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En este hilo se ha derivado una interesante cuestión que creo que generalmente no está clara y que a mi me costó mucho entender...
La cuestión es la diferencia entre calor y trabajo.
En termodinámica sabemos que podemos cambiar la energía interna en un sistema representada por a través de intercambios energéticos. Pero estos intercambios se catalogan en calor y trabajo . De hecho el primer principio de la termodinámica establece:
A primera vista la división es bastante arbitraria y no está del todo clara. El por qué se debe de dar esta división tienes una razón bastante sutil.
Como fue discutido en el hilo dedicado a la función de partición desde un punto de vista básico el primer principio es el sumatorio del producto de los niveles energéticos de los estados microscópicos del sistema por su probabilidad de que el estado esté en alguno de esos niveles:
Desde este punto de vista podemos deducir qué es la variación de la energía interna en estos términos:
Como se discutión en el hilo mencionado, las energías “microscópicas” dependen del volumen del sistema y del número de partículas en el sistema. Por tanto el término se puede considerar cómo:
Esto nos permite hacer la siguiente identificación. Supongamos un sistema con paredes rígidas (lo que prohibe realizar trabajo en el sentido usual de la termodinámica) y con número de partículas constantes. Si tenemos V y N constantes entonces . Y además
Pero también se puede considerar
Por lo tanto, llegamos a la siguiente identificación:
Siguiendo un razonamiento análogo en un proceso adiabático llegaríamos a:
Por lo tanto, la transmisión energética es simplemente transmisión energética. En realidad no hay mucha distinción entre una transmisión u otra. Lo que llamamos calor, por tanto, es aquella energía que en un sistema cambia la distribución de probabilidades de los microestados y lo que llamamos trabajo es aquella energía que cambian los propios niveles (bien espaciandolos o acercandolos).
La cuestión es la diferencia entre calor y trabajo.
En termodinámica sabemos que podemos cambiar la energía interna en un sistema representada por a través de intercambios energéticos. Pero estos intercambios se catalogan en calor y trabajo . De hecho el primer principio de la termodinámica establece:
A primera vista la división es bastante arbitraria y no está del todo clara. El por qué se debe de dar esta división tienes una razón bastante sutil.
Como fue discutido en el hilo dedicado a la función de partición desde un punto de vista básico el primer principio es el sumatorio del producto de los niveles energéticos de los estados microscópicos del sistema por su probabilidad de que el estado esté en alguno de esos niveles:
Desde este punto de vista podemos deducir qué es la variación de la energía interna en estos términos:
Como se discutión en el hilo mencionado, las energías “microscópicas” dependen del volumen del sistema y del número de partículas en el sistema. Por tanto el término se puede considerar cómo:
Esto nos permite hacer la siguiente identificación. Supongamos un sistema con paredes rígidas (lo que prohibe realizar trabajo en el sentido usual de la termodinámica) y con número de partículas constantes. Si tenemos V y N constantes entonces . Y además
Pero también se puede considerar
Por lo tanto, llegamos a la siguiente identificación:
Siguiendo un razonamiento análogo en un proceso adiabático llegaríamos a:
Por lo tanto, la transmisión energética es simplemente transmisión energética. En realidad no hay mucha distinción entre una transmisión u otra. Lo que llamamos calor, por tanto, es aquella energía que en un sistema cambia la distribución de probabilidades de los microestados y lo que llamamos trabajo es aquella energía que cambian los propios niveles (bien espaciandolos o acercandolos).
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