Dinámica. Rama de la física que permite comprender cómo los objetos se mueven y porqué se mueven de cierta forma como respuesta a fuerzas que actúan sobre ellos, es el estudio de las leyes del movimiento.
Explica el comportamiento y las propiedades de los gases en términos del movimiento de sus partículas.
Principios básicos:
Las moléculas de un gas están en constante movimiento aleatorio y se mueven en todas las direcciones a diferentes velocidades.
Las moléculas colisionan entre sí y con las paredes del contenedor. Estas colisiones se consideran elásticas, lo que significa que no hay perdida neta de energía cinética.
Se asume que las fuerzas de atracción o repulsión entre as partículas de gas son insignificantes, por lo que su comportamiento se puede considerar independiente de éstas.
Un gas ideal, es un gas hipotético, cuyas partículas ideales se desplazan aleatoriamente sin interacción entre ellas, con un movimiento constante sin repelerse ni atraerse y ocupan un volumen despreciable, lo que permite simplificar el estudio de su comportamiento. Se basa en cómo sus propiedades de presión, volumen y temperatura se relacionan entre sí y cambian bajo diferentes condiciones, lo que se puede representar con la ecuación de estado (ley de los gases).
Para los gases reales, bajo condiciones de alta presión y temperatura, la energía potencial puede jugar un papel importante debido a que las interacciones entre sus partículas se vuelven significativas.
Leyes de los gases.
🔍 Ley de Boyle.
A temperatura constante, el volumen de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional a su presión. Si aumenta la presión, el volumen disminuye y viceversa. La energía cinética promedio de las partículas (relacionada con la temperatura) se mantiene constante, pero cambia la manera en que estas partículas se distribuyen en el espacio (volumen).
🔍 Ley de Charles.
A presión constante, el volumen de una cantidad fija de gas es directamente proporcional a su temperatura, aumenta el volumen, y si se reduce, el volumen disminuye también. Al incrementar la temperatura, aumentas la energía cinética promedio de las partículas del gas, lo que hace que se muevan más rápidamente y ocupen más espacio (mayor volumen).
🔍 Ley de Gay-Lussac.
A volumen constante, la presión de una cantidad fija de gas es directamente proporcional a su temperatura. Al aumentar la temperatura, también aumenta la presión y al disminuir, la presión baja. Al aumentar la temperatura (y la energía cinética promedio), las partículas del gas chocan con más fuerza contra las paredes del contenedor, lo que aumenta la presión.
🔍 Ley de Avogadro.
La misma temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas. La energía cinética promedio para las partículas de diferentes gases es la misma si están a la misma temperatura, independientemente de las diferencias en sus propiedades moleculares.
Desde la antigüedad, el filósofo griego Heráclito capturó la esencia de la naturaleza con su famosa declaración: "La única constante es el cambio". Esta observación refleja una verdad universal acerca de nuestra realidad: las diferentes estaciones cambian el paisaje, que evoluciona con la vida de la flora y la fauna, las aguas fluyen en un ciclo que se repite continuamente, cada año trae consigo signos de nuestro envejecimiento y, en una escala aún más amplia, nuestro propio planeta y el sistema solar que lo acoge, se desplazan a velocidades inimaginables a través del espacio interestelar. Nada permanece estático en el mundo natural, y esto también aplica para la energía.
Primera ley de la termodinámica.
La primera ley de la termodinámica, conocida como la ley de la conservación de la energía dicta que, en un sistema aislado, la energía nos e crea ni se destruye, sino que se transforma de una forma a otra. Esta ley es el resultado de la labor conjunta de varios científicos del siglo XIX, cuyos trabajos proporcionaron la base para su construcción.
Julius Robert Mayer fue uno de los primeros en formular el principio de conservación de la energía. En 1842, propuso que la energía puede convertirse de una forma a otra, pero la cantidad total de la energía se mantiene constante. Su percepción surgió de sus observaciones sobre la sangre venosa, que era inusualmente roja en los marineros durante su viaje por los trópicos, llevándolo a razonar que menos trabajo era necesario para mantener la temperatura corporal en climas cálidos, lo que significa que el trabajo se había convertido en calor.
James Prescot Joule experimentó con la naturaleza del calor y descubrió su relación con el trabajo mecánico. Su experimento más famoso, que incluía el agitar agua con paletas movidas por la caída de pesas, demostró que el trabajo mecánico podía transformarse en calor, estableciendo la equivalencia entre ambos. Estos experimentos, realizados en la década de 1840, fueron fundamentales para el desarrollo de la teoría de la conservación de la energía.
Hermann Von Helmholtz, formuló de manera independiente la ley de conservación de la energía en su obra de 1847 "Sobre la conservación de la fuerza". Presentó una formulación matemática y un argumento filosófico para la conservación de la energía, influyendo en la aceptación de la ley en la comunidad científica.
La consolidación de estas ideas en la primera ley de la termodinámica ha tenido un profundo impacto en el mundo industrial. En la actualidad, esta ley fundamenta el diseño y operación de motores y generadores, permitiendo la conversión eficiente de energía química en mecánica y eléctrica. En sistemas de refrigeración y calefacción, facilita la transferencia de energía térmica de manera controlada. En el campo de la química, guía el desarrollo de procesos que transforman materias primas en productos químicos eficientemente. Además, la ley es crucial en la evaluación de la eficiencia energética de los procesos industriales, ayudando a minimizar el desperdicio de energía y a maximizar la producción de energía útil.
La primera ley de la termodinámica se puede expresar con la fórmula:
Donde:
ΔU es el cambio en la energía interna del sistema.
Q es la cantidad de calor agregado al sistema (valor positivo indica que el calor es absorbido por el sistema y el valor negativo indica que el calor es liberado por el sistema).4
W es el trabajo realizado por el sistema sobre sus alrededores (valor positivo indica que el trabajo es realizado por el sistema y el valor negativo indica que el trabajo es realizado sobre el sistema).
🔍Primera ley de la termodinámica.
Algunos ejemplos de aplicación de la fórmula de la primera ley de la termodinámica.
Ejemplo 1.
Una reacción exotérmica dentro de un calorímetro libera 2500 J de calor. Si el calorímetro realiza 300 J de trabajo al expandirse durante la reacción ¿Cuál es el cambio en la energía interna del sistema químico?
Datos:
Q = -2500 J (negativo porque es liberado por el sistema).
W = 300 J (positivo porque es realizado por el sistema).
Fórmula:🛆U = Q - W
Sustitución:🛆U = (-2500 J) - (300 J)
🛆U = -2800 J
Significa que la energía interna disminuye porque el sistema
está liberando calor y realizando trabajo.
Ejemplo 2.
Durante un proceso en un motor, se suministran 4000 J de calor al sistema. Si el motor realiza 1200 J de trabajo sobre el entorno, ¿cuál es el cambio en la energía interna del sistema?
Datos:
Q = 4000 J (positivo porque es absorbido por el sistema).
W = 1200 J (positivo porque es realizado por el sistema).
Fórmula: 🛆U = Q - W
Sustitución: 🛆U = (4000 J) - (1200 J)
🛆U = 2800 J
Significa que la energía interna aumenta porque el sistema
absorbe más calor del que utiliza para realizar trabajo.
Ejemplo 3
En determinado proceso, un sistema absorbe 400 cal de calor y al mismo tiempo realiza un trabajo de 80 J sobre sus alrededores ¿cuál es el incremento de energía interna del sistema?
Datos:
Q = 400 cal (positivo porque es absorbido por el sistema).
Se deben transformar las calorías a Joules:
Equivalencia: 1J = 0.239 cal
W = 80J (positivo porque es realizado por el sistema).
Fórmula: 🛆U = Q - W
Sustitución: 🛆U = (1673.640 J) - (80 J)
🛆U = 1593.640 J
Significa que la energía interna aumenta porque el sistema
absorbe más calor del que utiliza para realizar trabajo.
En física, un sistema es un conjunto de elementos relacionados entre sí que actúan de manera específica y coordinada, y funcionan como un todo. Cualquier segmento de la realidad, por lo tanto, puede ser considerado un sistema, siempre y cuando sea posible distinguir sus componentes interrelacionados del exterior. Los elementos de un sistema pueden funcionar independientemente pero siempre formarán parte de una estructura mayor. Las partes de un sistema son:
Medio externo o entorno. Todo lo que rodea al sistema.
Pared del sistema, límite o frontera. El medio natural que separa al medio externo del sistema.
Componente.Sustancia en el sistema.
Dependiendo de sus entradas y salidas de materia y energía, clasifican en:
Ejemplos:
Sistema abierto. El ser humano, la célula, una ciudad, el agua hirviendo en un recipiente abierto.
Sistema cerrado. El agua hirviendo en un recipiente cerrado, un reloj desechable, la llanta de un auto.
Sistema aislado. Agua caliente en un termo.
Dependiendo de sus fronteras, se clasifican en:
Ejemplos:
Adiabática. Los aerosoles (al liberar spray, el gas se expande rápidamente y se enfría sin intercambiar calor significativo con el exterior).
Rígida. Una olla a presión cerrada al fuego (sin que escape vapor).
Permeable. El asfalto poroso.
Impermeable. Una olla de presión cerrada, un termómetro de mercurio.
Diatérmica. Una botella de agua fría (o caliente) cerrada expuesta a temperatura ambiente.
Flexible. El pulmón humano (en la respiración, la caja torácica y el diafragma cambian el volumen del aire interior).
Como vimos previamente, la primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye, sino que sólo se transforma de una forma a otra. En un sistema cerrado, donde no hay intercambio de materia con el entorno, la cantidad total de energía y materia permanece constante, aunque la energía puede transformarse de un tipo a otro, por ejemplo, la energía cinética puede transformarse en energía térmica.
El principio se relaciona con la ley de la conservación de la masa enunciada por el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier, que afirma que en una reacción química la masa total de la materia involucrada, se mantiene constante. El concepto es fundamental en diversos campos de la ciencia como la física, la química, la ingeniería y la termodinámica; también tiene varias aplicaciones prácticas como el diseño de sistemas energéticos, el estudio de reacciones químicas y el entendimiento de los ciclos naturales en la ecología.
Magnitudes macroscópicas que caracterizan un sistema termodinámico y las más comunes son: volumen, presión, temperatura y masa; estas variables permiten describir sistemas con múltiples entradas y salidas.
Estas variables no dependen del proceso por el que adquieren su valor, es decir, si la naturaleza de la transformación influye su valor, entonces no son variables de estado.
