Calor

En termodinámica, el calor es energía en transferencia hacia o desde un sistema termodinámico, por mecanismos distintos al trabajo termodinámico o la transferencia de materia. Los diversos mecanismos de transferencia de energía que definen el calor se exponen en la siguiente sección de este artículo.

Al igual que el trabajo termodinámico, la transferencia de calor es un proceso que involucra a más de un sistema, no una propiedad de ningún sistema. En termodinámica, la energía transferida como calor contribuye al cambio en la variable de estado de energía cardinal del sistema, por ejemplo, su energía interna o, por ejemplo, su entalpía. Esto debe distinguirse de la concepción del lenguaje ordinario del calor como una propiedad de un sistema aislado.

La cantidad de energía transferida como calor en un proceso es la cantidad de energía transferida excluyendo cualquier trabajo termodinámico que se haya realizado y cualquier energía contenida en la materia transferida. Para la definición precisa de calor, es necesario que ocurra por un camino que no incluya transferencia de materia.

Aunque no inmediatamente por definición, sino en tipos especiales de procesos, la cantidad de energía transferida como calor puede medirse por su efecto en los estados de los cuerpos que interactúan. Por ejemplo, respectivamente en circunstancias especiales, la transferencia de calor se puede medir por la cantidad de hielo derretido o por el cambio de temperatura de un cuerpo en los alrededores del sistema. Estos métodos se denominan calorimetría.

El símbolo convencional utilizado para representar la cantidad de calor transferido en un proceso termodinámico es Q o q. Como cantidad de energía (que se transfiere), la unidad SI de calor es el joule (J).

Mecanismos de transferencia que definen el calor.

Los mecanismos de transferencia de energía que definen el calor incluyen la conducción, a través del contacto directo de cuerpos inmóviles, oa través de una pared o barrera impermeable a la materia; o radiación entre cuerpos separados; o fricción debido al trabajo isocórico mecánico, eléctrico, magnético o gravitacional realizado por los alrededores sobre el sistema de interés, como el calentamiento Joule debido a una corriente eléctrica impulsada a través del sistema de interés por un sistema externo, o a través de un agitador magnético. Cuando existe un camino adecuado entre dos sistemas con diferentes temperaturas, la transferencia de calor ocurre necesaria, inmediata y espontáneamente del sistema más caliente al más frío. La conducción térmica se produce por el movimiento estocástico (aleatorio) de partículas microscópicas (como átomos o moléculas). A diferencia de, el trabajo termodinámico está definido por mecanismos que actúan macroscópicamente y directamente sobre las variables de estado de todo el cuerpo del sistema; por ejemplo, el cambio del volumen del sistema a través del movimiento de un pistón con una fuerza medible externamente; o cambio de la polarización eléctrica interna del sistema a través de un cambio medible externamente en el campo eléctrico. La definición de transferencia de calor no requiere que el proceso sea suave en ningún sentido. Por ejemplo, un rayo puede transferir calor a un cuerpo. La definición de transferencia de calor no requiere que el proceso sea suave en ningún sentido. Por ejemplo, un rayo puede transferir calor a un cuerpo. La definición de transferencia de calor no requiere que el proceso sea suave en ningún sentido. Por ejemplo, un rayo puede transferir calor a un cuerpo.

La circulación convectiva permite que un cuerpo caliente a otro, a través de un fluido circulante intermedio que transporta energía desde el límite de uno al límite del otro; la transferencia de calor real es por conducción y radiación entre el fluido y los cuerpos respectivos. La circulación convectiva, aunque espontánea, no ocurre necesaria e inmediatamente simplemente debido a una ligera diferencia de temperatura; para que ocurra en una determinada disposición de sistemas, hay un umbral que debe cruzarse.

Aunque el calor fluye espontáneamente de un cuerpo más caliente a uno más frío, es posible construir una bomba de calor que gaste trabajo para transferir energía de un cuerpo más frío a otro más caliente. Por el contrario, una máquina térmica reduce una diferencia de temperatura existente para suministrar trabajo a otro sistema. Otro tipo termodinámico de dispositivo de transferencia de calor es un disipador de calor activo, que gasta trabajo para acelerar la transferencia de energía a un entorno más frío desde un cuerpo más caliente, por ejemplo, un componente de computadora.

Notación y unidades

Como forma de energía, el calor tiene la unidad julio (J) en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Sin embargo, en muchos campos aplicados de la ingeniería, a menudo se utilizan la unidad térmica británica (BTU) y la caloría. La unidad estándar para la tasa de transferencia de calor es el vatio (W), definido como un julio por segundo.

El símbolo Q para la cantidad total de energía transferida como calor fue utilizado por Rudolf Clausius en 1850:" Llámese Q a 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 es v y su temperatura t ".

El calor liberado por un sistema hacia 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 debe confundirse con una derivada temporal de una función de estado (que también se puede escribir con la notación de punto) ya que el calor no es una función de 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 ocurren 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, se llama equivalente, entonces las generaciones de la cantidad de calor Q a partir del trabajo a la temperatura T, tiene el valor de equivalencia:"

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

(1)

En una transferencia de energía como 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 los alrededores, 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'. Por lo tanto

Esto también se puede escribir

Por lo tanto, el cambio total de entropía en el sistema y los alrededores es

Esto también se puede escribir

Entonces se dice que se ha transferido una cantidad de entropía Δ S ′ del entorno al sistema. Debido a que la entropía no es una cantidad conservada, esta 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 sigue que en una transferencia espontánea de calor, en la que la temperatura del sistema es diferente de la del entorno: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 inferior a la del entorno y la transferencia tiene lugar a una velocidad imperceptiblemente lenta.

Siguiendo la definición anterior en la fórmula (1), para tal 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 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 sin _compensar > 0. Clausius denominó a la cantidad T d S _{no compensada} como "calor no compensado", aunque eso no concuerda con la terminología actual. Entonces uno tienedelta Q.}">

Esto lleva a la declaración

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

En la 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 sus alrededores tienen una temperatura T lo suficientemente cercana a la misma. Entonces uno escribe

donde por definición

La segunda ley para un proceso natural afirma que0.}">

Calor y entalpia

Para un sistema cerrado (un sistema del que 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 en su entorno. La convención de signos anterior para el trabajo se utiliza en el presente artículo, pero una convención de signos alternativa, seguida por la IUPAC, para el trabajo, es considerar el trabajo realizado sobre 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 trabajo realizado por el sistema.

Esta fórmula se puede reescribir 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 por procesos de trabajo adiabático:

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 como el trabajo del eje e incluyen el trabajo isocórico.

La energía interna, U, es una función de estado. En los 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 dU. El símbolo para diferenciales exactos es la letra minúscula d.

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 lo tanto, los incrementos infinitesimales de calor y trabajo son diferenciales inexactos. La letra griega minúscula delta, δ, es el símbolo de los diferenciales inexactos. 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 mencionó 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

y que S, la entropía del cuerpo activo, es una función de estado. Del mismo modo, con una presión bien definida, P, detrás de un límite de movimiento lento (cuasiestático), 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 de presión y temperatura uniformes sin cambio de composición,

Asociado con esta ecuación diferencial está el concepto de 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 se escribe como

Si V es constante

y si P es constante

con la entalpía H definida por

La entalpía puede considerarse como una función H (S, P) de sus variables naturales S y P. La representación entalpía de la relación termodinámica fundamental se escribe

La representación de la energía interna y la representación de la entalpía son transformadas parciales de Legendre entre sí. Contienen la misma información física, escrita de diferentes maneras. 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 de un cuerpo.

Si se agrega una cantidad Q de calor a un cuerpo mientras que solo realiza un trabajo de expansión W en su entorno, se tiene

Si esto está obligado a suceder 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

En consecuencia, por sustitución se tiene

En este escenario, el aumento de entalpía es igual a la cantidad de calor añadido al sistema. Esta es la base de la determinación de los cambios de entalpía en las reacciones químicas por 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" o función de calor, mientras que 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

Se sabe que la temperatura T (S, P) se expresa de manera idéntica por

Como consecuencia,

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

Historia

Como sustantivo común, el calor en inglés o calor ( al igual que el francés chaleur, el alemán Wärme, el latín calor, el griego θάλπος, etc.) se refiere a (la percepción humana de) energía térmica o 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 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 un pensamiento relacionado en líneas similares. En 1845, Joule publicó un artículo titulado The Mechanical Equivalent of Heat, en el que especificó un valor numérico para la cantidad de trabajo mecánico requerido para "producir una unidad de calor". La teoría de la termodinámica clásica maduró entre los años 1850 y 1860. El calor de John Tyndall considerado como modo de movimiento(1863) fue fundamental para 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 una época temprana, el término técnico francés chaleur utilizado por Carnot se tomó como equivalente al calor inglés y al alemán Wärme (lit. "calor", mientras que el equivalente de 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 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 medible, por lo que puede tratarse matemáticamente.
• No puede ser tratado como una sustancia material, porque puede transformarse en algo que no es una sustancia material, por ejemplo, trabajo mecánico.
• El calor es una de las formas de energía.

Clausius se refiere a la función de proceso Q como Wärmemenge, o como "cantidad de calor" en la traducción. El uso de "calor" como una forma abreviada del concepto específico de "cantidad de energía transferida como calor" generó cierta confusión terminológica a principios del siglo XX. El significado genérico de "calor", incluso en la termodinámica clásica, es simplemente "energía térmica". Desde la década de 1920, se ha recomendado como práctica utilizar la entalpía para referirse al "contenido de calor a volumen constante" y a la energía térmica cuando se entiende "calor" en el sentido general, mientras que "calor" se reserva para el contexto muy específico. de la transferencia de energía térmica entre dos sistemas.(1927) enfatiza el uso de "cantidad de calor" o "cantidad de calor" cuando se refiere a Q:Después de la perfección de la termometría [...] el siguiente gran avance realizado en el campo del calor fue la definición de un término que se llama cantidad de calor. [... después del abandono de la teoría calórica,] Aún 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), refiriéndose a procesos en un sistema cerrado.

La energía interna U _X de un cuerpo en un estado arbitrario X puede determinarse por cantidades de trabajo realizado adiabáticamente por el cuerpo sobre su entorno cuando parte de un estado de referencia O. Dicho trabajo se evalúa a través de cantidades definidas en el entorno del cuerpo. Se supone que tal trabajo puede evaluarse 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 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 diatérmicas, no adiabáticas, que se postulan como permeables sólo al calor.

Para la definición de la cantidad de energía transferida como calor, se suele considerar que se alcanza un estado arbitrario de interés Y desde el estado O mediante un proceso con dos componentes, uno adiabático y otro no adiabático. Por conveniencia, se puede decir que el componente adiabático era 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 se convirtió temporalmente en adiabática y de trabajo adiabático isocórico. Entonces, el componente no adiabático es un proceso de transferencia de energía a través de la pared que pasa solo calor, recién hecho accesible para el propósito de esta transferencia, desde el entorno hasta el cuerpo. El cambio en la energía interna para alcanzar el estado Y desde el estado Oes la diferencia de las dos cantidades de energía transferidas.

Aunque el propio Carathéodory no enunció tal definición, siguiendo su trabajo es habitual en los estudios teóricos definir el calor, Q, 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 su entorno por el proceso adiabático, de modo que Q = Δ U _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 mediante el conocimiento de dos variables precisas, 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 involucre 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 Xsobre. El rigor que se aprecia en esta definición es que hay un único tipo de transferencia de energía admitida 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 por lo demás no disipativos pueden realizarse en la realidad física. La segunda ley de la termodinámica, por otro lado, nos asegura que tales procesos no se encuentran en la naturaleza.

Antes de la definición matemática rigurosa 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 conjuntas.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.) y cuyas variaciones pueden determinarse por medidas calorimétricas". James Serrin presenta una descripción de la teoría de la termodinámica así: "En la siguiente sección, usaremos las nociones clásicas de calor,, y el calor como elementos primitivos,... Que el calor es un primitivo apropiado y natural para la termodinámica ya fue aceptado por Carnot. Su vigencia continua 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".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 falta de uniformidad espacial de la temperatura, y es por conducción y radiación, de los cuerpos más calientes a los más fríos. A veces se propone que este tipo tradicional de presentación se basa necesariamente en un "razonamiento circular"; contra esta propuesta se opone el desarrollo matemático rigurosamente lógico de la teoría presentada por Truesdell y Bharatha (1977).

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

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

Por el contrario, la forma de Carathéodory mencionada anteriormente no utiliza la calorimetría o la temperatura en su definición principal de la cantidad de energía transferida como calor. La forma de Carathéodory considera la calorimetría solo como una forma secundaria o indirecta de medir la cantidad de energía transferida como calor. Como se relató con más detalle justo arriba, la forma de Carathéodory considera que la cantidad de energía transferida como calor en un proceso se define 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 esa diferencia de energía interna se ha medido de antemano a través de procesos de transferencia de energía puramente adiabática como trabajo, procesos que llevan al sistema entre los estados inicial y final. A la manera de Carathéodory, se presupone, como se sabe a partir de experimentos, que en realidad 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 como calor. Esta presuposición es esencial, pero no se etiqueta explícitamente ni como una ley de la termodinámica ni como un axioma de la vía de 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 la existencia de esos supuestos procesos. Esta presuposición es esencial, pero no se etiqueta explícitamente ni como una ley de la termodinámica ni como un axioma de la vía de 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 la existencia de esos supuestos procesos. Esta presuposición es esencial, pero no se etiqueta explícitamente ni como una ley de la termodinámica ni como un axioma de la vía de 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 la existencia de esos supuestos procesos.

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". cuerpo caliente al cuerpo frío".

Refiriéndose a la radiación, Maxwell escribe: "En 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 vuelve caliente por ello".

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 en forma de calor entre los cuerpos fuente y destino, porque transfiere solo energía y no materia desde la fuente al cuerpo destino.

De acuerdo con la primera ley para sistemas cerrados, la energía transferida únicamente como 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 los conceptos físicos estrictos, una forma común de palabras que expresa esto es decir que el calor y el trabajo son interconvertibles.

Los motores de funcionamiento cíclico que 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 una máquina térmica, 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 vuelve más caliente que el depósito caliente y más frío que el depósito frío. En cierto sentido, utiliza 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 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 contemplan como reversibles y, por lo tanto, solo 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 únicamente suministra energía y el depósito frío siempre y únicamente 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 nevera

Otro modelo comúnmente considerado es la bomba de calor o frigorífico. De nuevo 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 reservorio frío, y luego el cuerpo de trabajo toma energía como calor del reservorio frío. Luego, el depósito de trabajo realiza trabajo sobre el cuerpo de trabajo, agregando más a su 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 del depósito frío para iniciar otro ciclo.

El dispositivo ha transportado energía de un depósito más frío a uno más caliente, pero esto no se considera como obra de un agente inanimado; 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 puede considerarse dirigido 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 caliente y frío es mínima.

Funcionalmente, dichos motores se utilizan de dos maneras, distinguiendo un reservorio objetivo y un recurso o reservorio circundante. Una bomba de calor transfiere calor al depósito caliente como destino 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 filtra calor a los alrededores, se utiliza el bombeo de calor; cuando el objetivo filtra frío a los alrededores, se utiliza la refrigeración. El arnés de los motores trabaja 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 la obra de Helmholtz. Este punto de vista mecánico se toma en este artículo como habitual en la teoría termodinámica. El otro enfoque macroscópico es el termodinámico, que admite el calor como concepto primitivo, lo que contribuye, por inducción científica, al conocimiento de la ley de conservación de la energía. Este punto de vista es ampliamente aceptado como práctico, ya que la cantidad de calor se mide por calorimetría.

Bailyn también distingue los dos enfoques macroscópicos como el mecánico y el termodinámico. La visión termodinámica fue adoptada por los fundadores de la termodinámica en el siglo XIX. Considera la cantidad de energía transferida como 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 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.Considera la cantidad de calor transferido como calor como un concepto derivado, definido para sistemas cerrados como la cantidad de calor transferido por mecanismos distintos a 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". De ello se deduce que no existe una definición bien fundamentada de las cantidades de energía transferidas como calor o como trabajo asociado con la transferencia de materia.

Sin embargo, para la descripción termodinámica de los 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 o muro físico entre el sistema y el entorno, es decir, cuando están abiertos 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 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 como calor.

En esta circunstancia, se puede esperar que también haya otros impulsores activos del flujo de difusión 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 de difusión de energía interna impulsado por el gradiente de temperatura, y tales interacciones se conocen como efectos cruzados.

Si los efectos cruzados que dan como resultado la transferencia difusiva de energía interna también se etiquetaran como transferencias de calor, a veces violarían la regla de que la transferencia de calor pura ocurre solo hacia abajo en un gradiente de temperatura, nunca hacia arriba. También contradirían el principio de que toda transferencia de calor es del mismo tipo, un principio basado en la idea de conducción de calor entre sistemas cerrados. Uno podría tratar de pensar estrictamente en el flujo de calor impulsado puramente por el gradiente de temperatura como un componente conceptual del flujo de energía interna difusiva, en la vista 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 acaso sucede que no se realiza 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 de difusión de la energía interna, en lugar de conocerse exactamente, en su mayoría deben asumirse y, en muchos casos, son prácticamente inverificables. 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 inverificables.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 manera muy restringida a los sistemas abiertos.

En muchos escritos 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 más antiguo y ahora obsoleto que permitía que un cuerpo pudiera 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 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 localizada constantemente. La transferencia de calor surge de gradientes o diferencias de temperatura, a través del intercambio difuso de energía cinética y potencial de partículas microscópicas, por colisiones de partículas y otras interacciones. Francis Bacon hizo una primera y vaga expresión de esto. En el siglo XIX se desarrollaron versiones precisas y detalladas.

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. Es posible que el trabajo termodinámico macroscópico altere los números de ocupación sin cambiar los valores de los niveles de energía del sistema, pero lo que distingue a la transferencia como calor es que la transferencia se debe enteramente a la 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 transferido puede medirse por calorimetría o determinarse mediante cálculos basados ​​en otras cantidades.

La calorimetría es la base empírica de la idea de cantidad de calor transferido en un proceso. El calor transferido se mide por 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.

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 de la cantidad de calor transferido.

Ingenieria

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

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 procesos de cambios de fase.

La convección se puede describir como los efectos combinados de la conducción y el flujo de fluidos. Desde el punto de vista termodinámico, el calor fluye hacia un fluido por difusión para aumentar su energía, el fluido luego transfiere (advecta) esta energía interna aumentada (no calor) de un lugar a otro, y esto es seguido por una segunda interacción térmica. que transfiere calor a un segundo cuerpo o sistema, nuevamente por difusión. Este proceso completo a menudo se considera como un mecanismo adicional de transferencia de calor, aunque técnicamente, la "transferencia de calor" y, por lo tanto, el calentamiento y el enfriamiento ocurren solo en cualquiera de 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 es posible que no lo haga siempre dentro del complicado proceso convectivo.

Calor latente y sensible

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 distintos fenómenos físicos, a saber, la energía potencial y cinética de las partículas, respectivamente. Describió la energía latente como la energía que se posee a través del distanciamiento de las 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 las partículas, es decir, la 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 de temperatura. Tal proceso puede ser una transición de fase, como el derretimiento del hielo o la ebullición del agua.

Capacidad calorífica

La capacidad calorífica es una cantidad física medible igual a la relación entre el calor agregado a un objeto y el cambio de temperatura resultante. 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 en cuestión.

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 (p. ej., el dióxido de carbono) aún más.

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

Algunas reglas generales, con importantes excepciones, se pueden enunciar de la siguiente manera.

En general, la mayoría de los cuerpos se expanden al calentarse. En esta circunstancia, el calentamiento de un cuerpo a volumen constante aumenta la presión que ejerce sobre sus paredes restrictivas, mientras que el calentamiento a 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 otros estados de la materia, más finamente 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 verse como 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 distintas fases pueden coexistir 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 los efectos inversos.

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 suplen los llamados cuerpos termométricos, que permiten la definición de temperaturas empíricas. Antes de 1848, todas las temperaturas se definían de esta manera. Existía, pues, un estrecho vínculo, aparentemente determinado lógicamente, entre el calor y la temperatura, aunque fueron reconocidos como completamente distintos desde el punto de vista conceptual, especialmente por Joseph Black a finales del siglo XVIII.

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

En los primeros días de la medición de altas temperaturas, otro factor era importante y Josiah Wedgwood lo utilizó en su pirómetro. La temperatura alcanzada en un proceso se estimó mediante la contracción de una muestra de arcilla. Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la contracción. Este era el único método más o menos confiable disponible para medir temperaturas superiores a 1000 ° C (1832 ° F). Pero tal contracción es irreversible. La arcilla no vuelve a expandirse al enfriarse. Es por eso que podría usarse para la medición. Pero solo una vez. No es un material termométrico en el sentido habitual de la palabra.

No obstante, la definición termodinámica de temperatura absoluta hace un uso esencial del concepto de calor, con la debida circunspección.

"Calor"

Según Denbigh (1981), la propiedad de 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. Todos los sistemas físicos son capaces de calentar o enfriar a otros. 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.

Si un sistema físico no es homogéneo o cambia muy rápidamente o de manera irregular, 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 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 de dicho 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 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 debidamente 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 que el calor se define siguiendo a Carathéodory y Born, únicamente como algo que no se produce por trabajo o transferencia de materia; la temperatura no se menciona a sabiendas y deliberadamente en esta definición ahora ampliamente aceptada.

Esta 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 en sus propios estados de equilibrio termodinámico interno, es posible que, con las conexiones físicas adecuadas entre ellos, A puede calentar B y B puede calentar C y C puede calentar UN. En situaciones de no equilibrio, los ciclos de flujo son posibles. La característica especial y singularmente distintiva 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; esta 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 fuera del equilibrio no es transitiva, mientras que, en cambio, 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 sigue que la relación 'está en equilibrio térmico con' es transitiva, que es una forma de enunciar la ley cero.

Así como la temperatura puede no estar definida para un sistema suficientemente heterogéneo, la entropía también puede no estar definida 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 no equilibrio, como un simple número para un sistema completo, de una manera claramente satisfactoria.