Energia. Definiciones básicas

Energia

Definiciones básicas:

– Energía: La habilidad de realizar trabajo o transferir calor.

– Trabajo: Cambio directo de energía que resulta de un proceso. (w=Fd) Energía usada para causar que un objeto que tiene masa se mueva.

 – Calor: transferencia de energía térmica entre 2 cuerpos que están a diferentes temperaturas.

• La unidad SI de la energía es el joule (J). 1𝐽 = 1 𝑘𝑔𝑚 2 𝑠 2

 • Una unidad más antigua aún en uso extendido es la caloría (cal). 1 𝑐𝑎𝑙 = 4.184𝐽 

• En nutrición, se utiliza la llamada “Caloría grande” o Cal, que en realidad corresponde a una kilocaloría 1𝐶𝑎𝑙 = 4.184𝑘�

Tipos de energia

-Energía térmica es la energía asociada con el movimiento aleatorio de átomos y moléculas.

-Energía química es la energía guardada dentro de los enlaces de sustancias químicas.

- Energía nuclear es la energía guardada dentro de la colección de neutrones y protones en el átomo.

-Energía eléctrica es la energía asociada con el flujo de electrones.

- Energía potencial es la energía disponible en función de la posición o composición de un objeto.

-Energía radiante es la que llega del sol.

Sistemas y alrededores

-sistema: incluye la parte del universo bajo estudio.

-alrededores: son todo lo que rodea al sistema.

Tipo de sistemas

-abierto: intercambio de materia y calor con los alrededores.

-cerrado: permite de calor con los alrededores pero de materia.

-aislado: no permite ningún intercambio.

Trabajo

• Energía usada para mover un objeto una cierta distancia.

Cuando un proceso ocurre en un recipiente abierto, comúnmente el único trabajo realizado es un cambio de volumen empujando los alrededores (o siendo empujado por los alrededores).

Calor

• La energía también se puede transferir como calor.

 • El calor fluye de cuerpos más calientes a cuerpos más fríos.

• El Calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a temperaturas diferentes.

• La energía térmica es proporcional a la temperatura

Primera ley de la termodinámica

• La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma (la energía del universo permanece constante).

 • En otras palabras, si el sistema pierde energía, esta debe ser ganada por los alrededores, y viceversa.

Energía interna

• La energía interna de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales (energía química) de los componentes del sistema. También es una función de estado que depende de los valores fijos del medio, no se mide pero el cambio de la energía interna ( es la energía interna final del sistema menos la energía interna inicial del sistema).

 • La energía interna viene siendo la suma de todas las formas microscópicas de energía: Energía cinética traslacional, Rotación molecular, Energía vibracional, Atracciones intermoleculares, Enlaces químicos y Electrones.

Cuando se intercambia energía entre el sistema y los alrededores, ésta puede ser transferida en forma de calor (q) o trabajo (w).   Esto es, ΔE = q + w ( q y w no son funciones de estado).

• Un sistema solo tiene energía interna:  Un sistema no contiene calor o trabajo y Estos sólo existen durante un cambio del sistema.

Normalmente, no se puede conocer la energía interna de un Sistema, Pero, se sabe que la energía interna de un sistema es independiente de la forma como el sistema haya alcanzado dicho estado.

Entalpia

Se usa para saber los cambios de calor en procesos químicos. Si un proceso tiene lugar a presión constante (como la mayoría de procesos en la naturaleza), y el único trabajo realizado es el trabajo de presión-volumen, podemos dar cuenta del flujo de calor durante el proceso midiendo la entalpía del sistema.

-La Entalpía es una propiedad extensiva.

 - El ΔH de una reacción en la dirección derecha, es idéntica en magnitud, pero de signo contrario, al ΔH de la reacción reversa.

 - ΔH de una reacción depende del estado físico de productos y reactivos.

Procesos endotermicos y exotermicos

-Un proceso es endotérmico cuando ΔH es positivo.

 - Un proceso es exotérmico cuando ΔH es negativo.

Calores de reacción

A volumen constante, el cambio en energía interna es igual al calor ganado o perdido.

• ΔH: calor de reacción medido a P constante

 • ΔE : calor de reacción medido a V constante

Ejemplo: Determinación del signo de ΔH

Indique el signo del cambio de entalpía, ΔH, en cada uno de los siguientes procesos a P constante, e indique si dichos procesos son endotérmicos o exotérmicos: (a) Un cubo de hielo se derrite; (b) 1 g de butano (C4H10) se quema en suficiente oxígeno para dar combustión completa a CO2 y H2O.

 Solución Plan: Debemos predecir si el sistema liberará o absorberá calor. El calor absorbido o liberado es igual a ΔH por ser procesos a P constante. Procesos que absorben calor son endotérmicos y tienes valores positivos de ΔH. Procesos que liberan calor son exotérmicos y tienen valores negativos de ΔH.

 Resolución: En (a) el agua que forma el hielo es el sistema. El hielo absorbe calor de los alrededores al derretirse, el proceso es endotérmico y ΔH es positivo. En (b) el sistema es 1 g de butano y el O2 Necesario para quemarlo. La combustión del butano libera calor, el proceso es exotérmico y ΔH es negativo.

Calorimetría

• Como no podemos conocer la entalpía exacta de reactivos y productos, medimos ΔH por calorimetría, la medida del flujo de calor.

• El instrumento para medir el flujo de calor se denomina calorímetro Calorimetría

• Como no podemos conocer la entalpía exacta de reactivos y productos, medimos ΔH por calorimetría, la medida del flujo de calor.

• El instrumento para medir el flujo de calor se denomina calorímetro Capacidad Calorífica y Calor Específico

 • Se define capacidad calorífica específica (o simplemente calor específico) a la cantidad de energía requerida para aumentar en 1 °C la temperatura de 1 g de una sustancia.

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