OBJETIVO DE LA TERMOQUÍMICA\nCALORES DE REACCIÓN. ENTALPÍA\nENTALPÍA DE REACCIÓN. DIAGRAMAS ENTÁLPICOS\nENTALPÍA NORMAL DE FORMACIÓN\nENTALPÍA DE REACCIÓN A PARTIR DE ENTALPÍAS DE FORMACIÓN\nLAS ENERGÍAS DE LOS ENLACES Y SU RELACIÓN CON EL CALOR DE REACCIÓN\nESPONTANEIDAD. CONCEPTO DE ENTROPÍA.\nENTROPÍA DE REACCIÓN A PARTIR DE ENTROPÍAS ABSOLUTAS\nCRITERIO DE ESPONTANEIDAD. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS\nENERGÍA LIBRE NORMAL DE FORMACIÓN\nENERGÍA LIBRE DE REACCIÓN A PARTIR DE ENERGÍAS LIBRES DE FORMACIÓN\nLa Termoquímica es la aplicación del la Termodinámica al estudio de la química. La Termoquímica estudia los intercambios de energía que acompañan a las reacciones químicas. Es un hecho experimental que en toda reacción química hay una variación de energía, manifestada normalmente por la emisión o absorción de calor. El objetivo de la Termoquímica es el estudio de estas variaciones de energía (de su importancia puede darnos idea el hecho de que no sólo hay muchas reacciones, en especial las de combustión, que tienen como único objetivo el aprovechamiento de la energía desprendida) y también el estudio de la espontaneidad de una reacción.\nSe puede decir de una manera muy general que la termodinámica es la ciencia de la energía, y se podría añadir que también se ocupa de la entropía.\nLa termodinámica está basada, esencialmente en solo dos postulados, conocidos como primero y segundo principios de la termodinámica. Estos axiomas no se deducen, en todo caso los podemos considerar generalizaciones de experiencias. De ellos, por razonamientos lógicos, matemáticos, se derivan relaciones entre las magnitudes macroscópicas, es decir, variables que se refieren a un gran conjunto de partículas (volumen, presión, temperatura, calores específicos, entalpía,...). La validez de estas relaciones se puede comprobar experimentalmente, y con eso la de los principios.\nHace falta subrayar que la termodinámica es una teoría macroscópica, no hace falta tener en cuenta para nada la estructura atómica y molecular de la materia. Esta característica le confiere una gran fiabilidad. Puede ser falsa la existencia de los átomos pero la termodinámica no cambiará sus principios, ya que no se deducen teóricamente sino de la experiencia.\nLa termodinámica no describe el proceso de cambio de los sistemas ni indica el tiempo necesario para lo mismo, informando solo acerca de la posibilidad de que exista tal cambio. A pesar de todo, saber sí una reacción es posible o no puede ahorrar muchos esfuerzos inútiles, así, si la termodinámica hubiera dicho que era imposible obtener diamantes a partir de grafito, a nadie se le ocurriría esforzarse intentándolo.\nLos objetivos de la termoquímica los podemos resumir así:\nEstudio de las variaciones de energía, como entalpías de reacción, energías libres...\nSaber, fijadas ciertas condiciones (como por ejemplo la temperatura y las concentraciones), si es factible una reacción o no.\nObtención, teórica, de las constantes de equilibrio y métodos para mejorar los rendimientos de las reacciones.\nCon respecto a un proceso en concreto la termoquímica no nos dice nada de su velocidad ni de su mecanismo, esto será objeto de la cinética química.\nSistema es una cantidad de materia que nosotros aislamos, bien sea en la realidad o imaginativamente, para estudiarla. Los sistemas termodinámicos pueden ser:\nAbiertos, en este caso intercambian con los alrededores materia y además energía.\nCerrados, cuando sólo intercambian energía. Su masa permanece constante, no entra ni sale materia.\nAislados, cuando no intercambian con los alrededores (el medio ambiente) ni materia ni energía.\nTodo sistema se caracteriza macroscópicamente por unos valores concretos de sus propiedades observables experimentalmente, llamadas variables de estado, como por ejemplo: la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y la composición (χi). Para una sustancia pura la composición, al ser siempre la misma, no hace falta especificarla. Es suficiente, en este caso, para conocer el estado del sistema con tres variables, P, V, T.\nHay variables que no cambian su valor aunque dividamos el sistema, no dependen de la cantidad de masa, se dice que son intensivas y otras que sí dependen de la cantidad de masa, les llamamos extensivas. Son intensivas: presión, temperatura, densidad, composición... y son extensivas: volumen, masa, y otras como energía interna, entalpía, energía libre, entropía...\nCuando se modifica una, o más, variables de estado decimos que el sistema sufrió un proceso de cambio o transformación.\nEn este curso estudiaremos únicamente sistemas que se encuentran en estado de equilibrio termodinámico. Por suerte, para describir dichos sistemas sólo hace falta conocer un reducido número de variables termodinámicas. Como por ejemplo, si el sistema es un gas llega con conocer la presión, el volumen y la temperatura para describir perfectamente su estado. En general, las variables de estado se encuentran relacionadas entre sí mediante ecuaciones matemáticas; como por ejemplo: P V = n R T. (Ecuación de estado)\nExisten algunas variables termodinámicas que tienen la importantísima cualidad de que su valor depende exclusivamente del estado del sistema, y no de las formas intermedias por las que este evoluciona. A estas variables se les denomina funciones de estado. Son funciones de estado: el volumen, la energía interna, la entropía, la entalpía, la presión, la temperatura, porque su valor, dentro de un instante dado, es independiente del mecanismo que siga el proceso cuando se pasa de un estado inicial a otro final. Las variaciones que experimentan estas funciones sólo dependen del estado inicial y final del sistema, sea cuál sea el camino de transformación.\nEl Primer principio de la Termodinámica establece que la energía de un sistema se conserva siempre. Si al experimentar un proceso disminuye la energía del sistema debe aparecer una cantidad equivalente de energía en su entorno.\nCuando en un sistema cerrado se produce un aumento o merma de su energía total, implicará necesariamente una merma o aumento, respectivamente, de la misma cantidad en su entorno.\nDe todas las posibles formas de energía que producen o consumen las reacciones químicas (calor, trabajo, energía eléctrica, energía luminosa, etc.) en este tema únicamente se van a considerar el calor y el trabajo. De hecho, el primer principio de la termodinámica explica como afectan los intercambios de calor y trabajo a la energía de un sistema; para ello se emplea una magnitud denominada energía interna que se representa por U. Con estos tres conceptos: energía interna (U), trabajo (W) y calor (Q) puede enunciarse el primero principio de la termodinámica cómo:\n"La variación de la energía interna de un sistema es igual al calor desprendido o absorbido por el sistema más el trabajo realizado por o sobre el sistema"\nCriterio de signos.\nPara que el enunciado del primer principio sea coherente hace falta especificar la dirección en la que fluye la energía, ya sea en forma de calor o de trabajo. Para ello se adopta un criterio de signos que debe mantenerse siempre.\nEl criterio propuesto se fundamenta en las siguientes apreciaciones:\nCuando el sistema cede calor al exterior su energía total disminuye, la variación de energía interna debe ser negativa (ΔU<0) y por lo tanto el calor debe ser negativo. Pero si el sistema absorbe calor del entorno su energía total aumenta (ΔU>0), por consiguiente, este calor debe ser positivo.\nCuando el sistema se expande realiza trabajo sobre su entorno a costa de su energía total, que debe disminuir (ΔU<0). El trabajo de expansión debe ser negativo. En una compresión, la energía total aumenta (ΔU>0) y el trabajo de compresión debe ser positivo.\nPara mantener un gas a presión en un cilindro hay que realizar una fuerza F. Si la presión interna del gas consigue vencer la fuerza, el gas se expande y realiza un trabajo que vale\ndonde, F, es la fuerza que se realiza desde el exterior sobre el émbolo para mantener el gas a presión y, d, es el desplazamiento del émbolo.\nLa presión del gas en el interior, P, es igual al cociente entre la fuerza, F, y la superficie, S, del émbolo:\nsi sustituimos la fuerza de la expresión del trabajo se obtiene:\nEl producto de la superficie del émbolo por su desplazamiento (S·d) es el cambio de volumen que experimenta el sistema con lo que finalmente podemos escribir:\nque es la expresión del trabajo de expansión de un gas. Recuerda que el trabajo de expansión según nuestro criterio de signos es negativo pues se realiza a costa de la energía interna del sistema. En esta expresión V es el volumen final y V0 el volumen inicial.\nExpansión ⇒ V>V0 ⇒ − P·(V−V0)<0 ⇒ ΔU<0\nCompresión ⇒ V<V0 ⇒ − P·(V −V0)>0 ⇒ ΔU>0\nComentarios sobre la energía interna:\nLa energía interna de un sistema, U, es la suma de todas las energías contenidas en dicho sistema. Se considera que la energía total de un sistema gaseoso es la suma de las energías cinéticas de sus moléculas:\nU = Et + Er + Ev + Ee + En\nSe puede apreciar que hay términos debidos a la energía cinética de las moléculas, energías de traslación, rotación y vibración, y términos debidos a la energía potencial, como la atracción electrostática entre las moléculas, y hasta términos debidos a las fuerzas nucleares.\nLa energía interna de un sistema (U) es una función de estado, y su valor absoluto es desconocido; el único que se puede hacer es medir su variación cuando en el sistema termodinámico se produzca una transformación. A esta variación se le llamará variación de energía interna (ΔU).\nEn una reacción química ΔU representa la diferencia de energía interna entre su estado final (productos) y su estado inicial (reactivos), con lo que el primer principio se puede expresar:\nLos valores de Q y W se refieren a los efectos de calor y trabajo que acompañan a una reacción química.\nAunque el primer principio puede aplicarse a una reacción en cualquiera estado, sin limitación alguna, en este caso nos referiremos a dos casos especialmente sencillos: al cálculo de ΔU cuando el volumen permanece constante (ΔUv) y al cálculo de ΔU cuando la presión permanece constante (ΔUp), siendo este segundo caso lo que más nos interese.\nTransformaciones a volumen constante:\nEn este caso, como no hay variación de volumen, el trabajo es nulo, con el que la expresión del primer principio queda:\ndonde Qv es el intercambio de calor a volumen constante. Esta condición se da cuando llevamos a cabo a reacción en una bomba calorimétrica en la que no puede haber contracción o dilatación del sistema. En los procesos a volumen constante, el valor del calor medido en la bomba calorimétrica da directamente la variación de la energía interna, U, para la reacción que se está estudiando.\nEl calor absorbido o desprendido en una reacción química a volumen constante (Qv) es igual a la variación de energía interna del sistema.\nSi Q>0 ⇒ ΔU>0 ⇒ U aumenta\nSi Q<0 ⇒ ΔU<0 ⇒ U disminuye\nTransformaciones a presión constante, concepto de entalpía:\nLa mayoría de las reacciones se realizan a presión constante, ya que en los laboratorios se trabaja a menudo en recipientes abiertos, o lo que es lo mismo, a presión atmosférica. Casi todos los procesos que vamos estudiar son de este tipo.\nPara calcular el intercambio de calor asociado a una reacción a presión constante, se emplea también el primer principio. En los procesos a presión constante es frecuente que a medida que transcurre la reacción exista un pequeño cambio de volumen, que producirá un trabajo de expansión:\nsiendo ΔV = V productos – V reactivos, con lo que el primer principio toma la forma:\ndonde Qp = variación de calor a presión constante. Despejando el calor Qp:\nDesarrollando esta expresión:\ny si se agrupan los términos correspondientes a los estados inicial y final se obtiene:\nP·V tiene dimensiones de energía y sumada a la energía interna U nos dará una nueva energía que llamaremos entalpía y que representaremos por H:\nque sustituida en la ecuación anterior nos da el calor intercambiado en una reacción a presión constante:\nLa entalpía, H, es otra forma de medir la energía de un sistema; H y H0 son los valores de la energía calorífica del sistema en los estados final e inicial, y su diferencia, ΔH, representa el calor transferido por el sistema en cualquiera proceso que tenga lugar a presión constante.\nLa entalpía es una función de estado, e igual que le ocurría a la energía interna, no se pode medir su valor absoluto, sólo se puede medir su variación (en procesos a presión constante).\nSi H>H0 ⇒ ΔH>0 ⇒ Qp>0 el sistema absorbe calor, luego el proceso es endotérmico.\nSi H<H0 ⇒ ΔH<0 ⇒ Qp<0 el sistema desprende calor, luego el proceso es exotérmico.\nComo la entalpía es una función de estado, cuando un sistema evoluciona desde un estado inicial a otro final, su variación de entalpía se expresa cómo:\nEn el caso de una reacción química el estado inicial son los reactivos y el estado final son los productos, por lo tanto la variación de entalpía de una reacción será:\nSi Hp>Hr ⇒ ΔH>0 ⇒ Qp>0, (el sistema absorbe calor) la reacción es endotérmica.\nSi Hp<Hr ⇒ ΔH<0 ⇒ Qp<0, (el sistema desprende calor) la reacción es exotérmica.\nLa variación de entalpía de una reacción se puede expresar gráficamente con ayuda de los diagramas entálpicos, en los que se representa sobre una escala de energías la entalpía de reactivos y productos. Al no poderse conocer el valor absoluto, la escala de entalpías (en ordenadas) tiene un origen arbitrario. La figura (a) representa el diagrama entálpico para una reacción endotérmica, y la (b) para una reacción exotérmica.\nEn termoquímica, para representar una reacción, además de indicar los coeficientes estequiométricos se indica el estado (sólido, líquido o gas) de cada una de las substancias. También debe incluirse el intercambio de calor (ganancia o pérdida) que tiene lugar en el proceso. Esta forma de representar la ecuación recibe el nombre de ecuación termoquímica. La inclusión del calor intercambiado en el proceso se pode hacer de dos maneras: poniendo explícitamente el calor, o poniendo el valor que para ese proceso tiene ΔH o ΔU. En este último caso podemos saber, además, si el proceso ocurre a presión o a volumen constante. Ejemplo:\nLas reacciones químicas pueden realizarse dentro de un recipiente herméticamente cerrado, indeformable mecánicamente, de paredes rígidas que impidan cualquier variación de volumen del sistema en el transcurso de las mismas. Si las paredes del recipiente permiten el paso libre de calor a través del mismo, la cantidad de calor intercambiado cuando tiene lugar la reacción química se llama calor de reacción a volumen constante.\nEstos calores de reacción a volumen constante se miden mediante dispositivos como el de la figura llamados bomba calorimétrica. Para medir un calor de combustión la muestra pesada se introduce en un crisol (que se introduce a su vez en la bomba) y se quema completamente en oxígeno a presión. La muestra se calienta mediante un filamento de ignición de hierro, que se pone incandescente cuando se pasa una corriente eléctrica procedente de una batería. El calorímetro está aislado mediante un manto aislante térmico. La temperatura del fluído calorimétrico se mide con el termómetro. A partir del cambio de temperatura y habida cuenta la cantidad de calor añadido a través del filamento, se puede calcular el calor de reacción.\nEste mismo proceso se puede realizar en un recipiente dotado de una pared móvil, sobre la que actúa una presión constante (en general la atmosférica). Después de restablecida la temperatura inicial, terminada la reacción, a veces se observa que el volumen inicial no es igual al volumen final, pues el número de moles de gas de los reactivos no tiene que coincidir con el número de moles de gas de los productos. Suponiendo comportamiento ideal de los gases que participan en la reacción podemos establecer que:\n¿Cómo podemos hacer medidas calorimétricas en un calorímetro?\nPrimero recordaremos como medir el calor:\nDonde (Q) es el calor cedido o absorbido, (m) la masa, (c) el calor específico , (T) la temperatura final, y (To) la temperatura inicial\nUn calorímetro es un aparato que nos va a permitir calcular calores de reacción, que por ser a presión constante serán entalpías. Su construcción debe garantizar que el calor no salga del mismo, aunque el mismo pueda absorber cierta cantidad de calor.\nEn un calorímetro:\nPues se conserva la energía.\nEl calor cedido o absorbido por una sustancia lo podemos calcular a partir de\ndonde m es la masa, c el calor específico y ΔT la variación de la temperatura.\nEl calorímetro también absorberá una cierta cantidad de calor que debemos calcular para cada calorímetro.\ndonde Ccal es la capacidad calorífica del calorímetro.\n¿Cómo determinar la capacidad calorífica del calorímetro?\nIntroducimos una cierta cantidad de agua en el calorímetro a temperatura ambiente, el calorímetro también estará a esta temperatura, que llamaremos Tf. Calentamos otra cantidad de agua y medimos su temperatura, que llamaremos Tc. Introducimos rápidamente esta cantidad de agua en el calorímetro. Medimos la temperatura que llamaremos Teq. El calor cedido por el agua caliente debe coincidir con el calor absorbido por el agua fría y el calorímetro.\nEste valor lo conservaremos para todas las experiencias con ese calorímetro.\n¿Cómo determinar un calor de disolución?\nAñadimos una cantidad de agua al calorímetro y medimos la temperatura. Luego medimos una masa de sal y la añadimos al calorímetro. Agitamos hasta la disolución completa. Medimos la temperatura de equilibrio y realizamos los cálculos:\nEl calor específico de la disolución podemos asimilarlo al calor específico de agua sin cometer mucho error para disoluciones diluidas.\nPráctica de calorimetría: Medida de calores de reacción, y comprobación de la ley de Hess:\nLa variación de entalpía que se produce durante una reacción a presión constante se puede expresar como la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos.\nPero no podemos conocer las energías absolutas asociadas a cada sustancia. Ya lo vimos también para el caso de la energía interna. ¿Cómo calcular entonces las entalpías de las reacciones? Tenemos cuatro formas de hacerlo:\n1. Mediante medidas calorimétricas.\n2. Mediante la ley de Hess.\n3. Mediante entalpías de formación.\n4. Mediante entalpías de enlace.\nLa entalpía es una función de estado y su variación ΔH a presión constante solo depende de los estados inicial y final, pero no de los intermedios por los que transcurre la reacción.\nBasándose en esta propiedad, el suizo Germain Henri Hess formuló en 1840 el principio que lleva su nombre:\nLey de Hess: Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su calor de reacción es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales.\nEn muchos casos no es posible determinar experimentalmente la entalpía de reacción de un proceso; como por ejemplo la entalpía de formación del CO, no es medible en un calorímetro. En estos casos la ley de Hess es especialmente útil:\nA partir de estas dos reacciones podemos calcular el calor de la primera. Tendremos que colocarlas de forma que sumadas nos den la que buscamos, lo mismo que hacemos con las ecuaciones lo hacemos con los calores. ¿Cómo colocarlas? Buscamos en cada ecuación la sustancia clave que es la sustancia de la ecuación problema que aparece en exclusiva en cada ecuación, esa sustancia la colocamos en la misma posición y con el mismo coeficiente que en la ecuación problema:\nLa ecuación A la dejamos tal cual, pues el carbono aparece como reactivo y con coeficiente 1. Pero la B la invertimos pues el CO aparece como reactivo y en la ecuación problema como producto aunque con el mismo coeficiente. Lo mismo que hacemos con las ecuaciones lo hacemos con los calores.\nSumamos y comprobamos que no da la ecuación problema, lo mismo hacemos con los calores.\nOtra forma de poder calcular la entalpía de una reacción podría ser tabulando los valores de la entalpía de cualquier reacción. Pero como te puedes imaginar esto es poco menos que misión imposible. Si se tuviera que tabular la ΔH para todas y cada una de las miles de reacciones que se pueden realizar a presión constante, seguramente no encontraríamos sitio para almacenar tanta información.\nUn compuesto determinado puede intervenir en miles de reacciones químicas pero sólo se tabula una de ellas; aquella en la que se forma este compuesto a partir de sus elementos en el estado de agregación (sólido, líquido o gas) en el que se encuentran en las condiciones habituales de laboratorio (condiciones estándar): presión de 1atm y temperatura de 298K (25ºC).\nA las entalpías de los elementos, en el estado de agregación más estable en las condiciones anteriores, se les asigna el valor cero por la propia definición de entalpía de formación.\nLa entalpía normal de formación de un compuesto en condiciones estándar, también denominada calor de formación, se representará por ΔHºf, y se define como: el cambio de entalpía, ΔH, que tiene lugar cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo constituyen en sus estados de agregación más estables en condiciones estándar.\nLa entalpía es una forma de energía, por lo tanto es una magnitud extensiva que depende de la masa del sistema; por esta razón, al definir la entalpía de formación se especifica que se refiere a la formación de un mol de compuesto. Ejemplos:\nAg(s) + 1/2 Cl2(g) → AgCl(s) ΔH = − 127 kJ/mol\n1/2N2(g) + 1/2 O2(g) → NO(g) ΔH = 90,4 kJ/mol\n1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH = − 46,0 kJ/mol\nSi observas la mayoría de los calores de formación en condiciones estándar en una tabla comprobarás que son negativos, por lo que dichos procesos serán exotérmicos, y las descomposiciones de los compuestos serán, por consiguiente, endotérmicas.\nTABLA DE DATOS QUÍMICOS. En esta tabla puedes encontrar tabuladas las entalpías de formación de muchas sustancias.\nComo se indicó anteriormente de forma genérica la variación de la entalpía de una reacción es:\nAhora estamos capacitados para realizar el cálculo de la entalpía de una reacción en condiciones estándar de forma exacta, ya que aunque no conocemos las entalpías absolutas si podemos asociar a cada sustancia su entalpía de formación en las condiciones estándar.\nLas entalpías de formación en dichas condiciones corresponden a la formación de un mol de sustancia; por eso, al ser la entalpía una magnitud extensiva, cuando en la ecuación ajustada los coeficientes de las sustancias que intervienen en la reacción sean diferentes de 1, será preciso multiplicar las entalpías de formación por los coeficientes estequiométricos para calcular la entalpía de la reacción. La entalpía de reacción en condiciones estándar se puede escribir como:\ndonde: np y nr son los coeficientes estequiométricos de los productos y de los reactivos.\nEsta ecuación es una aplicación de que la entalpía es una función de estado, y por lo tanto de la ley de Hess.\nEJEMPLO 1: Calcula la entalpía normal para la reacción de combustión del etanol C2H5OH(l)\nAjustamos la reacción: C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)\nDado que: ΔHºR = Σ np·ΔHºfp − Σ nr·ΔHºfr\ny que ΔHºf [O2(g)] = 0\nutilizando la tabla de datos químicos.\nΔHºR = 2mol·ΔHºf [CO2(g)] + 3mol·ΔHºf [H2O(l)] − 1mol·ΔHºf [C2H5OH(l)] =\n= 2mol (− 393,7kJ/mol) + 3mol (− 285kJ/mol) − 1mol (− 277kJ/mol) = − 1365,4 kJ\nA veces no se conocen las entalpías de formación de determinados compuestos. Un método aproximado para calcular calores de reacción, sabiendo que en una reacción química se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos, es asignar a cada enlace la energía que necesitamos para romperlos.\nLa energía de enlace o entalpía de enlace se define como: el flujo de energía cuando se rompe un mol de enlaces en estado gaseoso a presión constante.\nLa entalpía de enlace siempre es positiva, ya que es la energía que absorbe la molécula cuando rompe uno de sus enlaces químicos.\nEl concepto de energía de enlace nos ayuda a entender por que algunas reacciones son exotérmicas y otras endotérmicas, pues si los enlaces de las moléculas de los productos son más fuertes que los enlaces de las moléculas reaccionantes, la reacción será exotérmica, ya que:\nEn el caso de que se pase de enlaces débiles en los reactivos a enlaces más fuertes en los productos, se producirá un desprendimiento de energía y ΔH será negativa, por lo que la reacción será exotérmica.\nLos valores de las entalpías de enlace son valores medios calculados a partir de diferentes compuestos. Por lo tanto serán valores aproximados, aunque siempre será mejor tener un valor aproximado de una magnitud que no tener ninguno.\nEl cálculo de las entalpías de reacción a partir de las entalpías de enlace es especialmente interesante en los compuestos orgánicos, debido al inmenso número de estos que hace que no se disponga de las entalpías de formación de muchos compuestos, además de poseer muy pocos tipos de enlace, así que con una tabla pequeña de entalpías de enlace tabuladas podemos calcular muchísimas entalpías de reacción. Para el cálculo será fundamental conocer los enlaces que se dan en los compuestos, para lo cual ayuda conocer las formulas desarrolladas de los compuestos que forman la reacción.\nEJEMPLO 2: Calcula la ΔHcombustión a 298K del propano CH3‒CH2‒CH3 a partir de los siguientes datos: ΔHº(C‒C)=348, ΔHº(C‒H)=413, ΔHº(O‒H)=463, ΔHº(O=O)=495, ΔHº(C=O)=802 todos los valores en kJ/mol\nΔHºR = 8mol · ΔHº(C‒H) + 2mol · ΔHº(C‒C) + 5mol · ΔHº(O=O) ‒ 6mol · ΔHº(C=O) ‒ 8mol · ΔHº(O‒H) =\n= 8mol · 413kJ/mol + 2mol · 348kJ/mol + 5mol · 495kJ/mol ‒ 6mol · 802kJ/mol ‒ 8mol · 463kJ/mol = ‒2041kJ\nCuando utilizamos entalpías de formación el resultado es de ‒2044,5 kJ, es un resultado aproximado, pero será de gran utilidad cuando no tengamos datos de entalpías de formación, o no podamos calcular experimentalmente dicha entalpía.\nTeniendo en cuenta lo estudiado anteriormente podemos llegar a la siguiente conclusión: desde el punto de vista energético, existen dos tipos de reacciones principales:\na) Las que desprenden calor al formarse los productos a partir de los reactivos mediante una transformación química, es decir, son exotérmicas y, por lo tanto, energéticamente favorables.\nb) Aquellas en las que necesitamos un aporte continuo del exterior para que se puedan realizar, pues nunca se alcanza un mínimo energético, y en principio no serán favorables desde este punto de vista. Son endotérmicas.\nAhora bien, parece que el factor energético no es el único que interviene en la espontaneidad de una reacción, pues existen en la naturaleza procesos energéticamente desfavorables (endotérmicos), que tienen lugar de una manera espontánea, como por ejemplo la fusión del hielo y la evaporación del agua. De igual manera, la disolución de la sal común en agua es un proceso endotérmico que transcurre espontáneamente:\nNaCl(s) + H2O(l) → Cl–(aq) + Na+(aq) ; ΔH = 3,9 kJ\nTambién se descompone espontáneamente el carbonato de amonio en hidrogenocarbonato de amonio y amoníaco:\n(NH4)2CO3 → (NH4)HCO3 + NH3 ; ΔH = 40 kJ\nPor lo tanto, el factor energético no será el único que deba tenerse en cuenta cuando se trate de predecir si una reacción química va a tener lugar de manera espontánea o no.\nPara comprender algunas de las condiciones que determinan si un proceso puede o no realizarse, es útil observar algunas transformaciones que se realizan espontáneamente sin aporte energético exterior. Ejemplos de estas transformaciones son:\nla expansión de un gas en un espacio vacío\nla difusión de dos gases dentro de un recipiente hasta que la mezcla sea homogénea\nla disolución de un sólido en agua\nla conductividad de calor a lo largo de una barra de metal que tiene un extremo caliente y el otro frío\nUna característica fundamental de estos procesos es que no se invierten por sí solos. Para que se inviertan se requiere la acción de un agente externo, es decir, los procesos espontáneos no son termodinámicamente reversibles (son procesos irreversibles); el conocimiento de este hecho experimental fue la base del segundo principio de la Termodinámica.\nLa historia de la segunda ley de la Termodinámica empieza con el francés Sadi Carnot. Carnot estaba interesado en la eficiencia de los motores térmicos. Su motor extraía calor de un foco caliente y cedía calor a un foco frío, produciendo una cierta cantidad de trabajo. La eficiencia del motor ideal de Carnot no podía ser igualada o superada por ningún motor real.\nEstas ideas de Carnot fueron la base para que el inglés William Thomson y el alemán Rudolf Clausius formularan el Segundo principio de la Termodinámica.\nWilliam Thomson, Lord Kelvin, (1824-1907)\nRudolf Clausius (1822-1888)\nLa primera formulación del segundo principio se la debemos a Kelvin.\nNo puede haber ningún motor cíclico cuyo único efecto sea extraer energía de un reservorio de calor y convertirla completamente en trabajo.\nPor tanto establece que, aunque el calor es una forma de energía, es imposible convertir completamente calor (o energía térmica) en trabajo. Aunque lo contrario sí es posible, se puede convertir del todo trabajo en calor.\nLa formulación de Clausius es un evidencia que tenemos todos,\nEl calor siempre fluye de un cuerpo más caliente (a más temperatura) a un cuerpo más frío (a menos temperatura).\nNunca se observa el proceso inverso de forma espontánea. De la misma forma que el calor siempre fluye en un sentido ya vimos antes que otros procesos irreversibles también tenían lugar siempre en un determinado sentido. ¿Pero por qué? Es Clausius quien propone que hay una magnitud que rige estos procesos y que llamó entropía, S. La entropía, es función de estado y extensiva. ¿Pero qué mide realmente la entropía?\nProcesos irreversibles: En la naturaleza hay procesos que partiendo de una situación inicial transcurren en un sentido, sin que se pueda recuperar la situación inicial, a no ser que intervenga un agente externo. Si se interconectan dos recipientes que contienen gases diferentes, al transcurrir el tiempo y sin necesidad de ninguna acción exterior, los gases se combinan hasta convertirse en una mezcla homogénea. Por el contrario, dos gases que formen una mezcla homogénea nunca se van a separar, por mucho tiempo que se deje evolucionar el sistema.\nProcesos reversibles: Otros procesos transcurren a través de una sucesión de estados de equilibrio, de suerte que en cualquier instante se pueda invertir el proceso y hacerlo evolucionar en sentido contrario hasta el estado inicial.\nSegún Clausius el segundo principio de la Termodinámica lo podemos formular de la siguiente manera:\nEl Segundo principio de la Termodinámica: "En un proceso reversible la entropía es constante pero, si es irreversible, la entropía aumenta"\nEn física estábamos acostumbrados a que en los procesos de cambio regían leyes de conservación, conservación de la masa, de la energía, del momento, de la carga, pero una magnitud que aumenta siempre no es fácil de entender.\nPara entender de forma cualitativa el concepto de entropía se acude a veces al concepto de orden y desorden. Esta no es la mejor forma de acercarnos al concepto de entropía pero como primera aproximación puede ser válida.\n¿Qué entendemos por orden y desorden? Lo que puede ser orden para una persona puede no serlo para otra. Se dice a veces que los cuerpos muy desordenados tienen una elevada entropía; por el contrario, los cuerpos o sistemas muy ordenados poseen bajo contenido entrópico. Esto hace que, cuando un sólido funde, se evapora o se disuelve, sus moléculas aumentan la capacidad de moverse (aumentan los grados de libertad), diremos que están más desordenadas, o lo que es equivalente, su entropía aumenta. Intentaremos aclarar más adelante estos conceptos.\nEn un sistema aislado, que no puede intercambiar con el entorno ni materia ni energía, es posible un cambio si ello supone un aumento de entropía; sin embargo, la evolución del sistema se detiene cuando la entropía es máxima.\nUn sistema cerrado, que no intercambia materia con el entorno, pero sí energía, puede evolucionar de dos maneras:\na) Mediante un proceso reversible en el cual la entropía ganada o perdida por el sistema debe coincidir con la perdida o ganada por el entorno:\nΔSsistema = – ΔSentorno\nΔStotal = 0 (Proceso isoentrópico)\nb) Mediante un proceso irreversible en el cual se incluyen la mayoría de los procesos que transcurren espontáneamente, ya que el sistema evoluciona hacia un mayor desorden, lo que supone un aumento de entropía, ΔS>0.\nAmbos casos los podemos resumir con la expresión:\nCuantitativamente, la variación de entropía de un sistema que pasa de un estado inicial a un estado final mediante un proceso reversible se define por:\nY si el proceso es irreversible:\ndonde en ambos casos ΔQ es cantidad de calor intercambiado por el sistema, ΔS es la variación de entropía entre los estados inicial y final, y T es la temperatura absoluta a la que se produce la transformación.\nUna mejor comprensión del concepto de entropía se la debemos al físico austríaco Boltzmann.\nBoltzmann acertó de pleno al proponer una interpretación estadística de la entropía. En un momento en el que no estaba asentada la teoría atomista de la materia sus ideas no fueron bien aceptadas cuando no rechazadas. Quien sabe si fue este rechazo a sus ideas lo que lo llevó al suicidio en 1906. Sus aportaciones fueron fundamentales para la teoría cinética de los gases y del calor.\nAunque la termodinámica no hace suposiciones acerca de la estructura de la materia, puede mejorarse nuestra comprensión de las funciones termodinámicas si tratamos de interpretarlas en términos de las propiedades moleculares. Sabemos que la presión de un gas resulta de las colisiones moleculares con las paredes del recipiente, que la temperatura es un parámetro que expresa la energía cinética promedio de las moléculas, y que la energía interna consiste en las energías cinética y potencial de todos los átomos, moléculas, electrones y núcleos de un sistema. ¿Qué propiedad molecular refleja la entropía?\nExisten dos maneras de describir el estado de un sistema termodinámico: la descripción macroscópica dada por los valores de las funciones de estado, tales como P, V y T, y la descripción microscópica que implicaría dar la posición y velocidad de cada átomo del sistema. Pensemos para un mol la cantidad tan inmensa de información que necesitaríamos, y esto sólo para un instante.\nCuando observamos cualquier sistema termodinámico en un estado de equilibrio macroscópico, su estado microscópico está cambiando a una velocidad enorme. A pesar de esta actividad molecular, las propiedades de un estado macroscópico permanecen constantes. Esto debe significar que existen muchos estados microscópicos compatibles con cualquier estado macroscópico. La entropía es una medida del número de estados microscópicos asociados con un estado macroscópico particular.\nPara explorar este punto utilicemos una baraja de cartas como un símil de un sistema termodinámico. Existen dos estados macroscópicos distintos de la baraja: o está "ordenada", con las cartas en alguna secuencia normal; o está "desordenada", con las cartas en una secuencia al azar. Podemos ver que sólo hay un estado microscópico "ordenado". Pero existen muchos estados microscópicos asociados con el estado macroscópico "desordenado", porque hay muchas secuencias al azar para las cartas. Puesto que la entropía mide el número de estados microscópicos del sistema, y aumenta con dicho número, podemos decir que el estado "desordenado" tiene una entropía más alta que el estado "ordenado". Si se nos caen las cartas al suelo y las recogemos rapidamente, lo más probable es que las cartas estén desordenadas, pues hay más combinaciones en las que las cartas estén desordenadas que combinaciones en que las podamos considerar ordenadas. Para las cartas un estado ordenado es menos probable que un estado desordenado.\nEmpleando este análisis podemos ver por qué una baraja de cartas cambia de un estado macroscópico "ordenado" a un estado "desordenado" cuando las cartas son barajadas. Puesto que hay más estados microscópicos asociados con el estado macroscópico "desordenado", para la baraja es simplemente más probable ir a parar a una situación de mayor "desorden". Si aplicamos este razonamiento a la conducta de los sistemas termodinámicos, podemos ver que la entropía tiene una tendencia natural hacia el aumento, dado que esto corresponde al cambio de los sistemas desde las condiciones de baja probabilidad a los estados de mayor probabilidad. Es cuestión de estadística.\n¿Por qué estos estados "desordenados" son más probables que los estados "ordenados"? La respuesta está en lo que realmente entendemos por "desorden". Un sistema desordenado es aquel del cual tenemos una cantidad relativamente pequeña de información referente a su estado microscópico exacto. La razón por la cual carecemos de este conocimiento detallado es que el sistema tiene muchos estados microscópicos asociados a él, y lo mejor que podemos hacer es suponer que en cualquier instante él está en alguno de los mismos. Si solamente fueran posibles unos cuantos estados microscópicos, podríamos ser capaces de hacer una conjetura exacta de aquel en el que estaba el sistema y, siendo así, hacer una descripción detallada de las posiciones y velocidades de las moléculas. De este modo, un sistema "desordenado" es aquel que tiene un número relativamente grande de estados microscópicos asociables a él, y esto es el porqué de que un estado desordenado sea más probable que un estado ordenado. Este vídeo te puede ayudar a entenderlo.\nCuando hablamos de la entalpía encontramos útil seleccionar a un cierto estado de la materia y asignarle una entalpía de formación definida. Nuestra decisión de que la entalpía de formación de todos los elementos en sus estados estándar sea cero se basa solamente en la conveniencia. A cualquiera otro estado de los elementos se le podría asignar la entalpía cero. En el caso de la entropía el caso es diferente, porque la asociación de la entropía con el número de estados microscópicos disponibles para un sistema sugiere una selección natural de la entropía cero. En un cristal perfecto, en el cero absoluto, hay un solo estado microscópico posible. Cada átomo debe estar en un punto de la red cristalina y debe tener una energía mínima. Es así como podemos decir que éste es un estado de orden perfecto, o de entropía cero. Esta importante decisión es expresada por el\nTercer principio de la Termodinámica: "La entropía de los cristales perfectos de todos los elementos y compuestos puros es cero a la temperatura del cero absoluto".\nLa tercera ley nos permite asignar una entropía absoluta a cada elemento y a cada compuesto, a cualquier temperatura. Para un mol de sustancia:\nSi evaluamos esta integral desde 0K hasta 298K , para un mol de sustancia a una atmósfera de presión obtenemos la entropía estándar absoluta, Sº, que definimos como el valor de la entropía molar de una sustancia a la temperatura de 25ºC y presión de una atmósfera. Sus valores los encontramos tabulados, para las diferentes substancias, en J/molK. Tabla de datos químicos\nLa entropía es una función de estado, por lo tanto, la variación de entropía en una reacción química a temperatura constante se puede definir cómo:\nSi expresamos esta ecuación en función de las condiciones estándar, 25ºC y 1 atm de presión:\nLa entropía estándar de reacción, de manera semejante a como hicimos con las entalpías, la podemos calcular a partir de los valores tabulados de las entropías absolutas.\nEJEMPLO 3: Calcula la variación de entropía en la reacción: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)\nDado que: ΔSºR = Σ np·Sºp − Σ nr·Sºr\nΔSºR = 1mol·Sº [CaO(s)] + 1mol·Sº [CO2(g)] – 1mol·Sº [CaCO3] =\n= 1mol (39,7JK–1mol–1) + 1mol (213,8JK–1mol–1) – 1mol(92,9JK–1mol–1) = 160,6 JK–1\nEl valor positivo que se obtiene para la entropía en este ejercicio se puede predecir analizando el concepto de entropía. Para evaluar el signo de la entropía de un proceso se debe tener en cuenta que:\nUna reacción que origina un aumento en el número de moles de gas va siempre acompañada de un aumento de entropía. Si el número de moles de gas disminuye, ΔS será negativa.\nSi en una reacción no intervienen especies gaseosas, pero existe un aumento considerable en el número de moles de los productos respeto a los reactivos, también cabe esperar una ΔS positiva, tal es el caso de las sustancias hidratadas:\nCuSO4·5H2O(s) → CuSO4(s) + 5H2O(l) ΔS>0\npues se pasa de un mol en los reactivos a seis moles en los productos.\nSi el cambio en el número de moles no es muy significativo, podemos encontrar ΔS positivas y ΔS negativas, como por ejemplo:\n2AgI(s) → 2Ag(s) + I2(s) ΔS = – 6,2\nPbI2(s) → Pb(s) + I2(s) ΔS = 1,1\nUna vez introducido el concepto de entropía estamos en condiciones de no confundir la tendencia a la realización de un proceso químico, con el calor intercambiado en el mismo, ya que además de este parámetro existe otro tan importante como el grado de desorden del sistema o entropía.\nExiste una magnitud termodinámica que engloba y relaciona ambos parámetros, de una parte el calor intercambiado en el proceso, ΔH, y de otra el desorden alcanzado en el mismo, ΔS.\nJosiah Willard Gibbs (1839–1903)\nEsta magnitud, ΔG, se llama energía libre de Gibbs o entalpía libre y es, como ΔH y ΔS, una magnitud termodinámica extensiva y función de estado:\nEmpleando la energía libre de Gibbs es muy sencillo predecir la espontaneidad de los procesos. Un proceso será espontáneo cuando ΔG sea negativo, es decir:\nEJEMPLO 4: Calcula la variación de energía libre en la reacción siguiente en condiciones estándar: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)\nCalculando la ΔHºR y la ΔSºR a partir de los datos tabulados obtenemos:\nΔHºR = +177,7kJ/mol ΔSºR = +160,6J/mol K\nUtilizando la ecuación de Gibbs:\nΔGºR = ΔHºR –T·ΔSºR = 177,7kJ – 298K · 0,1606kJ/K = +129,8 kJ\nDeducimos de este valor de la energía libre, ΔG>0, que la reacción no es espontánea a la temperatura de 25ºC.\nToda reacción que transcurra con merma de entalpía (ΔH<0) y aumento de entropía (ΔS>0) será espontánea y la variación de energía libre, ΔG, siempre será negativa. De igual manera, aquellas reacciones en las que ΔH sea positivo (endotérmicas) y ΔS sea negativo nunca serán espontáneas, pues ΔG será siempre positivo.\nAhora bien, existen reacciones donde los términos entálpico y entrópico están enfrentados, y será la temperatura la magnitud que determine la espontaneidad o no del proceso. Observemos esto en un caso concreto, la descomposición del carbonato de calcio:\nCaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ; ΔH >0\n1. ΔH es positivo, lo que indica que la reacción es endotérmica.\n2. Se pasa de una molécula en estado sólido a una molécula de sólido y otra de gas, con lo que el desorden aumentará, ΔS positivo.\nComo tanto ΔH como TΔS son positivos, el signo de la energía libre ΔG = ΔH - TΔS dependerá del valor de T:\na) Si T es pequeño, ΔH será >TΔS, con lo que ΔG será positivo y el proceso nunca será espontáneo.\nb) Si T es grande, ΔH será <TΔS, con lo que ΔG será negativo y el proceso será espontáneo.\nc) Existirá un valor de T en el que se cumpla que ΔH = TΔS, con lo que ΔG = 0 y el proceso se encontrará en equilibrio.\nEn el siguiente cuadro se presentan las diferentes alternativas:\nΔH ΔS ΔG Observaciones\nNegativa Positiva Negativa Espontánea a cualquier T, T no influye.\nPositiva Negativa Positiva No espontánea a cualquier T. Ocurre el proceso inverso.\nPositiva Positiva a T baja\nPositiva A T baja no es espontánea, si ΔH>TΔS\nNegativa A T alta la reacción es espontánea, si TΔS>ΔH.\nNegativa Negativa a T baja\nNegativa A T baja es espontánea, si |ΔH|>|TΔS|\nPositiva A T alta no es espontánea, si |TΔS|>|ΔH|\nRecordemos por lo tanto que:\nSi ΔG < 0 el proceso tiene lugar espontáneamente, evoluciona pasando de reactivos a productos.\nSi ΔG > 0 el proceso no es espontáneo, y tiene lugar en sentido contrario pasando de productos a reactivos.\nSi ΔG = 0 el proceso permanece en equilibrio coexistiendo reactivos y productos.\nEJEMPLO 5: Calcula la temperatura a la cual esta reacción será espontánea: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)\nSabiendo que ΔHºR = +177,7kJ/mol y ΔSºR = +160,6J/mol K en condiciones estándar, y suponiendo que estos valores no varían apreciablemente con la temperatura.\nSi estos valores no varían apreciablemente con la temperatura podemos calcular a qué temperatura la reacción estará en equilibrio, ΔG = 0,\nComo el término de la entalpía es positivo y el de la entropía negativo, a temperaturas más altas de 833,5ºC el término de la entropía será mayor que el término de la entalpía y así la variación de energía libre será negativa, y por tanto la reacción será espontánea.\nLo mismo que pasaba con las entalpías pasa con las energías libres, no podemos conocer sus valores absolutos. Pero podemos tabular los valores de las energías libres para las reacciones de formación de cada una de las sustancias que participan en una reacción química. Como la energía libre es una función de estado podremos calcular la energía libre de una reacción a partir de las energías libres de formación.\nDefiniremos la energía libre normal de formación de un compuesto en las condiciones estándar (T = 298K y P = 1atm) como el cambio de energía libre necesario para formar un mol de compuesto a partir de los elementos en estado fundamental en esas condiciones de presión y temperatura. Estos valores de ΔGºf los tenemos tabulados para las principales sustancias. Al igual que pasaba con las entalpías las ΔGºf de los elementos será cero por definición de energía libre de formación.\nTeniendo en cuenta que ΔG es una función de estado, que solo depende de los estados inicial y final, y que tenemos tabulados los valores de la energía libre normal de formación, ΔGºf ,para diferentes compuestos, podemos calcular su variación en una reacción sin más que sumar las energías libres de los reactivos y productos que intervienen en la misma cuando ambos se encuentran en el estado normal, es decir, a la presión de 1atm si se trata de gases o a la concentración de 1mol/l para substancias en disolución líquida.\nLa variación de energía libre de una reacción química se define cómo:\nPodemos concluir que ya estamos en condiciones de determinar si una reacción es espontánea o no, pero es conveniente distinguir entre espontaneidad y rapidez de una reacción química. Que una reacción sea espontánea significa que existe una tendencia natural para que la reacción se realice, pero puede que sea tan lenta, que en la práctica no se aprecie ningún cambio. Así, la combustión de la gasolina es espontánea, sin embargo, a menos que se aplique una chispa, la gasolina puede mantenerse en contacto con el aire durante largos periodos de tiempo sin que reaccione. Si una reacción es espontánea pero lenta, siempre es posible encontrar medios para acelerar el proceso, tales cómo elevar la temperatura o emplear un catalizador. Una reacción espontánea es una reacción termodinámicamente posible. Si una reacción no es espontánea, como la inversa de la anterior (conversión de CO2 y H2O en gasolina) jamás existirá un catalizador que la haga posible. Por lo tanto, el concepto de reacción espontánea o no espontánea permite al químico ver los límites de lo posible.\nEJEMPLO 6: Calcula la variación de energía libre en la reacción siguiente en condiciones estándar a partir de datos tabulados de energías libres de formación: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)\nΔGºR = Σ np·ΔGºfp - Σ nr·ΔGºfr =\n= 1mol·ΔGºf [CaO(s)]+1mol·ΔGºf [CO2(g)] – 1mol·ΔGºf [CaCO3(s)]=\n= 1mol·(–604,2kJ/mol) +1mol·(–394,6kJ/mol) –1mol·(–1128,8kJ/mol) = 130kJ


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► ¿Qué Fruta Tiene Más Calcio? | FrutaMare\nSeguramente cuando quieres incluir más calcio en tu dieta piensas en aumentar el consumo de leche, queso o nata y en efecto, estos efectos estos alimentos son una fuente importante de este mineral, pero también son alimentos ricos en grasas saturadas y colesterol, que pueden causar problemas de salud si los consumes en exceso, pero sabías que hay muchas frutas que también son ricas en calcio y lo mejor es que al consumirlas no estarás ingiriendo grasas saturadas o colesterol. Así que, si quieres aumentar tu consumo de calcio de forma natural, segura y saludable sigue leyendo porque vamos a revisar cuáles son las frutas que tienen mayor proporción de este mineral, pero antes vamos a ver cuál es la importancia del calcio para nuestro cuerpo.\nLa siguiente fruta en la lista es la ciruela. Como hemos hablado en otras entradas hay una gran variedad de esta fruta, pero todas se caracterizan por ser un fruto jugoso y carnoso. Además,no importa cuál variedad elijas, porque te darás cuenta que está llena de nutrientes, como vitaminas, minerales y antioxidantes que ayudan a mantener una adecuada digestión.\nSi quieres consumir más frutas con calcio y vitamina d, recuerda que con nosotros siempre puedes comprar naranjas fruta y verdura online


Mermado. Muy mermado llevo ya más de una semana, en la que, de los entrenamientos propuestos muchos de ellos no los he podido comenzar si quiera, y ninguno ha terminado como tenía previsto.\nSin embargo, hoy he realizado el simulacro de carrera, que comentaré más adelante, y he acabado satisfecho, sé que podré con el AUT, lo que no sé es cuanto tardaré en completarlo, pero no tendré prisa, quiero disfrutar de cada puerto, de cada sendero y de cada momento.\nEl pasado 24 de junio redactaba el plan de entrenamiento que quería seguir para afrontar a tope este segundo gran desafío, el mayor al que me enfrento hasta la fecha, pero por diversos motivos me ha sido imposible llevarlo a cabo.\nNo he obtenido los resultados obtenidos por los siguientes motivos, que no son excusas en absoluto, sino obstáculos a superar para próximas preparaciones, ya que aunque algunas cosas no dependan directamente de mi, sé que está en mi mano al menos paliarlas lo máximo posible para acercarme al resultado esperado.\n-El primer motivo ha sido diferentes imprevistos que me han hecho modificar las horas e incluso días de entrenamiento (temas de papeleo y burocracia relacionado con estudios y el trabajo.\n-El segundo, el sofocante calor, de hasta 35 grados en las horas centrales del día, que hacía que los senderos "echasen fuego" independientemente de la hora a la que los pisase.\n-En tercer lugar, una afección a la garganta, fiebre y placas incluidas, que me atenaza desde el jueves de la pasada semana, ya que durante uno de mis días de trabajo cayó una considerable tormenta (trabajo como socorrista en una plataforma acuática en la playa) que me dejó empapado, y a partir de ahí fue cuajando la enfermedad, que aun se resiste a abandonarme.\nDebido al estrés de los cambios repentinos, el calor y la garganta, cuando salía a correr me sentía bastante pesado, tenía problemas al beber agua y me molestaba hasta respirar fuerte en las subidas, por lo que he hecho muchísimos menos kilómetros con desnivel de lo que pensaba y la duración de las sesiones ha sido mucho menor.\nPero bueno, ello no justifica la bajada de rendimiento de estos días, voy a contaros como han ido estas dos primeras semanas de entrenamiento (la tercera, salvo que me abandonen las molestias de la garganta, me la tomaré de reposo casi total, para recuperar perfectamente, prefiero llegar con menos kilómetros en las piernas pero físicamente en estado óptimo).\nSemana 1 (23 junio - 29 julio)\nMiércoles 25: 3 kilómetros, mañana y tarde, llevando una mochila con algo más de 5 kilos a cuestas, la ida barefoot y la vuelta con fivefingers; ritmo medio 6:05 m/km\nJueves 26: 3 kilómetros por la mañana, llevando una mochila con algo más de 5 kilos a cuestas, barefoot y la vuelta con fivefingers; ritmo medio 5:40 m/km\nViernes 27: 32 kilómetros en pista, a ritmo de ultra (comenzando a medio día y acabando por la tarde), 3:00:40 en dar esas 80 interminables vueltas a la pista, a un ritmo medio de 5:40 m/km\nSábado 28: 6 kilómetros campo a través cargando con cerca de 4 kilos; la garganta me obliga a pararme a los 2 kilómetros y medio y decido dar un pequeño rodeo y volver antes de llegar a la verdadera subida; acumulo 200 metros de desnivel a un ritmo medio de 6:20 m/km\nKm totales: 47; Desnivel acumulado: 200 metros\nSemana 2 (30 junio - 6 julio)\nMartes 1: 3 kilómetros, mañana y tarde, llevando una mochila con algo más de 5 kilos a cuestas, la ida calzando Fivefingers y la vuelta con escarpines; ritmo medio 6:00 m/km\nMiércoles 2: 3 kilómetros, mañana y tarde, llevando una mochila con algo más de 5 kilos a cuestas, ida y vuelta calzando Fivefingers; ritmo medio 5:45 m/km\nJueves 3: 7,5 kilómetros barefoot por la orilla de la playa (llegué temprano de la defensa de mi TFG y decidí recuperar las sensaciones de correr descalzo, que no experimentaba desde hacía ya una semana); ritmo medio 4:50 m/km\nSábado 28: 17 kilómetros campo a través y 11,2 por asfalto al volver (no llegaba a tiempo al almuerzo de haber vuelto campo a través también, pero tenía las piernas frescas), cargando con cerca de 3 kilos;\nEs el simulacro de la carrera, me levanto a las 8:30 am notándome aun la garganta muy inflamada y dolorida y bastante cansado, pero no pienso retrasar ni un día más esta sesión, de hecho, de no acabar con buenas sensaciones pienso no volver a entrenar hasta el mismo día de la competición, a fin de llegar al menos en un estado físico óptimo.\nEn un tramo por la Sierra de Mijas tomo el sendero equivocado, dando un rodeo de casi una hora para ascender al repetidor, pero afronto más desnivel, que es lo que voy buscando; sin embargo no planeaba recorrer tantísimos kilómetros antes de llegar a algún punto donde reponer agua, por lo que me quedo sin líquido llegando las 12 del mediodía, con el sol cayendo a plomo sobre mí.\nCojo un nuevo desvío equivocado (GR-5) pero doy la vuelta a tiempo y decido guiarme por mis instintos para subir al repetidor.\nLlego algo cansado pero muy motivado, espero un par de minutos por si algún ciclista o senderista (me he cruzado con varios durante la mañana) me ofrece agua, pero solo suben ciclistas y o no les queda ya agua o la tienen justa, así que decido ponerme en marcha de nuevo.\nBajada hasta Benalmádena pueblo, donde bajo hasta un parque, bebo, me como un plátano y repongo agua.\nVuelvo al monte, y a medio ascenso hacia el Calamorro, miro el reloj; llevo 3:11:00 en la sierra ya, me puede quedar perfectamente otra hora de subida y después tengo que volver, por lo que la sesión se me puede ir a las 6 horas perfectamente, pillándome en las horas centrales del día, con un plátano en el estómago únicamente (lo que rompió mi ayuna) y llegando tarde al almuerzo familiar.\nMe paro, medito un par de ideas y decido bajar a Benalmádena pueblo, descender hasta el nivel del mar, ir hasta Torremuelle y volver a casa por la costa, afrontando todas las cuestas posibles.\nFinalmente llego a casa en 4:15:42, acumulando casi 2700 metros de desnivel total (el GPS se comió casi un km al inicio, y varios metros de desnivel, que, al acabar en el mismo punto donde comencé, debería coincidir).\nLas sensaciones son fenomenales, los dos últimos kilómetros los realizo rozando 5 minutos por kilómetro, pero ligeramente por debajo de la barrera del 5, no he sentido en ningún momento la presencia del "Muro" y llego relativamente "fresco" a casa (al menos psicológicamente, después de pasar más de 4 horas corriendo el cuerpo no es el mismo que se puso en marcha sobre las 9 de la mañana.\nTodo bien menos mi garganta, muy irritada y que parece resquebrajarse por dentro al recuperar con isotónica fresca (que no fría), por lo que doy por finalizada la preparación del Andorra Ultra Trail, este mismo fin de semana realizaré un recorrido de 16,6 kilómetros y 373 metros de desnivel positivo, sin ritmo y cargando todo lo necesario para participar en la prueba, a modo de última puesta a punto.\nIncluyendo este último entrenamiento, este será el resumen de esta semana:\nKm totales: 64,3; Desnivel acumulado: 3.446 metros\nPese a rebuscar por los recovecos de Internet no he encontrado ningún blog de otro corredor que participe en la Andorra Ultra Trail, así que no sé como les estará yendo a los demás la preparación de la prueba, pero espero que al menos mejor que a mi.\nComo se dice mucho por aquí, "ya está todo el pescado vendido", toca recuperarse, poner a punto el equipo, preparar la estrategia de carrera y el planning y a ir restando días al calendario.\n¡6 para la salida!


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El programa de control del transpor-tador de minería ABB (MCCP) paraSecretaría de Minería | Argentina.gob.arFue director de Desarrollo Sustentable en la Secretaría de Minería e Intendente Municipal del Departamento Sarmiento de la Provincia Cuyana. En 2015 renunció a su banca de diputado para asumir como Ministro de Minería de la provincia de San Juan, cargo que ocupó hasta diciembre de 2019.\nTransportador radial port 225 til de apilamiento. Transportador radial port 225 til de apilamiento 50 60 80 95 100 110 125 150 Dise 241 ado para ser el m 225 s r 225 pido desde el transporte por carretera a la operaci 243 n en el campo n Superior ofrece el est 225 ndar de la industria con m 225 s tama 241 os disponibles que nadie n Equipado con un chasis de uso intensivo para latransportador de oro del molino de bolas de la mina de oro 」Send Inquiry maquina trituradora de piedra para la mineria de oro criba vibratoria, transportador con correa y El sistema de control de El#ctrica central, etc. para la venta en y de Flotaci#n para la miner#a del cobre, hierro y oro. . proveedores de banda transportadora en cebu . Pregunte ahora; aplicaciones de molino de bolas de alta capacidad conCatálogo de fabricantes de Transportador Tripper En La ...También puede elegir de energía y minería transportador tripper en la minería,así como de soporte en línea transportador tripper en la minería. Hay proveedores de 2 transportador tripper en la minería, principalmente ubicados en Asia. Los principales países o regiones proveedores son China, que proveen el 100% de transportador tripper ...Productos y soluciones Soluciones de transporte minero ...las operaciones de minería. La elección de la solución de accionamiento tiene un impacto directo sobre el rendimien-to, la flexibilidad de la operación, la efi-cacia total, la fiabilidad y el ciclo de vida global de su sistema transportador. El programa de control del transpor-tador de minería ABB (MCCP) para


Publicado: 14/06/2004 18:16\nCita:Austria prohíbe el recorte de rabo y orejas en los perros\nLa ley más severa de Europa para la protección de los animales acaba de ser aprobada en Austria y prohíbe el encadenamiento permanente de perros, los collares de castigo y el recorte de las orejas y rabos en ciertas razas.\nAsimismo la Ley prohíbe la cría de pollos en jaulas demasiado pequeñas y el uso de leones y otros animales silvestres en los circos.\nEl plazo de implantación de la nueva Ley será de paulatino a partir del próximo Enero y los infractores podrán ser multados en casos de crueldad extrema hasta con 15 mil euros y la confiscación de sus animales.\nEl canciller Wolfgang Schuessel declaró en su aprobación que Austria quiere dar un ejemplo al resto de Europa y al mundo en el respeto a los animales.\n¿Qué opinais? Yo veo todo muy bien, excepto lo del collar de castigo, eso lo veo ya pasarse porque algunos perros realmente lo necesitan, a no ser que se refiera al collar de descargas, que eso es ya otro cantar...\nPublicado: 15/06/2004 08:23\nPues lo veo fenomenal, aunque lo del collar de castigo también me chocó un poco. Por ejemplo, Ronda es una bendita, pero tira como una posesa (va mejorando, pero le cuesta). Así que hay veces que necesitamos llevarla con un collar de castigo, porque incluso con el de ahogo tira...\nY me parece fenomenal eso de prohibir tenerlos permanentemente atados, creo que la ley suiza ya lo prohibía (lo leí hace algún tiempo en una revista de perros que traía un arículo sobre esa ley, si alguien sabe la referencia y me la puede dar se lo agradecería un montón).\nEn España parece que si tienes perro tienes que llevarlo en una jaula para fieras, no sé en Andalucía, pero en Asturias hay municipios que no dejan tenerlos ni en accesos a playas, ni en zonas verdes cercanas a las mismas, ni en lospaseos marítimos, ni en plazas, parques, sendas fluviales... ¡ni atados!\nretrógados que somos\nPublicado: 15/06/2004 17:56\nPara los perros que tiran mucho el mejor collar que he probado es uno que llevan con el hocico sujeto. No le hacen daño para nada y la verdad es que dejan de tirar. A Lucas no le gusta nada, supongo que porque se encuentra algo indefenso, y se esconde debajo de la mesa cuando voy a ponérselo, pero es que he probado ya unos cuantos y es el que mejor le va a él y a mi, porque con el de ahogo (que supongo que es ese que se usa para adiestrar) estaba a punto de hacerse daño en la garganta de lo que tiraba. Y ni te cuento cómo iba yo con el arnés.\nSi no lo encuentras pregúntale a tu veterinario. A mi fue en la clínica donde me lo recomendaron, y creemé, es mano de santo.\nPublicado: 15/06/2004 18:55\nEs cierto imc, creo que se llama Halty ese collar, nunca lo he usado, pero me han dicho que es muy efectivo\nLo que pasa es que, como tu bien dices, no sirve para adiestramiento.\nEl de ahogue hay que saber como utilizarlo para que sea efectivo.\nAl principio todos no limitamos a que el perro tire y tire hasta ir casi estrangulado, pero el truco está en ir dando tironcitos secos cuando se adelante y claro, dándole la orden al mismo tiempo.\nFrodoriko ya ha probado, prácticamente todos y al final solo va bien con el de castigo, aunque a veces pruebe de nuevo con el de ahogue.\nCon ese va bien excepto cuando ve otro perro...entonces tengo que tirar de él hacia arriba hasta levantarle las patas delanteras del suelo para que pierda fuerza y decirle NOOOOO como si me estuviera volviendo loca. No veas los espectáculos que damos, un dia de estos voy pasar la gorra a ver si cae algo. :wink:


Análisis Rise of the Tomb Raider. Para inmortal, esta saga\nYa está aquí Rise of the Tomb Raider, la esperadísima nueva entrega del reboot de la franquicia protagonizada por Lara Croft. Crystal Dynamics nos trae una aventura cargada de acción, con un mundo inmenso que explorar y muchas novedades. Nosotros teníamos una ganas inmensas de jugarlo, y cabe decir que la espera ha valido la pena. ¿Quieres saber qué nos ha parecido? Pues empieza a leer.\n09/11/2015 - 09:01h\nLas habilidades de Lara en Rise of the Tomb Raider, detalladas al completo\nRise of the Tomb Raider presenta su tráiler de lanzamiento\nPocos personajes de la industria del videojuego son tan veteranos como Lara Croft. Y es que, aunque se conserve muy bien para sus años, la aventurera y arqueóloga británica lleva casi veinte años repartiendo leña, explorando tumbas y derrotando a fuerzas sobrenaturales de todo tipo. Desde la Muralla China hasta los canales de Venecia, pasando por la selva tropical, Egipto, Perú, y un largo etcétera. Lara ha viajado por todo el mundo, y quieras que no, eso desgasta.\nTras alguna que otra entrega destinada al fracaso, Crystal Dynamics se puso al frente de la saga en 2006, con Tomb Raider: Legends, después con el remake 'Anniversary' y, por último, con la secuela 'Underworld'. Y hasta ahí, porque el estudio rompió con las entregas más antiguas de la aventurera y decidió reiniciar la saga con Tomb Raider, un juego más adulto competencia directa de los AAA más aclamados: acción frenética, muertes brutales, una aproximación más oscura...\nY demostró que esa fue una gran decisión. El juego arrasó, superando con creces a las últimas aventuras de Lara, que habían visto como su popularidad descendía en picado. Los escépticos con este reinicio tuvieron que admitir que era un juegazo, y finalmente, hace varios meses ocurrió lo que tenía que ocurrir: Crystal Dynamics anunció la secuela. Una secuela que, por fin, ya está aquí.\nRise of the Tomb Raider ha llegado a Xbox One y Xbox 360. La esperada continuación del reboot ha generado un hype absoluto, y muchos esperan que supere a su predecesor con creces. Pues bien, ya no hay que esperar más (o sí, en caso de que seas jugador de PC o PS4). Sigue leyendo y descubre qué nos ha parecido Rise of the Tomb Raider.\nLa nueva aventura de Lara arranca meses después de lo visto en el primer juego. ¿Os acordáis de esa Lara jovencita, inexperta y que pasaba más miedo que vergüenza? Pues ya no existe. Ahora es una auténtica badass, y está decidida a probarlo.\nTras los sucesos ocurridos en Yamatai, Lara ha aceptado que hay cosas en este mundo más allá de su comprensión. Y enseguida una de ellas viene a su mente. Hace años, su padre, el prestigioso arqueólogo Richard Croft, empezó a investigar los secretos de la inmortalidad. Un tema bastante peliagudo, que hizo que todos sus colegas y la prensa le dieran la espalda. Finalmente, Croft murió solo y acabado.\nAhora, Lara ha visto que la investigación de su padre podría conducir a algún sitio. Por ello decide continuarla, tanto para descubrir el gran misterio que oculta como para limpiar la memoria de su progenitor. Eso la llevará a viajar a Siria, donde descubrirá que la mítica ciudad de Kitezh, en Siberia, podría existir, y que tras sus muros se oculta el misterio que causó la ruina de su padre.\nPor desgracia, llegar a Kitezh no será nada fácil. Además de las trampas ancestrales, la brutal naturaleza y los peligros de ir paseando por ruinas medio derruidas, Lara se topará con un enemigo temible: la Trinidad. Se trata de un grupo fundado hace cientos de años, una orden secreta religiosa que ha sobrevivido hasta el día de hoy. Dirigido por Konstantin, un misterioso hombre con oscuros secretos, este grupo (más bien, ejército privado) va detrás del "Artefacto", una reliquia que planean utilizar para cambiar el destino de la humanidad. Y como no, la mala suerte hace que ese artefacto esté intrínsecamente relacionado con la investigación de Richard Croft.\nEstará en manos de Lara evitarlo. Por desgracia, Konstantin será un enemigo temible que no le pondrá las cosas fáciles, y además, la Trinidad podría ser más cercana a ella de lo que imaginaba.\nLa lucha por la supervivencia. La clave está en los campamentos\nSi hay algo que quedó claro en el anterior Tomb Raider, es que Lara tiene muy mala suerte. Hasta ahora la han secuestrado, golpeado, intentado asesinar, se ha caído por precipicios, casi se ahoga en varias ocasiones... En Rise of the Tomb Raider continúa por ese camino. Por suerte sigue contando con sus súper habilidades que le permiten dar saltos impresionantes, trepar por toda clase de superficies y luchar contra varios enemigos casi sin despeinarse.\nAún así, Lara necesitará mejorar sus habilidades si quiere sobrevivir en este entorno hostil, así como mejorar las armas y herramientas que utilizará tanto dentro como fuera de los combates. Podrá hacer todo esto en los campamentos, pequeños refugios que podrá construir en puntos determinados del gigantesco mapeado.\nMientras se calienta junto a la hoguera, Lara podrá gastar los puntos de habilidad que haya ganando consiguiendo experiencia en tres categorías de habilidad distintas. En la primera, Matona, mejorará su destreza en los enfrentamientos cuerpo a cuerpo. Por ejemplo, podrá fortalecerse para que los impactos de bala o las explosiones le causen menos daño, aumentar su resistencia o aprender movimientos nuevos.\nEn la segunda categoría, Cazadora, podrá mejorar sus ataques a distancia o con el arco. De esta forma será más efectiva cuando actúe con sigilo, haciendo que los enemigos tarden más en detectarla o que pueda acabar con más de uno a la vez utilizando un arco compuesto. En la tercera categoría, Superviviente, Lara podrá mejorar sus habilidades relacionadas con el crafteo de munición, armas y equipo, o potenciar su percepción para detectar más elementos útiles durante la exploración.\nEn cuanto al equipo y munición, Lara comenzará la aventura armada únicamente con su inseparable arco y su utilísimo piolet. Ambas armas tienen muchas funcionalidades, y aunque son muy útiles en los combates, lo cierto es que fuera de ellos es cuando se vuelven más fundamentales.\nPor ejemplo, el piolet es vital para escalar por superficies resbaladizas, como hielo, o para abrir puertas y cofres cerrados. Además, podemos utilizarlo en combates cuerpo a cuerpo, demostrando ser un arma mortífera. El arco es el arma perfecta si queremos actuar con sigilo, pero además nos ayudará a avanzar y a recoger recursos inaccesibles. Por ejemplo, con él podemos lanzar cuerdas a superficies elevadas y trepar por ellas. A medida que avanzamos vamos descubriendo más utilidades para estas herramientas, y además, como hemos mencionado anteriormente, podemos mejorarlas en los campamentos.\nPara ello necesitaremos recursos de toda clase: madera, pieles de animales, metales especiales, etc. Los encontraremos repartidos por todo el mapeado, ya sea en árboles que debemos romper o cazando ciervos y osos. Cada mejora de un arma exigirá cierto número de recursos, así que cuando los consigamos podremos desbloquearla. De esta forma podemos hacer que el arco sea más resistente, o que el piolet provoque más daño.\nAdemás, podemos crear equipo y armas desde cero. Para ello necesitaremos muchos recursos de los mencionados anteriormente, y en ocasiones componentes especiales, como partes de una pistola semiautomática. La utilidad de una pistola está clara, pero otro equipo, como por ejemplo bolsas extra o chaquetas más gruesas, permitirán que Lara pueda llevar más munición o que los enemigos le causen menos daño.\nOtro aspecto clave, la munición. Pues más de lo mismo. Por ejemplo, para fabricar flechas necesitaremos madera y plumas, y si queremos mejorarlas podemos crear flechas envenenadas recogiendo plantas y setas especiales. Hacernos con balas será más complicado, ya que o bien debemos encontrar cargadores, o bien fabricarlas utilizando metales raros difíciles de encontrar. La munición podemos crearla en cualquier momento, incluso durante los combates, pero para mejorarla tendremos que volver al campamento.\nLa acción, vital en todo buen Tomb Raider\nAlgo que a Lara siempre se le ha dado muy bien, y que en Rise of the Tomb Raider queda más claro que nunca, es actuar con determinación en momentos de peligro. Es sentir como le sube la adrenalina, y nuestra aventurera se atreve con todo: escalar precipicios, esquivar trampas, iniciar persecuciones frenéticas, meterse en auténticas batallas campales...\nNo es para menos, ya que la acción es vital en todo buen Tomb Raider, y éste no es una excepción. Además del arco y el piolet, Lara podrá utilizar una gran variedad de armas, ya sean fabricadas por ella en el campamento o alguna que se encuentre perdida por ahí (incluso podremos comprar algunas, utilizando monedas antiguas que encontraremos durante la aventura). Además, puede fabricar explosivos improvisados con latas o botellas, o utilizar cualquier elemento del escenario para distraer a los enemigos o acabar con varios de un golpe.\nNo hay mucho que decir en lo referente a esta parte "shooter" del juego. Lara puede cubrirse, esquivar ataques, disparar como una posesa o liarse a puñetazo limpio si se topa cara a cara con un matón. En este aspecto, el juego no ofrece cosas que no hayamos visto antes, ¿pero quién las necesita? Todo lo que ofrece, lo ofrece a lo grande, y eso es lo importante.\nLo mismo ocurre con el sigilo. Lara puede moverse lentamente para pillar a los enemigos por sorpresa, u ocultarse entre los arbustos para evitar ser detectada. Con el arco podemos deshacernos rápidamente de varios enemigos sin que nos detecten, o lanzar botellas para atraer su atención hacia un punto determinado, ya sea porque queremos esquivarlo o porque somos más de apuñalar por la espalda.\nCuando estemos en sigilo será fundamental el modo instinto de combate. Podemos entrar en este modo en cualquier momento, y gracias a él veremos a los enemigos y los objetos clave resaltados en amarillo o en blanco. De esta forma podemos hacernos una idea de cuántos rivales tenemos ante nosotros, y si hay algún generador o explosivo que pueda ayudarnos a librarnos de varios de una sentada.\nEso sí, tenemos que estar muy atentos a los enemigos que aparecen resaltados en rojo, ya que eso significa que se están viendo entre ellos, o que algún otro lo tiene en su campo de visión. De esta forma se nos alerta de que no debemos atacarles, o rebelaremos nuestra posición. Es un modo de gran utilidad, que nos permite enfocar los combates de una forma más táctica.\nArqueóloga ante todo\nOtro aspecto fundamental de Rise of the Tomb Raider son las tumbas, mucho más numerosas que en la anterior entrega. Crystal Dynamics ya anunció que incluiría más de estos escenarios especiales, como forma de recuperar esa esencia de los primeros juegos de la franquicia que, querámoslo o no, quedaron un poco olvidados en el reboot de 2013.\nEn las tumbas tendremos que resolver toda clase de puzles y sortear trampas para avanzar y llegar a su "corazón", y para ello tendremos que ser hábiles tanto con las armas como con nuestra mente. Lo cierto es que es un gustazo explorar las magníficas ruinas, que nos devuelven un poco a esos tiempos más sencillos cuando una cuadriculada y pixelada Lara nos concedió horas y horas de diversión.\nAdemás, Rise of the Tomb Raider da especial importancia a la exploración, y eso se aprecia especialmente en estas tumbas, plagadas de secretos de todo tipo que muchas veces serán inaccesibles la primera vez que pasemos frente a ellos. Por ejemplo, muchas veces nos toparemos con pilares o inscripciones con idiomas antiguos: griego, mongol, etc. Lara no podrá leerlos, pero a medida que se tope con murales o reliquias especiales, su conocimiento en estos idiomas aumentará. Esto hará que, cuando regrese a esos pilares, pueda traducirlos y desvelar secretos de la trama.\nTambién habrá zonas inaccesibles la primera vez que las visitemos, pero a medida que desbloqueemos herramientas y formas de abrirnos el camino, podremos pasar a través de ellas. Estas zonas suelen conducir a tesoros secretos, así que es conveniente volver sobre nuestros pasos para visitarlas. De esta forma el juego nos invita a movernos libremente por el mapa, explorando todos sus secretos.\nLo mejor es que estas áreas, pilares, etc., no son vitales para la trama, así que si no queremos volver atrás también es posible. Podemos seguir avanzando y olvidarlos de las maravillas que dejamos atrás. Eso sí, tened en cuenta que buscar todos los secretos puede ampliar considerablemente la duración del juego, casi el doble.\nHemos jugado a Rise of the Tomb Raider en Xbox One, y lo cierto es que hemos quedado gratamente sorprendidos. Seamos sinceros, la consola de Microsoft casi siempre ha perdido en lo referente a resolución, que en muchas ocasiones no supera los 900p, pero aquí no es así.\nCrystal Dynamics ha hecho una labor encomiable trayéndonos la mejor experiencia posible, con una resolución de 1080p durante el gameplay y una de 900p durante las cinemáticas. Además, la tasa de fps es bastante estable, y convive con unas texturas de infarto y un diseño de personajes y escenarios que rozan el realismo más absoluto.\nLas sesiones de captura de movimiento han valido la pena, ya que nos encontramos con unos personajes con una expresividad abrumadora. No os extrañéis si os quedáis embobados mirando la cara de Lara tratando de autoconvenceros de que no es real.\nLo cierto es que Rise of the Tomb Raider se ha convertido gracias a todo esto en uno de los juegos más potentes de la consola de Microsoft a día de hoy, gracias a la excelente labor de sus creadores. El conjunto lo cierra una banda sonora épica y emotiva y un doblaje muy acertado, tanto en versión original como en español.\nAsí da gusto jugar. Esto sí es nueva generación.\nEl impresionante mapeado por el que podemos movernos con relativa libertad. No termina de ser mundo abierto, pero se le acerca bastante. Además, está lleno de secretos que descubrir que nos invitan a explorarlo a fondo.\nEl equilibrio entre supervivencia, acción y sigilo. Ninguno de estos aspectos decepciona.\nGráfica y técnicamente es un portento.\nConsigue recuperar la esencia de los primeros Tomb Raider que se perdió un poco en el reboot de 2013. Lo consigue gracias a las tumbas, reliquias, etc.\nPor sacar algo negativo... ¿La historia? Puede que no sea tan adictiva como otras, o que ya hay muchos juegos de Tomb Raider como para sorprendernos. La trama no es mala, en absoluto, pero no es lo mejor del juego.\nEra difícil, pero Rise of the Tomb Raider ha superado con creces a la primera parte del reboot. No sólo porque ha mejorado aspectos que ya veíamos en esa entrega, como los combates o el sigilo, sino porque incluye importantes novedades y un apartado gráfico y técnico de infarto, que muchos otros títulos AAA ya quisieran para sí.\nLara Croft ha vivido mucho, es una veterana en esto de los videojuegos y eso suele pasar factura a largo plazo. Por suerte, eso no ha ocurrido en Rise of the Tomb Raider. Nos encontramos ante uno de los mejores títulos de aventura, exploración y acción del año, una pequeña obra de arte por la que sólo nos queda felicitar a Crystal Dynamics.\nSi eres fan de Lara Croft, esta nueva entrega te ofrecerá todo lo que podías desear en una de sus aventuras. Si eres nuevo en la franquicia, no encontrarás mejor juego para empezar.\n| 10/11/2015 - 17:02h


Oxford a Erie Autobús - Boletos 72,59 € desde OH a PA - Wanderu\nReserve boletos de autobús desde Oxford a Erie\nviajando desde Oxford a Erie en autobús\n¿Cómo puedo obtener el boleto de autobús más barato desde Oxford hasta Erie?\nLa mejor forma de obtener los boletos más baratos de autobús desde Oxford a Erie es reservando con anticipación. Basado en los últimos 30 días, las tarifas promedias de autobús más baratas desde Oxford a Erie fueron de 72,59 €. Al reservar 7 días en anticipación, obtendrás un ahorro de promedio de 0,00 € que los que reservan sus boletos al último minuto.\n¿Cuál es el tiempo más ocupado para viajar desde Oxford a Erie?\nLa hora más activa de la semana para viajar desde Oxford a Erie por autobús es a las 2 los viernes. Cuando planifique viajar para este tiempo, las entradas deben reservarse con mucha antelación, ya que pueden ser agotadas. Los domingo a las 2 es cuando el menor número de personas reservan boletos de autobús. Si está buscando un poco más de espacio, el autobús que sale en este momento es el que tiene más probabilidades de tener poco pasajeros.\n¿Cuántos viajes diarios de autobús hay desde Oxford a Erie?\nEn promedio hay 1 viaje de autobús por día. Barons Bus Lines tiene las mayores opciones de salidas desde Oxford to Erie, con un promedio de 1 viaje por día y 16 viajes mensual. un transportista de autobús actualmente viaja desde Oxford a Erie. De los hay 1 viaje del cual hay 0 que son viajes de ruta directa sin transferencias.\nLíneas de autobús que corren desde Oxford hasta Erie\nBarons Bus Lines opera un promedió de 1 itinerario(s) de autobús desde Oxford hacia Erie. El boleto promedió de Barons Bus Lines para Erie cuesta 72,59 €. En Oxford, Barons Bus Lines sale desde Miami University y desde ninguna otra estación o parada. En Erie, Barons Bus Lines llega a Greyhound Station - 208 E Bayfront Pkwy y a ninguna otra estación o parada.\nEl tiempo promedio de un viaje con Barons Bus Lines desde Oxford a Erie toma 18 horas y 11 minutos, mientras, la opción de viajes mas rápida con Barons Bus Lines lo llevara hasta Erie en 18 horas y 10 minutos,\nLos fines de semanas, Barons Bus Lines ofrece 1 viaje por día y puede esperar pagar 72,59 € para un viaje de fin de semanas hacia Erie.\nDependiendo de la lineas de autobús con la que viajarás, sus opciones incluyen una estación de autobús que tiene salidas desde Oxford. La mayoría de los viajes en autobús hacia Erie saldrán desde Miami University.\nViajes via autobús llegan a Erie a 1 estaciones distintas, dependiendo de la linea de autobús con la que viajaras. Greyhound Station - 208 E Bayfront Pkwy es la estacion de autobús principal en Erie para viajes llegando desde Oxford.


Barcos: "Paolo Guerrero siempre será bienvenido" | Ovación Corporación Deportiva\nMié, 01/12/2021 - 13:28\nCulminada la temporada, Hernán Barcos, jugador de Alianza Lima se refirió a algunos cuestionamientos por su edad, a su futuro y espera que Paolo Guerrero pueda llegar al conjunto 'blanquiazul'.\n"El tema de la edad, es algo que normalmente se escucha. Pero ya quedó demostrado, una vez más, que la edad no dice nada. Lo importante es lo que uno quiera, lo que uno se proponga y lo que uno trabaje", expresó el fubolista de 37 años en Willax.\nGuerrero: "Venir a Alianza me motiva mucho, no es que la descarto, pero..."\nTambién, se refirió a la posibilidad de culminar su carrera con Alianza Lima. "Estoy trabajando en la renovación, esperemos que sea pronto y después veremos qué pasa en el futuro. Faltan concretar algunos detalles que mi empresario ya lo está conversando con el club y seguramente pronto llegarán a un acuerdo".\nConsultado por Paolo Guerrero, el 'Pirata' admitió: "No hemos hablado (con Farfán) de eso, pero Paolo siempre es bienvenido, es de la casa. Ojalá el pueda venir y disfrutar de Alianza Lima".\nAsimismo, volvió a mostrarse agradecido con la hinchada 'blanquiazul' luego de coronarse campeón, dedicándole una vez más el logro a ellos. "Han sufrido bastante, ahora tienen que disfrutar, esto es todo para ellos".


Steven Spielberg fue electo para la Junta de Gobernadores de la Academia | Poblanerías en línea\nEl periodo de Steven Spielberg en la Junta de Gobernadores de la AMPAS concluye en julio del 2019. Foto: Wikimedia.\nSteven Spielberg fue electo para la Junta de Gobernadores de la Academia\nPublicado por: Staffon: julio 18, 2016 En: Vanidades\nLa Academia de Artes y Ciencias Cinematográficas (AMPAS, por sus siglas en inglés) tiene casi 6 mil afiliados divididos en 17 ramas, según su campo de trabajo.\nLas ramas son: actores, directores, productores, ejecutivos, fotógrafos, editores, músicos, guionistas, directores de casting, diseñadores de vestuario, diseñadores de producción, documentalistas, maquillistas, publirrelacionistas, animadores, especialistas en sonido y especialistas en efectos visuales.\nLa Academia, para tomar decisiones financieras y de organización de eventos, cuenta con una Junta de Gobernadores. La junta está integrada por tres miembros de cada rama y se renueva año con año.\nUn miembro es elegido a la Junta de Gobernadores por un periodo de tres años y puede ser reelegido para dos periodos posteriores. Es decir, cada miembro de la junta puede servir, como máximo, nueve años consecutivos.\nEste año, Steven Spielberg, ganador de tres premios Oscar, se suma a la rama de los directores. Su periodo concluirá en julio del 2019. Spielberg no había participado en el órgano de gobierno de la AMPAS. En su rama, compartirá poder con Michael Mann (El informante, 1999) y con Edward Zwick (El último samurái, 2003).\nA la junta también llega Laura Dern, por la rama de los actores. Dern, quien colaboró con Spielberg en Parque Jurásico, ha recibido dos nominaciones al Oscar. La última, en el 2015, como actriz de reparto en la cinta Alma salvaje.\nLaura Dern se une a Tom Hanks (miembro por primera vez de la junta en el 2001) y a Annette Bening. Hanks ganó el Oscar al mejor actor protagónico por las películas Philadelphia y Forrest Gump. Bening ha estado nominada cuatro veces al galardón; la más reciente en el 2011 por Los niños están bien.\nLa Junta de Gobernadores, que empieza a sesionar en agosto, se reúne unas seis veces por año. Los miembros, que no necesitan vivir en California, pueden asistir a las juntas por la vía del video.\nEtiquetas: ACADEMIA DE ARTES Y CIENCIAS CINEMATOGRÁFICASAMPASJUNTA DE GOBERNADORESLAURA DERNSTEVEN SPIELBERG


Sanación Cuántica Angelical | PaolaGutierrezAngelical\nSeptiembre 14 y 15 de 2019\nAprenderás y experimentarás el Poder y la Inteligencia del Corazón, activando la llave angelical de acceso al Akasha (o malla cuántica) en interacción con la consciencia del corazón para anclar y codificar programas completos de Manifestación, Sanación y Consciencia que te llevarán a comprender tu rol en la humanidad y el porqué de los procesos de transcendencia planetaria tales como:\nHorario: Sábado de 9:00 a 18;00\nDomingo de 8:30 a 17:00\nLugar: Ker Recoleta Hotel & Spa\nMarcelo Torcuato de Alvear 1368, C1058AAV CABA\nTeléfono: Martín Lamónica\n+54 9 11 4063-3265\nLugar:Centro Cultural Mariano Moreno, C1091AAI, Moreno 431, C1091AAI CABA\nEnergía Expansiva como fuerza de Poder Creador.\nProgramaciones del inconsciente y sistema de creencias.\nMemoria celular y patrones registrados a través de las emociones.\nÁngeles, Arcángeles ( un paso por la energía cósmica )\nSanación Cuántica Angelical: Ser Energía Sanadora para expresar patrones internos de energía vital en la memoria celular.\nReprogramando las versiones del pasado:\nRe programacion del Niño Interior.\nProtocolo de Liberación Emocional.\nMeditaciones, ejercicios prácticos.\nEnergía cuántica y el campo electromagnético. (Magnetosfera, biorritmo humano)\nCorazón Sagrado y el Akasha.\nProyección de la realidad y los programas energéticos de Manifestación (potenciales de creación).\nManifestación cuántica: activando la llave maestra angelical.\nSanación Cuántica Angelical: ejercicios y practicas.\nSanación Cuántica de las 12 capas del ADN.\nHolograma de Protección.\nRe conexión con la Malla Cósmica.\nExpansión de mi ser multidimensional.\nEntrar y salir del Akasha en estado consciente (Preguntas al Akasha).\nEl poder de la manifestación: Desarrollando tu habilidad de manifestar los pensamientos, emociones y sensaciones en realidad.\nSanación Cuántica Angelical.\nSolo puedo agradecer por tan mágico fin de semana, para mi significó total sanación a todos los niveles, cada palabra, cada meditación, cada ejemplo fue directo a mi corazón, fue como si hubiera sido hecho a la medida para mi, con un mensaje claro y directo. La forma como hoy veo mi realidad es muy diferente, me siento mucho más clara y empoderada.


Ammann ARS 122 eclipsa a la competencia | Ammann Ammann ARS 122 eclipsa a la competencia – Ammann Group\nAmmann ARS 122 eclipsa a la competencia\nLa máquina de compactación se destaca en el proyecto de terraplén\nLa máquina de compactación de tierra Ammann ARS 122 tuvo un desempeño superior a siete fabricantes competitivos cuando se la sometió a prueba en el lugar de trabajo en Giriulla, Sri Lanka.\nLas ocho máquinas de compactación operaron en la construcción del terraplén como parte del proyecto Central Expressway. Las máquinas de 10 toneladas se sometieron a prueba en la compactación de agregados en la superficie de base del terraplén, y el equipo de Ammann tuvo el mejor rendimiento.\n“Este rodillo de Ammann es el más eficaz para la eficiencia de compactación, la cantidad de pasadas y los porcentajes de pasadas de prueba”, afirmó Rohana Eknathgedara, presidente de S&K Engineering Enterprises (Pvt.) Ltd.\nLas máquinas de compactación de otros fabricantes necesitaron seis pasadas para alcanzar los objetivos de densidad, mientras que el equipo Ammann ARS 122 pudo alcanzar los mismos objetivos en cuatro o cinco pasadas.\n“Es altamente eficaz” comentó Eknathgedara sobre la máquina de Ammann. “Tiene elevada capacidad de compactación con menos pasadas. El tiempo necesario entre la compactación de cada capa, las pruebas y el inicio en cada capa de tierra nueva también es inferior a los demás rodillos”.\nEl equipo ARS 122 probó que podía eliminar pasadas y, por lo tanto, menor mano de obra o costos de combustible.\nSi bien siempre es importante aprovechar al máximo el tiempo disponible, era particularmente crucial para el proyecto Central Expressway. “El clima es el desafío más dominante cuando se trata de manejar grandes movimientos de tierra y las cantidades de materiales necesarios”, comentó Eknathgedara.\nEl equipo ARS 122 operó en el ajuste de vibración más alto y, a la vez, ayudó a compactar aproximadamente 200 000 m3 de materiales asociados con el movimiento de tierra del terraplén. Los materiales se colocaron esparcidos en capas de 225 mm antes de poner en marca las máquinas de compactación.\nEl proyecto Central Expressway conectará la capital de Colombo en Sri Lankan con Kandy, otra ciudad clave. El trabajo sobre el terraplén forma parte de la segunda de las cuatro fases del proyecto. La segunda fase comprende la creación de 50,7 km de una vía dividida de cuatro carriles con 30 pasos elevados y cinco pasos subterráneos.


Fracasos y Éxitos - Ser Líder - Management y Creatividad\nTodos sabemos lo que es una lamparita. Su funcionamiento es muy simple, se trata de calentar con electricidad un filamento metálico que esta dentro de un globo de vidrio para contener la electricidad y el calor. Para decir esta oración Thomas Edison demoró 2 años en pensarla. Fue la persona que concretó antes la idea (no se se le ocurrió a el primero, pero si la hizo primero mejorando un concepto existente) . Fue en 1878 y tardó 2 años en darle forma. Estuvo un año completo probando y testearon 3000 teorías diferentes. En 1879 logró con un filamento de platino dar luz, pero se apagaba al toque, duraba prendido solo algunas horas. Intentó con las fibras de 5000 plantas diferentes para hacer el filamento, incluso probó con algodón, lombrices secas y hasta con el pelo de su esposa.\nSegún su biografía la esposa de Thomas le decia “que haces Thomas otra vez lo mismo, que queres hacer con eso?” y Thomas le decia “Quiera atrapar la luz y guardarla para usarla en la noche”. Bueno, en 1880 lo logró. Creó una lamparita de 16 watts que duraba 1500 horas. Finalmente lo hizo con un filamento de fibra de bambú.\nNo fueron mil fracasos, sino un invento de mil pasos\nPero la historia no termina acá. Obviamente Edison creó una empresa para fabricar lamparitas que luego fue mutando hasta hoy, saben de cual se trata? GENERAL ELECTRIC.\nOjo, la vida de Edison no fue la lamparita he, porque alcanzar una meta es ampliar el horizonte y con un horizonte nuevo, aparecen nuevas metas. Nuevas ideas.\nTriunfar es llegar a un punto nuevo de partida. Es la invitación a volver a CREAR. Porque CREAR es innvoar.\nInnovar no es nada fácil porque innovar es un atractor para fracasos, perdón, es un atractor para el aprendizaje, en consecuencia para el éxito . Para emprender, para innovar tenemos que dominar el arte de fracasar, y esto no es nada más ni nada menos que perder el miedo y aprender de cada paso que damos. Obviamente, para que el que viene segundo es mucho más fácil, pero ojo, nunca será el primero. Hay una sola posibilidad de ser los primeros en hacer algo. El que innova crea el camino a partir del esfuerzo y del riesgo, el resto lo sigue. El que innova ELIGE por donde ir y se adueña de los PRIMEROS triunfos. El innovador tiene la CAPACIDAD de crear. El resto no.\nEs evidente que el que hace se equivoca, el que no hace se equivoca más. Las órdenes de Soichiro Honda (si, el que dió origen a Honda) eran TOMA RIESGOS Y FALLA. Falla si quieres 100 veces, mientras eso te permita tener éxito un vez.\nAnterior Crisis, Esperanza y Optimismo\nSiguiente 21 consejos para Gerenciar\nZapatos nuevos: @PachiTamer en #TEDxRosario 2013


Foro / Psicología / ¿Cuáles son los síntomas de ansiedad más comunes?\n7 de diciembre de 2018 a las 11:39\nLos síntomas de ansiedad los observamos a menudo en la vida diaria. Son parte de la normalidad, ya que la ansiedad es como una especie de termostato que nos ayuda a darnos cuenta de que tenemos que reaccionar o actuar (cuando tenemos un examen, un momento importante, un problema que atajar). Es parte de una respuesta evolutiva.\nLos problemas de ansiedad tienen un núcleo común que es el yo en peligro. Por lo tanto, el miedo es un sentimiento central de los problemas relacionados con la ansiedad. Para aclarar, podemos decir que:\nTemas relacionados: ¿cuáles son los síntomas de ansiedad más comunes? sintomas de ansiedad e hipocondria ¿cuales son los síntomas más comunes de la ansiedad? cuales son vuestros sintomas de ansiedad? stoy fatal :( ayuda por favor nuevos sintomas de ansiedad y a.panico, estoy asustada mi hijo me pidio algo no muy comun sentido común y precisión: machismo versus hembrismo soy demasiado sencible o son comunes las faltas de respeto a las personas ¿esto es hipocondría o algo común? sintoma de ansiedad???, alguien ha padecido algo similar?????