Trabajo y unidades de medida

El trabajo se define como el producto de la fuerza por la distancia:

W = F x d (en sistema MKS)

La unidad de Fuerza es Newton N y la distancia es metro m (sistema MKS)
El Newton es Kg x m/s2, por lo tanto el trabajo W se mide en Kg (m2/s2)

La Energía potencial Ep = mgh; m es masa y se mide en Kg; g es la acelración degravedad y se mide en m/s2; h es altura y se mide en metros (m). Por lo tanto
Ep = Kg x m/s2 x m , es decir, Ep = Kg (m2/s2)

Esto nos demuestra que E y W es lo mismo, una puede ser convertida en otra. A esta unidad se le llama Joule (J).

El calor se mide en calorías (cal). 1 cal es 1g cm/s2

W = F x d (en sistema CGS)
1 dina = 1g x cm/s2; d = cm, la unidad de trabajo es el erg

1 erg = 1 g x cm/s2 x cm; es decir 1g cm2/s2

1 joule = 1 N x m
1 Joule = 10(5) dinas x 10(2) cm

1 caloria = 4,18 Joule El calor también puede expresarse en Joule porque también es una expresión de energía.

Calor

(En la foto un oso polar pierde calor por conducción, desde su cuerpo a mayor temperatura hacia el hielo que está a menor temperatura.)

Energía Calórica: Calor es un tipo de energía, que fluye de un cuerpo de mayor temperatura a otro cuerpo de menor temperatura.

La transmisión de calor puede ser por:

a) conducción: (las moléculas están en contacto con una fuente calórica y aumentan su energía cinética, incrementandose la frecuencia de choques con los átomos o moléculas vecinas, las que a su vez obtienen mayor energía y así sucesivamente (calentando la punta de un clavo);

b) Convección: son movimientos moleculares de los líquidos y gases, cuando aumentan o disminuyen su energía calórica lo hacen por movimientos ascendentes o descendentes. Las sustancias que adquieren mayor cantidad de calor disminuyen su densidad y por lo tanto ascienden, y a su vez cuando disminuyen su energía calórica aumentan su densidad y descienden;

c) Radiación: la energía calórica se transmite en forma de ondas electromagnéticas.

La cantidad de calor que pueda poseer un cuerpo depende de la cantidad de materia (masa), naturaleza del cuerpo a través del calor específico y de la diferencia de temperatura que se produce en la transmisión del calor.

La ecuación que permite determinar la cantidad de calor absorbido o liberado es:
Q = mCeΔt

m = masa de un cuerpo; Ce = calor específico del cuerpo; delta t = cambio de temperatura registrado.

Calor específico (c) = es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de 1 g de sustancia en 1ºC.

Capacidad calorica (C) = es equivalente al calor específico pero tomado en 1 mol de sustancia.

Si Q>0 el cuerpo absorbe calor;
si Q<0 el cuerpo libera calor.

Ley de Hess

Ley de Hess: Dice “La variación de entalpía que tiene lugar cuando los reactantes se transforman en productos es la misma, tanto si la reacción transcurre en una sola etapa como si ocurre en varias etapas”.

Si los químicos necesitaran tabular el ΔH en cada una de las reacciones químicas necesitarian mucho tiempo y espacio para almacenar tal información. Afortunadamente, existe una herramienta que permite calcular el ΔH de determinadas reacciones si se conoce el ΔH de algunas reacciones relacionadas.

Principio de Raugnult

Principio de Raugnult = Si dos o más cuerpos de diferente temperatura se ponen en contacto, en un sistema termodinámicamente aislado, los cuerpos de menor temperatura absorben calor, mientras que los de mayor temperatura liberan calor, hasta alcanzar un equilibrio térmico, es decir estén a la misma temperatura. Por lo tanto la cantidad de calor liberada por un cuerpo debe ser la misma que absorba el o los otros cuerpos (Qabs = Q lib).

Recuerde que Q = m C (dT) , siendo dT= delta T.

En el caso de la foto, la plancha metalica libera calor, el vidrio y el agua absorben el mismo calor, suponiendo que no hay transmisión hacia el aire. Por lo tanto:

Qplancha lib = Qvidrio abs + Q agua abs

Se debe reemplazar la primera ecuación en cada término de la segunda ecuación y calcular la incognita.

Principios de Termodinámica

Termodinámica = Rama de la física que estudia los principios que gobiernan los procesos. Se relaciona con los intercambios de energía (que absorben o liberan)en los procesos químicos. Los tres objetivos básicos de la termodinámica o termoquímica son:

Sistema = Es todo aquello que se desea estudiar (Pregunta: ¿cuanto demora una tasa de té en enfriarse? El sistema es la tasa de té.

Entorno = Es todo aquello que limita y puede alterar al sistema (Ej. temperatura del aire, corrientes de aire, composición de la mesa, composición de la tasa, etc.

Universo = Conjunto de sistema más entorno. (Ej. la tasa y todo aquello que lo rodea)

Tipos de sistemas:
a) Sistema abierto = sistema en el que hay intercambio de materia y energía.
b) Sistema cerrado = sistema en el que hay sólo intercambio de energía.
c) Sistema Aislado = sistema en el que no hay intercambio ni de materia ni de energía.

Proceso = Es un cambio en la condición o estado de un sistema.

Cada sistema posee un estado inicial característico en temperatura, volumen, peso y masa. Después de un cambio o proceso adquiere un estado final. La diferencia entre el estado inicial y final es una medida de la magnitud del proceso.

Un sistema posee un entorno que puede afectar o no al estado inicial de un sistema. A estos factores se les llama variables de estado (temperatura ambiente, presión atmosferica, radiación, humedad, etc.) La relación entre distintas variables se denomina Ecuación de estado y se determina midiendo los cambios ocurridos en un sistema y permite predecir estos cambios (Ej. PV = nRT)

Todo sistema tiene una Energía interna (Ei) característico y este puede expresarse de dos maneras diferentes: emitiendo calor hacia el entorno o ejerciendo un trabajo en el entorno, ambos manifestaciones de la variación de la energía. La energía total en el universo permanece constante, aunque la energía del sistema disminuye y la energía del entorno se incrementa. Esto es lo que se llama la "Primera ley de Termodinámica" y dice, "la energía no aparece ni se pierde, solo se transforma".