT BRITAIN pages 422 to 423» *The Great Landowners of Great Britain and Ireland* (Cambridge University Press): 422–423. 2014-11-06.

Ikus, gainera
-------------

* Entalpia
* Entropia

Kanpo estekak
-------------

* 
* 

|  |  |
| --- | --- |
| Autoritate kontrola | 
* **Wikimedia proiektuak**
* Wd Datuak: Q911664
* **Hiztegiak eta entziklopediak**
* Britannica: url

 |

* Wd Datuak: Q911664