Temperatura y Calor

8.1. Concepto de temperatura. Interpretación microscópica8.2. Termómetros y escalas de temperatura8.4. Primera aproximación al concepto de calor8.3. Propiedades térmicas de la materia8.5. Calor en los cambios de fase8.6. El trabajo en Termodinámica8.7. Energía interna8.8. Primer principio: Aplicaciones al gas ideal

Toda la materia (sólida, líquida y gaseosa) está formada por átomos o moléculas en constante movimiento. A causa de su movimiento aleatorio, las moléculas y los átomos de la materia tienen energía cinética. La energía cinética promedio de las partículas individuales influye en lo caliente que se sienta algo. Siempre que algo se calienta sabemos que aumenta la energía cinética de sus átomos y moléculas. Golpea una moneda con un martillo, y se calentará porque el golpe del martillo hace que los átomos en el metal se muevan con mayor rapidez. Si pones un líquido sobre una llama, éste se calentará.

8.2. Termómetros y escalas de temperatura

Son necesarios dos requisitos para construir un termómetro. El primero es que debe haber una certeza de que alguna propiedad termométrica X varía con la temperatura t. Si la variación es lineal, podemos escribir

t= kXdonde k es la constante de proporcionalidad. La propiedad termométrica debe ser tal que se pueda medir fácilmente, por ejemplo, la dilatación de un líquido, la presión de un gas o la resistencia de un circuito eléctrico.

La cantidad que indica lo caliente o frío que está un objeto con respecto a una norma se llama temperatura.

Casi todos los materiales se dilatan, o expanden, cuando se elevan sus temperaturas, y se contraen cuando éstas bajan. Así, la mayoría de los termómetros miden la temperatura debido a la expansión o contracción de un líquido, que suele ser mercurio, o alcohol teñido, en un tubo de vidrio con escala.

Celsius

En la escala internacional, la que se usa más comúnmente en la actualidad, se asigna el número 0 a la temperatura de congelación del agua, y el número 100 a su temperatura de ebullición (a la presión atmosférica normal).

El espacio entre las dos marcas se divide en 100 partes iguales llamadas grados; en consecuencia, un termómetro calibrado como acabamos de describir se llama termómetro centígrado (de centi, “centésimo”; y gradus, “medida”).

Sin embargo, ahora se llama termómetro Celsius, en honor al científico que sugirió dicha escala, el astrónomo sueco Anders Celsius

Fahrenheit

En Estados Unidos hay otra escala muy popular. En ella, se asigna el número 32 a la temperatura de congelación del agua, y el número 212 a su temperatura de ebullición. Esa escala la tiene un termómetro Fahrenheit, en honor de su ilustre creador, el físico alemán Gabriel Daniel Fahrenheit

Kelvin

Los científicos favorecen otra escala de temperaturas más, la escala Kelvin, en honor del físico inglés Lord William T. Kelvin. Esta escala no se calibra en función de puntos de congelación ni de ebullición del agua, sino en términos de la energía misma. El número 0 se asigna a la mínima temperatura posible, el cero absoluto, en la cual una sustancia no tiene ninguna energía cinética que ceder. En la escala Kelvin no hay números negativos.

Aunque el termómetro de mercurio en vidrio es el más conocido y usado, no es tan preciso como otros.Hay dos tipos de termómetros de gas. Uno de ellos mantiene la presión constante y utiliza el incremento de volumen como indicador. Este tipo se denomina termómetro a presión constante. El otro tipo, llamado termómetro a volumen constante, mide el incremento de presión en función de la temperatura.

Es importante destacar que la materia no contiene calor. La materia contiene energía cinética molecular, y quizás energía potencial molecular, pero no calor.El calor es energía en tránsito de un cuerpo de mayor temperatura hacia otro con menor temperatura. Una vez transferida, la energía cesa de calentar.

• Cautín • Resistencia• Pirógrafo

1. Imagina que pones 1 L de agua durante cierto tiempo sobre una llama, y que su temperatura aumenta 2 °C. Si pones 2 L de agua al mismo tiempo sobre la misma llama, ¿cuánto subirá su temperatura?

1. Su temperatura sólo subirá 1 °C, porque hay el doble de moléculas en 2 L de agua, y cada una sólo recibe en promedio la mitad de la energía.

8.3. Propiedades térmicas de la materia

• Ley de BoyleVolumen y presión

• Ley de CharlesVolumen y temperatura

• Ley de Gay-LussacTemperatura y presión

8.4. Primera aproximación al concepto de calor

Entonces, el calor es el flujo de energía de una cosa a otra, debido a una diferencia de temperaturas. Como el calor es una forma de energía, se mide en joules. Existe una unidad más común de calor, la caloría, que se define como la cantidad de calor necesaria para cambiar 1 grado Celsius la temperatura de 1 gramo de agua. Los valores energéticos de los alimentos y combustibles se determinan quemándolos y midiendo la energía que desprenden. (Tu organismo “quema” el alimento en forma gradual.) La unidad de calor que se emplea para clasificar los alimentos es en realidad la kilocaloría, que equivale a 1,000 calorías (y es el calor necesario para aumentar 1 °C la temperatura de 1 kg de agua). Para diferenciar entre las dos unidades, es común que a la utilizada para los alimentos se le llama Caloría, escrita con mayúscula. Es importante recordar que la caloría y la Caloría son unidades de energía. Esos nombres son vestigios de la idea antigua de que el calor es un fluido invisible llamado calórico.

• Algún día la caloría cederá su lugar al joule, la unidad SI, como unidad común de medición de calor. (La relación entre calorías y joules es 1 caloría 4.184 joules).

Ejemplo

De un horno se sacan al rojo vivo un alfiler y un tornillo grande, ambos de acero. Ambos tienen la misma temperatura y se dejan caer en recipientes idénticos con la misma cantidad de agua a la misma temperatura. ¿Cuál aumentará más la temperatura del agua?

El trozo más grande de acero (el tornillo) tiene más energía interna para ceder al agua, y la calienta más que el alfiler. Aunque tienen la misma temperatura inicial (la misma energía cinética promedio por molécula), el tornillo, con más masa, tiene más moléculas y, por lo tanto, mayor energía total (energía interna). Este ejemplo resalta la diferencia entre temperatura y energía interna.

8.5. Calor en los cambios de fase

En nuestro ambiente, la materia existe en cuatro fases (o estados).

El hielo, por ejemplo, es la fase sólida del H2O.

Si le agregas energía añades movimiento a esa estructura molecular rígida, que se rompe para formar H2O en la fase líquida, el agua.

Si le agregas más energía, el líquido pasa a la fase gaseosa. Y si todavía le agregas más energía, las moléculas se rompen en iones y electrones, y se obtiene la fase de plasma.

Vaporización ó Evaporación

Es un cambio de la fase líquida a la fase gaseosa, que se efectúa en la superficie de un líquido.Durante la evaporación, se presenta la vaporización en la superficie de un líquido mientras las moléculas con más energía abandonan la superficie. En el proceso de ebullición, el proceso de vaporización se presenta en el seno del líquido. La sublimación tiene lugar cuando un sólido se evapora sin pasar por la fase líquida. En cada uno de esos casos, el líquido o el sólido deben perder una cantidad de energía igual al calor latente de evaporación o sublimación.

Condensación

Lo contrario de la evaporación es la condensación: el paso de un gas a un líquido.

Cuando las moléculas de gas cerca de la superficie de un líquido son atraídas a éste, llegan a la superficie con mayor energía cinética y forman parte del líquido.

Ebullición

Con las condiciones adecuadas, se puede producir evaporación abajo de la superficie de un líquido y se forman burbujas de vapor que flotan hacia la superficie, de donde escapan. A este cambio de fase en todo el líquido, y no sólo en la superficie, se le llama ebullición.

Fusión y congelación

Conforme absorban calor, las moléculas vibrarán cada vez con mayor violencia. Si absorben el calor suficiente, las fuerzas de atracción entre las moléculas ya no las podrán mantener unidas: el sólido se fundirá.

La congelación es la inversa del proceso anterior. Al retirar energía de un líquido, el movimiento de las moléculas disminuye hasta que al final, en promedio, éstas se mueven con la suficiente lentitud como para que las fuerzas de atracción entre ellas puedan producir la cohesión.

8.6. El trabajo en Termodinámica

Entendemos por sistema un conjunto de moléculas u objetos en los que se centra nuestra atención. Es común describirlo por su masa, presión, volumen y temperatura; en cierto modo, está contenido por sus alrededores.Se dice que un sistema se halla en equilibrio termodinámico si no hay una fuerza resultante que actúe sobre el sistema y si la temperatura del sistema es la misma que la de sus alrededores. Esta condición requiere que no se realice trabajo alguno ni sobre el sistema ni por el sistema, y que no haya ningún intercambio de calor entre el sistema y sus alrededores.

8.7. Energía interna

En la figura 20.2a el sistema se encuentra en equilibrio termodinámico con una energía interna inicial U1 y coordenadas termodinámicas (P1, V1, T1).En la figura 20.2b el sistema reacciona con sus alrededores. El calor Q puede ser absorbido por el sistema o liberado a su ambiente. La transferencia de calor se considera positiva para el calor de entrada y negativo para el de salida. El calor neto absorbido por el sistema se representa por ΔQ. El trabajo W puede ser realizado por el sistema, sobre el sistema o ambas cosas.En la figura 20.2c el sistema ha alcanzado su estado final 2 y de nuevo está en equilibrio, con una energía interna final U2. Sus nuevas coordenadas termodinámicas son (P2, V2, T2).

8.8. Primer principio: Aplicaciones al gas idealPrimera ley de la termodinámica

La primera ley de la termodinámica es simplemente una nueva exposición del principio de la conservación de la energía:La energía no puede crearse o destruirse, sólo transformarse de una forma a otra.

ΔQ = ΔU + ΔW

Primera ley de la termodinámica: en cualquier proceso termodinámico, el calor neto absorbido por un sistema es igual a la suma del trabajo neto que éste realiza y el cambio de su energía interna.

Bibliografía

Paul G. HewittFísica conceptual. Décima ediciónPEARSON EDUCACIÓN, México, 2007ISBN: 978-970-26-0795-3

Física, conceptos y aplicacionesSéptima edición revisadaPaul E. Tippens