Física – Lic. en Seguridad e Higiene

Unidad 4 2013 1

UNIDAD 4 Termodinámica. Leyes de la termodinámica. Teoría cinética de los gases. Calor y Temperatura.

Fuentes de calor. Unidades de medida y su ínter conversión. Acción del calor en los cambios de estado

Termodinámica

La TERMODINÁMICA es la Ciencia que estudia el intercambio de energía entre un sistema y sus

alrededores. En su sentido etimológico, podría decirse que trata del calor y del trabajo, pero por extensión, de todas aquellas propiedades de las sustancias que guardan relación con el calor y el trabajo.

Los sistemas según su relación con el entorno pueden clasificarse como abiertos, cerrados o aislados. Los primeros son aquellos en los que el sistema intercambia materia y energía con el entorno; los cerrados sólo intercambian energía; y los aislados no intercambian materia ni energía con el medio.

Variables de estado y funciones de estado Las variables de estado son aquellas que sólo dependen del estado inicial y del final, sin importar el camino

realizado en dicho proceso. Ejemplos de variables de estado son la presión, el volumen y la temperatura. Las funciones de estado son aquellas que dependen de las variables de estado. Ejemplos de funciones de

estado son la energía, la entalpía y la entropía. El calor y el trabajo no son funciones de estado, sino de trayectoria, ya que es importante el proceso por el

que pasan.

Teoría cinético molecular

Los químicos no se preocupan por la forma de los cuerpos sino por su composición. Para esto crearon un

modelo que establece ideas fundamentales para explicar cómo está formada la materia, ese conjunto de ideas

se conoce con el nombre de MODELO CINÉTICO-MOLECULAR

Se basa en los siguientes postulados:

• Toda la materia esté formada por partículas muy pequeñas, a las que se pueden denominar moléculas.

• Entre las partículas existen fuerzas de atracción y fuerzas de repulsión.

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Unidad 4 2013 2

• Todas las partículas tienen movimiento (energía cinética, energía del movimiento).

• La energía cinética de las partículas (movimiento) depende de la temperatura.

A partir de las cuatro ideas o postulados del Modelo Cinético-Molecular vamos a trabajar para poder

explicar muchas cuestiones referidas a la materia y también algunas otras cuestiones o hechos muy simples de

la vida cotidiana.

A simple vista reconocemos que la materia se presenta en diferentes estados de agregación, por ejemplo: el agua que sale de la canilla es líquida, si la ponemos en el freezer para obtener hielo estará en estado sólido, y cuando el agua de la pava para el mate hierve sale vapor de agua en estado gaseoso.

Teoría cinética de los gases La termodinámica se ocupa solo de variables microscópicas, como la presión, la temperatura y el volumen.

Sus leyes básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada de que la materia está formada por átomos. Sin embargo, la mecánica estadística, que estudia las mismas áreas de la ciencia que la termodinámica, presupone la existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la mecánica, las que se aplican en los átomos que forman el sistema.

No existe una computadora electrónica que pueda resolver el problema de aplicar las leyes de la mecánica individualmente a todos los átomos que se encuentran en una botella de oxígeno, por ejemplo. Aun si el problema pudiera resolverse, los resultados de estos cálculos serian demasiados voluminosos para ser útiles.

Afortunadamente, no son importantes las historias individuales detalladas de los átomos que hay en un gas, si sólo se trata de determinar el comportamiento microscópico del gas. Así, aplicamos las leyes de la mecánica estadísticamente con lo que nos damos cuenta de que podemos expresar todas las variables termodinámicas como promedios adecuados de las propiedades atómicas. Por ejemplo, la presión ejercida por un gas sobre las paredes de un recipiente es la rapidez media, por unidad de área, a la que los átomos de gas transmiten ímpetu a la pared, mientras chocan con ella. En realidad el número de átomos en un sistema microscópico, casi siempre es tan grande, que estos promedios definen perfectamente las cantidades.

Podemos aplicar las leyes de la mecánica estadísticamente a grupos de átomos en dos niveles diferentes. Al nivel llamado teoría cinética, en el que procederemos en una forma más física, usando para promediar técnicas matemáticas bastantes simples.

En otro nivel, podemos aplicar las leyes de la mecánica usando técnicas que son más formales y abstractas que las de la teoría cinética. Este enfoque desarrollado por Josiah Willard Gibbs (1839-1903) y por Ludwig Boltzmann (1844-1906) entre otros, se llama mecánica estadística, un término que incluye a la teoría cinética como una de sus ramas. Usando estos métodos podemos derivar las leyes de la termodinámica, estableciendo a esta ciencia como una rama de la mecánica.

Las suposiciones fundamentales de la Teoría cinético molecular de los gases son las siguientes: Los gases están formados de moléculas discretas. Las moléculas están relativamente lejanas entre sí y

ejercen muy poca atracción entre sí y ejercen muy poca atracción una con respecto a otra. Las moléculas gaseosas tienen movimiento aleatorio continuo en línea recta con velocidades variables.

Las colisiones entre las moléculas de gas con las paredes del recipiente son elásticas.

La energía cinética promedio ( 21

2E m v ) de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la

Temperatura absoluta1 de la muestra. Las energías cinéticas moleculares de los gases aumentan al elevarse la temperatura y disminuye al reducirse.

La utilidad de la Teoría cinético molecular es que explica de manera satisfactoria la mayor parte del comportamiento observado en los gases. A continuación se examinaran la leyes de los gases teniendo en cuenta dicha teoría.

Ley de Boyle La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene es ocasionada por las

moléculas que chocan contra ellas. Por esto podemos afirmar que la presión depende de dos factores: el número de moléculas que chocan contra las paredes por unidad de tiempo y con qué fuerza chocan contra la pared. Si mantiene constante la temperatura, la velocidad media y la fuerza de las colisiones permanecen iguales. Pero al reducir a la mitad el volumen de la muestra de gas, se duplica la presión, porque el doble de

1 Temperatura absoluta se refiere a la temperatura expresada en Kelvin.

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moléculas2 golpean un área determinada sobre las paredes del recipiente por unidad de tiempo. De manera similar, al duplicar el volumen de una muestra de gas se reduce a la mitad la presión porque únicamente la mitad de las moléculas gaseosas chocan contra la pared.

Su expresión matemática a T y cantidad de partículas constante será:

P V k , donde k=constante

Entonces, al modificar la presión, si se mantiene constante la temperatura:

1 1 2 2P V P V

El diagrama P-V, representa una hipérbola equilátera, denominada isoterma. En dicho gráfico se ve la relación inversamente proporcional de la presión y el volumen, para una determinada masa de gas, a temperatura constante. Este tipo de transformación es isotérmica.

Ley de Dalton En una muestra de gas, las moléculas se encuentran muy distantes entre sí, por lo que no se atraen de

manera significativa. Cada tipo de molécula de gas actúa manera independiente con respecto a la presencia de otros tipos de moléculas. Así, las moléculas de cada gas chocan contra las paredes con una frecuencia y vigor que no cambia aunque esté presente otro tipo de moléculas. Como resultado, cada gas ejerce una presión parcial independiente de la presencia de otro gas y la presión total se debe a la suma de las presiones parciales de cada gas.

1 2 .....Total nP p p p

Ley de Charles Se recordará que la energía cinética promedio es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Al

duplicarse la temperatura absoluta de una muestra de gas la energía cinética promedio de las moléculas gaseosas se duplica, y al aumentar la fuerza de las colisiones de dichas moléculas sobre las paredes el volumen a presión constante se duplica.

Vk

T

Si aumentamos la temperatura a presión constante, entonces:

1 2

1 2

V V

T T

2 No aumenta la cantidad de moléculas, sino que aumenta la cantidad de choques.

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El gráfico de volumen en función de la temperatura demuestra que dicha relación, a presión constante, es directamente proporcional. Este tipo de transformación es isobárica.

Ecuación general de los gases Si las variables n, P, V y T son conocidas decimos que se halla en un estado definido. Para el cambio de

cualquiera de dichas variables se aplica la ecuación general. Esta ecuación explica los cambios producidos con n constante.

1 1 2 2

1 2

P V P V

T T

Podemos comprobar las leyes descriptas previamente, si alguna de las variables de estado se mantiene

constante. Ejemplo 1: A presión de 17 atm, 34 l de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando un volumen

de 15 l ¿Cuál será la presión que ejerce? Solución ejemplo 1: Primero observamos que se produce a temperatura constante, podemos analizarlo mediante la Ley de Boyle, cuya

expresión matemática es:

1 1 2 2P V P V

Debemos calcular la presión que ejerce (P2), por lo cual despejamos:

1 12

2

P VP

V

Los datos que tenemos: P1=17atm; V1= 34l y V2= 15l Estamos en presencia de una compresión, ya que el volumen se reduce. Resolvemos:

2

2

17 34

15

38,53

atm lP

l

P atm

A partir de la reducción del volumen, la presión aumentó de 17atm a 38,53atm, ya que la presión y el volumen, a temperatura constante son inversamente proporcionales.

Ejemplo 2: A presión constante un gas ocupa 1500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que este gas se

expanda 2,6 l? Solución ejemplo 2: En este caso se aplica la Ley de Charles, ya que la presión permanece constante:

1 2

1 2

V V

T T

Los datos que tenemos son: V1=1500ml; la T1=35°C y V2=2,6l. Tenemos que convertir los volúmenes a las mismas unidades, y la temperatura debe estar expresada en K, por lo tanto: V1=1,5l; T1=308K y V2=2,6l.

Despejamos y resolvemos:

2 12

1

2

2

2,6 308

1,5

533,87

V TT

V

l KT

l

T K

Vemos que un gas, al aumentar la temperatura, provocará un aumento del volumen. Esto es lógico, y en este caso, la temperatura alcanzó 533,87K.

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Leyes de la Termodinámica

Calor y Trabajo Hay dos formas en las que puede intercambiar energía: calor y trabajo. El calor es energía intercambiada

desde un sistema a sus alrededores o viceversa, como consecuencia de una diferencia de temperatura entre ambos. El trabajo, en cambio es intercambio de energía mecánica. En relación a estos conceptos podemos afirmar que la Termodinámica se rige a partir de tres principios o leyes:

Primera ley de la termodinámica La cantidad total de energía del universo es constante, por lo tanto la energía no se crea ni se destruye. En

pocas palabras, en un sistema aislado la energía se conserva. Matemáticamente podemos expresarla:

0s AE E

Donde sE es la energía del sistema y

AE es la energía del entorno.

Hay algunas preguntas importantes que no puede decir la primera ley. Por ejemplo, aunque nos dice que la energía se conserva en todos los procesos, no nos dice si un proceso en particular puede ocurrir realmente. Esta información nos la da una generalización enteramente diferente, llamada segunda ley de la termodinámica, y gran parte de los temas de la termodinámica dependen de la segunda ley.

Segunda Ley de la Termodinámica Todos los procesos tienen una dirección preferida: la espontánea. En cualquier proceso espontáneo la

entropía total (S) del universo tiende a aumentar siempre. Son irreversibles, por lo tanto tienden al caos. La segunda ley de la termodinámica da una definición precisa de una propiedad llamada entropía. La

entropía puede considerarse como una medida de lo próximo o no que se halla un sistema al equilibrio; también puede considerarse como una medida del desorden (espacial y térmico) del sistema. La segunda ley afirma que la entropía, o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el equilibrio. La naturaleza parece pues "preferir" el desorden y el caos. Puede demostrarse que el segundo principio implica que, si no se realiza trabajo, es imposible transferir calor desde una región de temperatura más baja a una región de temperatura más alta.

Entropía como probabilidad: Es menos probable que las 5 moléculas se encuentren en el lugar de origen a que se encuentren desparramadas luego

de quitar el separador. La mayor cantidad del tiempo se hallarán desparramadas, por lo cual el estado 2 será de mayor entropía que el 1.

El estado de equilibrio de un sistema aislado, es el de mayor desorden ya que es el más probable. El aumento de entropía corresponde a un incremento del desorden molecular. El segundo principio impone una condición adicional a los procesos termodinámicos. No basta con que se conserve la

energía y cumplan así el primer principio.

Tercera Ley de la Termodinámica Un cristal "perfecto" es aquel que está en equilibrio termodinámica. En consecuencia, comúnmente se

establece la tercera ley en forma más general, como: la entropía de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinámico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero.

La importancia de la tercera ley es evidente. Suministra una base para el cálculo de las entropías absolutas de las sustancias, las cuales pueden utilizarse en las ecuaciones apropiadas para determinar la dirección de las reacciones químicas.

Hay varios casos referidos en la literatura en donde los cálculos basados en la tercera ley no están desacuerdo con los experimentos. Sin embargo, en todos los casos es posible explicar el desacuerdo sobre la base de que la sustancia no es "pura", esto es, pueda haber dos o más isótopos o presentarse moléculas diferentes o, también, una distribución de no equilibrio de las moléculas. En tales casos hay más de un estado cuántico en el cero absoluto y la entropía no tiende a cero.

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Calor y Temperatura

Desde el punto de vista de la física, aumentar a temperatura de un cuerpo significa provocar que sus

moléculas se muevan o vibren, según el estado de agregación, más rápido, por lo tanto aumenta su energía interna. La energía interna es la que posee un cuerpo debido al movimiento y las posiciones de sus partículas. Es una característica de todo el cuerpo, ya que indica la suma de toda la energía de las partículas. Cuando las partículas se mueven más rápido, la energía interna del cuerpo es mayor y posee mayor temperatura. En cambio, si las partículas se mueven más lentamente, su energía interna es menor y posee menor temperatura. Los conceptos de calor y frío son totalmente relativos y sólo se pueden establecer con la relación a un cuerpo de referencia como, por ejemplo, la mano del hombre. La temperatura, entonces es una medida del estado térmico de un cuerpo, es decir, la energía cinética media de las partículas que lo componen.

Escalas de temperaturas:

1Escalas térmicas

Trabajaremos, principalmente con temperaturas medidas en Kelvin (K), sin grados, y con la escala Celsius (°C), que es la que habitualmente se utiliza para indicar temperaturas en nuestros termómetros.

Conversión de unidades de temperatura:

Al aumentar la temperatura de un cuerpo, la energía interna también aumenta. Si este cuerpo se pone en

contacto con otro de menor temperatura, habrá una transferencia de energía del primero al segundo, energía en tránsito, denominada calor.

El calor se transmite, siempre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el de menor temperatura. El cuerpo que entrega calor disminuye su energía interna, mientras que la energía aumenta en el cuerpo que lo absorbe.

Al ser el calor una forma de energía, se expresa en Joules, pero generalmente se expresa en calorías (cal). Se define caloría como la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de agua de 14,5°C a 15,5°C a la presión de 1 atmósfera (Presión normal).

4,18 1J cal

Calorimetría

En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden en un calorímetro, que es un recipiente cerrado diseñado específicamente para este propósito. El estudio de la Calorimetría está basado en la medición de los cambios de calor, depende de la comprensión de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica.

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2 Esquema de un calorímetro

Calor específico y capacidad calorífica Capacidad calorífica (C) Es la cantidad de calor (Q) necesaria para elevar 1°C la

temperatura de una cierta cantidad de sustancia. Si a un cuerpo A se le proporciona una cantidad de calor igual a 100cal, su temperatura se elevará por ejemplo 20ºC. Pero se le suministra esa misma cantidad de calor (100cal) a otro cuerpo B, podemos observar un aumento de temperatura diferente, como lo ilustra la imagen del ejemplo, de 10ºC.

Esto quiere decir que al darle la misma cantidad de calor a cuerpos distintos, en general, éstos presentan diferentes variaciones en sus temperaturas.

Podemos expresarlo matemáticamente de la siguiente forma:

QC

T

Cuanto mayor sea la capacidad térmica de un cuerpo, mayor será la cantidad de calor que debemos

proporcionarle para producir un determinado aumento en su temperatura, y de la misma manera mayor será la cantidad de calor que cederá cuando su temperatura sufra una determinada reducción. Debemos recordar que el calor absorbido, por convención tiene signo positivo; así como el calor liberado o entregado tiene signo negativo.

Ejemplo 3: Calcular la capacidad calorífica de una sustancia, a la cual se le entregan 100cal y aumenta su temperatura

en 20°C. Solución ejemplo 3: Para poder calcular la capacidad calorífica de dicha sustancia, debemos utilizar la siguiente ecuación:

QC

t

Teniendo en cuenta que sabemos la cantidad de calor entregado (Q=1000cal) y la variación de temperatura (Δt=20°C), sólo debemos resolver:

100

20

5

calC

C

calC

C

Por lo tanto sabemos que es necesario entregarle 5 cal a dicha sustancia para que aumente su temperatura en 1°C. Como pudimos ver el cuerpo A y B son del mismo material pero poseen diferente masa. Esto implica que tengan

capacidades caloríficas distintas. La capacidad calorífica es una propiedad extensiva ya que depende de la cantidad de sustancia.

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Calor específico (Ce) El calor específico es la cantidad de calor necesaria para que 1g de una sustancia determinada aumente su

temperatura en 1°C. Esta es una propiedad intensiva, ya que no depende de la masa de la sustancia, por lo cual es una constante y está tabulada para cada una:

e

CC

m

Donde Ce es el calor específico de la sustancia, C es la capacidad calorífica y m es la masa. El calor específico del agua es mayor que los calores específicos de casi todas las sustancias. Esto significa

que al ceder la misma cantidad de calor a iguales masas de agua y alguna otra sustancia, se observa que la masa de agua aumenta en menor proporción su temperatura. Esto puede ser útil para comprender la amplitud térmica en ciudades cercanas a grandes masas de agua en comparación con ciudades que se encuentran alejadas de las mismas.

Como ya dijimos, el calor específico es una propiedad específica de las sustancias por lo que el valor para cada sustancia se determina con todo cuidado en los laboratorios y los resultados se tabulan. A continuación, una tabla con algunos valores de calores específicos:

SUSTANCIA Ce (cal/g.°C) Aluminio 0,217

Agua 0,55 (hielo) 1 0,50 (vapor)

Zinc 0,091 Aire 0,24 Cobre 0,093 Estaño 0,054 Hierro 0,114 Mercurio 0,033 Plata 0,056 Platino 0,032 Plomo 0,031 Oro 0,031 Alcohol Metílico 0,6

Tengamos en cuenta que el Ce de un material puede presentar variaciones, por ejemplo cuando cambia de

estado de agregación. También, debemos notar que el calor específico de una sustancia varía con la temperatura, aumentando cuando está aumenta; pero en nuestro curso consideraremos que no varía.

Ejemplo 4: Utilicemos el ejemplo 2. Supongamos que la masa del mismo es de 10g, y, como calculamos en el ejercicio

anterior, su capacidad calorífica es 5cal/°C. Se pide calcular el calor específico del mismo. Solución ejemplo 4: Sabiendo la capacidad calorífica del mismo es 5cal/°C y la masa del mismo es 10g, podemos calcular fácilmente el calor

específico de la sustancia:

5

10

0,5

e

e

e

CC

m

cal

CCg

calC

g C

Podemos indicar que es necesario entregarle 0,5 calorías para que 1g de sustancia aumente su temperatura en 1°C.

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Ejemplo 5: Se le entregan a 20g de una sustancia 100cal, logrando que aumente su temperatura en 10°C. Calcular el

calor específico del mismo. Solución ejemplo 5: Para poder calcular el calor específico, debemos utilizar:

(1)e

CC

m

Al no tener la capacidad calorífica, debemos calcular la capacidad calorífica:

10010

10

QC

t

cal calC

C C

Y ahora la reemplazamos en (1):

10

20

0,5

e

e

cal

CCg

calC

g C

Si analizamos el resultado obtenido, vemos que se trata de la misma sustancia del ejemplo 2, ya que poseen el mismo calor específico, y por ser una propiedad intensiva, es decir que no depende de la masa, es constante para cada sustancia. Por otro lado, si vemos las capacidades caloríficas de ambos, vemos que en el ejemplo 3, al tener mayor masa, la capacidad calorífica es mayor.

Cambios de estado de agregación

La materia puede cambiar de un estado a otro; por ejemplo el hielo es el estado sólido del agua. Si suministramos energía térmica a la rígida estructura que forman las partículas del hielo, esa energía ahora cinética será utilizada por dichas partículas para comenzar a agitarse y lograr vencer la fuerza que las mantiene unidas y poder pasar al estado líquido. Si seguimos entregándole calor, las partículas del líquido obtendrán mayor energía cinética, se agitarán con mayor rapidez, y conseguirán pasar al estado gaseoso, al hervirla se transforma en vapor de agua. Los estados de la materia dependen de su temperatura y de la presión que se ejerce sobre ella.

En los diagramas de fases, en este caso del agua, se observa las relaciones entre Presión y Temperatura en el equilibrio entre las distintas fases de una sustancia.

Las curvas representan los puntos de equilibrio entre dos estados. El punto triple representa el equilibrio entre los tres estados a 0,01°C y 0,006atm de presión.

La temperatura crítica es aquella por encima de la cual el gas no puede licuarse, es decir que el líquido y el gas no existen en forma de fases distintas. Una sustancia que se encuentra a una temperatura superior a la crítica, se la llama fluido supercrítico. La presión crítica es la que se requiere para licuar un gas en su temperatura crítica. Esta combinación es lo que se llama punto crítico.

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El siguiente diagrama muestra los cambios de estado que estudiaremos en función de la energía:

Vaporización: El agua de un recipiente abierto termina por evaporarse, o secarse. El líquido que desaparece se

convierte en vapor de agua en el aire. La evaporación se produce en la superficie del líquido, a temperatura ambiente y en condiciones normales. Si las condiciones se modifican (por ejemplo aumento de la temperatura), las partículas que están debajo de la superficie forman burbujas, las cuales flotan hacia la superficie y escapan al aire libre en forma de gas. Este cambio de fase se llama ebullición o vaporización. Este cambio de estado se produce a una determinada temperatura, llamada punto de ebullición, mientras que la evaporación se da a temperatura ambiente. En el caso del agua, el punto de ebullición es a 100°C en CNPT3. Condensación: El proceso contrario a la vaporización es la condensación, es decir, la transformación de un gas en

un líquido. La formación de gotas de agua sobre la superficie de una lata o botella de una gaseosa recién sacada de la heladera es un ejemplo de este fenómeno. Esta transformación se produce a determinada temperatura, llamada punto de condensación, para una misma sustancia esta temperatura es igual al punto de ebullición. Solidificación: Es el cambio de estado líquido a sólido. Cuando disminuye la energía cinética de un líquido, el

movimiento de las partículas disminuye hasta que las fuerzas de atracción entre ellas las hace unirse. En estas condiciones las partículas vibran en condiciones fijas y forman un sólido. Este cambio de estado se produce a una temperatura determinada, llamada punto de solidificación. En el caso del agua se produce a 0°C. Fusión: Cuando se le suministra calor a un sólido, su temperatura aumenta progresivamente y por lo tanto

también su energía cinética, al alcanzar una determinada temperatura, llamada punto de fusión, se produce el cambio de fase del estado sólido al líquido que denominamos fusión. El aumento de energía cinética da lugar a un aumento de las vibraciones de las partículas, que termina por romper los enlaces y producir esta transformación. Sublimación y sublimación regresiva o inversa: Es el proceso físico que consiste en el cambio de estado de la

materia sólida al estado gaseoso, sin pasar por el estado líquido, también se lo llama volatilización. Se puede llamar de la misma forma al proceso inverso, el paso directo del estado gaseoso al sólido, pero le llamamos sublimación inversa.

Ecuación fundamental de la calorimetría

eQ C m t

Donde Q es cantidad de calor, absorbido o liberado; m la masa de la sustancia; Ce el calor específico y Δt la

variación de la temperatura. Observación: Para que el cuerpo aumente de temperatura; tiene que recibir calor, para eso la temperatura

tf debe ser mayor que la temperatura to (tf> to); y recibe el nombre de calor recibido (Q > 0). Mientras que para disminuir la temperatura; tiene que ceder calor, para eso la temperatura t f debe ser menor que la temperatura to (tf< to); y recibe el nombre de calor cedido (Q < 0).

Calor sensible de un cuerpo (Qs): es la cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo al sufrir una

variación de temperatura sin que haya cambio de estado de agregación. Su expresión matemática es la ecuación fundamental de la calorimetría:

3 CNPT: Condiciones normales de presión y temperatura. Estas condiciones son 0°C y 1atm de presión.

AUMENTO DE LA ENERGÍA

DISMINUCIÓN DE LA ENERGÍA

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s eQ C m t

Nos indica la cantidad de calor absorbida o liberada para aumentar o disminuir la temperatura para una

determinada masa de sustancia. Calor latente de un cuerpo (L): es aquel que causa en el cuerpo un cambio de estado físico (sólido, líquido o

gaseoso) sin que se produzca variación de temperatura, es decir permanece constante, ya que mientras se produce el cambio de estado, la energía absorbida o liberada es utilizada por la sustancia para ordenar (liberación de energía) o desordenar (absorción de energía) las partículas que la componen.

Su expresión matemática será:

lQ m L

Se lo conoce también como calor oculto de la sustancia y depende de la naturaleza del cambio de fase así como de las propiedades de la sustancia. Es una propiedad intensiva, y por ello se encuentra tabulada:

Sustancia Calor latente de fusión (Lf) (cal/g) Calor latente de vaporización (Lv) (cal/g)

Oxígeno 3,30 50,9

Alcohol etílico 24,9 204

Agua 79,7 540

Plomo 5,85 208

Aluminio 94,8 2720

Plata 21,1 558

Cobre 32,0 1210

Estos valores son a 1 atm de presión ambiental. Los valores de los calores latentes de fusión y de la

transformación inversa (solidificación), son los mismos, pero teniendo en cuenta que la sustancia liberará calor en lugar de absorber (QL<0).

El gráfico anterior muestra en el proceso de aumento de temperatura a lo largo del tiempo, y los cambios de

estados del agua, teniendo en cuenta el tipo de calor que actúa en cada uno. Hay que tener en cuenta que mientras se produce un cambio de estado, conviven 2 estados de agregación. Por ejemplo, en el caso del paso de agua sólida a líquida a 0°C, hasta que no finalice el cambio, se encuentra en el sistema agua líquida y sólida.

Dilatación de los sólidos

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Se le llama dilatación al cambio de dimensiones que experimentan los sólidos, líquidos y gases cuando se varía la temperatura. La experiencia de los fenómenos que nos rodean muestra que los sólidos se dilatan cuando aumentan su temperatura, es decir, aumentan su longitud, superficie o volumen, y se contraen cuando disminuyen su temperatura.

La dilatación de los sólidos con el aumento de la temperatura ocurre porque aumenta la energía térmica y esto hace que aumente las vibraciones de los átomos y moléculas que forman el cuerpo, haciendo que pase a posiciones de equilibrio más alejadas que las originales. Este alejamiento mayor de los átomos y de las moléculas del sólido produce su dilatación en todas las direcciones.

Dependiendo de la sustancia, cada una posee diferente comportamiento, el cual se registra con un coeficiente de dilatación específico para cada material. A excepción de los gases, se presentan tres tipos de dilatación para cuerpos sólidos y líquidos:

Dilatación lineal Es el incremento de la longitud (Primera Dimensión) de un cuerpo en forma de barra por su aumento

interno de temperatura. Se llama Coeficiente de Dilatación Lineal (K) al incremento de longitud que experimenta la unidad de longitud al aumentar su temperatura en 1°C.

Nota: La unidad de medida de k es 1/°C, o también °C-1. Su expresión matemática es:

0

f o

o f

l lK

l T T

Por lo tanto, si queremos calcular la longitud que adquirirá por variar la temperatura:

01 ( )f o fl l K T T

Donde lf es la longitud final, l0 la longitud inicial, Tf es la temperatura final y T0 la temperatura inicial.

Por contrapartida, un cuerpo disminuirá su longitud al disminuir su temperatura. Dilatación superficial Es el incremento del área (Segunda Dimensión) de un cuerpo en forma plana por su aumento interno de

temperatura. Se llama Coeficiente de Dilatación Superficial (KS) al incremento del área que experimenta la unidad de superficie al aumentar su temperatura en 1°C.

El coeficiente de dilatación superficial KS es igual al doble del coeficiente de dilatación lineal del mismo material, es decir:

2sK K

Su expresión matemática es:

0

0 0( )

f

s

f

A AK

A T T

Por lo tanto, al querer conocer el área que tendrá un cuerpo por acción de la variación de temperatura:

01 ( )f o s fA A K T T

En donde Af es el área final y A0 el área inicial.

Dilatación cúbica Es el incremento del volumen (Tercera Dimensión) de un cuerpo en forma de un sólido geométrico por su

aumento interno de temperatura. Se llama Coeficiente de Dilatación Cúbico (KC) al incremento del volumen que experimenta la unidad de volumen al aumentar su temperatura en 1°C.

El coeficiente de dilatación cúbico KC es igual al triple del coeficiente de dilatación lineal del mismo material, o sea:

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3cK K

Su expresión matemática:

0

0 0( )

f

s

f

V VK

V T T

Por lo tanto, al querer conocer el volumen que tendrá un cuerpo por acción de la variación de temperatura:

01 ( )f o c fV V K T T

En donde Vf es el volumen final y V0 el volumen inicial.

Algunos coeficientes de dilatación se detallarán en la siguiente tabla:

Coeficiente de dilatación Lineal: Constante K (en 1/°C) Aluminio 2,4 . 10-5 Acero 1,1 . 10-5 Cobre 1,7 . 10-5

Coeficiente de dilatación Cúbica: Vidrio 1,2 . 10-5 Mercurio 1,8 . 10-4

Variación de la densidad Aunque cambie el volumen de un cuerpo por una dilatación cúbica, su masa permanece constante,

variando sólo su densidad, por lo tanto:

f

f

m

V

Si reemplazamos Vf, por su expresión matemática:

01 ( )f

o c f

m

V K T T

Como 0

0

m

V :

0

01 ( )f

c fK T T

Y, sabiendo que el coeficiente de dilatación cúbica es 3 veces el de dilatación lineal ( 3cK K ):

0

01 3 ( )f

fK T T

Donde δf es la densidad final y δ0 la densidad inicial. Y K es la constante de dilatación lineal.

Física – Lic. en Seguridad e Higiene

Unidad 4 2013 14

Fuentes www.fisicanet.com.ar www.hiru.com/fisica/cambios-de-estado-calores-latentes educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio//1000/1157/html/32_transformaciones_termodinmicas.html http://www.slideshare.net/Bcorazon/dilatacin-de-slidos-y-lquidos-y-comportamiento-anmalo-del-agua

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