Relación entre calor y elevación de la temperatura

Para elevar en 1 oC la temperatura de un gramo de agua se debe suministrarle una caloría (cal). Sin embargo, este principio no tiene la misma validez para todas las materias, ya que en cada sustancia se requiere una cantidad específica de calor para que la temperatura de un gramo aumente 1 oC.; esta cantidad se denomina calor específico (Ce) y se define así:

Calor específico es la cantidad de calor que se requiere para elevar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de una sustancia.

Medición del calor

El principio en el que se basa la medición del calor es el de la conservación de la energía. Cuando un cuerpo caliente y uno frío se ponen en contacto, el primero cede energía en forma de calor al segundo hasta que se establece el equilibrio térmico. Por tanto, el calor cedido por el cuerpo caliente es igual al calor ganado por el cuerpo frío:

Calor cedido por el cuerpo caliente = Calor ganado por el cuerpo frío

Para realizar mediciones prácticas de calor, es necesario que el sistema formado por los cuerpos esté aislado térmicamente del exterior. Así, la energía cedida por uno será ganada en su totalidad por el otro.

En el laboratorio son utilizados instrumentos llamados calorímetros para medir las cantidades de energía en forma de calor transferidas de un cuerpo a otro.

Los calorímetros están equipados con un recipiente aislado, donde se lleva a cabo la transferencia de calor y puede medirse la temperatura a la que se alcanza el equilibrio térmico.

Para calcular el calor específico de una sustancia puede seguirse un procedimiento llamado "método de mezclas", que consiste precisamente en mezclar o poner en contacto térmico dos cuerpos de masa y temperatura conocidas; por ejemplo: un cuerpo metálico en agua.

Al momento de precisar el calor específico de una sustancia mediante el calorímetro, se debe tomar en cuenta que el calor cedido por el cuerpo caliente es igual al calor que ganan el conjunto de cuerpos fríos con los cuales se encuentra en contacto térmico; por ejemplo: el agua, el recipiente interior del calorímetro y el agitador.

Una vez que la mezcla alcanza el equilibrio térmico, es posible afirmar que la energía cedida en forma de calor por el cuerpo de mayor temperatura ha sido ganada por los cuerpos que tenían una temperatura menor.

EL CALOR Y LAS TRANSFORMACIONES DEL ESTADO DE LA MATERIA

La materia puede encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso. En el primero, los átomos de las sustancias están unidos; es decir, muy cerca unos de otros por fuerzas de atracción relativamente intensas. Los átomos de un sólido se encuentran en movimiento vibratorio alrededor de una posición media de equilibrio.

En la mayoría de los sólidos, los átomos forman una determinada red ordenada. Se dice que son sólidos cristalinos; por ejemplo: el hielo, la sal común (NaCl), el diamante, el grafito y los metales. Ejemplos de sustancias no cristalinas son: los plásticos y los vidrios comunes.

En el estado líquido, las fuerzas que unen a los átomos y las moléculas de las sustancias son más débiles que en el estado sólido; además, éstos se encuentran alejados unos de otros y vibran con mayor libertad, por lo que se producen pequeñas traslaciones en el interior del líquido.

En el estado gaseoso prácticamente no existen fuerzas de atracción entre átomos y moléculas, por lo que se trasladan con autonomía en todas direcciones.

Un cuerpo puede cambiar de un estado a otro al proporcionarle o extraerle calor. Los diferentes cambios de estado de un cuerpo son:

  • Fusión: de sólido a líquido.
  • Vaporización: de líquido a gas.
  • Condensación: de gas a líquido.
  • Solidificación: de líquido a sólido.
  • Sublimación: cambio directo de sólido a gas o de gas a sólido sin pasar por el estado líquido.

Cuando se calienta un cuerpo sólido cristalino, el movimiento vibratorio de los átomos aumenta. Si el cuerpo alcanza cierta temperatura, la agitación térmica puede ser tan intensa que la estructura cristalina comienza a modificarse. En ese momento se inicia la fusión del sólido y líquido en equilibrio térmico se llama punto de fusión.

Si continúa calentándose y la fusión concluye, la agitación térmica de las moléculas del líquido se incrementa aún más y tienden a separarse; es decir, la sustancia comienza a cambiar de la fase líquida a la gaseosa. El valor de la temperatura a la cual ocurre esto (coexisten líquido y vapor en equilibrio térmico) se llama punto de ebullición.

Cuando un sólido cristalino se está fundiendo y continúa suministrándosele calor, su temperatura no se incrementa debido a que la acción de la energía consiste en separar las moléculas de la fase sólida, efectuándose un cambio de fase. Los sólidos no cristalinos se funden dentro de un intervalo de temperaturas.

Mientras un líquido hierve, su temperatura no cambia aunque se le proporcione calor adicional, ya que la energía excedente es empleada en provocar un cambio de fase. La temperatura a la cual se produce dicho cambio tiene un valor determinado para cada sustancia, conforme a una presión dada.

El calor que participa en un cambio de fase sin incrementar la temperatura se llama calor latente (oculto).

Puntos de fusión y ebullición. Factores que los modifican

En el siguiente cuadro se indican, en grados Celsius (°C), los puntos de fusión y ebullición de algunas sustancias a la presión de una atmósfera.

Puntos de fusión y ebullición de algunas sustancias a la presión de una atmósfera

Sustancia

Punto de fusión (°C)

Punto de ebullición (°C)

Alcohol etílico

-117

78

Alcohol metílico

-98

65

Aluminio

658

2 057

Amoniaco

-75

-34

Cobre

1 080

2 310

Helio

-270

-269

Plomo

327

1 620

Mercurio

-39

358

Nitrógeno

-210

-196

Oxígeno

-219

-183

Plata

961

2 193

Agua

0

100

Siempre que se indica el punto de ebullición o de fusión de una sustancia, debe especificarse la presión a la que se realiza, ya que si ésta cambia, se modifica la temperatura de cambio de fase.

 

Puntos de ebullición

La ebullición.

Cuando un líquido se vaporiza, aumenta su volumen. Una presión reducida sobre la superficie del líquido facilita su vaporización; por ejemplo: el agua hierve a una 100 °C cuando la presión sobre su superficie es de una atmósfera (atm). Al reducir la presión, hierve a menor temperatura; es decir, disminuye su punto de ebullición. Por eso hierve a menor temperatura en regiones elevadas, donde la presión es inferior a una atmósfera.

Por el contrario, una presión elevada hace difícil la vaporización del líquido y aumenta su punto de ebullición. Una aplicación práctica de este hecho es la olla de presión, porque el vapor encerrado ejerce presión sobre la superficie del agua, la cual puede llegar a ser de casi dos atmósferas, incrementando la temperatura de ebullición hasta 120 °C, aproximadamente.

Puntos de fusión

Por lo general, cuando se intensifica la presión sobre una sustancia sólida, su temperatura de fusión (y de solidificación) aumenta; por ejemplo: a una atmósfera de presión, el plomo se funde a 327 °C. Esta temperatura será mayor para una pieza de plomo sometida a una presión superior y será menor si es inferior a una atmósfera. Sin embargo, el punto de fusión de las sustancias cambia muy poco al variar la presión.

A diferencia de la mayoría de las sustancias, el hielo se funde a menor temperatura cuando aumenta la presión ejercida sobre él, debido a que el agua en estado sólido ocupa mayor volumen que en el líquido y, por consiguiente, al aumentar la presión, se funde.

A una atmósfera el hielo se funde a 0 °C; si aumenta la presión sobre un bloque de hielo, éste comenzará a derretirse al bajar su punto de fusión. Si la presión cesa el agua formada sobre el bloque vuelve a congelarse. Sin embargo, se requieren variaciones muy grandes en la presión para cambiar notablemente el punto de fusión del hielo; por ejemplo: una presión de unas 140 atmósferas sólo disminuye el punto de fusión de 0 °C a –1 °C.

 

 

 

 

 

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