Nivel de Dificultad: ⭐⭐

Mientras estudiamos la primera ley de la termodinámica, podemos encontrarnos con varios ejemplos donde es necesaria nuestra comprensión, es por ello que este problema nos ayudará a comprender el uso del signo (-) ya sea en el trabajo, en la energía interna o el calor.

Para poder resolver el ejemplo, recordemos un poco:

ΔQ = ΔU + ΔW

Q = Calor
U = Energía Interna
W = Trabajo.

ΔQ + = Si el sistema se le suministra calor, pero si del contrario de suministrar lo pierde,entonces
ΔQ – = Sí el sistema sede calor
ΔW + = Si el sistema realiza el trabajo
ΔW – = Si al sistema le realiza algún trabajo.
ΔU + = Es positivo, y si disminuye su temperatura es negativo.

Ahora veamos el ejercicio resuelto.

Problema 3.- ¿Cuál es el incremento en la energía interna de un sistema si se le suministran 800 calorias de calor y se le aplica un trabajo de 500 Joules?

Solución:

Los datos con los que contamos son el calor que le suministran y el trabajo que se le aplica al sistema de 500 Joules, las calorías deben estar en Joules y la relación es:

1 Caloría = 4.2 J

Ahora convertimos esas 800 calorías a Joules.

\displaystyle \Delta Q=800cal\left( \frac{4.2J}{1cal} \right)=3360J

Ahora si podemos empezar a resolver el problema, si te das cuenta el trabajo se le está aplicando al sistema, entonces el signo será (-) negativo. así: – 500 J

El problema nos pide energía interna, la temperatura es constante por lo tanto no pasa nada con su signo.

\displaystyle \Delta Q=\Delta U+\Delta W

Despejamos “ΔU” —> ΔU = ΔQ – ΔW

\displaystyle \Delta U=\Delta Q-\Delta W

Ahora sustituimos en la fórmula:

\displaystyle \Delta U=3360J-(-500J)=3360J+500J=3860J

Respuesta:

Obtenemos un valor de 3860 Joules