TEORÍA SOBRE LA NATURALEZA DEL CALOR

La teoría calórica fue un modelo con el cual se explicó, durante un tiempo bastante prolongado, las características y comportamientos físicos del calor. La teoría explica el calor como un fluido hipotético, el calórico, que impregnaría la materia y sería responsable de su calor.

Para Lavoisier, las moléculas de todos los cuerpos de la naturaleza están en un estado de equilibrio, entre la atracción que tiende a aproximarlas, y la acción del calórico, que tiende a separarlas. Según su mayor o menor cantidad de calórico, los cuerpos son gas, líquido o sólido.

El calórico se difunde entre los cuerpos, pasando de uno a otro por contacto, incluso entre los seres vivos. Las quemaduras producidas por congelación se explicaban porque el calórico causaría los mismos daños en la piel, tanto al entrar en el cuerpo como al salir.

El calórico se haría visible en las llamas, que estarían formadas en su mayor parte por dicho calórico desprendiéndose de los cuerpos. Las distintas sustancias presentarían distintas solubilidades para el calórico, lo que explicaría su distinto calor específico.

La teoría del calórico fue ampliamente aceptada, ya que incluso explicaba los experimentos de Joule sobre la equivalencia entre calor y trabajo, interpretando que al frotar un cuerpo, se romperían las vesículas microscópicas que contienen el calórico, liberando calor. Sin embargo, la teoría fue perdiendo adeptos, al no poder explicar diversos problemas, como la masa nula del calórico, por lo que fue abandonada a mediados del siglo XIX.

En la actualidad, el calor es considerado como energía en tránsito, que cumple las leyes de la termodinámica.

CALOR Y TEMPERATURA

Calor

Al aplicar calor, sube la temperatura.


El calor es una cantidad de energía y es una expresión del movimiento de las moléculas que componen un cuerpo.

Cuando el calor entra en un cuerpo se produce calentamiento y cuando sale, enfriamiento. Incluso los objetos más fríos poseen algo de calor porque sus átomos se están moviendo.
Temperatura

La temperatura es la medida del calor de un cuerpo (y no la cantidad de calor que este contiene o puede rendir).
Diferencias entre calor y temperatura

Todos sabemos que cuando calentamos un objeto su temperatura aumenta. A menudo pensamos que calor y temperatura son lo mismo. Sin embargo, esto no es así. El calor y la temperatura están relacionadas entre sí, pero son conceptos diferentes.

Como ya dijimos, el calor es la energía total del movimiento molecular en un cuerpo, mientras que la temperatura es la medida de dicha energía. El calor depende de la velocidad de las partículas, de su número, de su tamaño y de su tipo. La temperatura no depende del tamaño, ni del número ni del tipo.

Por ejemplo, si hacemos hervir agua en dos recipientes de diferente tamaño, la temperatura alcanzada es la misma para los dos, 100° C, pero el que tiene más agua posee mayor cantidad de calor.

Misma temperatura, distinta cantidad de calor.


El calor es lo que hace que la temperatura aumente o disminuya. Si añadimos calor, la temperatura aumenta. Si quitamos calor, la temperatura disminuye.

La temperatura no es energía sino una medida de ella; sin embargo, el calor sí es energía.




Cambios de estado

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

-de estado solidó a liquido, llamado fusión.

-de estado liquido a solidó, llamado solidificación.

-de estado liquido a gaseoso, llamado vaporización

-de estado gaseoso a liquido, llamado condensación

-de estado solidó a gaseoso, llamado sublimación progresiva.

-de estado gaseoso a sólido, llamado sublimación regresiva.

TERMOMETRO

El termómetro es un instrumento de medición de temperatura. Desde su invención ha evolucionado mucho, principalmente a partir del desarrollo de los termómetros electrónicos digitales.

Inicialmente se fabricaron aprovechando el fenómeno de la dilatación, por lo que se prefería el uso de materiales con elevado coeficiente de dilatación, de modo que, al aumentar la temperatura, su estiramiento era fácilmente visible. El metal base que se utilizaba en este tipo de termómetros ha sido el mercurio, encerrado en un tubo de vidrio que incorporaba una escala graduada.

El creador del primer termoscopio fue Galileo Galilei; éste podría considerarse el predecesor del termómetro. Consistía en un tubo de vidrio terminado en una esfera cerrada; el extremo abierto se sumergía boca abajo dentro de una mezcla de alcohol y agua, mientras la esfera quedaba en la parte superior. Al calentar el líquido, éste subía por el tubo.

La incorporación, entre 1611 y 1613, de una escala numérica al instrumento de Galileo se atribuye tanto a Francesco Sagredo como a Santorio Santorio, aunque es aceptada la autoría de éste último en la aparición del termómetro.

En España se prohibió la fabricación de termómetros de mercurio en julio de 2007, por su efecto contaminante.

En América latina, los termómetros de mercurio siguen siendo ampliamente utilizados por la población. No así en hospitales y centros de salud donde por regla general se utilizan termómetros digitales.

ESCALAS DE TEMPERATURA

La temperatura es el nivel de calor en un gas, líquido, o sólido. Tres escalas sirven comúnmente para medir la temperatura. Las escalas de Celsius y de Fahrenheit son las más comunes. La escala de Kelvin es primordialmente usada en experimentos científicos.


Escala Celsius

La escala Celsius fue inventada en 1742 por el astrónomo sueco Andrés Celsius. Esta escala divide el rango entre las temperaturas de congelación y de ebullición del agua en 100 partes iguales. Usted encontrará a veces esta escala identificada como escala centígrada. Las temperaturas en la escala Celsius son conocidas como grados Celsius (ºC).


Escala Fahrenheit

La escala Fahrenheit fue establecida por el físico holandés-alemán Gabriel Daniel Fahrenheit, en 1724. Aun cuando muchos países están usando ya la escala Celsius, la escala Fahrenheit es ampliamente usada en los Estados Unidos. Esta escala divide la diferencia entre los puntos de fusión y de ebullición del agua en 180 intervalos iguales. Las temperaturas en la escala Fahrenheit son conocidas como grados Fahrenheit (ºF).


Escala de Kelvin

La escala de Kelvin lleva el nombre de William Thompson Kelvin, un físico británico que la diseñó en 1848. Prolonga la escala Celsius hasta el cero absoluto, una temperatura hipotética caracterizada por una ausencia completa de energía calórica. Las temperaturas en esta escala son llamadas Kelvins (K).

RELACIÓN DE ESCALA

Cómo Convertir Temperaturas

A veces hay que convertir la temperatura de una escala a otra. A continuación encontrará cómo hacer esto.


Para convertir de ºC a ºF use la fórmula: ºF = ºC x 1.8 + 32.
Para convertir de ºF a ºC use la fórmula: ºC = (ºF-32) ÷ 1.8.
Para convertir de K a ºC use la fórmula: ºC = K – 273.15
Para convertir de ºC a K use la fórmula: K = ºC + 273.15.
Para convertir de ºF a K use la fórmula: K = 5/9 (ºF – 32) + 273.15.
Para convertir de K a ºF use la fórmula: ºF = 1.8(K – 273.15) + 32.

Comparación entre Temperaturas

A continuación encontrará algunas comparaciones comunes entre temperaturas de las escalas Celsius y Fahrenheit.
TEMPERATURA ºC ºF
Punto Ebullición Agua 100 212
Punto Congelación Agua 0 32
Temperatura Corporal Promedio del Cuerpo Humano 37 98.6
Temperatura ambiente confortable 20 to 25 68 to 77

DILATACIÓN TÉRMICA

De una forma general, cuando aumentamos la temperatura de un cuerpo (sólido o líquido), aumentamos la agitación de las partículas que forman ese cuerpo. Esto causa un alejamiento entre las partículas, resultando en un aumento en las dimensiones del cuerpo (dilatación térmica). Por otra parte, una disminución en la temperatura de un cuerpo, acarrea una reducción en sus dimensiones (construcción térmica)

DILATACIÓN SUPERFICIAL

Ahora en un sólido, cuando las dimensiones predominantes son el largo y el ancho sobre el espesor o altura, como ser una chapa o una lámina, al exponerse a la acción del calor habrá un incremento o variación en la superficie (ΔS) y no así en el espesor llamada dilatación superficial. Para calcular la superficie final (Sf) de un sólido plano, la fórmula será:

Sf = Si .(1 + β . ΔT)

El coeficiente de dilatación superficial ( β ) resultará de ser el doble del valor del coeficiente de dilatación lineal (α) para cada una de las sustancias, porque al tratarse de dos dimensiones largo y ancho, el cálculo es:

β = 2 . α

DILATACIÓN CUBICA

En los sólidos, cuando predominan sus tres dimensiones como el largo, ancho y altura, siendo un prisma, una esfera, un cubo, etc, al exponerse a la acción del calor habrá un incremento o variación en el volumen (ΔV) se denomina dilatación cúbica o volumétrica. Para calcular el volumen final (Vf) en un sólido la fórmula será:

Vf = Vi .(1 + γ . ΔT)

El coeficiente de dilatación cúbica ( γ ) resulta al ser el triple del valor del coeficiente de dilatación lineal (α) para cada una de las sustancias, porque al tratarse de tres dimensiones largo, ancho y altura, el cálculo es:

γ = 3 . α

DILATACIÓN EN LOS LÍQUIDOS

Como la forma de un fluido no está definida, solamente tiene sentido hablar del cambio del volumen con la temperatura. La respuesta de los gases a los cambios de temperatura o de presión es muy notable, en tanto que el cambio en el volumen de un líquido, para cambios en la temperatura o la presión, es muy pequeño.
b Representa el coeficiente de dilatación volumétrica de un líquido,
b = 1/V.(DV/Dt)

Los líquidos se caracterizan por dilatarse al aumentar la temperatura, siendo su dilatación volumétrica unas diez veces mayor que la de los sólidos.
Sin embargo, el líquido más común, el agua, no se comporta como los otros líquidos. En la figura F, se muestra la curva de dilatación del agua. Se puede notar que, entre 0 y 4ºC el agua líquida se contrae al ser calentada, y se dilata por encima de los 4ºC, aunque no linealmente. Sin embargo, si la temperatura decrece de 4 a 0ºC, el agua se dilata en lugar de contraerse. Dicha dilatación al decrecer la temperatura no se observa en ningún otro líquido común; se ha observado en ciertas sustancias del tipo de la goma y en ciertos sólidos cristalinos en intervalos de temperatura muy limitados, un fenómeno similar. La densidad del agua tiene un máximo a 4ºC, donde su valor* es de 1 000 kg/m3. A cualquier otra temperatura su densidad es menor. Este comportamiento del agua es la razón por la que en los lagos se congela primero la superficie, y es en definitiva lo que hace posible la vida subacuática.
Los cambios de temperatura afectan el tamaño de los cuerpos, pues la mayoría de ellos se dilatan al calentarse y se contraen si se enfrían. Los gases se dilatan mucho más que los líquidos, y éstos más que los sólidos.

En los gases y líquidos las partículas chocan unas contra otras en forma continua, pero si se calientan, chocarán violentamente rebotando a mayores distancias y provocarán la dilatación. En los sólidos las partículas vibran alrededor de posiciones fijas; sin embargo al calentarse aumentan su movimiento y se alejan de sus centros de vibración dando como resultado la dilatación. Por el contrario, al bajar la temperatura las partículas vibran menos y el sólido se contrae.

DILATACIÓN ANORMAL DEL AGUA

Es llamado también la "anomalía del agua". Lo "normal" en los materiales es que a mayor temperatura mayor sea su volumen (ejemplo: la dilatación del metal en un día de alta temperatura) y, por el contrario, a menor temperatura menor sea el volumen del material. Sin embargo, el agua presenta una "anormalidad":

Si tenemos agua a temperatura ambiente (digamos 20°C) todo está bien:
- Si aumentamos la temperatura sus moléculas empiezan a separarse de tal modo que al llegar a 100°C aproximadamente el agua cambia de estado y se "dilata" ya que sus moléculas se separan transformándose en vapor.
- Si disminuimos la temperatura sus moléculas empiezan a juntarse más de y poco a poco el agua líquida se "contrae", PERO...

Al llegar cerca de 4°C pasa algo "anormal", las moléculas en vez de seguir juntándose y apretándose (como lo venían haciendo hasta este punto) las moléculas de agua se reordenan en una formación geométrica que pone a las moléculas de tal forma que aparecen cristales, los cuales tienen "vacíos" entre las moléculas oredenadas. El agua comienza a congelarse y se dilata, su volumen aumenta respecto al volumen que tenía a 5°C por ejemplo; el agua congelada es menos densa que el agua líquida.

Gracias a esta anomalía existe la vida en nuestro planeta, ya que, de no ser así, el agua congelada sería más densa y se iría al fondo de los océanos, congelando así las masas de agua desde el fondo a la superficie, exterminando la vida del fondo oceánico.

DILATACIÓN DE LOS GASES

La dilatación térmica de los gases es muy grande en comparación con la de sólidos y líquidos, y sigue la llamada ley de Charles y Gay-Lussac. Esta ley afirma que, a presión constante, el volumen de un gas ideal (un ente teórico que se aproxima al comportamiento de los gases reales) es proporcional a su temperatura absoluta. Otra forma de expresarla es que por cada aumento de temperatura de 1 ºC, el volumen de un gas aumenta en una cantidad aproximadamente igual a 1/273 de su volumen a 0 ºC. Por tanto, si se calienta de 0 ºC a 273 ºC, duplicaría su volumen 

CALORIMETRIA

El aparato que se encarga de medir esas cantidades es el calorímetro. Consta de un termómetro que esta en contacto con el medio que esta midiendo. En el cual se encuentran las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben estar lo más aisladas posible ya que hay que evitar al máximo el intercambio de calor con el exterior. De lo contrario las mediciones serían totalmente erróneas.


También hay una varilla como agitador para mezclar bien antes de comenzar a medir. Básicamente hay dos tipos de calorímetros. Los que trabajan a volumen constante y los de presión constante.




La Calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir la cantidad de calor generada en ciertos procesos físicos o químicos.

UNIDADES DE LA CANTIDAD DE CALOR

El calor es posible definirlo como energía transferida entre dos cuerpos o sistemas, se puede asociar al movimiento de los átomos, moléculas y otras partículas que forman la materia. El calor puede ser generado por reacciones químicas (como en la combustión), reacciones nucleares (como en la fusión nuclear de los átomos de hidrógeno que tienen lugar en el interior del Sol), disipación electromagnética (como en los hornos de microondas) o por disipación mecánica (fricción). Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre.


La cantidad de energía térmica intercambiada se mide en calorías, que es la cantidad de energía que hay que suministrar a un gramo de agua para elevar su temperatura de 14,5 a 15,5 grados celsius. El múltiplo más utilizado es la kilocaloría (kcal):




1 kcal = 1000 cal




De aquí se puede deducir el concepto calor específico de una sustancia, que se define como la energía necesaria para elevar la temperatura de un gramo de dicha sustancia un grado celsio, o bien el concepto capacidad calorífica, análogo al anterior pero para una masa de un mol de sustancia (en este caso es necesario conocer la estructura química de la misma).


Joule, tras múltiples experimentaciones en las que el movimiento de unas palas, impulsadas.por un juego de pesas, se movían en el interior de un recipiente con agua, estableció el equivalente mecánico del calor, determinando el incremento de temperatura que se producía en el fluido como consecuencia de los rozamientos producidos por la agitación de las palas:




1 cal = 4.184 J




El joule (J) es la unidad de energía en el Sistema Internacional de Unidades, (S.I.).


El BTU, (o unidad térmica británica) es una medida para el calor muy usada en Estados Unidos y en muchos otros países de América. Se define como la cantidad de calor que se debe agregar a una libra de agua para aumentar su temperatura en un grado Fahrenheit, y equivale a 252 calorías.

CALOR ESPECIFICO

Se define como la catidad de calor necesaria para elevar la temperatura de la unidad de masa de un elemento o compuesto en un grado. En el sistema internacional sus unidades serán por tanto J·kg-1·K-1.


El calor específico del agua es de 4180 J·kg-1·K-1.


Teniendo en cuenta esta definición de calor específico propio de un cuerpo o un sistema Ce podemos deducir que el calor absorbido o cedido por un cuerpo de masa m cuando su temperatura varía desde una temperatura T1 hasta otra T2 (ΔT = T2 - T1) vendrá dado por la expresión:


Q = m·Ce·ΔT


Cuando dos cuerpos que están a distinta temperatura se ponen en contacto se produce un flujo de calor desde el que está a mayor temperatura hacia el que está a menor temperatura hasta que ambas temperaturas se igualan. Se dice que se ha alcanzado el equilibrio térmico:

Esto puede aplicarse al cálculo del calor específico de un material conociendo el calor específico de otro, la masa de ambos, la temperatura inicial de ambos y la temperatura de equilibrio en la práctica que se propone.

CAPACIDAD CALORÍFICA

La capacidad calórica es la cantidad de calor que permite variar, en un grado, la temperatura de un cuerpo. Expresada en fórmula:



Donde:

= capacidad calórica

= cantidad de calor

= variación de temperatura

El calor específico es la cantidad de calor cedido o absorbido por un gramo de una sustancia, para variar su temperatura en un grado Celsius.



Donde:

= calor específico

= capacidad calórica

= masa

y el calor necesario para producir un cierto aumento de temperatura es

CALOR DE COMBUSTIÓN

El calor de combustión es la energía liberada en forma de calor cuando un compuesto se somete a combustión completa con el oxígeno bajo condiciones estándar. La reacción química es típicamente un hidrocarburo reaccionar con el oxígeno para formar dióxido de carbono, agua y calor. Puede expresarse con las cantidades:
energía/mol de combustible
energía/masa de combustible
energía/volumen de combustible


El calor de combustión se mide convencionalmente con un calorímetro de bomba. También se puede calcular como la diferencia entre el calor de formación de los productos y reactivos.
Valor calorífico


El valor de calentamiento de una sustancia, generalmente un combustible o alimentos, es la cantidad de calor liberado durante la combustión de una cantidad especificada de ella. El valor de la energía es una característica de cada sustancia. Se mide en unidades de energía por unidad de la sustancia, por lo general medios, tales como: kJ/kg, kJ/mol, kcal/kg, Btu/libra. Valor de calentamiento se determina comúnmente mediante el uso de un calorímetro de bomba.


Calorífico conversiones de unidades:
kcal/kg = MJ/kg * 238,846
Btu/lb = MJ/kg * 429.923
Btu/lb = 1,8 kcal *


El calor de combustión de los combustibles se expresa como el HHV, LHV, o GHV.
Calorífico superior


La cantidad conocida como mayor valor de calentamiento se determinará poniendo todos los productos de la combustión de nuevo a la temperatura de pre-combustión original, y, en particular, cualquier condensación de vapor producido. Tales mediciones a menudo usan una temperatura estándar de 25 º C. Este es el mismo que el calor termodinámico de la combustión desde el cambio de entalpía para la reacción asume una temperatura común de los compuestos antes y después de la combustión, en cuyo caso el agua producida por la combustión es líquido.


El valor más alto de calentamiento tiene en cuenta el calor latente de vaporización del agua en los productos de la combustión, y es útil en el cálculo de los valores de calefacción para combustibles, puesto que la condensación de los productos de reacción es práctico. En otras palabras, HHV asume todo el componente de agua se encuentra en estado líquido en el extremo de la combustión y que el calor por encima de 150 º C puede ser objeto de un uso.
Calorífico inferior


La cantidad conocida como el valor calorífico inferior se determina restando el calor de vaporización del vapor de agua desde el valor más alto de calentamiento. Este trata cualquier H2O formada en forma de vapor. La energía necesaria para vaporizar el agua por lo tanto no se realiza en forma de calor.


LHV cálculos asumen que el componente de agua de un proceso de combustión está en estado de vapor al final de la combustión, en comparación con el valor de calentamiento más alto que supone que toda el agua en un proceso de combustión está en un estado líquido después de un proceso de combustión.


El LHV asume que no se recupera el calor latente de vaporización del agua en el combustible y los productos de reacción. Es útil en la comparación de los combustibles donde la condensación de los productos de la combustión es poco práctico, o de calor a una temperatura por debajo de 150 º C no puede ser objeto de un uso.


Lo anterior no es más que una definición de valor calorífico inferior adoptado por el Instituto Americano del Petróleo y utiliza una temperatura de referencia de 60F.


Otra definición, utilizada por Gas Processors Suppliers Association y utilizado originalmente por API, es la entalpía de todos los productos de combustión menos la entalpía del combustible a la temperatura de referencia, menos la entalpía de la estequiométrica de oxígeno a la temperatura de referencia, menos el calor de vaporización del contenido de vapor de los productos de la combustión.


La distinción entre los dos es que esta segunda definición supone que los productos de la combustión son todos regresaron a la temperatura de referencia y el contenido de calor de la condensación de vapor se considera que no es útil. Esto se calcula más fácilmente a partir del valor calorífico más alto que cuando se utiliza la definición anterior y, de hecho, dar una respuesta ligeramente diferente.
Calorífico bruto
Valor calorífico bruto representa el agua en el escape que salga en forma de vapor, e incluye agua líquida en el combustible antes de la combustión. Este valor es importante para combustibles como la madera o el carbón, que normalmente contiene una cierta cantidad de agua antes de la grabación.
Tenga en cuenta que los estados Edición 12 ª GPSA que el valor calorífico bruto de un gas es equivalente al mayor valor de calefacción. Esto sugiere que puede haber diferentes normas en juego. El uso del término bruto describe normalmente un valor más grande que la red, que por lo general se describe un valor más pequeño. GPSA es consistente con esto, y equipara el valor bruto de calefacción para el poder calorífico superior y el valor de calentamiento neto en el valor calorífico inferior.
Medición de valores caloríficos


El valor calorífico superior se determina experimentalmente en un calorímetro de bomba. La combustión de una mezcla estequiométrica de combustible y el oxidante en un recipiente de acero a 25 es iniciada por un dispositivo de encendido y las reacciones permitidos para completar. Cuando el hidrógeno y el oxígeno reaccionan durante la combustión, vapor de agua se produce. El recipiente y su contenido se enfriaron luego a la 25°C original y el valor más alto de calentamiento se determina como el calor liberado entre las temperaturas inicial y final idénticas.


Cuando se determina el poder calorífico inferior, el enfriamiento se detuvo a 150 º C y el calor de reacción sólo se recuperó parcialmente. El límite de 150 º C es una elección arbitraria.


Nota: el valor más alto de calentamiento se calcula con el producto de agua que es en forma líquida mientras que el valor de calentamiento inferior se calcula con el producto de agua que es en forma de vapor.
Relación entre los valores caloríficos


La diferencia entre los dos valores de calentamiento depende de la composición química del combustible. En el caso de carbono puro o monóxido de carbono, los dos valores de calefacción son casi idénticas, siendo la diferencia el contenido de calor sensible de dióxido de carbono entre 150 º C y 25°C. Para el hidrógeno, la diferencia es mucho más significativo, ya que incluye el calor sensible del vapor de agua entre 150 º C y 100 º C, el calor latente de condensación a 100 º C, y el calor sensible del agua condensada entre 100 º C y 25!C. Con todo, el poder calorífico superior del hidrógeno es 18.2% por encima de su valor calorífico inferior. Para los hidrocarburos depende de la diferencia en el contenido de hidrógeno del combustible. Para la gasolina y el diesel el poder calorífico superior sobrepasa el valor más bajo de calefacción en un 10% y 7% respectivamente, y para el gas natural un 11%.


Un método común de relación HHV a LHV es:


HHV = LHV hv x donde HV es el calor de vaporización del agua, nH2O, fuera es los moles de agua vaporizada y nfuel, en es el número de moles de combustible quemado.


La mayoría de las aplicaciones que queman combustible producen vapor de agua, que se utiliza y por lo tanto pierde su contenido de calor. En estas aplicaciones, el poder calorífico inferior se utiliza generalmente para dar un "punto de referencia" para el proceso, sin embargo, para los cálculos de la energía verdadero poder calorífico superior es correcta. Esto es particularmente relevante para el gas natural, cuyo contenido de hidrógeno de alta produce mucha agua. El valor bruto de energía es relevante para el gas quemado en las calderas de condensación y plantas de energía con la condensación de gases de combustión que se condensa el vapor de agua producido por la combustión, recuperación de calor que de otro modo se perdería.

PRINCIPIO DE LA FUSIÓN

El punto de fusión (o, raramente, punto de licuefacción) es la temperatura a la cual se encuentra el equilibrio de fases sólido-líquido, es decir la materia pasa de estado sólido a estado líquido, se funde. Cabe destacar que el cambio de fase ocurre a temperatura constante. El punto de fusión es una propiedad intensiva.

En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero esto no siempre es así: por ejemplo, el agar-agar se funde a 85 °C y se solidifica a partir de los 31 a 40 °C; este proceso se conoce como histéresis.

A diferencia del punto de ebullición, el punto de fusión de una sustancia es poco afectado por la presión y, por lo tanto, puede ser utilizado para caracterizar compuestos orgánicos y para comprobar su pureza.

El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto y tiene una gama más pequeña de variación que el punto de fusión de una sustancia impura. Cuanto más impura sea, más bajo es el punto de fusión y más amplia es la gama de variación. Eventualmente, se alcanza un punto de fusión mínimo. El cociente de la mezcla que da lugar al punto de fusión posible más bajo se conoce como el punto eutéctico, perteneciente a cada átomo de temperatura de la sustancia a la cual se someta a fusión.

El punto de fusión de un compuesto puro, en muchos casos se da con una sola temperatura, ya que el intervalo de fusión puede ser muy pequeño (menor a 1 °C). En cambio, si hay impurezas, éstas provocan que el punto de fusión disminuya y el intervalo de fusión se amplíe. Por ejemplo, el punto de fusión del ácido benzoico impuro podría ser: 

pf = 117°-120º

PRINCIPIOS DE LA SOLIDIFICACIÓN

La solidificación es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de líquido a sólido producido por una disminución en la temperatura o por una compresión de este material. Es el proceso inverso a la fusión, y sucede a la misma temperatura. Ejemplo de esto es cuando colocamos en el congelador agua, como la temperatura es muy baja esto hace que se haga hielo, o en pocas palabras, aumenta el volumen al solidificarse, aunque no sucede en todos los casos.

También se llama solidificación al proceso de endurecimiento de materiales como el cemento o la arcilla, en esos casos al deshidratarse a temperatura constante.

En el diagrama adjunto, faltaría concretar lo que es "licuefacción", que es paso a líquido. Se dice que el azúcar se licúa cuando al calentarse pasa de estado en granos cristalizados a ser un líquido marrón, de alta viscosidad.

VAPORIZACIÓN

La vaporización es el principal proceso mediante el cual el agua cambia de estado.

Se denomina ebullición cuando el cambio de estado ocurre por aumento de la temperatura en el interior del líquido; el punto de ebullición es la temperatura a la cual un líquido determinado hierve (a una presión dada), y permanece constante mientras dure el proceso de cambio de estado.

Se le denomina evaporación cuando el estado líquido cambia lentamente a estado gaseoso, tras haber adquirido suficiente energía para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, la evaporación se produce a cualquier temperatura, siendo más rápida cuanto más elevada esta.

En el campo terapéutico, la vaporización denomina el uso medicinal de vapores, en especial en contextos relacionados con aguas termales.

EBULLICIÓN

La ebullición es el proceso físico en el que la materia pasa a estado gaseoso. Se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión. Si se continúa calentando el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión de la materia en estado líquido al estado gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura de la materia, ya como gas.

Este proceso es muy distinto a la evaporación, que es paulatino y para el que, en altitudes superiores, la presión atmosférica media disminuye, por lo que el líquido necesita temperaturas menores para entrar en ebullición.

En una olla a presión, el agua, por ejemplo, llega a una temperatura de 120 o 130 °C antes de hervir, debido a la mayor presión alcanzada por los gases en su interior. Gracias a esta mayor temperatura del agua en el interior de la olla, la cocción de la comida se da más rápidamente.

La adición de aditivos al agua puede hacer aumentar o disminuir su punto de ebullición.

El proceso de ebullición del agua, especialmente a alta presión, se utiliza desde la antigüedad como medio para esterilizar el agua, debido a que algunos microorganismos mueren a esta temperatura.

PROPIEDADES DE LA CALOR

El Calor.

Definiciones.

El calor.

Es la sensación que experimenta un cuerpo cuando la temperatura ambiente es más elevada que la suya. Puede tener múltiples causas:

Reacción química.

Paso de una corriente eléctrica.

Reacción nuclear.

Combustión.


Temperatura (Escalas).

Es la medida del nivel calorífico.

Celsius o Centígrada.

(ºC) Va de 0º (Fusión del hielo) a los 100º (Ebullición del agua). 100 espacios.

Fahrenheit.

(ºF) Va de 32º (Fusión del hielo) a los 212º (Ebullición del agua).180 espacios.

C/100=(F-32/180).

Kelvin.

(ºK) Comienzan los 0º K = -273,16ºC (Energía cinética =0; Cero absoluto).

Cantidad de calor.

Es algo medible. Es la energía que se le incrementa a un cuerpo para elevar su temperatura.

Unidad = Kcal. Una Kilocaloría es la cantidad de calor suministrada a un kilo de agua para incrementar su temperatura de 14,5 a 15,5ºC.

Potencia.

Es la energía partida del tiempo (se relacionará en una hora).

Se mide en Kw (Kilovatio) 1Kw = 860 Kcal.

Calor específico.

Es la cantidad de calor necesario para elevar un grado centígrado un cuerpo de 1Kg.

Q = m x T x Ce.

Ce = Calor específico.

M = masa.

T = incremento de temperatura.

Transferencia de Calor.

Conducción.

Se produce entre líquidos y gases.

Convección.

Cuando se produce de un cuerpo sólido y otro, por contacto directo.

Radiación.

Se produce por ondas magnéticas.

Ley de Fourier: Conductividad térmica: Es la facilidad que tiene un material de conducir el calor.

Será más pequeña en materiales aislantes y mayor en materiales conductores.

Q =( x T x s x t)/e.

s-Superficie atravesada. / - coeficiente de conductividad térmica / t- 1 hora /e- espesor de muro.

Aislamiento Térmico.

Se persigue por tres motivos:

Economizar energía: Reduce pérdidas térmicas entre distintos materiales.

Mejorar confort térmico.

Suprimir los fenómenos de condensación.

Efectos térmicos. Dilatación.

Se producen dilataciones por cambios de temperatura. La dilatación puede ser:

Lineal.

Superficial.

Volumétrica.

L = L x x Tº.

S = S x x Tº.

SV = V x x Tº.

= 2.

= 3.

También se producen disminuciones de tamaño y a eso se la llama contracción.

1° LEY DE LA TERMODINAMICA

El primer principio de la termodinámica o primera ley de la termodinámica, se define como:


En un sistema cerrado adiabático (que no hay intercambio de calor con otros sistemas o su entorno como si estuviera aislado) que evoluciona de un estado inicial a otro estado final , el trabajo realizado no depende ni del tipo de trabajo ni del proceso seguido.


Más formalmente, este principio se descompone en dos partes;
El «principio de la accesibilidad adiabática»


El conjunto de los estados de equilibrio a los que puede acceder un sistema termodinámico cerrado es, adiabáticamente, un conjunto simplemente conexo.
y un "principio de conservación de la energía":


El trabajo de la conexión adiabática entre dos estados de equilibrio de un sistema cerrado depende exclusivamente de ambos estados conectados.


Este enunciado supone formalmente definido el concepto de trabajo termodinámico, y sabido que los sistemas termodinámicos sólo pueden interaccionar de tres formas diferentes (interacción másica, interacción mecánica e interacción térmica). En general, el trabajo es una magnitud física que no es una variable de estado del sistema, dado que depende del proceso seguido por dicho sistema. Este hecho experimental, por el contrario, muestra que para los sistemas cerrados adiabáticos, el trabajo no va a depender del proceso, sino tan solo de los estados inicial y final. En consecuencia, podrá ser identificado con la variación de una nueva variable de estado de dichos sistemas, definida como energía interna.


Se define entonces la energía interna, , como una variable de estado cuya variación en un proceso adiabático es el trabajo intercambiado por el sistema con su entorno:





Cuando el sistema cerrado evoluciona del estado inicial A al estado final B pero por un proceso no adiabático, la variación de la Energía debe ser la misma, sin embargo, ahora, el trabajo intercambiado será diferente del trabajo adiabático anterior. La diferencia entre ambos trabajos debe haberse realizado por medio de interacción térmica. Se define entonces la cantidad de energía térmica intercambiada Q (calor) como:





Siendo U la energía interna, Q el calor y W el trabajo.Por convenio, Q es positivo si va del ambiente al sistema, o negativo si lo ha perdido el sistema y W, es positivo si lo realiza el sistema contra el ambiente y negativo si está realizado por el ambiente contra el sistema.


Esta definición suele identificarse con la ley de la conservación de la energía y, a su vez, identifica el calor como una transferencia de energía. Es por ello que la ley de la conservación de la energía se utilice, fundamentalmente por simplicidad, como uno de los enunciados de la primera ley de la termodinámica:


La variación de energía de un sistema termodinámico cerrado es igual a la diferencia entre la cantidad de calor y la cantidad de trabajo intercambiados por el sistema con sus alrededores.


En su forma matemática más sencilla se puede escribir para cualquier sistema cerrado:





donde:
es la variación de energía del sistema,
es el calor intercambiado por el sistema a través de unas paredes bien definidas, y
es el trabajo intercambiado por el sistema a sus alrededores.El primer principio de la termodinámica o primera ley de la termodinámica, se define como:


En un sistema cerrado adiabático (que no hay intercambio de calor con otros sistemas o su entorno como si estuviera aislado) que evoluciona de un estado inicial a otro estado final , el trabajo realizado no depende ni del tipo de trabajo ni del proceso seguido.


Más formalmente, este principio se descompone en dos partes;
El "principio de la accesibilidad adiabática"


El conjunto de los estados de equilibrio a los que puede acceder un sistema termodinámico cerrado es, adiabáticamente, un conjunto simplemente conexo.
y un "principio de conservación de la energía":


El trabajo de la conexión adiabática entre dos estados de equilibrio de un sistema cerrado depende exclusivamente de ambos estados conectados.


Este enunciado supone formalmente definido el concepto de trabajo termodinámico, y sabido que los sistemas termodinámicos sólo pueden interaccionar de tres formas diferentes (interacción másica, interacción mecánica e interacción térmica). En general, el trabajo es una magnitud física que no es una variable de estado del sistema, dado que depende del proceso seguido por dicho sistema. Este hecho experimental, por el contrario, muestra que para los sistemas cerrados adiabáticos, el trabajo no va a depender del proceso, sino tan solo de los estados inicial y final. En consecuencia, podrá ser identificado con la variación de una nueva variable de estado de dichos sistemas, definida como energía interna.


Se define entonces la energía interna, , como una variable de estado cuya variación en un proceso adiabático es el trabajo intercambiado por el sistema con su entorno:





Cuando el sistema cerrado evoluciona del estado inicial A al estado final B pero por un proceso no adiabático, la variación de la Energía debe ser la misma, sin embargo, ahora, el trabajo intercambiado será diferente del trabajo adiabático anterior. La diferencia entre ambos trabajos debe haberse realizado por medio de interacción térmica. Se define entonces la cantidad de energía térmica intercambiada Q (calor) como:





Siendo U la energía interna, Q el calor y W el trabajo.Por convenio, Q es positivo si va del ambiente al sistema, o negativo si lo ha perdido el sistema y W, es positivo si lo realiza el sistema contra el ambiente y negativo si está realizado por el ambiente contra el sistema.


Esta definición suele identificarse con la ley de la conservación de la energía y, a su vez, identifica el calor como una transferencia de energía. Es por ello que la ley de la conservación de la energía se utilice, fundamentalmente por simplicidad, como uno de los enunciados de la primera ley de la termodinámica:


La variación de energía de un sistema termodinámico cerrado es igual a la diferencia entre la cantidad de calor y la cantidad de trabajo intercambiados por el sistema con sus alrededores.


En su forma matemática más sencilla se puede escribir para cualquier sistema cerrado:





donde:
es la variación de energía del sistema,
es el calor intercambiado por el sistema a través de unas paredes bien definidas, y
es el trabajo intercambiado por el sistema a sus alrededores.

2° LEY DE LA TERMODINAMICA

Es una de las leyes más importantes de la física; aún pudiéndose formular de muchas maneras todas llevan a la explicación del concepto de irreversibilidad y al de entropía. Este último concepto, cuando es tratado por otras ramas de la física, sobre todo por la mecánica estadística y la teoría de la información, queda ligado al grado de desorden de la materia y la energía de un sistema. La termodinámica, por su parte, no ofrece una explicación física de la entropía, que queda asociada a la cantidad de energía no utilizable de un sistema. Sin embargo, esta interpretación meramente fenomenológica de la entropía es totalmente consistente con sus interpretaciones estadísticas. Así, tendrá más entropía el agua en estado gaseoso con sus moléculas dispersas y alejadas unas de las otras que la misma en estado líquido con sus moléculas más juntas y más ordenadas.

El segundo principio de la termodinámica dictamina que si bien la materia y la energía no se pueden crear ni destruir, sino que se transforman, y establece el sentido en el que se produce dicha transformación. Sin embargo, el punto capital del segundo principio es que, como ocurre con toda la teoría termodinámica, se refiere única y exclusivamente a estados de equilibrio. Toda definición, corolario o concepto que de él se extraiga sólo podrá aplicarse a estados de equilibrio, por lo que, formalmente, parámetros tales como la temperatura o la propia entropía quedarán definidos únicamente para estados de equilibrio. Así, según el segundo principio, cuando se tiene un sistema que pasa de un estado de equilibrio A a otro B, la cantidad de entropía en el estado de equilibrio B será la máxima posible, e inevitablemente mayor a la del estado de equilibrio A. Evidentemente, el sistema sólo hará trabajo cuando esté en el tránsito del estado de equilibrio A al B y no cuando se encuentre en uno de estos estados. Sin embargo, si el sistema era cerrado, su energía y cantidad de materia no han podido variar; si la entropía debe de maximizarse en cada transición de un estado de equilibrio a otro, y el desorden interno del sistema debe aumentar, se ve claramente un límite natural: cada vez costará más extraer la misma cantidad de trabajo, pues según la mecánica estadística el desorden equivalente debe aumentar exponencial mente.

Aplicado este concepto a un fenómeno de la naturaleza como por ejemplo la vida de las estrellas, las mismas, al convertir el hidrógeno, su combustible principal, en helio generan luz y calor. Al fusionar los núcleos de hidrógeno en su interior la estrella libera la energía suficiente para producirlos a esa intensidad; sin embargo, cuando intenta fusionar los núcleos de Helio no consigue liberar la misma cantidad de energía que obtenía cuando fusionaba los núcleos de hidrógeno. Cada vez que la estrella fusiona los núcleos de un elemento obtiene otro que le es más inútil para obtener energía y por ende la estrella muere, y en ese orden de ideas la materia que deja atrás ya no servirá para generar otra estrella. Es así como el segundo principio de la termodinámica se ha utilizado para explicar el fin del universo.