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1. SEMANA 11
 TEMAS:
• La naturaleza de la energía.
• Primera ley de la termodinámica.
• Entalpia.
• Entalpias de reacción.
• Calorimetría.
• Ley de Hess.
• Entalpias de formación.
INTEGRANTES:
-Huacal Altamirano Luis Josué.
-Tocto Minga Henry
- Yahuana Paisig Jhan Carlos
-Nixon castillo Huamán

2. LA NATURALEZA DE LA ENERGÍA
La energía generalmente se define como la capacidad para
efectuar un trabajo. Todas las formas de energía son capaces de
efectuar un trabajo (es decir, ejercer una fuerza a lo largo de una
distancia), pero no todas ellas tienen la misma importancia para
la química). Es la capacidad que poseen los cuerpos para poder
efectuar un trabajo a causa de su constitución (energía interna),
de su posición (energía potencial) o de su movimiento (energía
cinética).

3. ENERGÍA INTERNA
La energía interna, de acuerdo al Primer Principio de la Termodinámica, se entiende
como aquella vinculada con el movimiento aleatorio de las partículas dentro de un
sistema
Ejemplo:
-Un gas a presión constante de 3 bar recibe un calor de 450 cal aumentando su
volumen en 5 L. ¿Qué variación de energía interna experimenta el sistema?¿Y
cuando disminuye su volumen en 2 L?
 Datos
• Presión p = 3 bar = 3·105 Pa
• Calor recibido Q = 450 cal = 450·4.184 = 1882.8 J
• Variación de volumen ∆V = 5 L = 5 dm3 = 5·10-3 m3

4.  Resolución
 La variación de energía interna viene dada, según el criterio de signos señalados, por la expresión:
∆U=Q+W
 Para determinar el trabajo, aplicamos la expresión del trabajo termodinámico según el criterio de
signos utilizado:
W=-p·∆V=-3·105·5·10-3=-1500 J
 Ahora ya podemos calcular la variación de energía interna:
∆U =Q+W=1882.8-1500=322.8 J
 En el caso de que se reduzca el volumen en 2 L, la variación es negativa (al ser una reducción),
quedándonos:
W=-p·∆V=-3·105·-2·10-3=600 J
∆U=Q + W = 1882.8 + 600= 2482.8 J

5. ENERGÍA POTENCIAL
La energía potencial es la energía almacenada en un objeto o sistema de objetos. Puede estar
relacionada con su posición, los enlaces de su estructura química, su potencial de
desintegración radioactiva o incluso su forma, por poner algunos ejemplos.
Recordamos que la fórmula de la energía potencial es:
Ep = m x g x h; siendo:
– m = masa del objeto en Kg
– g= fuerza de la gravedad (gravedad) = (9.8 m/s^2) en la Tierra.
(Ojo en otro planeta cambiaría este valor).
-El símbolo ^ significa al cuadrado, en este caso 9.8 metros/segundos al cuadrado.
– h = altura del objeto en metros.
-Si ponemos todos estos datos en la fórmula de la energía potencial, el resultado nos saldrá en
Julios o Joules.

6.  Ejemplos:
1¿Cuál es la energía potencial que tiene un ascensor de 800 Kg situado a 380 m sobre el
suelo? Suponemos que la energía potencial en el suelo es 0.
Solución:
Ep = (800 Kg) x (9.8 m/s^2) x (380 m) = 2.979.200 J = 2.9 MJ (millones de Julios).
2¿A qué altura debe de estar elevada una maceta que tiene una masa de 5Kg para que su
energía potencial sea de 80 Julios?
Solución:
Nos piden la altura, luego lo primero será despejar la altura (h) de la formula:
h = Ep / (m x g) ahora solo tenemos que poner los valores correspondientes:
h = 80 / (5 x (9.8 m/s^2)) = 80 / 49 = 1,63 metros de altura.

7. ENERGIA CINETICA
La energía cinética es la energía que un objeto tiene debido a su movimiento. Si queremos
acelerar un objeto debemos aplicar una fuerza. Para hacerlo necesitamos realizar un trabajo. Como
resultado, transferimos energía al objeto, y este se moverá con una nueva velocidad constante.
EJEMPLO:
Problema 1. Calcular la energía cinética que lleva una bala de 0.006 kg si su velocidad posee una
magnitud de 510 m/s
Lo primero que haremos para resover este ejemplo será anotar nuestros datos:
Solucion:
Datos:
Ec = ?
m = 0.006 kg
v = 510 m/s

8. Aplicaremos la fórmula:
Ec=
1
2
𝑚𝑣2
Sustituyendo nuestros datos en la fórmula:
Ec=
1
2
𝑚𝑣2
=
1
2
(0.006kg)(510
𝑚
𝑠
) =780.3J
Obtenemos una energía cinética de 780.3 J
2

9. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
Todo estado de equilibrio de un sistema lleva asociada su energía interna ΔEint. El
cambio en ΔEint para cualquier transición entre dos estados de equilibrio es
ΔEint = Q−W
donde Q y W representan, respectivamente, el calor intercambiado por el sistema y el
trabajo realizado por el sistema o en el sistema.

10. EJEMPLO:
Durante un proceso termodinámico, un sistema pasa del estado A al estado B, se le suministra 400 J de calor y
realiza 100 J de trabajo. (a) Para esta transición, ¿cuál es el cambio de energía interna del sistema? (b) Si el
sistema vuelve a pasar del estado B al estado A, ¿cuál es su cambio de energía interna? (c) Si al pasar
de A a B por una trayectoria diferente, W′AB = 400 J de trabajo en el sistema, ¿cuánto calor absorbe?
Solución
a.A partir de la primera ley, el cambio en la energía interna del sistema es
ΔEintAB = QAB − WAB = 400 J − 100 J = 300 J.
Consideremos una trayectoria cerrada que pasa por los estados A y B. La energía interna es una función de
estado, por lo que ΔEint es cero para una trayectoria cerrada. Así,
Δeint = ΔEintAB + ΔEintBA = 0,
y
ΔEintAB = - ΔEintBA.
Esto produce
ΔEintBA = − 300 J.
c.El cambio de energía interna es el mismo para cualquier trayectoria, por lo que
ΔEintAB = ΔE′intAB = Q′AB – W′Ab ; 300 J = Q′AB – (−400J),
y el calor intercambiado es
Q′AB = −100J.

11. ENTALPÍA
Entalpía es la cantidad de calor que un sistema termodinámico libera o absorbe del entorno
que lo rodea cuando está a una presión constante, entendiendo por sistema termodinámico
cualquier objeto.
En física y química, la entalpía es una magnitud termodinámica cuya unidad de medida es el
Joules (J) y se representa con la letra H.
La fórmula para calcular la entalpía es:
H = E +PV
En donde:
•H es entalpía.
•E es la energía del sistema termodinámico.
•P es la presión del sistema termodinámico.
•V es el volumen.

12. ENTALPIAS DE REACCION
 El calor o entalpía de la reacción es un parámetro esencial para
escalar con seguridad y correctamente los procesos químicos. El
calor de la reacción es la energía que se libera o absorbe cuando las
sustancias químicas se transforman en una reacción química.
 Formula:
 Ejemplo:Dada la del carburo cálcico con agua:
 CaC2 (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g).

13. 1. a) Calcula su variación de entalpía estándar.
 DATOS: ΔHºf (CaC2) = – 59,0 kJ/mol; ΔHºf [H2O (l)] = – 285,8 kJ/mol ΔHºf [Ca(OH)2]= – 986,0
kJ/mol; ΔHºf (C2H2) = 227,0 kJ/mol.
 Ejercicio 02
 Las entalpías estándar de formación del CH4 (g), CO2 (g) y H2O (l) son,
respectivamente, -74,9 KJ/mol; -393,5 KJ/mol y -285,8
 KJ/mol. Calcula la entalpía estándar de combustión del metano.

14. CALORIMETRIA
Se conoce como calorimetría al área de la física centrada en las técnicas y los
recursos para medir el calor. También se denomina calorimetría a la medida
del calor que, en un proceso biológico, químico o físico, se absorbe o se
desprende. La expresión que relaciona la cantidad de calor (Q) que
intercambia una sustancia de masa “m”, siendo <<c>> el calor específico de la
sustancia y con una variación de temperatura “Δt” es: Q= mc Δt.

15. Problema 3. Calcular la masa que posee una rueda cuya velocidad tiene una magnitud de 19 m/s y su
energía cinética es de 1000 J
Para este ejercicio, basta con solo anotar los datos:
Datos:
Ec = 1000 J
v = 19 m/s
m = ?
Recordar que la fórmula está directamente colocada para calcular la energía cinética, más no la masa, por
lo que tendremos que despejar:
Ec=12mv2
Despejando a “m”
m=2Ecv2
Sustituyendo nuestros datos en la fórmula:
m=2Ecv2=2(1000J)(19ms)2=2000J
361ms =5.54kg
Obtenemos que la masa es de 5.54 kg

16. LEY DE HESS
La ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840, establece que: «si una serie
de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o
absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas»,
esto es, que los cambios de entalpía Son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr.
APLICACIONES:
La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se
puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja,
siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros
pasos.2​ En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la
ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada,
el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que
ya han sido tabuladas los calores de reacción para un gran número de reacciones,
incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las
sustancias químicas conocidas.1​ Un caso relevante de este tipo de aplicación es el
llamado ciclo de Born-Haber.

17.  EJEMPLO:
El carbono en forma de grafito puede oxidarse hasta dióxido (1) o monóxido (2) de
carbono, por otro lado, el monóxido de carbono puede oxidarse hasta dióxido (3).
Como se ve a continuación, la suma de las entalpías de la reacción en dos pasos (2)+(3)
es igual a la entalpía de la reacción en un paso (1):

18. ENTALPÍAS DE FORMACIÓN
La entalpía de formación es un compuesto químico que la variación de entalpía de la reacción de
formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más
abundante. Por ejemplo, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería
equivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico.
Asimismo, la entalpía de formación cambia si el compuesto formado está en distinto estado de
agregación, aunque se parta de los mismos elementos.
Por ejemplo, la entalpía de formación del agua vapor, del agua líquida y del agua sólida difieren:

19. EJEMPLO: