Calor
Definición
En termodinámica, calor es la energía transferida de un sistema a otro como resultado de interacciones térmicas. La cantidad de calor transferido en cualquier proceso se puede definir como la cantidad total de energía transferida, excluyendo cualquier trabajo macroscópico que se haya realizado y cualquier transferencia de parte del objeto en sí. Cuando se ponen en contacto dos sistemas con diferentes temperaturas, el calor fluye espontáneamente del sistema más caliente al más frío. La transferencia de energía como calor puede ocurrir por contacto directo, a través de una barrera que es impermeable a la materia (como en conducción), por radiación entre cuerpos separados, por medio de un fluido intermedio (como en la circulación convectiva), o por una combinación de estos . En contraste con el trabajo, el calor implica el movimiento estocástico (aleatorio) de partículas (como átomos o moléculas) que se distribuye por igual entre todos los grados de libertad,
Al igual que el trabajo termodinámico, el calor es una propiedad de un proceso, no una propiedad de un sistema. La energía intercambiada como calor (una función de proceso) cambia la energía interna (una función de estado) de cada sistema en cantidades iguales y opuestas. Esto se debe distinguir de la concepción común del calor como una propiedad de los sistemas de alta temperatura.
Aunque el calor fluye espontáneamente de un cuerpo más caliente a uno más frío, es posible construir una bomba de calor o un sistema de refrigeración que funcione para aumentar la diferencia de temperatura entre dos sistemas. Por el contrario, un motor térmico reduce una diferencia de temperatura existente para hacer el trabajo en otro sistema.
As a form of energy, the SI unit of heat is the joule (J). The conventional symbol used to represent the amount of heat exchanged in a thermodynamic process is Q. Heat is measured by its effect on the states of interacting bodies, for example, by the amount of ice melted or a change in temperature. The quantification of heat via the temperature change of a body is called calorimetry.
Notation and units
As a form of energy, heat has the unit joule (J) in the International System of Units (SI). However, in many applied fields in engineering the British thermal unit (BTU) and the calorie are often used. The standard unit for the rate of heat transferred is the watt (W), defined as one joule per second.
El uso del símbolo Q para la cantidad total de energía transferida como calor se debe a Rudolf Clausius en 1850:
- "Deje que la cantidad de calor que debe impartirse durante la transición del gas de una manera definida de un estado dado a otro, en el que su volumen sea v y su temperatura t , se denomine Q".
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 . Esto no se debe confundir con una derivada de tiempo de una función de estado (que también se puede escribir con la notación de puntos) ya que el calor no es una función del estado. El flujo de calor se define como la tasa de transferencia de calor por unidad de área de sección transversal (unidades de vatios por metro cuadrado).
Termodinámica clásica
Calor y entropía
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 cualquier otro cambio permanente, puede reemplazarse mutuamente, llamarse equivalente, entonces las generaciones de la cantidad de calor Q del trabajo a la temperatura T , tienen el valor de equivalencia : "
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 una transferencia de energía en forma de calor sin que se realice el trabajo, hay cambios de entropía tanto en el entorno que pierde calor como en el sistema que lo gana. El aumento, Δ S , de la entropía en el sistema se puede considerar que constará de dos partes, un incremento, Δ S ' que coincide con, o 'compensa', el cambio, -Δ S ' , de la entropía en los alrededores, y una incremento adicional, Δ S '' que puede considerarse 'generado' o 'producido' en el sistema, y se dice, por lo tanto, que no está 'compensado'. Así
Esto también puede ser escrito
El cambio total de entropía en el sistema y el entorno es por lo tanto
Esto también puede ser escrito
Se dice entonces que una cantidad de entropía Δ S ' se ha transferido de los alrededores en el sistema. Debido a que la entropía no es una cantidad conservada, esta es una excepción a la forma general de hablar, en la cual una cantidad transferida es de una cantidad conservada.
De la segunda ley de la termodinámica se desprende que en una transferencia espontánea de calor, en la que la temperatura del sistema es diferente de la del entorno:
Para los fines del análisis matemático de las transferencias, se piensa en procesos ficticios que se denominan reversibles , con la temperatura T del sistema siendo apenas menor que la del entorno, y la transferencia que tiene lugar a un ritmo imperceptiblemente lento.
Siguiendo la definición anterior en la fórmula (1), para dicho 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):
Esta igualdad solo es válida para una transferencia ficticia en la que no hay producción de entropía, es decir, en la que no hay entropía descompensada.
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 . La cantidad T d S no compensada fue denominada por Clausius como "calor no compensado", aunque eso no concuerda con la terminología actual. Entonces uno tiene
Esto lleva a la declaración
que es la segunda ley de la termodinámica para sistemas cerrados.
En la termodinámica de no equilibrio que se aproxima asumiendo la hipótesis del equilibrio termodinámico local, hay una notación especial para esto. La transferencia de energía en forma de calor se supone que tener lugar a través de una diferencia de temperatura infinitesimal, de modo que el elemento de sistema y sus alrededores tienen lo suficientemente cerca de la misma temperatura T . Entonces uno escribe
donde por definición
La segunda ley para un proceso natural afirma que
Calor y entalpía
Para un sistema cerrado (un sistema del que no importa puede entrar o salir), una versión de la primera ley de la termodinámica establece que el cambio en la energía interna Δ T del sistema es igual a la cantidad de calor Q suministrado al menos sistema de la cantidad de trabajo W hecho por el sistema en su entorno. La convención de signos anterior para el trabajo se utiliza en el presente artículo, pero una convención de signos alternativa, seguida de IUPAC, para el trabajo, es considerar el trabajo realizado en el sistema por su entorno como positivo. Esta 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 sobre física definen el trabajo como el trabajo realizado por el sistema.
Esta fórmula puede ser re-escrito con el fin de expresar una definición de la cantidad de energía transferida en forma de calor, basado puramente en el concepto de trabajo adiabática, si se supone que Δ T se define y mide únicamente por procesos de trabajo adiabática:
El trabajo realizado por el sistema incluye trabajo de límite (cuando el sistema aumenta su volumen contra una fuerza externa, como la ejercida por un pistón) y otro trabajo (por ejemplo, trabajo de eje realizado por un ventilador de compresor), que se denomina trabajo isocórico:
En esta sección descuidaremos la contribución al trabajo "otro" o isocórico.
La energía interna, U , es una función de estado. En los procesos cíclicos, como el funcionamiento de un motor térmico, las funciones de estado de la sustancia activa vuelven a sus valores iniciales al finalizar un ciclo.
El diferencial, o incremento infinitesimal, para la energía interna en un proceso infinitesimal es una diferencial exacta 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 estado del sistema. Por lo tanto, los incrementos infinitesimales de calor y trabajo son diferenciales inexactos. La letra griega minúscula delta, δ , es el símbolo de diferenciales inexactos. La integral de cualquier diferencial inexacto sobre el tiempo que le toma a un sistema salir y regresar al mismo estado termodinámico no necesariamente es igual a cero.
Como se menciona a continuación, en la sección titulada Entropía, la segunda ley de la termodinámica observa que si se suministra calor a un sistema en el que no se producen procesos irreversibles y que tiene una temperatura T bien definida , el incremento de calor δ Q y la temperatura T forma el diferencial exacto
y esa S , la entropía del cuerpo de trabajo, es una función del estado. Del mismo modo, con una presión bien definida, P , detrás del límite móvil, el diferencial de trabajo, δ W , y la presión, P , se combinan para formar el diferencial exacto
con V el volumen del sistema, que es una variable de estado. En general, para sistemas homogéneos,
Asociado con esta ecuación diferencial es que la energía interna puede ser considerada como una función U ( S , V ) de sus variables naturales S y V . La representación de energía interna de la relación termodinámica fundamental está escrita
Si V es constante
y si P es constante
con H la entalpía definida por
La entalpía se puede considerar que es una función H ( S , P ) de sus variables naturales S y P . La representación de entalpía de la relación termodinámica fundamental está escrita
La representación de energía interna y la representación de entalpía son transformaciones de Legendre parciales entre sí. Contienen la misma información física, escrita de diferentes maneras. Al igual que la energía interna, la entalpía establecida como una función de sus variables naturales es un potencial termodinámico y contiene toda la información termodinámica sobre un cuerpo.
Si se agrega una cantidad Q de calor a un cuerpo mientras se expande W en su entorno, uno tiene
Si esto se restringe a una presión constante 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, uno tiene
En consecuencia, por sustitución uno tiene
En este escenario, el aumento de entalpia es igual a la cantidad de calor agregado al sistema. Dado que muchos procesos tienen lugar a presión constante, o aproximadamente a presión atmosférica, a la entalpía se le atribuye a veces el nombre engañoso de "contenido de calor". A veces también se llama función de calor.
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
Se sabe que la temperatura T ( S , P ) es identificada de forma idéntica por
Por consiguiente,
En este caso, la integral especifica una cantidad de calor transferido a presión constante.
Historia
Como nombre común, el calor o el calor inglés (como el chaleur francés , el alemán Wärme , el calor latino , el griego θάλπος, etc.) se refieren a la (percepción humana) de la energía térmica o la temperatura. La especulación sobre la energía térmica o "calor" como una forma separada de la materia tiene una larga historia, ver teoría calórica, flogisto y fuego (elemento clásico).
La comprensión moderna de la energía térmica se origina con la teoría mecánica del calor de Thompson de 1798 ( Una investigación experimental sobre la fuente del calor que es excitada por la fricción ), postulando un equivalente mecánico de calor. Una colaboración entre Nicolas Clément y Sadi Carnot ( Reflexiones sobre el poder motivador del fuego ) en la década de 1820 tenía un pensamiento relacionado cercano a las mismas líneas. En 1845, Joule publicó un trabajo titulado The Mechanical Equivalent of Heat (Equivalente mecánico del calor) , en el que especificaba un valor numérico para la cantidad de trabajo mecánico requerido para "producir una unidad de calor". La teoría de la termodinámica clásica maduró en la década de 1850 a 1860. Calor de John Tyndall considerado como modo de movimiento (1863) fue instrumental en popularizar la idea del calor como movimiento para el público de habla inglesa. La teoría fue desarrollada en publicaciones académicas en francés, inglés y alemán. Desde un principio, el término técnico francés chaleur utilizado por Carnot se tomó como equivalente al calor inglés y al alemán Wärme (literalmente, "calidez", el equivalente del calor sería el alemán Hitze ).
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".
James Clerk Maxwell en su Theory of Heat 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 medible , por lo que puede tratarse matemáticamente.
- No puede tratarse 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 .
La función de proceso Q es referida como Wärmemenge por Clausius, o como "cantidad de calor" en la traducción. El uso de "calor" como abreviado del concepto específico de "cantidad de calor transferido" condujo a cierta confusión terminológica a principios del siglo XX. El significado genérico de "calor", incluso en termodinámica clásica, es simplemente "energía térmica". Desde la década de 1920, se recomendó utilizar entalpia para referirse al "contenido de calor a volumen constante", y a la energía térmica cuando se pretende "calor" en el sentido general, mientras que "calor" se reserva para el contexto específico de la transferencia de energía térmica entre dos sistemas. Leonard Benedict Loeb en su teoría cinética de los gases (1927) hace un punto de usar "cantidad de calor" o "cantidad de calor" cuando se refiere a Q :
- Después de la perfección de la termometría [...] el siguiente gran avance en el campo del calor fue la definición de un término que se llama cantidad de calor. [... después del abandono de la teoría calórica,] Todavía queda por interpretar este concepto muy definido, la cantidad de calor, en términos de una teoría que atribuye todo el calor a la cinética de las moléculas de gas.
Carathéodory (1909)
Una definición frecuente de calor se basa en el trabajo de Carathéodory (1909), que se refiere a procesos en un sistema cerrado.
La energía interna U X de un cuerpo en un estado arbitrario X puede determinarse por las cantidades de trabajo realizado adiabáticamente por el cuerpo en su entorno cuando comienza desde un estado de referencia O. Tal trabajo se evalúa a través de cantidades definidas en el entorno del cuerpo. Se supone que dicho trabajo se puede evaluar con precisión, sin error debido a la fricción en el entorno; la fricción en el cuerpo no está excluida por esta definición. La ejecución adiabática del trabajo se define en términos de paredes adiabáticas, que permiten la transferencia de energía como trabajo, pero no otra transferencia de energía o materia. En particular, no permiten el paso de la energía en forma de calor. De acuerdo con esta definición, el trabajo realizado adiabáticamente se acompaña en general de fricción dentro del sistema o cuerpo termodinámico. Por otro lado, según Carathéodory (1909), también existen paredes diatómicas no adiabáticas , que se postula que son permeables solo al calor.
Para la definición de la cantidad de energía transferida en forma de calor, se considera habitualmente que se llega a un estado de interés arbitrario Y desde el estado O mediante un proceso con dos componentes, uno adiabático y el otro no adiabático. Para mayor comodidad, se puede decir que el componente adiabático fue la suma del trabajo realizado por el cuerpo a través del cambio de volumen a través del movimiento de las paredes, mientras que la pared no adiabática temporalmente se volvió adiabática y del trabajo adiabático isocórico. Entonces, el componente no adiabático es un proceso de transferencia de energía a través de la pared que pasa solo calor, recientemente accesible para el propósito de esta transferencia, desde el entorno hasta el cuerpo. El cambio en la energía interna para llegar al estado Y desde el estado O es la diferencia de las dos cantidades de energía transferidas.
Aunque el propio Carathéodory no estableció tal definición, siguiendo su trabajo es habitual en los estudios teóricos definir calor, Q , para el cuerpo desde su entorno, en el proceso combinado de cambio al estado Y del estado O , como el cambio en energía interna, Δ T Y , menos la cantidad de trabajo, W , realizado por el cuerpo en su rodea por el proceso adiabático, de modo que Q = Δ T Y - W .
En esta definición, en aras del rigor conceptual, la cantidad de energía transferida como calor no se especifica directamente en términos del proceso no adiabático. Se define a través del conocimiento de exactamente dos variables, el cambio de energía interna y la cantidad de trabajo adiabático hecho, para el proceso combinado de cambio desde el 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. Aquí se supone que la cantidad de energía requerida para pasar del estado O al estado Y, el cambio de energía interna, se conoce, independientemente del proceso combinado, por una determinación a través de un proceso puramente adiabático, como el de la determinación de la energía interna del estado X encima. El rigor que se aprecia en esta definición es que hay un único tipo de transferencia de energía admitido como fundamental: la energía transferida como trabajo. La transferencia de energía como calor se considera como una cantidad derivada. Se considera que la singularidad del trabajo en este esquema garantiza el rigor y la pureza de la 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 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 primitivas. Carathéodory presentó su artículo de 1909 así: "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 llevó a cabo durante el siglo pasado " Refiriéndose al "punto de vista adoptado por la mayoría de los autores que estuvieron 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.) calor , trabajo y calor como elementos primitivos, ... Que el calor es un primitivo apropiado y natural para la termodinámica ya fue 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 el trabajo reciente para unificar diferentes teorías constitutivas. "Este tipo tradicional de presentación de la base 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 es por conducción y radiación, de cuerpos más calientes a más fríos. A veces se propone que este tipo de presentación tradicional descansa necesariamente en " razonamiento circular "; en contra de esta propuesta,
Este enfoque alternativo a la definición de la cantidad de energía transferida en forma de calor difiere en su estructura lógica de la de Carathéodory, relatada justo arriba.
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. Se presupone que existen suficientes procesos físicos para permitir la medición de las diferencias en las energías internas. Dichos procesos no están restringidos a las transferencias adiabáticas de energía como trabajo. Incluyen la calorimetría, que es la forma práctica más común de encontrar diferencias internas de energía. La temperatura necesaria puede ser termodinámica empírica o absoluta.
Por el contrario, el modo Carathéodory que acabamos de mencionar no utiliza la calorimetría o la temperatura en su definición primaria de la cantidad de energía transferida en forma de calor. El modo Carathéodory considera la calorimetría solo como una forma secundaria o indirecta de medir la cantidad de energía transferida en forma de calor. Como se relata con más detalle justo arriba, la forma Carathéodory se refiere a la cantidad de energía transferida como calor en un proceso definido principal 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 la diferencia de energía interna se midió de antemano a través de procesos de transferencia puramente adiabática de energía como trabajo, procesos que llevan al sistema entre los estados inicial y final. Por la forma de Carathéodory se presupone, como se sabe a partir del experimento, que en realidad existen físicamente tales procesos adiabáticos, 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 explícitamente etiquetada como una ley de la termodinámica ni como un axioma de la manera Carathéodory. De hecho, la existencia física real de tales procesos adiabáticos es en su mayor parte una suposición, y esos supuestos procesos en la mayoría de los casos no se han verificado empíricamente para existir. Esta presuposición es esencial, pero no está explícitamente etiquetada como una ley de la termodinámica ni como un axioma de la manera Carathéodory. De hecho, la existencia física real de tales procesos adiabáticos es en su mayor parte una suposición, y esos supuestos procesos en la mayoría de los casos no se han verificado empíricamente para existir. Esta presuposición es esencial, pero no está explícitamente etiquetada como una ley de la termodinámica ni como un axioma de la manera Carathéodory. De hecho, la existencia física real de tales procesos adiabáticos es en su mayor parte una suposición, y esos supuestos procesos en la mayoría de los casos no se han verificado empíricamente para existir.
Transferencia de calor
Transferencia de calor entre dos cuerpos
Refiriéndose a la conducción, Partington escribe: "Si un cuerpo caliente entra en contacto con un cuerpo frío, la temperatura del cuerpo caliente cae y la del cuerpo frío se eleva, y se dice que una cantidad de calor ha pasado desde el cuerpo caliente al cuerpo frío ".
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 por sí mismo no se calienta".
Maxwell escribe que la convección como tal "no es un fenómeno puramente térmico". En termodinámica, la convección en general se considera como transporte de energía interna. Sin embargo, si la convección es cerrada y circulatoria, entonces puede considerarse como un intermediario que transfiere energía como calor entre los cuerpos de origen y de destino, porque transfiere solo energía y no materia desde la fuente al cuerpo de destino.
De acuerdo con la primera ley para sistemas cerrados, la energía transferida únicamente como calor deja un cuerpo y entra a otro, cambiando las energías internas de cada uno. La transferencia, entre los cuerpos, de la energía como trabajo es una forma complementaria de cambiar las energías internas. Aunque no es lógicamente riguroso desde el punto de vista de los conceptos físicos estrictos, una forma común de palabras que expresa esto es decir que el calor y el trabajo son interconvertibles.
Los motores que funcionan cíclicamente y que utilizan solo transferencias de calor y trabajo, tienen dos depósitos térmicos, uno caliente y otro frío. Se pueden clasificar 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, va más caliente que el depósito caliente y más frío que el depósito frío. En cierto sentido, utiliza el trabajo para producir transferencia de calor.
Motor térmico
En la termodinámica clásica, un modelo comúnmente considerado es el motor térmico. Consta de cuatro cuerpos: el cuerpo de trabajo, el depósito de agua caliente, el depósito de frío y el depósito de trabajo. Un proceso cíclico deja el cuerpo de trabajo en un estado inalterado, y se prevé que se repita indefinidamente a menudo. Las transferencias de trabajo entre el cuerpo de trabajo y el depósito de trabajo se consideran reversibles, por lo que solo se necesita un depósito de trabajo. Pero se necesitan dos depósitos térmicos, porque la transferencia de energía en forma de calor es irreversible. Un solo ciclo ve la energía tomada por el cuerpo de trabajo del depósito caliente y enviada a los otros dos depósitos, el depósito de trabajo y el depósito frío. El depósito caliente siempre y solo suministra energía y el depósito frío siempre y solo recibe energía. La segunda ley de la termodinámica requiere que no se produzca ningún ciclo en el que el depósito frío no reciba energía. Los motores de calor alcanzan una mayor eficiencia cuando la diferencia entre la temperatura inicial y final es mayor.
Bomba de calor o refrigerador
Otro modelo comúnmente considerado es la bomba de calor o el refrigerador. De nuevo, hay cuatro cuerpos: el cuerpo de trabajo, el depósito de agua caliente, el depósito de frío y el depósito de trabajo. Un solo ciclo comienza con el cuerpo de trabajo más frío que el depósito frío, y luego la energía es absorbida como calor por el cuerpo de trabajo desde el depósito frío. Luego, el depósito de trabajo funciona en el cuerpo de trabajo, agregando más a su energía interna, por lo que es más caliente que el depósito de agua 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 trabajar en otro cuerpo y sin pasar calor a otro cuerpo, el cuerpo de trabajo se hace más frío que el depósito frío. Ahora puede aceptar la transferencia de calor desde el depósito frío para comenzar otro ciclo.
El dispositivo ha transportado energía de un depósito más frío a uno más caliente, pero esto no lo considera una agencia inanimada; más bien, se considera como el aprovechamiento del trabajo. Esto se debe a que el trabajo se suministra desde el depósito de trabajo, no solo 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 es mejor cuando la diferencia de temperatura entre los depósitos calientes y fríos es menor.
Funcionalmente, tales motores se utilizan de dos maneras, distinguiendo un depósito objetivo y un recurso o depósito circundante. Una bomba de calor transfiere calor al reservorio caliente como el objetivo, del recurso o del depósito circundante. Un refrigerador transfiere calor, desde el depósito frío como el objetivo, al recurso o al depósito circundante. El depósito objetivo puede considerarse como una fuga: cuando el objetivo pierde el calor en el entorno, se utiliza bombeo de calor; cuando el objetivo pierde frialdad en el entorno, se usa refrigeración. Los arneses de los motores funcionan para superar las fugas.
Vista macroscópica
Según Planck, hay tres enfoques conceptuales principales para el calor. Uno es el enfoque de la teoría microscópica o cinética. Los otros dos son enfoques macroscópicos. Uno es el enfoque 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. Esta vista mecánica se toma en este artículo como actualmente acostumbrado para la teoría termodinámica. El otro enfoque macroscópico es el termodinámico, que admite el calor como un concepto primitivo, que contribuye, por inducción científica, al conocimiento de la ley de conservación de la energía. Esta visión es ampliamente considerada como la cantidad de calor que se mide por calorimetría.
Bailyn también distingue los dos enfoques macroscópicos como el mecánico y el termodinámico. La visión termodinámica fue tomada por los fundadores de la termodinámica en el siglo diecinueve. Considera la cantidad de energía transferida como calor como un concepto primitivo coherente con un concepto primitivo de temperatura, medido principalmente por calorimetría. Un calorímetro es un cuerpo en el entorno del sistema, con su propia temperatura y energía interna; cuando está conectado al sistema por un camino 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. Se refiere a la cantidad de calor transferido como calor como concepto derivado, definido para sistemas cerrados como la cantidad de calor transferido por mecanismos distintos a la transferencia de trabajo, este último considerado como primitivo para la termodinámica, definido por la mecánica macroscópica. Según Born, la transferencia de energía interna entre sistemas abiertos que acompaña a la transferencia de materia "no se puede reducir a la mecánica". De ello se sigue que no existe una definición bien fundada de las cantidades de energía transferidas como calor o como trabajo asociado con la transferencia de materia.
Sin embargo, para la descripción termodinámica de procesos que no son de equilibrio, se desea considerar el efecto de un gradiente de temperatura establecido por el entorno a través del sistema de interés cuando no hay barrera física o pared entre el sistema y el entorno, es decir, cuando están abiertos el uno con respecto al 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 causa un flujo difusivo de energía interna, un proceso que, en la visión termodinámica, podría proponerse como un concepto candidato para la transferencia de energía. energía como calor
En esta circunstancia, se puede esperar que también haya otros impulsores activos de 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; tales efectos generalmente interactúan con el flujo difusivo de energía interna impulsado por el gradiente de temperatura, y tales interacciones se conocen como efectos cruzados.
Si los efectos cruzados que resultan en la transferencia difusiva de la energía interna también se etiquetaran como transferencias de calor, a veces violarían la regla de que la transferencia de calor puro ocurre solo por un gradiente de temperatura, nunca por encima de uno. También contradirían el principio de que toda la transferencia de calor es de la misma naturaleza, un principio fundado en la idea de la conducción de calor entre sistemas cerrados. Se podría tratar de pensar estrictamente sobre el flujo de calor impulsado puramente por gradiente de temperatura como un componente conceptual del flujo de energía interna difusiva, en la visión termodinámica, el concepto descansa específicamente en cálculos cuidadosos basados en el 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 por las que el gradiente de temperatura impulsa el flujo difusivo de la energía interna, en lugar de ser exactamente cognoscible, deben suponerse en su mayoría, y en muchos casos son prácticamente imposibles de verificar. En consecuencia, cuando hay transferencia de materia, el cálculo del componente puro "flujo de calor" del flujo difusivo de energía interna se basa en suposiciones prácticamente no verificables. Esta es una razón para pensar en el calor como un concepto especializado que se relaciona primaria y precisamente con los sistemas cerrados, y aplicable solo de una manera muy restringida a los sistemas abiertos. las leyes exactas por las que el gradiente de temperatura impulsa el flujo difusivo de la energía interna, en lugar de ser exactamente cognoscible, deben suponerse en su mayoría, y en muchos casos son prácticamente imposibles de verificar. En consecuencia, cuando hay transferencia de materia, el cálculo del componente puro "flujo de calor" del flujo difusivo de energía interna se basa en suposiciones prácticamente no verificables. Esta es una razón para pensar en el calor como un concepto especializado que se relaciona primaria y precisamente con los sistemas cerrados, y aplicable solo de una manera muy restringida a los sistemas abiertos. las leyes exactas por las que el gradiente de temperatura impulsa el flujo difusivo de la energía interna, en lugar de ser exactamente cognoscible, deben suponerse en su mayoría, y en muchos casos son prácticamente imposibles de verificar. En consecuencia, cuando hay transferencia de materia, el cálculo del componente puro "flujo de calor" del flujo difusivo de energía interna se basa en suposiciones prácticamente no verificables. Esta es una razón para pensar en el calor como un concepto especializado que se relaciona primaria y precisamente con los sistemas cerrados, y aplicable solo de una manera muy restringida a los sistemas abiertos. El componente del flujo difusivo de energía interna se basa en suposiciones prácticamente no verificables. Esta es una razón para pensar en el calor como un concepto especializado que se relaciona primaria y precisamente con los sistemas cerrados, y aplicable solo de una manera muy restringida a los sistemas abiertos. El componente del flujo difusivo de energía interna se basa en suposiciones prácticamente no verificables. Esta es una razón para pensar en el calor como un concepto especializado que se relaciona primaria y precisamente con los sistemas cerrados, y aplicable solo de una manera muy restringida a los sistemas abiertos.
En muchas escrituras en este contexto, el término "flujo de calor" se usa cuando lo que se quiere decir es, por lo tanto, más exactamente llamado flujo difusivo de energía interna; tal uso del término "flujo de calor" es un residuo del uso del lenguaje antiguo y ahora obsoleto que permitió que un cuerpo pueda tener un "contenido de calor".
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. El significado inmediato de la energía cinética de las partículas constituyentes no es como el 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 las partículas, constantemente localizada. La transferencia de calor surge de los gradientes de temperatura o las diferencias, a través del intercambio difuso de la energía microscópica cinética y potencial de partículas, por colisiones de partículas y otras interacciones. Una expresión temprana y vaga de esto fue hecha por Francis Bacon. Se desarrollaron versiones precisas y detalladas en el siglo XIX.
En mecánica estadística, para un sistema cerrado (sin transferencia de materia), el calor es la transferencia de energía asociada a una acción microscópica desordenada en el sistema, asociada a saltos en los números de ocupación de los niveles de energía del sistema, sin cambio en los valores de los niveles de energía en sí mismos. Es posible que el trabajo termodinámico macroscópico altere los números de ocupación sin cambios en los valores de los niveles de energía del sistema en sí, pero lo que distingue a la transferencia como calor es que la transferencia se debe completamente a una acción microscópica desordenada, incluida la transferencia radiativa. Se puede formular una definición matemática para pequeños incrementos del trabajo adiabático cuasiestático en términos de la distribución estadística de un conjunto de microestados.
Calorimetría
La cantidad de calor transferido puede medirse mediante calorimetría o determinarse mediante cálculos basados en otras cantidades.
La calorimetría es la base empírica de la idea de la cantidad de calor transferido en un proceso. El calor transferido se mide mediante cambios en un cuerpo de propiedades conocidas, por ejemplo, aumento de temperatura, cambio en volumen o longitud, o cambio de fase, tal como fusión de hielo.
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. Tal cálculo es el enfoque principal de muchos estudios teóricos sobre la cantidad de calor transferido.
Ingenieria
La disciplina de la transferencia de calor, que generalmente se considera un aspecto de la ingeniería mecánica y la ingeniería química, trata de los métodos aplicados específicos mediante los cuales se genera, transforma, o transfiere la energía térmica en un sistema a otro sistema. Aunque la definición de calor implícitamente significa la transferencia de energía, el término transferencia de calor abarca este uso tradicional en muchas disciplinas de ingeniería y lenguaje de legos.
La transferencia de calor generalmente se describe como que incluye los mecanismos de conducción de calor, convección de calor, radiación térmica, pero puede incluir transferencia de masa y calor en los procesos de cambios de fase.
La convección se puede describir como los efectos combinados de conducción y flujo de fluidos. Desde el punto de vista termodinámico, el calor fluye a un fluido por difusión para aumentar su energía, el fluido luego transfiere (advecta) esta energía interna incrementada (no calor) de un lugar a otro, y luego es seguida por 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 lo tanto, el calentamiento y enfriamiento se produce solo en los extremos de dicho flujo conductivo, pero no como resultado del flujo. Por lo tanto, se puede decir que la conducción "transfiere" calor solo como resultado neto del proceso, pero puede no hacerlo en todo momento dentro del complicado proceso convectivo.
Calor latente y sensible
En una conferencia de 1847 titulada Sobre la materia, la fuerza viviente y el calor , James Prescott Joule caracterizó los términos calor latente y calor sensible como componentes del calor que afectan cada uno de los distintos fenómenos físicos, a saber, el potencial y la energía cinética de las partículas, respectivamente. Describió la energía latente como la energía poseída a través de un distanciamiento de partículas donde la atracción estaba 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, energía cinética.
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 en la temperatura. Tal proceso puede ser una transición de fase, como la fusión del hielo o la ebullición del agua.
Capacidad calorífica
La capacidad de calor es una cantidad física medible igual a la relación entre el calor agregado a un objeto y el cambio de temperatura resultante. La capacidad de calor 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 de calor es una propiedad física de una sustancia, lo que significa que depende del estado y las propiedades de la sustancia en cuestión.
Los calores específicos de los gases monatómicos, 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) son aún más.
Antes del desarrollo de las leyes de la termodinámica, el calor se midió mediante cambios en los estados de los cuerpos participantes.
Algunas reglas generales, con importantes excepciones, se pueden establecer de la siguiente manera.
En general, la mayoría de los cuerpos se expanden en la calefacción. En esta circunstancia, calentar un cuerpo a un volumen constante aumenta la presión que ejerce sobre sus paredes restrictivas, mientras que el calentamiento a una presión constante aumenta su volumen.
Más allá de esto, la mayoría de las sustancias tienen tres estados de materia comúnmente reconocidos: sólido, líquido y gaseoso. Algunos también pueden existir en un plasma. Muchos tienen estados de materia más finamente diferenciados, como por ejemplo, vidrio y 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 verse como el mismo "cuerpo". Por ejemplo, el hielo puede flotar en un vaso de agua. Luego, se dice que el hielo y el agua constituyen dos fases dentro del "cuerpo". Se conocen reglas definidas que indican cómo distintas fases pueden coexistir en un "cuerpo". Sobre todo, 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 se evapore un líquido. En esos casos,
Todos estos, los casos más comunes, se ajustan a la regla de que el calentamiento se puede medir mediante cambios de estado de un cuerpo. Tales casos suministran lo que se llama cuerpos termométricos , que permiten la definición de temperaturas empíricas. Antes de 1848, todas las temperaturas se definían de esta manera. Había, por lo tanto, un vínculo estrecho, aparentemente lógicamente determinado, entre el calor y la temperatura, aunque se los reconoció como conceptualmente completamente distintos, especialmente por Joseph Black a fines del siglo XVIII.
Hay excepciones importantes. Rompen el vínculo obviamente evidente entre el calor y la temperatura. Dejan en claro que las definiciones empíricas de temperatura dependen de las propiedades peculiares de determinadas sustancias termométricas y, por lo tanto, están excluidas del título "absoluto". Por ejemplo, el agua se contrae al calentarse cerca de 277 K. No se puede usar como sustancia termométrica cerca de esa temperatura. Además, en un cierto rango de temperatura, el hielo se contrae al calentar. Además, muchas sustancias pueden existir en estados metaestables, como con presión negativa, que solo sobreviven transitoriamente y en condiciones muy especiales. Tales hechos, a veces llamados "anómalos", son algunas de las razones para la definición termodinámica de la temperatura absoluta.
En los primeros días de la medición de las altas temperaturas, otro factor era importante y lo utilizaba Josiah Wedgwood en su pirómetro. La temperatura alcanzada en un proceso se estimó por la contracción de una muestra de arcilla. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es la contracción. Este fue el único método disponible más o menos confiable de medición de temperaturas superiores a 1000 ° C. Pero tal contracción es irreversible. La arcilla no se expande nuevamente al enfriarse. Es por eso que podría ser utilizado para la medición. Pero solo una vez No es un material termométrico en el sentido habitual de la palabra.
Sin embargo, la definición termodinámica de la temperatura absoluta hace un uso esencial del concepto de calor, con la circunspección adecuada.
"Hotness"
Según Denbigh (1981), la propiedad del picor es una preocupación de la termodinámica que debe definirse sin referencia al concepto de calor. La consideración del picor conduce al concepto de temperatura empírica. Todos los sistemas físicos son capaces de calentar o enfriar a otros. Con referencia al picor, los términos comparativos más calientes y más fríos se definen por la regla de que el calor fluye del cuerpo más caliente al más frío.
Si un sistema físico no es homogéneo o cambia muy rápidamente o irregularmente, por ejemplo por turbulencia, puede ser imposible caracterizarlo por una temperatura, pero todavía puede haber transferencia de energía como calor entre él y otro sistema. Si un sistema tiene un estado físico que es lo suficientemente regular y persiste lo suficiente como 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 para tal sistema. Tal temperatura se llama empírica. 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".
Los sistemas físicos que son demasiado turbulentos para tener temperaturas todavía pueden diferir en el picor. 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 es la misma para todos los termómetros adecuadamente calibrados y escalados, y luego se dice que su calor está en el colector de calor unidimensional. Esta es parte de la razón por la cual el calor se define después de Carathéodory y Born, únicamente como algo que no sea el trabajo o la transferencia de materia; la temperatura no se menciona deliberada ni deliberadamente en esta definición ahora ampliamente aceptada.
Esta es también la razón por la cual la ley zeroth de la termodinámica se establece explícitamente. Si tres sistemas físicos, A , B y C no están en sus propios estados de equilibrio termodinámico interno, es posible que, con conexiones físicas adecuadas entre ellos, A pueda calentar B y B pueda calentar C y C pueda calentar UN. En situaciones de no equilibrio, son posibles ciclos de flujo. Es la característica especial y singularmente distintiva del equilibrio termodinámico interno que esta posibilidad no está abierta a los sistemas termodinámicos (como los distinguidos entre los sistemas físicos) que se encuentran en sus propios estados de equilibrio termodinámico interno; esta es la razón por la cual la ley zeroth de la termodinámica necesita una declaración explícita. Es decir, la relación "no es más fría que" entre los sistemas físicos generales que no son de equilibrio no es transitiva, mientras que, en contraste, la relación "no tiene una temperatura menor que" entre los 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 establecer la ley zeroth.
Obtenido de: https://en.wikipedia.org/wiki/Heat