Calor

Tipo de transferencia de energía

En termodinámica , el calor es la energía térmica transferida entre sistemas debido a una diferencia de temperatura . ^[1] En el uso coloquial, el calor a veces se refiere a la energía térmica misma. La energía térmica es la energía cinética de los átomos que vibran y chocan en una sustancia.

Se puede obtener un ejemplo de uso formal versus informal en la foto de la derecha, en la que la barra de metal "conduce calor" desde su extremo caliente hasta su extremo frío, pero si la barra de metal se considera un sistema termodinámico, entonces el La energía que fluye dentro de la barra de metal se llama energía interna, no calor. La barra de metal caliente también transfiere calor a su entorno, una afirmación correcta tanto para el significado estricto como el vago de calor . Otro ejemplo de uso informal es el término contenido de calor , utilizado a pesar de que la física define el calor como transferencia de energía. Más exactamente, es energía térmica contenida en el sistema o cuerpo, tal como está almacenada en los grados microscópicos de libertad de los modos de vibración . ^[2]

El calor es energía transferida hacia o desde un sistema termodinámico mediante un mecanismo que involucra los modos de movimiento atómico microscópicos o las propiedades macroscópicas correspondientes. ^[3] Esta caracterización descriptiva excluye las transferencias de energía por trabajo termodinámico o transferencia de masa . Definido cuantitativamente, el calor involucrado en un proceso es la diferencia de energía interna entre los estados final e inicial de un sistema, y ​​restando el trabajo realizado en el proceso. ^[4] Esta es la formulación de la primera ley de la termodinámica .

La calorimetría es la medida de la cantidad de energía transferida en forma de calor por su efecto sobre los estados de los cuerpos que interactúan, por ejemplo, por la cantidad de hielo derretido o por el cambio de temperatura de un cuerpo. ^[5]

En el Sistema Internacional de Unidades (SI), la unidad de medida del calor, como forma de energía, es el julio (J).

Notación y unidades

Como forma de energía, el calor tiene la unidad julio (J) en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Además, muchas ramas aplicadas de la ingeniería utilizan otras unidades tradicionales, como la unidad térmica británica (BTU) y la caloría . La unidad estándar para la tasa de calentamiento es el vatio (W), definido como un julio por segundo.

El símbolo Q para calor fue introducido por Rudolf Clausius y Macquorn Rankine en c.  1859 . ^[6]

El calor liberado por un sistema a su entorno es por convención una cantidad negativa ( Q < 0 ); cuando un sistema absorbe calor de su entorno, es positivo ( Q > 0 ). La tasa de transferencia de calor, o flujo de calor por unidad de tiempo, se denota por , pero no es una derivada temporal de una función de estado (que también se puede escribir con la notación de puntos), ya que el calor no es una función de estado. ^[7] El flujo de calor se define como la tasa de transferencia de calor por unidad de área de sección transversal (vatios por metro cuadrado). ${\displaystyle {\dot {Q}}}$

Termodinámica clásica

Calor y entropía

Rudolf Clausius

En 1856, Rudolf Clausius , refiriéndose a los sistemas cerrados, en los que no se producen transferencias de materia, definió el segundo teorema fundamental (la segunda ley de la termodinámica ) en la teoría mecánica del calor ( termodinámica ): "si dos transformaciones que, sin necesidad de cualquier otro cambio permanente, que puede reemplazarse mutuamente, puede llamarse equivalente, entonces las generaciones de la cantidad de calor Q provenientes del trabajo a la temperatura T , tienen el valor de equivalencia :" ^{[8] [9]}

${\displaystyle {\frac {Q}{T}}.}$

En 1865, llegó a definir la entropía simbolizada por S , de modo que, debido al suministro de la cantidad de calor Q a la temperatura T , la entropía del sistema aumenta en

En una transferencia de energía en forma de calor sin que se realice trabajo, hay cambios de entropía tanto en el entorno que pierde calor como en el sistema que lo gana. Se puede considerar que el aumento, Δ S , de entropía en el sistema consta de dos partes, un incremento, Δ S ′ que iguala o 'compensa', el cambio, −Δ S ′ , de entropía en el entorno, y un incremento adicional, Δ S ′′ que puede considerarse 'generado' o 'producido' en el sistema y, por lo tanto, se dice que está 'no compensado'. De este modo

${\displaystyle \Delta S=\Delta S'+\Delta S''.}$

Esto también puede escribirse

${\displaystyle \Delta S_{\mathrm {system} }=\Delta S_{\mathrm {compensated} }+\Delta S_{\mathrm {uncompensated} }\,\,\,\,{\text{with}}\,\,\,\,\Delta S_{\mathrm {compensated} }=-\Delta S_{\mathrm {surroundings} }.}$

El cambio total de entropía en el sistema y sus alrededores es, por tanto,

${\displaystyle \Delta S_{\mathrm {overall} }=\Delta S^{\prime }+\Delta S^{\prime \prime }-\Delta S^{\prime }=\Delta S^{\prime \prime }.}$

Esto también puede escribirse

${\displaystyle \Delta S_{\mathrm {overall} }=\Delta S_{\mathrm {compensated} }+\Delta S_{\mathrm {uncompensated} }+\Delta S_{\mathrm {surroundings} }=\Delta S_{\mathrm {uncompensated} }.}$

Se dice entonces que se ha transferido una cantidad de entropía Δ S ′ desde el entorno al sistema. Como la entropía no es una cantidad conservada, ésta es una excepción a la forma general de hablar, en la que una cantidad transferida es una cantidad conservada.

De la segunda ley de la termodinámica se deduce que en una transferencia espontánea de calor, en la que la temperatura del sistema es diferente de la del entorno:

${\displaystyle \Delta S_{\mathrm {overall} }>0.}$

A los efectos del análisis matemático de las transferencias, se piensa en procesos ficticios que se denominan reversibles , en los que la temperatura T del sistema es apenas menor que la del entorno y la transferencia se produce a un ritmo imperceptiblemente lento.

Siguiendo la definición anterior en la fórmula ( 1 ), para un proceso reversible ficticio, una cantidad de calor transferido δ Q (un diferencial inexacto ) se analiza como una cantidad T d S , con d S (un diferencial exacto ):

${\displaystyle T\,\mathrm {d} S=\delta Q.}$

Esta igualdad sólo es válida para una transferencia ficticia en la que no hay producción de entropía, es decir, en la que no hay entropía no compensada.

Si, por el contrario, el proceso es natural y realmente puede ocurrir con irreversibilidad, entonces hay producción de entropía , con d S _{no compensado} > 0 . Clausius denominó a la cantidad T d S _{no compensada} "calor no compensado", aunque esto no concuerda con la terminología actual. Entonces uno tiene

${\displaystyle T_{surr}\,\mathrm {d} S=\delta Q+T\,\mathrm {d} S_{\mathrm {uncompensated} }>\delta Q.}$

Esto lleva a la afirmación

${\displaystyle T_{surr}\,\mathrm {d} S\geq \delta Q\quad {\text{(second law)}}\,.}$

que es la segunda ley de la termodinámica para sistemas cerrados.

En termodinámica de no equilibrio que hace la aproximación de asumir la hipótesis de equilibrio termodinámico local, existe una notación especial para esto. Se supone que la transferencia de energía en forma de calor tiene lugar a través de una diferencia de temperatura infinitesimal, de modo que el elemento del sistema y su entorno tienen aproximadamente la misma temperatura T. Entonces uno escribe

${\displaystyle \mathrm {d} S=\mathrm {d} S_{\mathrm {e} }+\mathrm {d} S_{\mathrm {i} }\,,}$

donde por definición

${\displaystyle \delta Q=T\,\mathrm {d} S_{\mathrm {e} }\,\,\,\,\,{\text{and}}\,\,\,\,\,\mathrm {d} S_{\mathrm {i} }\equiv \mathrm {d} S_{\mathrm {uncompensated} }.}$

La segunda ley de un proceso natural afirma que ^{[10] [11] [12] [13]}

${\displaystyle \mathrm {d} S_{\mathrm {i} }>0.}$

Calor y entalpía

Para un sistema cerrado (un sistema del cual no puede entrar ni salir materia), una versión de la primera ley de la termodinámica establece que el cambio en la energía interna Δ U del sistema es igual a la cantidad de calor Q suministrada al sistema menos la cantidad de trabajo termodinámico W realizado por el sistema sobre sus alrededores. En el presente artículo se utiliza la convención de signos anterior para el trabajo, pero una convención de signos alternativa, seguida por la IUPAC, para el trabajo, consiste en considerar positivo el trabajo realizado sobre el sistema por su entorno. Ésta es la convención adoptada por muchos libros de texto modernos de química física, como los de Peter Atkins e Ira Levine, pero muchos libros de texto de física definen el trabajo como el trabajo realizado por el sistema.

${\displaystyle \Delta U=Q-W\,.}$

Esta fórmula puede reescribirse para expresar una definición de cantidad de energía transferida como calor, basada puramente en el concepto de trabajo adiabático, si se supone que Δ U se define y mide únicamente mediante procesos de trabajo adiabático:

${\displaystyle Q=\Delta U+W.}$

El trabajo termodinámico realizado por el sistema es a través de mecanismos definidos por sus variables de estado termodinámico, por ejemplo, su volumen V , no a través de variables que necesariamente involucran mecanismos en el entorno. Estos últimos son, por ejemplo, el trabajo con ejes e incluyen el trabajo isocórico.

La energía interna, U , es una función de estado . En procesos cíclicos, como el funcionamiento de una máquina térmica, las funciones de estado de la sustancia de trabajo vuelven a sus valores iniciales al finalizar un ciclo.

El diferencial, o incremento infinitesimal, de la energía interna en un proceso infinitesimal es un diferencial exacto d U . El símbolo de diferenciales exactos es la letra d minúscula .

Por el contrario, ninguno de los incrementos infinitesimales δ Q ni δ W en un proceso infinitesimal representa el cambio en una función de estado del sistema. Por tanto, los incrementos infinitesimales de calor y trabajo son diferenciales inexactos. La letra griega minúscula delta, δ , es el símbolo de diferenciales inexactas . La integral de cualquier diferencial inexacto en un proceso donde el sistema sale y luego regresa al mismo estado termodinámico no necesariamente es igual a cero.

Como se relató anteriormente, en la sección titulada Calor y entropía , la segunda ley de la termodinámica observa que si se suministra calor a un sistema en un proceso reversible , el incremento de calor δ Q y la temperatura T forman el diferencial exacto

${\displaystyle \mathrm {d} S={\frac {\delta Q}{T}},}$

y que S , la entropía del cuerpo trabajador, es una función de estado. Del mismo modo, con una presión bien definida, P , detrás de un límite (cuasiestático) que se mueve lentamente, el diferencial de trabajo, δ W , y la presión, P , se combinan para formar el diferencial exacto.

${\displaystyle \mathrm {d} V={\frac {\delta W}{P}},}$

siendo V el volumen del sistema, que es una variable de estado. En general, para sistemas de presión y temperatura uniformes sin cambio de composición,

${\displaystyle \mathrm {d} U=T\mathrm {d} S-P\mathrm {d} V.}$

Asociado con esta ecuación diferencial está el concepto de que la energía interna puede considerarse una función U ( S , V ) de sus variables naturales S y V. La representación de la energía interna de la relación termodinámica fundamental se escribe como ^{[14] [15]}

${\displaystyle U=U(S,V).}$

Si V es constante

${\displaystyle T\mathrm {d} S=\mathrm {d} U\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,(V\,\,{\text{constant)}}}$

y si P es constante

${\displaystyle T\mathrm {d} S=\mathrm {d} H\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,(P\,\,{\text{constant)}}}$

con la entalpía H definida por

${\displaystyle H=U+PV.}$

La entalpía puede considerarse una función H ( S , P ) de sus variables naturales S y P. La representación entalpía de la relación termodinámica fundamental se escribe ^{[15] [16]}

${\displaystyle H=H(S,P).}$

La representación de la energía interna y la representación de la entalpía son transformaciones parciales de Legendre entre sí. Contienen la misma información física, escrita de diferentes formas. Al igual que la energía interna, la entalpía expresada en función de sus variables naturales es un potencial termodinámico y contiene toda la información termodinámica sobre un cuerpo. ^{[16] [17]}

Si se agrega una cantidad Q de calor a un cuerpo mientras este solo realiza trabajo de expansión W en sus alrededores, se tiene

${\displaystyle \Delta H=\Delta U+\Delta (PV)\,.}$

Si esto sucede a presión constante, es decir, con Δ P = 0 , el trabajo de expansión W realizado por el cuerpo viene dado por W = P Δ V ; Recordando la primera ley de la termodinámica, se tiene

${\displaystyle \Delta U=Q-W=Q-P\,\Delta V{\text{ and }}\Delta (PV)=P\,\Delta V\,.}$

En consecuencia, por sustitución se tiene

${\displaystyle {\begin{aligned}\Delta H&=Q-P\,\Delta V+P\,\Delta V\\&=Q\qquad \qquad \,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,{\text{at constant pressure without electrical work.}}\end{aligned}}}$

En este escenario, el aumento de entalpía es igual a la cantidad de calor agregada al sistema. Esta es la base para la determinación de cambios de entalpía en reacciones químicas mediante calorimetría. Dado que muchos procesos tienen lugar a presión atmosférica constante, a la entalpía a veces se le da el nombre engañoso de "contenido de calor" ^[18] o función de calor, ^[19] cuando en realidad depende en gran medida de las energías de los enlaces covalentes y las fuerzas intermoleculares.

En términos de las variables naturales S y P de la función de estado H , este proceso de cambio de estado del estado 1 al estado 2 se puede expresar como

${\displaystyle {\begin{aligned}\Delta H&=\int _{S_{1}}^{S_{2}}\left({\frac {\partial H}{\partial S}}\right)_{P}\mathrm {d} S+\int _{P_{1}}^{P_{2}}\left({\frac {\partial H}{\partial P}}\right)_{S}\mathrm {d} P\\&=\int _{S_{1}}^{S_{2}}\left({\frac {\partial H}{\partial S}}\right)_{P}\mathrm {d} S\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,{\text{at constant pressure without electrical work.}}\end{aligned}}}$

Se sabe que la temperatura T ( S , P ) está expresada idénticamente por

${\displaystyle \left({\frac {\partial H}{\partial S}}\right)_{P}\equiv T(S,P)\,.}$

Como consecuencia,

${\displaystyle \Delta H=\int _{S_{1}}^{S_{2}}T(S,P)\mathrm {d} S\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,{\text{at constant pressure without electrical work.}}}$

En este caso, la integral especifica una cantidad de calor transferida a presión constante.

Historia

Como sustantivo común, calor en inglés o calidez (al igual que chaleur en francés, Wärme en alemán , calor en latín , θάλπος en griego, etc.) se refiere a (la percepción humana de ) ya sea energía térmica o temperatura . La especulación sobre la energía térmica o "calor" como una forma separada de materia tiene una larga historia, identificada como teoría calórica , teoría del flogisto y fuego .

Los filósofos han hablado del calor en el lenguaje corriente. Un ejemplo es esta cita de John Locke de 1720 :

El calor es una agitación muy viva de las partes insensibles del objeto, que produce en nosotros esa sensación por la que denominamos al objeto caliente ; Así, lo que en nuestra sensación es calor , en el objeto no es más que movimiento . Esto aparece por cierto mediante el cual se produce calor: porque vemos que el frotamiento de un clavo de latón sobre una tabla la calienta mucho; y los ejes de carros y carruajes a menudo están calientes, y a veces hasta tal punto que les prende fuego, por el roce de la nave de la rueda. ^[20]

Esta fuente fue citada repetidamente por Joule .El libro Heat Considered as Mode of Motion (1863) de John Tyndall contribuyó decisivamente a popularizar la idea del calor como movimiento entre el público de habla inglesa. La teoría se desarrolló en publicaciones académicas en francés, inglés y alemán. Desde muy temprano, el término técnico francés chaleur utilizado por Carnot fue tomado como equivalente al inglés heat y al alemán Wärme (literalmente "calidez", mientras que el equivalente de calor sería el alemán Hitze ).

Termodinámica clásica

La comprensión moderna del calor a menudo se atribuye en parte a la teoría mecánica del calor de Thompson de 1798 ( Una investigación experimental sobre la fuente del calor excitado por la fricción ), que postula un equivalente mecánico del calor . Una colaboración entre Nicolas Clément y Sadi Carnot ( Reflexiones sobre la fuerza motriz del fuego ) en la década de 1820 tuvo algunas ideas relacionadas en líneas similares. ^[21] En 1842, Julius Robert Mayer generó calor por fricción en la pulpa de papel y midió el aumento de temperatura. ^[22] En 1845, Joule publicó un artículo titulado The Mechanical Equivalent of Heat , en el que especificaba un valor numérico para la cantidad de trabajo mecánico necesario para "producir una unidad de calor", basándose en la producción de calor por fricción en el paso de electricidad a través de una resistencia y en la rotación de una paleta en una tina de agua. ^[23] La teoría de la termodinámica clásica maduró entre las décadas de 1850 y 1860.

Clausio (1850)

En 1850, Clausius, respondiendo a las demostraciones experimentales de Joule sobre la producción de calor por fricción, rechazó la doctrina calórica de la conservación del calor y escribió:

Si suponemos que el calor, como la materia, no se puede disminuir en cantidad, también debemos suponer que no se puede aumentar; pero es casi imposible explicar el ascenso de temperatura provocado por la fricción de otra manera que suponiendo un aumento real de calor. Los cuidadosos experimentos de Joule, que desarrolló calor de diversas maneras mediante la aplicación de fuerza mecánica, establecen casi con certeza, no sólo la posibilidad de aumentar la cantidad de calor, sino también el hecho de que el calor recién producido es proporcional a la trabajo invertido en su producción. Cabe señalar además que últimamente han ocurrido muchos hechos que tienden a derribar la hipótesis de que el calor es en sí mismo un cuerpo y a demostrar que consiste en un movimiento de las partículas últimas de los cuerpos. ^[24]

La función de proceso Q fue introducida por Rudolf Clausius en 1850. Clausius la describió con el compuesto alemán Wärmemenge , traducido como "cantidad de calor". ^[24]

James Clerk Maxwell (1871)

James Clerk Maxwell en su Teoría del calor de 1871 describe cuatro estipulaciones para la definición de calor:

• Es algo que puede transferirse de un cuerpo a otro , según la segunda ley de la termodinámica .
• Es una cantidad mensurable y, por tanto, puede tratarse matemáticamente.
• No puede ser tratado como una sustancia material , porque puede transformarse en algo que no es una sustancia material, por ejemplo, el trabajo mecánico .
• El calor es una de las formas de energía . ^[25]

Bryan (1907)

En 1907, GH Bryan publicó una investigación sobre los fundamentos de la termodinámica, Termodinámica: un tratado introductorio que trata principalmente de los primeros principios y sus aplicaciones directas , BG Teubner, Leipzig.

Bryan estaba escribiendo cuando la termodinámica se había establecido empíricamente, pero la gente todavía estaba interesada en especificar su estructura lógica. A esta época histórica pertenece también la obra de Carathéodory de 1909. Bryan era físico mientras Carathéodory era matemático.

Bryan comenzó su tratado con un capítulo introductorio sobre las nociones de calor y temperatura. Da un ejemplo en el que la noción de calentar como un aumento de la temperatura de un cuerpo contradice la noción de calentar como impartir una cantidad de calor a ese cuerpo.

Definió una transformación adiabática como aquella en la que el cuerpo no gana ni pierde calor. Esto no es lo mismo que definir una transformación adiabática como aquella que le ocurre a un cuerpo encerrado por paredes impermeables a la radiación y la conducción.

Reconoció la calorimetría como una forma de medir la cantidad de calor. Reconoció que el agua tenía una temperatura de máxima densidad . Esto hace que el agua no sea adecuada como sustancia termométrica a esa temperatura. Su intención era recordar a los lectores por qué los termodinámicos preferían una escala absoluta de temperatura, independiente de las propiedades de una sustancia termométrica particular.

Su segundo capítulo comenzó con el reconocimiento de la fricción como fuente de calor, por parte de Benjamin Thompson , Humphry Davy , Robert Mayer y James Prescott Joule .

Estableció la Primera Ley de la Termodinámica , o Principio de Mayer-Joule de la siguiente manera:

Cuando el calor se transforma en trabajo o, por el contrario, el trabajo se transforma en calor, la cantidad de calor ganada o perdida es proporcional a la cantidad de trabajo perdido o ganado. ^[26]

El escribio:

Si el calor se mide en unidades dinámicas, el equivalente mecánico se vuelve igual a la unidad y las ecuaciones de la termodinámica asumen una forma más simple y simétrica. ^[26]

Explicó cómo la teoría calórica de Lavoisier y Laplace tenía sentido en términos de calorimetría pura, aunque no explicaba la conversión del trabajo en calor mediante mecanismos como la fricción y la conducción de electricidad.

Habiendo definido racionalmente la cantidad de calor, pasó a considerar la segunda ley, incluida la definición de Kelvin de temperatura termodinámica absoluta.

En la sección 41, escribió:

         §41. Irrealidad física de procesos reversibles. En la Naturaleza todos los fenómenos son irreversibles en mayor o menor grado. Los movimientos de los cuerpos celestes proporcionan las aproximaciones más cercanas a los movimientos reversibles, pero los movimientos que ocurren en esta Tierra son retardados en gran medida por la fricción, la viscosidad, las resistencias eléctricas y de otro tipo, y si las velocidades relativas de los cuerpos en movimiento se invirtieran, estas resistencias aún retardarían la velocidad. movimientos relativos y no los aceleraría como deberían si los movimientos fueran perfectamente reversibles. ^[26]

Luego planteó el principio de conservación de la energía.

Luego escribió:

En relación con los fenómenos irreversibles se deben asumir los siguientes axiomas.

         (1) Si un sistema puede sufrir un cambio irreversible, lo hará.

         (2) Un cambio perfectamente reversible no puede ocurrir por sí solo; tal cambio sólo puede considerarse como la forma limitante de un cambio irreversible. ^[26]

En la página 46, pensando en sistemas cerrados en conexión térmica, escribió:

Nos vemos así llevados a postular un sistema en el que la energía puede pasar de un elemento a otro de otro modo que no sea mediante la realización de un trabajo mecánico . ^[26]

En la página 47, todavía pensando en sistemas cerrados en conexión térmica, escribió:

         §58. Cantidad de calor. Definición. Cuando la energía fluye de un sistema o parte de un sistema a otro de otra manera que no sea mediante la realización de un trabajo, la energía así transferida se llama calor . ^[26]

En la página 48, escribió:

         § 59. Cuando dos cuerpos actúan térmicamente uno sobre otro, las cantidades de calor ganadas por uno y perdidas por el otro no son necesariamente iguales.

         En el caso de cuerpos a distancia, se puede tomar o ceder calor al medio intermedio.

         La cantidad de calor recibida por cualquier porción del éter puede definirse de la misma manera que la recibida por un cuerpo material. [Estaba pensando en la radiación térmica.]

         Otra excepción importante se produce cuando el deslizamiento se produce entre dos cuerpos rugosos en contacto. La suma algebraica de los trabajos realizados es distinta de cero, porque, aunque la acción y reacción son iguales y opuestas las velocidades de las partes de los cuerpos en contacto son diferentes. Además, el trabajo perdido en el proceso no aumenta la energía potencial mutua del sistema y no existe un medio intermedio entre los cuerpos. A menos que la energía perdida pueda explicarse de otras maneras (como cuando la fricción produce electrificación), del principio de conservación de la energía se deduce que la suma algebraica de las cantidades de calor ganadas por los dos sistemas es igual a la cantidad de trabajo. perdido por fricción. [Bridgman se hizo eco de este pensamiento, como se indicó anteriormente.] ^[26]

Carathéodory (1909)

Una definición célebre y frecuente de calor en termodinámica se basa en el trabajo de Carathéodory (1909), refiriéndose a procesos en un sistema cerrado. ^{[27] [28] [29] [30] [31] [32]} Carathéodory estaba respondiendo a una sugerencia de Max Born de que examinara la estructura lógica de la termodinámica.

La energía interna U _X de un cuerpo en un estado arbitrario X puede determinarse por las cantidades de trabajo adiabáticamente realizadas por el cuerpo sobre sus alrededores cuando parte de un estado de referencia O. Este trabajo se evalúa a través de cantidades definidas en el entorno del cuerpo. Se supone que dicho trabajo puede evaluarse con precisión, sin errores debidos a la fricción en el entorno; Esta definición no excluye la fricción en el cuerpo. La realización adiabática del trabajo se define en términos de paredes adiabáticas, que permiten la transferencia de energía como trabajo, pero ninguna otra transferencia de energía o materia. En particular no permiten el paso de energía en forma de calor. Según esta definición, el trabajo realizado adiabáticamente va acompañado en general de fricción dentro del sistema o cuerpo termodinámico. Por otro lado, según Carathéodory (1909), también existen paredes diatermales no adiabáticas , que se postula que son permeables sólo al calor.

Para la definición de cantidad de energía transferida como calor, se suele considerar que a partir del estado O se alcanza un estado de interés arbitrario Y mediante un proceso con dos componentes, uno adiabático y otro no adiabático. Por conveniencia, se puede decir que el componente adiabático fue la suma del trabajo realizado por el cuerpo a través del cambio de volumen debido al movimiento de las paredes mientras que la pared no adiabática se volvió temporalmente adiabática, y del trabajo adiabático isocórico. Entonces, el componente no adiabático es un proceso de transferencia de energía a través de la pared, por el que sólo pasa calor, recién hecho accesible para esta transferencia, desde el entorno al cuerpo. El cambio de energía interna para alcanzar el estado Y desde el estado O es la diferencia de las dos cantidades de energía transferida.

Aunque el propio Carathéodory no dio tal definición, siguiendo su trabajo es habitual en los estudios teóricos definir el calor, Q , transmitido al cuerpo desde su entorno, en el proceso combinado de cambio al estado Y desde el estado O , como el cambio en energía interna, Δ U _Y , menos la cantidad de trabajo, W , realizado por el cuerpo en sus alrededores mediante el proceso adiabático, de modo que Q = Δ U _Y − W .

En esta definición, en aras del rigor conceptual, la cantidad de energía transferida en forma de calor no se especifica directamente en términos del proceso no adiabático. Se define mediante el conocimiento de precisamente dos variables, el cambio de energía interna y la cantidad de trabajo adiabático realizado, para el proceso combinado de cambio del estado de referencia O al estado arbitrario Y. Es importante que esto no implique explícitamente la cantidad de energía transferida en el componente no adiabático del proceso combinado. Se supone aquí que la cantidad de energía necesaria para pasar del estado O al estado Y , el cambio de energía interna, se conoce, independientemente del proceso combinado, mediante una determinación mediante un proceso puramente adiabático, como el que se utiliza para determinar la energía interna del estado X anterior. El rigor que se valora en esta definición es que hay un solo tipo de transferencia de energía admitida como fundamental: la energía transferida como trabajo. La transferencia de energía en forma de calor se considera una cantidad derivada. Se considera que la singularidad del trabajo en este esquema garantiza el rigor y la pureza de concepción. La pureza conceptual de esta definición, basada en el concepto de energía transferida como trabajo como una noción ideal, se basa en la idea de que algunos procesos de transferencia de energía sin fricción y por lo demás no disipativos pueden realizarse en la realidad física. La segunda ley de la termodinámica, por otra parte, nos asegura que tales procesos no se encuentran en la naturaleza.

Antes de la rigurosa definición matemática de calor basada en el artículo de Carathéodory de 1909, históricamente, el calor, la temperatura y el equilibrio térmico se presentaban en los libros de texto de termodinámica como nociones conjuntas primitivas . ^[33] Carathéodory presentó así su artículo de 1909: "La proposición de que la disciplina de la termodinámica puede justificarse sin recurrir a ninguna hipótesis que no pueda verificarse experimentalmente debe considerarse como uno de los resultados más notables de la investigación en termodinámica que se logró durante el último siglo." Refiriéndose al "punto de vista adoptado por la mayoría de los autores activos en los últimos cincuenta años", Carathéodory escribió: "Existe una cantidad física llamada calor que no es idéntica a las cantidades mecánicas (masa, fuerza, presión, etc.) y cuyas variaciones pueden determinarse mediante mediciones calorimétricas." James Serrin presenta una explicación de la teoría de la termodinámica de la siguiente manera: "En la siguiente sección, usaremos las nociones clásicas de calor , trabajo y calor como elementos primitivos... Que el calor es un primitivo natural y apropiado para la termodinámica ya era evidente. aceptado por Carnot. Su continua validez como elemento primitivo de la estructura termodinámica se debe al hecho de que sintetiza un concepto físico esencial, así como a su uso exitoso en trabajos recientes para unificar diferentes teorías constitutivas." ^{[34] [35]} Este tipo tradicional de presentación de las bases de la termodinámica incluye ideas que pueden resumirse en la afirmación de que la transferencia de calor se debe puramente a la no uniformidad espacial de la temperatura, y se realiza por conducción y radiación, de lo más caliente a lo más frío. cuerpos. A veces se propone que este tipo tradicional de presentación se basa necesariamente en un "razonamiento circular".

Este enfoque alternativo a la definición de cantidad de energía transferida como calor difiere en su estructura lógica del de Carathéodory, mencionado anteriormente.

Este enfoque alternativo admite la calorimetría como una forma primaria o directa de medir la cantidad de energía transferida en forma de calor. Se basa en la temperatura como uno de sus conceptos primitivos y se utiliza en calorimetría. ^[36] Se presupone que existen suficientes procesos físicamente para permitir la medición de diferencias en las energías internas. Estos procesos no se limitan a transferencias adiabáticas de energía como trabajo. Incluyen la calorimetría, que es la forma práctica más común de encontrar diferencias de energía interna. ^[37] La ​​temperatura necesaria puede ser termodinámica empírica o absoluta.

Por el contrario, el método Carathéodory descrito anteriormente no utiliza la calorimetría ni la temperatura en su definición principal de cantidad de energía transferida como calor. El método Carathéodory considera la calorimetría sólo como una forma secundaria o indirecta de medir la cantidad de energía transferida en forma de calor. Como se relató con más detalle anteriormente, el método Carathéodory considera que la cantidad de energía transferida como calor en un proceso se define primaria o directamente como una cantidad residual. Se calcula a partir de la diferencia de las energías internas de los estados inicial y final del sistema, y ​​del trabajo real realizado por el sistema durante el proceso. Se supone que esa diferencia de energía interna se midió de antemano mediante procesos de transferencia puramente adiabática de energía como trabajo, procesos que llevan al sistema entre los estados inicial y final. Según el método de Carathéodory, como se sabe experimentalmente, se supone que existen físicamente suficientes procesos adiabáticos de este tipo, de modo que no es necesario recurrir a la calorimetría para medir la cantidad de energía transferida en forma de calor. Esta presuposición es esencial, pero no está etiquetada explícitamente ni como una ley de la termodinámica ni como un axioma del método Carathéodory. De hecho, la existencia física real de tales procesos adiabáticos es en su mayor parte una suposición, y en la mayoría de los casos no se ha verificado empíricamente que existan esos supuestos procesos. ^[38]

Planck (1926)

A lo largo de los años, por ejemplo en su tesis de 1879, pero particularmente en 1926, Planck abogó por considerar la generación de calor mediante el roce como la forma más específica de definir el calor. ^[39] Planck criticó a Carathéodory por no atender esto. ^[40] Carathéodory era un matemático al que le gustaba pensar en términos de procesos adiabáticos, y tal vez encontraba difícil pensar en la fricción, mientras que Planck era un físico.

Transferencia de calor

Transferencia de calor entre dos cuerpos.

Refiriéndose a la conducción, Partington escribe: "Si un cuerpo caliente se pone en contacto conductor con un cuerpo frío, la temperatura del cuerpo caliente cae y la del cuerpo frío aumenta, y se dice que una cantidad de calor ha pasado del cuerpo frío. cuerpo caliente al cuerpo frío." ^[41]

Refiriéndose a la radiación, Maxwell escribe: "En la radiación, el cuerpo más caliente pierde calor y el cuerpo más frío recibe calor por medio de un proceso que ocurre en algún medio intermedio que no se calienta por ello". ^[42]

Maxwell escribe que la convección como tal "no es un fenómeno puramente térmico". ^[43] En termodinámica, la convección en general se considera un transporte de energía interna . Sin embargo, si la convección es cerrada y circulatoria, entonces puede considerarse como un intermediario que transfiere energía en forma de calor entre los cuerpos de origen y de destino, porque solo transfiere energía y no materia del cuerpo de origen al de destino. ^[44]

De acuerdo con la primera ley de los sistemas cerrados, la energía transferida únicamente en forma de calor sale de un cuerpo y entra en otro, cambiando las energías internas de cada uno. La transferencia, entre cuerpos, de energía como trabajo es una forma complementaria de cambiar las energías internas. Aunque no es lógicamente riguroso desde el punto de vista de conceptos físicos estrictos, una forma común de expresar esto es decir que el calor y el trabajo son interconvertibles.

Los motores que funcionan cíclicamente y utilizan únicamente transferencias de calor y trabajo tienen dos depósitos térmicos, uno caliente y otro frío. Pueden clasificarse por el rango de temperaturas de funcionamiento del cuerpo de trabajo, en relación con esos depósitos. En un motor térmico, el cuerpo de trabajo está en todo momento más frío que el depósito caliente y más caliente que el depósito frío. En cierto sentido, utiliza la transferencia de calor para producir trabajo. En una bomba de calor, el cuerpo de trabajo, en las etapas del ciclo, se calienta más que el depósito caliente y más frío que el depósito frío. En cierto sentido, utiliza trabajo para producir transferencia de calor.

Motor térmico

En termodinámica clásica, un modelo comúnmente considerado es el motor térmico . Consta de cuatro cuerpos: el cuerpo de trabajo, el depósito caliente, el depósito frío y el depósito de trabajo. Un proceso cíclico deja el cuerpo de trabajo en un estado sin cambios y se prevé que se repita indefinidamente con frecuencia. Las transferencias de trabajo entre el cuerpo de trabajo y el depósito de trabajo se consideran reversibles y, por tanto, sólo se necesita un depósito de trabajo. Pero se necesitan dos depósitos térmicos, porque la transferencia de energía en forma de calor es irreversible. En un solo ciclo, el cuerpo de trabajo toma energía del depósito caliente y la envía a los otros dos depósitos, el depósito de trabajo y el depósito frío. El depósito caliente siempre y sólo suministra energía y el depósito frío siempre y sólo recibe energía. La segunda ley de la termodinámica requiere que no pueda ocurrir ningún ciclo en el que el depósito frío no reciba energía. Los motores térmicos alcanzan una mayor eficiencia cuando la relación entre la temperatura inicial y final es mayor.

Bomba de calor o frigorífico

Otro modelo comúnmente considerado es la bomba de calor o frigorífico. Nuevamente hay cuatro cuerpos: el cuerpo de trabajo, el depósito caliente, el depósito frío y el depósito de trabajo. Un solo ciclo comienza con el cuerpo de trabajo más frío que el depósito de frío, y luego el cuerpo de trabajo absorbe energía en forma de calor del depósito de frío. Luego, el depósito de trabajo realiza trabajo sobre el cuerpo de trabajo, añadiendo más energía interna, haciéndolo más caliente que el depósito caliente. El cuerpo de trabajo caliente pasa calor al depósito caliente, pero aún permanece más caliente que el depósito frío. Luego, al permitir que se expanda sin pasar calor a otro cuerpo, el cuerpo de trabajo se enfría más que el depósito frío. Ahora puede aceptar la transferencia de calor desde el depósito frío para iniciar otro ciclo.

El dispositivo ha transportado energía de un depósito más frío a uno más caliente, pero no se considera que esto sea un organismo inanimado; más bien, se considera como un aprovechamiento del trabajo. Esto se debe a que el trabajo es suministrado desde el depósito de trabajo, no sólo por un simple proceso termodinámico, sino por un ciclo de operaciones y procesos termodinámicos , que pueden considerarse dirigidos por una agencia animada o de aprovechamiento. En consecuencia, el ciclo todavía está de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica. La "eficiencia" de una bomba de calor (que excede la unidad) es mejor cuando la diferencia de temperatura entre los depósitos frío y caliente es mínima.

Funcionalmente, estos motores se utilizan de dos maneras, distinguiendo un depósito objetivo y un recurso o depósito circundante. Una bomba de calor transfiere calor al depósito caliente como objetivo desde el recurso o el depósito circundante. Un refrigerador transfiere calor, desde el depósito frío como objetivo, al recurso o depósito circundante. Se puede considerar que el depósito objetivo tiene fugas: cuando el objetivo pierde calor a los alrededores, se utiliza bombeo de calor; cuando el objetivo pierde frialdad a los alrededores, se utiliza refrigeración. Los motores aprovechan el trabajo para superar las fugas.

Vista macroscópica

Según Planck , existen tres enfoques conceptuales principales sobre el calor. ^[45] Uno es el enfoque de la teoría microscópica o cinética. Los otros dos son enfoques macroscópicos. Uno de los enfoques macroscópicos es a través de la ley de conservación de la energía tomada como anterior a la termodinámica, con un análisis mecánico de los procesos, por ejemplo en el trabajo de Helmholtz. En este artículo se adopta esta visión mecánica como es habitual actualmente en la teoría termodinámica. El otro enfoque macroscópico es el termodinámico, que admite el calor como un concepto primitivo, que contribuye, por inducción científica ^[46] al conocimiento de la ley de conservación de la energía. Este punto de vista se considera generalmente práctico: la cantidad de calor se mide mediante calorimetría.

Bailyn también distingue dos enfoques macroscópicos como el mecánico y el termodinámico. ^[47] La ​​visión termodinámica fue adoptada por los fundadores de la termodinámica en el siglo XIX. Considera la cantidad de energía transferida en forma de calor como un concepto primitivo coherente con un concepto primitivo de temperatura, medida principalmente por calorimetría. Un calorímetro es un cuerpo en el entorno del sistema, con temperatura y energía interna propias; cuando está conectado al sistema mediante una ruta para la transferencia de calor, los cambios en él miden la transferencia de calor. La visión mecánica fue iniciada por Helmholtz y desarrollada y utilizada en el siglo XX, en gran parte a través de la influencia de Max Born . ^[48] ​​Considera la cantidad de calor transferida como calor como un concepto derivado, definido para sistemas cerrados como cantidad de calor transferida por mecanismos distintos de la transferencia de trabajo, siendo este último considerado como primitivo para la termodinámica, definida por la mecánica macroscópica. Según Born, la transferencia de energía interna entre sistemas abiertos que acompaña a la transferencia de materia "no puede reducirse a la mecánica". ^[49] De ello se deduce que no existe una definición bien fundada de cantidades de energía transferidas como calor o como trabajo asociado con la transferencia de materia.

Sin embargo, para la descripción termodinámica de procesos de no equilibrio, se desea considerar el efecto de un gradiente de temperatura establecido por el entorno a través del sistema de interés cuando no existe una barrera física o muro entre el sistema y el entorno, es decir, cuando están abiertos uno respecto del otro. La imposibilidad de una definición mecánica en términos de trabajo para esta circunstancia no altera el hecho físico de que un gradiente de temperatura provoca un flujo difusivo de energía interna, un proceso que, desde el punto de vista termodinámico, podría proponerse como un concepto candidato para la transferencia de energía. energía en forma de calor.

En esta circunstancia, se puede esperar que también haya otros impulsores activos del flujo difusivo de energía interna, como el gradiente de potencial químico que impulsa la transferencia de materia y el gradiente de potencial eléctrico que impulsa la corriente eléctrica y la iontoforesis; Estos efectos suelen interactuar con un flujo difuso de energía interna impulsado por un gradiente de temperatura, y dichas interacciones se conocen como efectos cruzados. ^[50]

Si los efectos cruzados que resultan en la transferencia difusiva de energía interna también fueran etiquetados como transferencias de calor, a veces violarían la regla de que la transferencia de calor puro ocurre sólo hacia abajo de un gradiente de temperatura, nunca hacia arriba. También contradecirían el principio de que toda transferencia de calor es del mismo tipo, principio fundado en la idea de la conducción de calor entre sistemas cerrados. Se podría intentar pensar de manera estricta en el flujo de calor impulsado puramente por el gradiente de temperatura como un componente conceptual del flujo de energía interno difuso, en la visión termodinámica, el concepto se basa específicamente en cálculos cuidadosos basados ​​en un conocimiento detallado de los procesos y se evalúa indirectamente. En estas circunstancias, si sucede que no se realiza ninguna transferencia de materia y no hay efectos cruzados, entonces el concepto termodinámico y el concepto mecánico coinciden, como si se tratara de sistemas cerrados. Pero cuando hay transferencia de materia, las leyes exactas mediante las cuales el gradiente de temperatura impulsa el flujo difuso de energía interna, en lugar de ser exactamente cognoscibles, en su mayoría deben asumirse, y en muchos casos son prácticamente no verificables. En consecuencia, cuando hay transferencia de materia, el cálculo del componente puro de "flujo de calor" del flujo difusivo de energía interna se basa en suposiciones prácticamente no verificables. ^{[51] [citas 1] [52]} Esta es una razón para pensar en el calor como un concepto especializado que se relaciona primaria y precisamente con sistemas cerrados, y aplicable sólo de manera muy restringida a sistemas abiertos.

En muchos escritos en este contexto, el término "flujo de calor" se utiliza cuando, por lo tanto, lo que se quiere decir se llama más exactamente flujo difusivo de energía interna; Tal uso del término "flujo de calor" es un residuo de un uso del lenguaje más antiguo y ahora obsoleto que permitía que un cuerpo pudiera tener un "contenido de calor". ^[53]

Vista microscópica

En la teoría cinética , el calor se explica en términos de movimientos microscópicos e interacciones de partículas constituyentes, como electrones, átomos y moléculas. ^[54] El significado inmediato de la energía cinética de las partículas constituyentes no es calor. Es como un componente de la energía interna. En términos microscópicos, el calor es una cantidad de transferencia y se describe mediante una teoría del transporte, no como energía cinética de partículas constantemente localizada. La transferencia de calor surge de gradientes o diferencias de temperatura, a través del intercambio difuso de energía cinética y potencial microscópica de partículas, por colisiones de partículas y otras interacciones. Francis Bacon hizo una temprana y vaga expresión de esto . ^{[55] [56]} En el siglo XIX se desarrollaron versiones precisas y detalladas del mismo. ^[57]

En mecánica estadística , para un sistema cerrado (sin transferencia de materia), el calor es la transferencia de energía asociada con una acción microscópica desordenada sobre el sistema, asociada con saltos en los números de ocupación de los niveles de energía del sistema, sin cambio en los valores. de los propios niveles de energía. ^[58] Es posible que el trabajo termodinámico macroscópico altere los números de ocupación sin cambios en los valores de los niveles de energía del sistema mismos, pero lo que distingue la transferencia como calor es que la transferencia se debe enteramente a una acción microscópica desordenada, incluida la transferencia radiativa. Se puede formular una definición matemática para pequeños incrementos de trabajo adiabático cuasiestático en términos de la distribución estadística de un conjunto de microestados.

Calorimetría

La cantidad de calor transferida puede medirse mediante calorimetría o determinarse mediante cálculos basados ​​en otras cantidades.

La calorimetría es la base empírica de la idea de cantidad de calor transferida en un proceso. El calor transferido se mide mediante cambios en un cuerpo de propiedades conocidas, por ejemplo, aumento de temperatura, cambio de volumen o longitud, o cambio de fase, como el derretimiento del hielo. ^{[59] [60]}

Un cálculo de la cantidad de calor transferido puede basarse en una cantidad hipotética de energía transferida como trabajo adiabático y en la primera ley de la termodinámica . Este cálculo es el enfoque principal de muchos estudios teóricos sobre la cantidad de calor transferido. ^{[27] [61] [62]}

Ingeniería

Una barra de hierro al rojo vivo desde la cual la transferencia de calor al entorno circundante se realizará principalmente a través de radiación .

La disciplina de la transferencia de calor , típicamente considerada un aspecto de la ingeniería mecánica y la ingeniería química , se ocupa de métodos aplicados específicos mediante los cuales se genera, convierte o transfiere energía térmica en un sistema a otro sistema. Aunque la definición de calor significa implícitamente la transferencia de energía, el término transferencia de calor abarca este uso tradicional en muchas disciplinas de ingeniería y lenguaje común.

Generalmente se describe que la transferencia de calor incluye los mecanismos de conducción de calor , convección de calor y radiación térmica , pero puede incluir transferencia de masa y calor en procesos de cambios de fase .

La convección puede describirse como los efectos combinados de la conducción y el flujo de fluido. Desde el punto de vista termodinámico, el calor fluye hacia un fluido por difusión para aumentar su energía, el fluido luego transfiere ( advecciones ) este aumento de energía interna (no calor) de un lugar a otro, y a esto le sigue una segunda interacción térmica. que transfiere calor a un segundo cuerpo o sistema, nuevamente por difusión. Todo este proceso se considera a menudo como un mecanismo adicional de transferencia de calor, aunque técnicamente, la "transferencia de calor" y, por tanto, el calentamiento y el enfriamiento se producen sólo en ambos extremos de dicho flujo conductor, pero no como resultado del flujo. Por tanto, se puede decir que la conducción "transfiere" calor sólo como resultado neto del proceso, pero puede que no lo haga en todo momento dentro del complicado proceso convectivo.

Calor latente y sensible

José Negro

En una conferencia de 1847 titulada Sobre la materia, la fuerza viva y el calor , James Prescott Joule caracterizó los términos calor latente y calor sensible como componentes del calor, cada uno de los cuales afecta a fenómenos físicos distintos, a saber, la energía potencial y cinética de las partículas, respectivamente. ^{[63] [citas 2]} Describió la energía latente como la energía que se posee a través de un distanciamiento de partículas donde la atracción se produce a una distancia mayor, es decir, una forma de energía potencial , y el calor sensible como una energía que implica el movimiento de partículas, es decir, cinética. energía .

El calor latente es el calor liberado o absorbido por una sustancia química o un sistema termodinámico durante un cambio de estado que ocurre sin un cambio de temperatura. Un proceso de este tipo puede ser una transición de fase , como el derretimiento del hielo o la ebullición del agua. ^{[64] [65]}

Capacidad calorífica

La capacidad calorífica es una cantidad física mensurable igual a la relación entre el calor agregado a un objeto y el cambio de temperatura resultante . ^[66] La capacidad calorífica molar es la capacidad calorífica por unidad de cantidad (unidad SI: mol ) de una sustancia pura, y la capacidad calorífica específica , a menudo llamada simplemente calor específico , es la capacidad calorífica por unidad de masa de un material. La capacidad calorífica es una propiedad física de una sustancia, lo que significa que depende del estado y las propiedades de la sustancia considerada.

Los calores específicos de los gases monoatómicos, como el helio, son casi constantes con la temperatura. Los gases diatómicos como el hidrógeno muestran cierta dependencia de la temperatura, y los gases triatómicos (por ejemplo, el dióxido de carbono) aún más.

Antes del desarrollo de las leyes de la termodinámica, el calor se medía mediante cambios en los estados de los cuerpos participantes.

Algunas reglas generales, con importantes excepciones, se pueden enunciar como sigue.

En general, la mayoría de los cuerpos se expanden al calentarse. En esta circunstancia, calentar un cuerpo a un volumen constante aumenta la presión que ejerce sobre sus paredes restrictivas, mientras que calentarlo a una presión constante aumenta su volumen.

Más allá de esto, la mayoría de las sustancias tienen tres estados de la materia comúnmente reconocidos : sólido, líquido y gaseoso. Algunos también pueden existir en un plasma . Muchos tienen estados de la materia más diferenciados, como el vidrio y el cristal líquido . En muchos casos, a temperatura y presión fijas, una sustancia puede existir en varios estados distintos de la materia en lo que podría considerarse el mismo "cuerpo". Por ejemplo, el hielo puede flotar en un vaso de agua. Entonces se dice que el hielo y el agua constituyen dos fases dentro del "cuerpo". Se conocen reglas definidas que indican cómo pueden coexistir distintas fases en un "cuerpo". Generalmente, a una presión fija, hay una temperatura definida a la que el calentamiento hace que un sólido se derrita o se evapore, y una temperatura definida a la que el calentamiento hace que un líquido se evapore. En tales casos, el enfriamiento tiene el efecto contrario.

Todos estos, los casos más comunes, encajan con la regla de que el calentamiento puede medirse por los cambios de estado de un cuerpo. Tales casos proporcionan los llamados cuerpos termométricos , que permiten la definición de temperaturas empíricas. Antes de 1848, todas las temperaturas se definían de esta manera. Existía así un estrecho vínculo, aparentemente determinado lógicamente, entre calor y temperatura, aunque fueron reconocidos como conceptualmente completamente distintos, especialmente por Joseph Black a finales del siglo XVIII.

Hay excepciones importantes. Rompen el vínculo obviamente aparente entre calor y temperatura. Dejan claro que las definiciones empíricas de temperatura dependen de las propiedades peculiares de sustancias termométricas particulares y, por lo tanto, quedan excluidas del título "absoluta". Por ejemplo, el agua se contrae al calentarse cerca de 277 K. No puede usarse como sustancia termométrica cerca de esa temperatura. Además, dentro de un cierto rango de temperatura, el hielo se contrae al calentarse. Además, muchas sustancias pueden existir en estados metaestables, como por ejemplo con presión negativa, que sobreviven sólo de forma transitoria y en condiciones muy especiales. Estos hechos, a veces llamados "anómalos", son algunas de las razones de la definición termodinámica de temperatura absoluta.

En los primeros tiempos de la medición de altas temperaturas, otro factor era importante, y lo utilizó Josiah Wedgwood en su pirómetro . La temperatura alcanzada en un proceso se estimaba mediante la contracción de una muestra de arcilla. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es la contracción. Este era el único método disponible más o menos fiable para medir temperaturas superiores a 1000 °C (1832 °F). Pero esa contracción es irreversible. La arcilla no se expande nuevamente al enfriarse. Por eso podría usarse para la medición. Pero sólo una vez. No es un material termométrico en el sentido habitual de la palabra.

Sin embargo, la definición termodinámica de temperatura absoluta hace un uso esencial del concepto de calor, con la debida cautela.

"Calor"

La propiedad del calor es una preocupación de la termodinámica que debe definirse sin referencia al concepto de calor. La consideración del calor conduce al concepto de temperatura empírica. ^{[67] [68]} Todos los sistemas físicos son capaces de calentar o enfriar a otros. ^[69] Con referencia al calor, los términos comparativos más caliente y más frío se definen por la regla de que el calor fluye del cuerpo más caliente al más frío. ^{[70] [71] [72]}

Si un sistema físico no es homogéneo o cambia muy rápida o irregularmente, por ejemplo por turbulencia, puede ser imposible caracterizarlo por una temperatura, pero aun así puede haber transferencia de energía en forma de calor entre él y otro sistema. Si un sistema tiene un estado físico que es lo suficientemente regular y persiste el tiempo suficiente para permitirle alcanzar el equilibrio térmico con un termómetro específico, entonces tiene una temperatura de acuerdo con ese termómetro. Un termómetro empírico registra el grado de calor de dicho sistema. Esta temperatura se llama empírica. ^{[73] [74] [75]} Por ejemplo, Truesdell escribe sobre la termodinámica clásica: "En cada momento, al cuerpo se le asigna un número real llamado temperatura . Este número es una medida de qué tan caliente está el cuerpo". ^[76]

Los sistemas físicos que son demasiado turbulentos para tener temperaturas aún pueden diferir en calor. Se dice que un sistema físico que pasa calor a otro sistema físico es el más caliente de los dos. Se requiere más para que el sistema tenga una temperatura termodinámica. Su comportamiento debe ser tan regular que su temperatura empírica sea la misma para todos los termómetros adecuadamente calibrados y escalados, y entonces se dice que su calor se encuentra en la variedad de calor unidimensional. Esta es parte de la razón por la cual el calor se define siguiendo a Carathéodory y Born, únicamente como algo que no ocurre por trabajo o transferencia de materia; La temperatura no se menciona de forma aconsejable y deliberada en esta definición ahora ampliamente aceptada.

Ésta es también la razón por la que la ley cero de la termodinámica se establece explícitamente. Si tres sistemas físicos, A , B y C , no se encuentran cada uno en sus propios estados de equilibrio termodinámico interno, es posible que, con conexiones físicas adecuadas entre ellos, A pueda calentar a B y B pueda calentar a C y C pueda calentar A . En situaciones de desequilibrio, son posibles ciclos de flujo. La característica especial y distintiva única del equilibrio termodinámico interno es que esta posibilidad no está abierta a los sistemas termodinámicos (a diferencia de los sistemas físicos) que se encuentran en sus propios estados de equilibrio termodinámico interno; ésta es la razón por la cual la ley cero de la termodinámica necesita una declaración explícita. Es decir, la relación "no es más fría que" entre sistemas físicos generales en desequilibrio no es transitiva, mientras que, por el contrario, la relación "no tiene una temperatura más baja que" entre sistemas termodinámicos en sus propios estados de equilibrio termodinámico interno. es transitivo. De esto se deduce que la relación "está en equilibrio térmico con" es transitiva, que es una forma de enunciar la ley cero.

Así como la temperatura puede ser indefinida para un sistema suficientemente no homogéneo, también la entropía puede ser indefinida para un sistema que no se encuentra en su propio estado de equilibrio termodinámico interno. Por ejemplo, 'la temperatura del sistema solar' no es una cantidad definida. Asimismo, "la entropía del sistema solar" no está definida en la termodinámica clásica. No ha sido posible definir la entropía de desequilibrio, como un número simple para un sistema completo, de una manera claramente satisfactoria. ^[77]

Ver también

• Portal de energía

• Efecto del ángulo del sol sobre el clima.
• Muerte por calor del universo.
• Difusión de calor
• ecuación de calor
• Intercambiador de calor
• Ola de calor
• Sensor de flujo de calor
• Coeficiente de transferencia de calor
• historia del calor
• Órdenes de magnitud (temperatura)
• calor sigma
• Calentamiento de choque
• bateria termica
• Gestión térmica de dispositivos y sistemas electrónicos.
• Termómetro
• Conducción de calor relativista
• Código mecánico uniforme
• Código uniforme de energía solar e hidrónica
• Calor perdido

Referencias

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Cotizaciones

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2. "Por lo tanto, el calor debe consistir en una fuerza viva o en una atracción a través del espacio. En el primer caso podemos concebir que las partículas constituyentes de los cuerpos calentados estén, total o parcialmente, en estado de movimiento. En el segundo, podemos Supongamos que las partículas se eliminan mediante el proceso de calentamiento, de modo que ejerzan atracción a través de un espacio mayor. Me inclino a creer que ambas hipótesis serán válidas: que en algunos casos, particularmente en el caso de las partículas sensibles. calor, o como lo indica el termómetro, se encontrará que el calor consiste en la fuerza viva de las partículas de los cuerpos en los que es inducido; mientras que en otros, particularmente en el caso del calor latente, los fenómenos son producidos por la separación de una partícula a otra, para hacer que se atraigan entre sí a través de un espacio mayor". Joule, JP (1884).

Bibliografía de referencias citadas.

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Bibliografía adicional

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enlaces externos

• Heat en In Our Time en la BBC
• Calor del plasma a 2 gigakelvins: artículo sobre temperaturas extremadamente altas generadas por científicos (Foxnews.com)
• Correlaciones para la transferencia de calor por convección – Recursos en línea de ChE