calor

Se denomina calor a la energía en tránsito que se reconoce solo cuando se cruza la frontera de un sistema termodinámico.¹​ Una vez dentro del sistema, o en los alrededores, si la transferencia es de adentro hacia afuera, el calor transferido se vuelve parte de la energía interna del sistema o de los alrededores, según su caso. El término calor, por tanto, se debe de entender como transferencia de calor y solo ocurre cuando hay diferencia de temperatura y en dirección de mayor a menor. De ello se deduce que no hay transferencia de calor entre dos sistemas que se encuentran a la misma temperatura.

Índice

• 1Naturaleza del calor
• 2Historia de la teoría del calor
• 3Calor específico
  • 3.1Calor específico molar
  • 3.2Capacidad calorífica
• 4Cambios de fase
  • 4.1Calor latente
• 5Transmisión de calor
• 6Medida del calor
  • 6.1Calorimetría
• 7Termodinámica y transferencia de calor
  • 7.1Transferencia de calor en la ingeniería
• 8Sensación de calor en el ser humano
• 9Véase también
• 10Referencias
  • 10.1Bibliografía
  • 10.2Enlaces externos

Naturaleza del calor[editar]

La temperatura de un gasmonoatómico es una medida relacionada con la energía cinéticapromedio de sus moléculas al moverse.

A menudo en el habla coloquial se usan expresiones como: Cantidad de calor de un cuerpo o ganancia de calor y se hace porque no producen ningún malentendido y quizás porque no hay ninguna alternativa técnica que sea tan intuitiva, pero en un sentido técnico son incorrectas. El calor, visto desde la física, no se tiene, el calor es una transferencia.²​ Lo que tiene un cuerpo, es energía térmica, mejor aún, si se considera el cuerpo como un sistema termodinámico, la energía total del sistema tiene dos formas: macroscópica y microscópica. La energía macroscópica es la que tiene el sistema con referencia a un origen exterior, como la energía cinética y la potencial. La microscópica es su grado de actividad molecular, que es independiente del sistema de referencia externo y es lo que se conoce como Energía interna del sistema y se representa por ${\displaystyle U}$.

Las moléculas de un sistema se agitan con cierta velocidad, además giran y vibran de manera irregular y todo este movimiento les confiere una energía cinética que es la parte de la energía interna que es energía sensible, porque la velocidad promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura, que es lo que podemos percibir. Pero también las moléculas están unidas por fuerzas de atracción que son más fuertes en los sólidos, disminuyen en los líquidos y aún más en los gases, de forma que un sistema en estado gaseoso implica una energía que ha sido necesaria para vencer las fuerzas intermoleculares. Esta energía que tiene que ver con la fase en que está el sistema, se llama energía latente. Los átomos están unidos por enlaces que se forman y se destruyen en las reacciones químicas. La energía interna asociada con los enlaces atómicos, es la energía química. Y por fin, las fuerzas de atracción en el núcleo de los átomos constituye la energía nuclear, que se libera en las reacciones nucleares. Todas estas formas de energía, se almacenan en el interior del sistema y conforman su energía interna.

Pero hay formas de energía que no se pueden almacenar, que solo aparecen cuando hay interacción y constituyen lo que llamamos la energía ganada o perdida por el sistema. Estas formas de energía, son la Transferencia de calor y el Trabajo. Cuando el origen o la fuerza motriz de la interacción es una diferencia de temperatura, decimos que es calor, en caso contrario es trabajo.

Resumiendo, es muy común referirse a la energía sensible y latente como calor y está bien coloquialmente, pero en realidad es energía térmica, que es muy distinta de la transferencia de calor.

Historia de la teoría del calor[editar]

La primera referencia formal sobre la importancia del fuego se encuentra en Heráclito (540 a. C.-475 a. C.), quien sostenía que el fuego era el origen primordial de la materia.

Para Anaxímenes lo caliente y lo frío son estados comunes de la materia. Consideraba que lo comprimido y condensado era frío, y que lo raro y “laxo” era caliente, por tanto, según él, la ‘‘rarefacción’’ daba cuenta del proceso mediante el cual se calentaban las cosas, hasta quedar convertidas en vapor.

Aristóteles (384 a. C.-322 a. C.), agregó dos pares de cualidades fundamentales: caliente y frío, seco y húmedo. La razón por la cual un cuerpo tenía cierta temperatura, venía dada por las cantidades que en él se encontraban estas dos cualidades fundamentales.

Galeno (129-199) propuso una escala cualitativa que costaba de cuatro estados de calor y cuatro de frío, el punto neutro se obtenía agregando cuatro partes de agua hirviendo y cuatro partes de hielo.³​

Estas ideas se mantuvieron durante más de 23 siglos. Es curioso observar, que en este período ya se apreciaba que algunos de los fenómenos físicos, como la dilatación de sólidos y líquidos, y la expansión térmica del aire y el vapor, dependían del calor, pero no se prestaba atención a las temperaturas porque no eran parte de las cualidades referidas en la física aristotélica.

Las ideas de Aristóteles comienzan a ser cuestionadas a mediados del siglo XVI, cuando se propone la existencia de una quintaesencia de la materia, la existencia de un agente universal responsable de todas las reacciones químicas. Robert Boyle(1627-1691), negó al fuego todo carácter corpóreo y consideró que debía existir cierta unidad de la materia, lo que implicaba que debería estar compuesta por corpúsculos.

Mientras, en el siglo XVII y los primeros años del XVIII, se originaron discusiones sobre la estructura de la materia y ocurrió otro acontecimiento importante en la historia del calor, Georg Stahl (1660-1734) enuncia la teoría del flogisto. Este no debe ser confundido con el fuego material, el que se manifiesta en la llama y en el calor cuando se producen combustiones, sino que es un elemento inaccesible que poseen todos los cuerpos combustibles.

En el transcurso del siglo XVII se oponen dos teorías sobre el calor, la del flogisto, y la que defendían los seguidores de los atomistas griegos, quienes admitían la corporeidad del fuego, considerando que éste se constituía por partículas pequeñas, ligeras y sutiles, que tenían a su vez una enorme movilidad para penetrar en la materia en sus diferentes estados, capaces de operar simplemente con su presencia en forma de fluido imponderable, el calórico. Entre 1775 y 1787 Lavoisier elaboró una teoría de los gases, en las que introducía el principio del calórico. En este periodo surgía el concepto de temperatura y empezaron a construirse termómetros, para medir la frialdad de las cosas. Joseph Black (1728-1799) utilizó estos termómetros para estudiar el calor, observando cómo las diferentes sustancias que se encontraban a desiguales temperaturas tendían a llegar a un equilibrio cuando se les ponía en contacto.⁴​

En 1798 Benjamin Thompson, conde de Rumford, observó en Baviera, que al perforar cañones, la cantidad de calor que se obtenía dependía del estado del taladro y llegó a la conclusión de que el calor no era un fluido, sino una forma de movimiento. Dedujo la posibilidad de generar por rozamiento una cantidad ilimitada de calor, ya que el calor generado era aproximadamente proporcional al trabajo realizado, hecho que no era fácilmente argumentable con la teoría del calórico. En 1812 Humphry Davy confirmó la presunción anterior. Esta idea culmina con los trabajos del médico y físico Julio R. von Mayer en 1842 y posterior y definitivamente en 1850 con James Prescott Joule, que establecen que el calor y el trabajo no son más que manifestaciones de la energía térmica, la cual puede ser convertida en un porcentaje en trabajo, mientras que el trabajo puede ser totalmente convertido en calor.⁵​

Finalmente se comprobó que el calor no podía ser entendido como una sustancia material, sino que es una forma de energía. Las medidas del equivalente mecánico del calor señalaron el fin de la teoría del calórico. De todo esto surge la termodinámica y de ella la máquina térmica. En la misma época en que se inició la termodinámica, estaba desarrollándose la teoría molecular de la materia, que permite formarse una idea coherente del calor y de los fenómenos que intervienen. La teoría cinética de los gases explicaba muchos de los fenómenos que por medio de la teoría del calórico no podían ser explicados.

Calor específico[editar]

Artículo principal: Calor específico

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:

${\displaystyle Q=m\int _{T_{\mathrm {i} }}^{T_{\mathrm {f} }}c\,\mathrm {d} T}$

donde:

${\displaystyle Q}$ es el calor aportado al sistema.

${\displaystyle m}$ es la masa del sistema.

${\displaystyle c}$ es el calor específico del sistema.

${\displaystyle T_{\mathrm {i} }}$ y ${\displaystyle T_{\mathrm {f} }}$ son las temperaturas inicial y final del sistema respectivamente.

${\displaystyle \mathrm {d} T}$ es el diferencial de temperatura.

Las unidades de calor específico son ${\displaystyle J/(kg.K)}$ 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.

Calentamiento o enfriamiento de un líquido. Calor específico

Si se representa en un gráfico el calentamiento de un líquido llevando las cantidades de calor por unidad de masa ${\displaystyle q}$ como ordenadas y las temperaturas ${\displaystyle t}$ como abcisas. Entre dos temperaturas cualesquiera, el calor específico medio se expresa:⁶​

${\displaystyle c_{m}={\frac {q_{2}-q_{1}}{t_{2}-t_{1}}}=\tan \beta }$

En la que ${\displaystyle q_{2}-q_{1}}$ es la cantidad de calor que la sustancia recibe o cede entre las temperaturas ${\displaystyle t_{1}}$ y ${\displaystyle t_{2}}$. Sin embargo, el calor específico verdadero para ${\displaystyle t_{1}}$ será:

${\displaystyle c=\lim _{t_{2}-t_{1}\to 0}{\frac {q_{2}-q_{1}}{t_{2}-t_{1}}}={\frac {dq}{dt}}=\tan \alpha }$

El calor específico verdadero está dado por la variación de la cantidad de calor intercambiado por unidad de masa con respecto a la temperatura, o gráficamente, por la pendiente de la tangente geométrica en el punto de la curva de estado. Se puede ver en la figura, la diferencia entre los calores específicos verdaderos, representados por las pendientes de las tangentes a la curva y los calores específicos medios entre dos temperaturas, representados por la pendiente de la cuerdaque une ambos puntos.

Para la mayoría de los cuerpos, el calor específico aumenta con la temperatura y la diferencia entre valores medios y verdaderos es pequeña, siempre que la variación de temperatura sea también pequeña. Para el agua, la curva q-t es prácticamente una recta, lo cual indica que su calor específico se mantiene, dentro de ciertos límites, prácticamente constante, normalmente se toma como 4186 kJ/kg.