Temario gratis › Física y Química - 1.º Bachillerato

3.1 Leyes de Newton y fuerzas

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Introducción

En esta lección se estudian las tres leyes de Newton y el concepto de fuerza. Son la base para describir el movimiento de los cuerpos y la interacción entre ellos.

Explicación

Las leyes de Newton establecen que (1) un cuerpo permanece en reposo o movimiento rectilíneo uniforme si la fuerza neta es nula; (2) la fuerza neta sobre un cuerpo es igual a su masa por la aceleración (F=ma); (3) a toda fuerza de acción le corresponde una fuerza de reacción de igual magnitud y sentido opuesto.

Ejemplo

Ejemplo: Un coche de 1500 kg acelera a 2 m/s². La fuerza neta que actúa sobre él es F = m·a = 1500 kg × 2 m/s² = 3000 N en la dirección del movimiento.

Ejercicios

Según la segunda ley de Newton, ¿qué fuerza hay que aplicar a un cuerpo de 5 kg de masa para que adquiera una aceleración de 3 m/s²?

Un cuerpo tiene una masa de 10 kg. Tomando g = 9,8 m/s², ¿cuál es su peso en la superficie terrestre?

Material adicional

Termoquímica: energía en las reacciones químicas

La termoquímica estudia los intercambios de energía (en forma de calor) que se producen durante las reacciones químicas. Nos permite predecir si una reacción liberará o absorberá energía.

Conceptos fundamentales

• Sistema: la parte del universo que estudiamos (la reacción).
• Entorno: todo lo que rodea al sistema.
• Reacción exotérmica: libera calor al entorno. Los productos tienen menos energía que los reactivos. ΔH < 0.
• Reacción endotérmica: absorbe calor del entorno. Los productos tienen más energía que los reactivos. ΔH > 0.

Entalpía de reacción (ΔH)

🔬 Fórmula clave
Entalpía de reacción (ΔH):

ΔH = Hproductos − Hreactivos

• ΔH < 0 → reacción exotérmica (libera calor)
• ΔH > 0 → reacción endotérmica (absorbe calor)

La entalpía de reacción se mide en kJ/mol y depende de las condiciones (T, P) y de la cantidad de sustancia.

Ley de Hess

La ley de Hess establece que la variación de entalpía de una reacción depende solo de los estados inicial y final, no del camino seguido. Esto permite calcular ΔH de una reacción a partir de otras reacciones conocidas.

📘 Ejemplo resuelto
Calcular ΔH de la reacción: C(s) + ½ O₂(g) → CO(g)

Datos:
(1) C(s) + O₂(g) → CO₂(g)    ΔH₁ = −393,5 kJ/mol
(2) CO(g) + ½ O₂(g) → CO₂(g)    ΔH₂ = −283,0 kJ/mol

Aplicando Hess: reacción deseada = (1) − (2)
ΔH = ΔH₁ − ΔH₂ = −393,5 − (−283,0) = −110,5 kJ/mol

Entalpía de formación estándar (ΔH°f)

La entalpía de formación estándar de un compuesto es el ΔH cuando se forma 1 mol de dicho compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar (25 °C, 1 atm).

🔬 Fórmula clave
Cálculo de ΔH° de reacción a partir de ΔH°f:

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(productos) − Σ n·ΔH°f(reactivos)

Los elementos en su estado estándar tienen ΔH°f = 0.
📘 Ejemplo resuelto
Calcula el ΔH° de la combustión del metano: CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l)

Datos de ΔH°f:
CH₄(g) = −74,8 kJ/mol
CO₂(g) = −393,5 kJ/mol
H₂O(l) = −285,8 kJ/mol
O₂(g) = 0 (elemento en estado estándar)

ΔH° = [1(−393,5) + 2(−285,8)] − [1(−74,8) + 2(0)]
ΔH° = [−393,5 − 571,6] − [−74,8]
ΔH° = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ/mol

La reacción es fuertemente exotérmica.

Energía de enlace

La energía de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces en fase gaseosa. Romper enlaces requiere energía (endotérmico); formar enlaces la libera (exotérmico).

🔬 Fórmula clave
ΔH ≈ Σ Eenlace(rotos) − Σ Eenlace(formados)

Diagramas entálpicos

Los diagramas entálpicos representan gráficamente la variación de entalpía durante una reacción:

• En una reacción exotérmica, los productos están a un nivel energético más bajo que los reactivos. La flecha ΔH apunta hacia abajo.
• En una reacción endotérmica, los productos están a un nivel energético más alto. La flecha ΔH apunta hacia arriba.
• La energía de activación (Ea) es la barrera energética que deben superar los reactivos para que la reacción tenga lugar. Los catalizadores reducen Ea pero no modifican ΔH.

Ciclo de Born-Haber

El ciclo de Born-Haber es una aplicación de la ley de Hess para calcular la energía reticular de un compuesto iónico. Consiste en descomponer la formación del compuesto en etapas con entalpías conocidas:

1. Sublimación del metal sólido.
2. Disociación de la molécula del no metal.
3. Ionización del metal (energía de ionización).
4. Captación de electrones por el no metal (afinidad electrónica).
5. Formación de la red cristalina (energía reticular, el valor buscado).

🤔 ¿Sabías que…?
La combustión de 1 kg de gasolina libera unos 46 000 kJ de energía. En comparación, 1 kg de madera libera unos 16 000 kJ y 1 kg de hidrógeno libera unos 120 000 kJ. ¡El hidrógeno es el combustible más energético por unidad de masa!
✏️ Ejercicios
1. Diferencia entre reacción exotérmica y endotérmica. ¿Cuál tiene ΔH negativo?

2. ¿Qué enuncia la ley de Hess?

3. Calcula ΔH° de la reacción 2 NO(g) + O₂(g) → 2 NO₂(g) usando:
  ΔH°f[NO] = 90,3 kJ/mol; ΔH°f[NO₂] = 33,2 kJ/mol

4. ¿Cuánto calor se libera al quemar 5 moles de metano? (ΔH° = −890 kJ/mol)

5. La descomposición del CaCO₃ tiene ΔH = +178 kJ/mol. ¿Es endotérmica o exotérmica? ¿Se necesita calentar?

6. Calcula ΔH de la reacción N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ usando energías de enlace:
  E(N≡N) = 941 kJ/mol, E(H-H) = 436 kJ/mol, E(N-H) = 391 kJ/mol.

7. Aplica la ley de Hess para calcular ΔH de: 2 C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)
  Dato 1: C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(l), ΔH = −1 300 kJ
  Dato 2: C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −394 kJ
  Dato 3: H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH = −286 kJ

8. ¿Qué significa que ΔH°f del O₂(g) es cero?

9. ¿Qué produce más calor: quemar 1 mol de metano (CH₄) o 1 mol de propano (C₃H₈)? Investiga.

10. Dibuja un diagrama entálpico para una reacción exotérmica y otro para una endotérmica.
📋 Resumen de la lección
  • ΔH < 0 → exotérmica (libera calor). ΔH > 0 → endotérmica (absorbe calor).
  • Ley de Hess: ΔH depende solo del estado inicial y final, no del camino.
  • ΔH°_rxn = Σ ΔH°f(productos) − Σ ΔH°f(reactivos).
  • Romper enlaces requiere energía; formar enlaces la libera.
  • La entalpía de formación estándar de un elemento en su estado estándar es cero.

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