Concepto de temperatura

1. Temperatura y Calor
8.1. Concepto de temperatura. Interpretación microscópica
8.2. Termómetros y escalas de temperatura
8.4. Primera aproximación al concepto de calor
8.3. Propiedades térmicas de la materia
8.5. Calor en los cambios de fase
8.6. El trabajo en Termodinámica
8.7. Energía interna
8.8. Primer principio: Aplicaciones al gas ideal

2. Toda la materia (sólida, líquida y gaseosa) está formada
por átomos o moléculas en constante movimiento. A
causa de su movimiento aleatorio, las moléculas y los
átomos de la materia tienen energía cinética. La energía
cinética promedio de las partículas individuales influye en
lo caliente que se sienta algo. Siempre que algo se
calienta sabemos que aumenta la energía cinética de sus
átomos y moléculas. Golpea una moneda con un martillo,
y se calentará porque el golpe del martillo hace que los
átomos en el metal se muevan con mayor rapidez. Si
pones un líquido sobre una llama, éste se calentará.

3. 8.2. Termómetros y escalas de
temperatura
Son necesarios dos requisitos para construir un
termómetro. El primero es que debe haber una
certeza de que alguna propiedad termométrica X
varía con la temperatura t.
Si la variación es lineal, podemos escribir
t= kX
donde k es la constante de proporcionalidad. La
propiedad termométrica debe ser tal que se pueda
medir fácilmente, por ejemplo, la dilatación de un
líquido, la presión de un gas o la resistencia de un
circuito eléctrico.

4. La cantidad que indica lo caliente o frío que está un
objeto con respecto a una norma se llama
temperatura.
Casi todos los materiales se dilatan, o expanden,
cuando se elevan sus temperaturas, y se contraen
cuando éstas bajan. Así, la mayoría de los
termómetros miden la temperatura debido a la
expansión o contracción de un líquido, que suele
ser mercurio, o alcohol teñido, en un tubo de vidrio
con escala.

5. Celsius
En la escala internacional, la que se usa más comúnmente en
la actualidad, se asigna el número 0 a la temperatura de
congelación del agua, y el número 100 a su temperatura de
ebullición (a la presión atmosférica normal).
El espacio entre las dos marcas se divide en 100 partes iguales
llamadas grados; en consecuencia, un termómetro calibrado
como acabamos de describir se llama termómetro centígrado
(de centi, “centésimo”; y gradus, “medida”).
Sin embargo, ahora se llama termómetro Celsius, en honor al
científico que sugirió dicha escala, el astrónomo sueco Anders
Celsius

6. Fahrenheit
En Estados Unidos hay otra escala muy popular.
En ella, se asigna el número 32 a la temperatura
de congelación del agua, y el número 212 a su
temperatura de ebullición. Esa escala la tiene un
termómetro Fahrenheit, en honor de su ilustre
creador, el físico alemán Gabriel Daniel
Fahrenheit

7. Kelvin
Los científicos favorecen otra escala de
temperaturas más, la escala Kelvin, en honor del
físico inglés Lord William T. Kelvin.
Esta escala no se calibra en función de puntos de
congelación ni de ebullición del agua, sino en
términos de la energía misma. El número 0 se
asigna a la mínima temperatura posible, el cero
absoluto, en la cual una sustancia no tiene ninguna
energía cinética que ceder.
En la escala Kelvin no hay números negativos.

10. Aunque el termómetro de mercurio en vidrio es el
más conocido y usado, no es tan preciso como
otros.
Hay dos tipos de termómetros de gas. Uno de ellos
mantiene la presión constante y utiliza el
incremento de volumen como indicador. Este tipo
se denomina termómetro a presión constante. El
otro tipo, llamado termómetro a volumen
constante, mide el incremento de presión en
función de la temperatura.

12. Es importante destacar que la materia no
contiene calor. La materia contiene energía
cinética molecular, y quizás energía potencial
molecular, pero no calor.
El calor es energía en tránsito de un cuerpo de
mayor temperatura hacia otro con menor
temperatura. Una vez transferida, la energía
cesa de calentar.

13. • Cautín
• Resistencia
• Pirógrafo

14. 1. Imagina que pones 1 L de agua durante cierto
tiempo sobre una llama, y que su temperatura
aumenta 2 °C. Si pones 2 L de agua al mismo
tiempo sobre la misma llama, ¿cuánto subirá su
temperatura?

15. 1. Su temperatura sólo subirá 1 °C, porque hay
el doble de moléculas en 2 L de agua, y cada una
sólo recibe en promedio la mitad de la energía.

16. 8.3. Propiedades térmicas de la
materia
• Ley de Boyle
Volumen y presión
• Ley de Charles
Volumen y temperatura
• Ley de Gay-Lussac
Temperatura y presión

17. 8.4. Primera aproximación al concepto
de calor
Entonces, el calor es el flujo de energía de una cosa a otra, debido a una
diferencia de temperaturas. Como el calor es una forma de energía, se
mide en joules. Existe una unidad más común de calor, la caloría, que se
define como la cantidad de calor necesaria para cambiar 1 grado Celsius
la temperatura de 1 gramo de agua.
Los valores energéticos de los alimentos y combustibles se determinan
quemándolos y midiendo la energía que desprenden. (Tu organismo
“quema” el alimento en forma gradual.) La unidad de calor que se
emplea para clasificar los alimentos es en realidad la kilocaloría, que
equivale a 1,000 calorías (y es el calor necesario para aumentar 1 °C la
temperatura de 1 kg de agua).
Para diferenciar entre las dos unidades, es común que a la utilizada para
los alimentos se le llama Caloría, escrita con mayúscula. Es importante
recordar que la caloría y la Caloría son unidades de energía. Esos
nombres son vestigios de la idea antigua de que el calor es un fluido
invisible llamado calórico.

18. • Algún día la caloría cederá su lugar al joule, la
unidad SI, como unidad común de medición
de calor. (La relación entre calorías y joules es
1 caloría 4.184 joules).

19. Ejemplo
De un horno se sacan al rojo vivo un alfiler y un
tornillo grande, ambos de acero. Ambos tienen
la misma temperatura y se dejan caer en
recipientes idénticos con la misma cantidad de
agua a la misma temperatura. ¿Cuál aumentará
más la temperatura del agua?

20. El trozo más grande de acero (el tornillo) tiene
más energía interna para ceder al agua, y la
calienta más que el alfiler. Aunque tienen la
misma temperatura inicial (la misma energía
cinética promedio por molécula), el tornillo, con
más masa, tiene más moléculas y, por lo tanto,
mayor energía total (energía interna). Este
ejemplo resalta la diferencia entre temperatura
y energía interna.

21. 8.5. Calor en los cambios de fase
En nuestro ambiente, la materia existe en cuatro fases (o
estados).
El hielo, por ejemplo, es la fase sólida del H2O.
Si le agregas energía añades movimiento a esa estructura
molecular rígida, que se rompe para formar H2O en la fase
líquida, el agua.
Si le agregas más energía, el líquido pasa a la fase gaseosa.
Y si todavía le agregas más energía, las moléculas se rompen
en iones y electrones, y se obtiene la fase de plasma.

22. Vaporización ó Evaporación
Es un cambio de la fase líquida a la fase gaseosa, que se
efectúa en la superficie de un líquido.
Durante la evaporación, se presenta la vaporización en la
superficie de un líquido mientras las moléculas con más
energía abandonan la superficie. En el proceso de
ebullición, el proceso de vaporización se presenta en el
seno del líquido. La sublimación tiene lugar cuando un
sólido se evapora sin pasar por la fase líquida. En cada
uno de esos casos, el líquido o el sólido deben perder una
cantidad de energía igual al calor latente de evaporación
o sublimación.

24. Condensación
Lo contrario de la evaporación es la
condensación: el paso de un gas a un líquido.
Cuando las moléculas de gas cerca de la
superficie de un líquido son atraídas a éste,
llegan a la superficie con mayor energía cinética
y forman parte del líquido.

25. Ebullición
Con las condiciones adecuadas, se puede
producir evaporación abajo de la superficie de
un líquido y se forman burbujas de vapor que
flotan hacia la superficie, de donde escapan. A
este cambio de fase en todo el líquido, y no sólo
en la superficie, se le llama ebullición.

27. Fusión y congelación
Conforme absorban calor, las moléculas vibrarán cada vez
con mayor violencia. Si absorben el calor suficiente, las
fuerzas de atracción entre las moléculas ya no las podrán
mantener unidas: el sólido se fundirá.
La congelación es la inversa del proceso anterior. Al
retirar energía de un líquido, el movimiento de las
moléculas disminuye hasta que al final, en promedio,
éstas se mueven con la suficiente lentitud como para que
las fuerzas de atracción entre ellas puedan producir la
cohesión.

29. 8.6. El trabajo en Termodinámica
Entendemos por sistema un conjunto de moléculas u
objetos en los que se centra nuestra atención. Es común
describirlo por su masa, presión, volumen y temperatura;
en cierto modo, está contenido por sus alrededores.
Se dice que un sistema se halla en equilibrio
termodinámico si no hay una fuerza resultante que actúe
sobre el sistema y si la temperatura del sistema es la
misma que la de sus alrededores. Esta condición requiere
que no se realice trabajo alguno ni sobre el sistema ni por
el sistema, y que no haya ningún intercambio de calor
entre el sistema y sus alrededores.

30. 8.7. Energía interna
En la figura 20.2a el sistema se encuentra en equilibrio
termodinámico con una energía interna inicial U1 y
coordenadas termodinámicas (P1, V1, T1).
En la figura 20.2b el sistema reacciona con sus alrededores. El
calor Q puede ser absorbido por el sistema o liberado a su
ambiente. La transferencia de calor se considera positiva para
el calor de entrada y negativo para el de salida. El calor neto
absorbido por el sistema se representa por ΔQ. El trabajo W
puede ser realizado por el sistema, sobre el sistema o ambas
cosas.
En la figura 20.2c el sistema ha alcanzado su estado final 2 y
de nuevo está en equilibrio, con una energía interna final U2.
Sus nuevas coordenadas termodinámicas son (P2, V2, T2).

32. 8.8. Primer principio: Aplicaciones al gas ideal
Primera ley de la termodinámica
La primera ley de la termodinámica es simplemente una
nueva exposición del principio de la conservación de la
energía:
La energía no puede crearse o destruirse, sólo
transformarse de una forma a otra.
ΔQ = ΔU + ΔW
Primera ley de la termodinámica: en cualquier proceso
termodinámico, el calor neto absorbido por un sistema es
igual a la suma del trabajo neto que éste realiza y el
cambio de su energía interna.

33. Bibliografía
Paul G. Hewitt
Física conceptual. Décima edición
PEARSON EDUCACIÓN, México, 2007
ISBN: 978-970-26-0795-3
Física, conceptos y aplicaciones
Séptima edición revisada
Paul E. Tippens