:)

2. • Etimología: del griego
antiguo ἐνθάλπω (enthálp
ō, "agregar calor");
compuesto
por ἐν (en, "en")
y θάλπω (thálpō, "calenta
r").
• Simbolizada con la letra
H

3. Originalmente se pensó que
esta palabra fue creada
por Émile Clapeyron y Rudolf
Clausius a través de la
publicación de la relación de
Clausius-Clapeyron en The
Mollier Steam Tables and
Diagrams de 1827, pero el
primero que definió y utilizó el
término entalpía fue el
holandés Heike Kamerlingh
Onnes, a principios del siglo
XX.

4.  El término entalpía es un término que se utiliza
normalmente en el ámbito de la ciencia física y que sirve
para designar a aquel fenómeno mediante el cual la
magnitud termodinámica de un cuerpo o elemento es
igual a la suma que resulta de su propia energía interna
más el resultado de su volumen por la presión exterior.

6. El primer principio de la termodinámica o primera
ley de la termodinámica, es "La energía no se crea
ni se destruye, solo se transforma":

7.  El principio de estado establece que la ecuación fundamental
de un sistema termodinámico puede expresarse, en su
representación energética, como:
U = U(S,V,{Ni}),
Donde S es la entropía, V el volumen y Ni la composición
química del sistema.

8. Para los casos en los que se desee, sin perder información sobre
el sistema, expresar la ecuación fundamental en términos de la
entropía, la composición y la presión en vez del volumen, se
aplica la siguiente transformada de Legendre a la ecuación
fundamental:
U(S,P,{N_i}) = U(S,V,{N_i}) - V left(frac{partial U}{partial
V}right)_{S,{N_i}} = H(S,P,{N_i}),y como
P =, -left( frac{partial U}{partial V}right)_{S,{N_i}},

9. El segundo principio de la termodinámica, afirma que todo
estado de equilibrio es un estado de entropía máxima, se
convierte en el principio de mínima energía en la
representación energética del sistema. Ese principio se
traslada a la representación entálpica invariable: el
sistema alcanzará el estado de equilibrio cuando, para una
presión dada, los parámetros termodinámicos varíen de tal
forma que la entalpía del sistema sea la mínima posible

11. ENTALPÍA
ESTÁNDAR DE
FORMACIÓN

12. Es importante destacar que la variación de
entalpia que se produce durante las reacciones a
presión constante, esto expresa la diferencia
entre las entalpias de los productos y los
reactivos, para esto se ha convenido asignar a
cada sustancia un valor constante, este valor
recibe el nombre de entalpía estándar de
formación.

13. Para esto se ha
realizado la tabulación
de las entalpias estándar
de formación de los
compuestos para calcular
a partir de ellas las
entalpias estándar de
reacción

15. Veamos el siguiente ejemplo:
Es necesario determinar el calor generado en la reacción
de combustión del etano a 25°C y con 1 atm.
La ecuación es:

16. 1.- De la tabla anterior, se toman los datos de la entalpia de formación, esto se hace
para cada uno de los compuestos, debemos considerar que los elementos sin combinar
tienen ΔH°r = 0.
2.- El valor de la entalpia de formación se multiplica por el coeficiente que cada
sustancia presenta en la ecuación balanceada, debemos de considerar la regla de los
signos, entonces tenemos:
Al observar el resultado, el signo
negativo muestra que la reacción
es exotérmica y para este caso el
calor numérico indica que se libera
gran cantidad de calor.

19. Se define como la cantidad de calor
que se desprende o se absorbe
durante una reacción química, a
presión constante y según las
cantidades de reactivos y productos

20. El valor de entalpía es distinto según a qué presión y a
qué temperatura se lleve a cabo la reacción. Por este
motivo se definen unas condiciones estándar.
Las condiciones estándar termoquímicas son 25ºC (o
298 K) y 1atm de presión (1,013·10^5 Pa). Cuando la
reacción se lleva a cabo en dichas condiciones
estándar, su variación de entalpía (ΔH) recibe el
nombre de entalpía estándar de reacción o
también entalpía normal de reacción, y se representa
como ΔHo
r

21. Las unidades de la entalpía estándar de reacción
son kJ o kJ/mol, siendo esta última la forma más
habitual de hallar los valores de entalpías en las
distintas tablas.

22. Es la forma más habitual de indicar la entalpía estándar de
una reacción. Consisten en escribir la reacción, correctamente
ajustada y con los estados de agregación de todos los
compuestos que intervienen, y añadir, a la derecha, el valor
de la entalpía estándar.
ecuación termoquímica para la reacción de combustión del
etanol y para la reacción de combustión del monóxido de
carbono:

23. Si la entalpía de reacción es negativa,
significa que durante el transcurso de la
reacción, el sistema pierde o libera calor
hacia el entorno, mientras que si la entalpía
de reacción es positiva significa que durante
el transcurso de la reacción

24. ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN
En lugar de llamarla entalpía de reacción,
indicamos el tipo de reacción a que se refiere, por
ejemplo, en el caso del CO y el oxígeno, se trata
de una reacción de combustión, por lo que a su
entalpía de reacción es entalpía de
combustión ΔHo
c

25. ENTALPÍA DE ENLACE O DE DISOCIACIÓN
Es el calor necesario para mantener dos elementos unidos al
formar un compuesto. Al unirse los átomos aislados formándose
un enlace covalente se libera energía y para separar los átomos
unidos por enlaces covalentes se debe absorber energía. La
energía de disociación del enlace, D, es la cantidad de energía
necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en una
especie gaseosa. Las unidades SI son kilojulios por mol de
enlaces (kj/mol)
ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN
ENTALPÍA DE CAMBIO DE ESTADO

26. Si la reacción es endotérmica, es decir, absorbe
calor, el diagrama de entalpía tendrá la forma
siguiente:

27. Si la reacción es exotérmica, es decir, desprende
calor, el diagrama de entalpía tendrá la forma
siguiente:

29. Es aquella que tiene un incremento de
entalpía o ΔH positivo. Es decir, la energía
que poseen los productos es mayor a la de
los reactivos.

30. La producción del ozono(O3). Esta reacción
ocurre en las capas altas de la atmósfera,
gracias a la radiación ultravioleta
proporcionada por la energía solar. También
se produce esta reacción en las tormentas,
en las proximidades de las descargas
eléctricas.
3O2 + ENERGÍA da lugar a 2O3

31.  La cocción de los Alimentos
 La fabricación de cal a partir de piedra caliza
 Saponificación en la producción de jabón

32. Producción de sulfuro de hierro:
Fe(s) + S(s) + H(calor) ==> FeS(s)
Producción de hierro metálico:
FeO(s) + C(graf.) ==> Fe + Co(g)
La triolita: Fe + S + Energia ==> FeS

34. Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción
química que desprenda energía, ya sea como luz o calor,
o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la
entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia
fuera».
Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas
liberan energía. Considerando que A, B, C y D representen
sustancias genéricas, el esquema general de una reacción
exotérmica se puede escribir de la siguiente manera:
A + B → C + D + calor
Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación.
Cuando éstas son intensas pueden generar fuego.

35. La temperatura representa una
medida de intensidad de calor,
pero no es una medida de energía
calorífica, pues la energía
calorífica se expresa en calorías.
1 caloría es la cantidad de calor
que absorbe 1 g de agua para
elevar su temperatura de 14,5ºC a
15,5 ºC .

36. Calor: es la transferencia de energía entre dos sistemas a diferentes
temperaturas. Al igual que el agua cada sustancia tiene una
capacidad determinada para absorber calor, es decir tiene una
capacidad calorífica propia.
Capacidad calorífica: es la cantidad de calor que se requiere para
elevar a 1ºC la temperatura de 1 mol de sustancia.
Cuando se compara la capacidad calorífica de una sustancia con la
del agua, que tiene el valor de la unidad, se obtiene un valor
denominado calor específico.
Calor específico (Ce): es la cantidad de calor necesaria para
aumentar en 1ºC la temperatura de 1 gr de sustancia.

37. Todas las reacciones químicas están acompañadas por un
cambio de energía.
Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan tan violentamente
que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción
exotérmica produce calor.
Las reacciones que prosiguen inmediatamente cuando dos
substancias se mezclan (tal como la reacción del sodio con
el cloro o la área con el cloruro de amonio) son llamadas
reacciones espontáneas.

38. Las reacciones exotérmicas se dan
principalmente en reacciones de oxidación.
Cuando ésta es intensa puede dar lugar al fuego.
Cuando reaccionan entre sí
dos átomos de hidrógeno para formar
una molécula, el proceso es exotérmico.
H· + H·→ H:H ΔH=-104 kcal/mol

39. • Paso de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido
(solidificación)
• La combustión.
• Al unir hidróxido de sodio junto con azul de metileno y ácido
acético igualmente ligado con azul de metileno. Al ir uniendo
poco a poco la dos disoluciones irá creándose una especie de
humo y poco a poco el vaso de precipitados se va poniendo algo
caliente.