Historia del concepto

Historia del concepto[editar]

Montaje experimental para la determinación del equivalente mecánico del calor.

Hasta el siglo XIX se explicaba el efecto del ambiente en la variación de la temperatura de un cuerpo por medio de un fluido invisible llamado calórico. Este se producía cuando algo se quemaba y, además, que podía pasar de un cuerpo a otro. La teoría del calórico afirmaba que una sustancia con mayor temperatura que otra, necesariamente, poseía mayor cantidad de calórico.

Benjamin Thompson y James Prescott Joule establecieron que el trabajo podía convertirse en calor o en un incremento de la energía térmica determinando que, simplemente, era otra forma de la energía.

Calor específico[editar]

Artículo principal: Calor específico

El calor específico es la energía necesaria para elevar 1 °C la temperatura de un gramo de materia. El concepto de capacidad calorífica es análogo al anterior pero para una masa de un mol de sustancia (en este caso es necesario conocer la estructura química de la misma).

El calor específico es un parámetro que depende del material y relaciona el calor que se proporciona a una masa determinada de una sustancia con el incremento de temperatura:

Q = m \int_{T_{\mathrm i}}^{T_{\mathrm f}} c \, \mathrm \Delta T

donde:

Q es el calor aportado al sistema.

m es la masa del sistema.

c es el calor específico del sistema.

\Delta T es el incremento de temperatura que experimenta el sistema.

Las unidades más habituales de calor específico son J / (kg · K) y cal / (g · °C).

El calor específico de un material depende de su temperatura; no obstante, en muchos procesos termodinámicos su variación es tan pequeña que puede considerarse que el calor específico es constante. Asimismo, también se diferencia del proceso que se lleve a cabo, distinguiéndose especialmente el "calor específico a presión constante" (en un proceso isobárico) y "calor específico a volumen constante (en un proceso isocórico).

Q = m \cdot c \cdot \Delta T

De esta forma, y recordando la definición de caloría, se tiene que el calor específico del agua es aproximadamente:

c_{H_2O} = 1 \,\mathrm{\frac{cal}{g \cdot {}^\circ C}}

Calor específico molar[editar]

El calor específico de una sustancia está relacionado su constitución molecular interna, y a menudo da información valiosa de los detalles de su ordenación molecular y de las fuerzas intermoleculares. A altas temperaturas la mayoría de sólidos tienen capacidades caloríficas molares del orden de \scriptstyle c_p \approx c_v \approx 3R (ver Ley de Dulong-Petit, siendo \scriptstyle R la constante universal de los gases ideales) mientras que la de los gases monoatómicos tiende a \scriptstyle c_p \approx 5R/2 y difiere de la de gases diatómicos \scriptstyle c_p \approx 7R/2. En este sentido, con frecuencia es muy útil hablar de calor específico molar denotado por cm, y definido como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de un mol de una sustancia en 1 grado es decir, está definida por:

c_m = \frac{1}{n}\frac{\mathrm{d}Q}{\mathrm{d}T} \approx {Q \over {n\Delta T}}

donde n indica la cantidad de moles en la sustancia presente. Esta capacidad usualmente es función de la temperatura \scriptstyle c_m = c_m(T).

Capacidad calorífica[editar]

La capacidad calorífica de una sustancia es una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Se denota por C, se acostumbra a medir en J/K, y se define como:

C = \frac Q{\Delta T}

Dado que:

c = {Q \over {m\Delta T}} \Longrightarrow mc = {Q \over \Delta T} \Longrightarrow C = mc

De igual forma se puede definir la capacidad calórica molar como:

C_n = nc

Cambios de fase[editar]

Artículos principales: Cambio de fase y Estado de agregación.

En la naturaleza existen tres estados usuales de la materia: sólido, líquido y gaseoso. Al aplicarle calor a una sustancia, ésta puede cambiar de un estado a otro. A estos procesos se les conoce como cambios de fase. Los posibles cambios de fase son:

de estado sólido a líquido, llamado fusión,

de estado líquido a sólido, llamado solidificación,

de estado líquido a gaseoso, llamado evaporación o vaporización,

de estado gaseoso a líquido, llamado condensación,

de estado sólido a gaseoso, llamado sublimación progresiva,

de estado gaseoso a sólido, llamado sublimación regresiva o deposición,

de estado gaseoso a plasma, llamado ionización.

de estado plasma a gaseoso, llamado Desionización

El agua en diferentes estados en equilibrio térmico en el lado groenlandés de la bahía de Baffin.

Calor latente[editar]

Artículo principal: Calor latente

Un cuerpo sólido puede estar en equilibrio térmico con un líquido o un gas a cualquier temperatura, o que un líquido y un gas pueden estar en equilibrio térmico entre sí, en una amplia gama de temperaturas, ya que se trata de sustancias diferentes. Pero lo que es menos evidente es que dos fases o estados de agregación, distintas de una misma sustancia, puedan estar en equilibrio térmico entre sí en circunstancias apropiadas.

Un sistema que consiste en formas sólida y líquida de determinada sustancia, a una presión constante dada, puede estar en equilibrio térmico, pero únicamente a una temperatura llamada punto de fusión simbolizado a veces como t_{\mathrm f}. A esta temperatura, se necesita cierta cantidad de calor para poder fundir cierta cantidad del material sólido, pero sin que haya un cambio significativo en su temperatura. A esta cantidad de energía se le llama calor de fusión, calor latente de fusión o entalpía de fusión, y varía según las diferentes sustancias. Se denota por L_{\mathrm f}.

El calor de fusión representa la energía necesaria para deshacer la fase sólida que está estrechamente unida y convertirla en líquido. Para convertir líquido en sólido se necesita la misma cantidad de energía, por ello el calor de fusión representa la energía necesaria para cambiar del estado sólido a líquido, y también para pasar del estado líquido a sólido.

El calor de fusión se mide en cal / g.

De manera similar, un líquido y un vapor de una misma sustancia pueden estar en equilibrio térmico a una temperatura llamada punto de ebullición simbolizado

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