Basic definitionEdit

La capacidad de calor de un objeto, que se denota por C {\displaystyle C}

, es el límite de C = lim Δ T → 0 Δ Q Δ T , {\displaystyle C=\lim _{\Delta T\to 0}{\frac {\Delta P}{\Delta T}},}

donde Δ Q {\displaystyle \Delta P}

es la cantidad de calor que debe ser añadido al objeto (de masa M) para elevar su temperatura por Δ T {\displaystyle \ Delta T}

.

El valor de este parámetro generalmente varía considerablemente dependiendo de la temperatura inicial T {\displaystyle T}

del objeto y la presión P {\displaystyle P}

aplicado. En particular, varía drásticamente con las transiciones de fase, como la fusión o la vaporización (véase entalpía de fusión y entalpía de vaporización). Por lo tanto, debe ser considerado una función C ( P , T ) {\displaystyle C(P,T)}

de esas dos variables.

Variación con temperaturaeditar

La variación se puede ignorar en contextos cuando se trabaja con objetos en rangos estrechos de temperatura y presión. Por ejemplo, la capacidad calorífica de un bloque de hierro que pesa una libra es de aproximadamente 204 J/K cuando se mide a partir de una temperatura inicial T=25 °C y P=1 atm de presión. Ese valor aproximado es bastante adecuado para todas las temperaturas entre, digamos, 15 ° C y 35 °C, y las presiones circundantes de 0 a 10 atmósferas, porque el valor exacto varía muy poco en esos rangos. Se puede confiar en que la misma entrada de calor de 204 J elevará la temperatura del bloque de 15 °C a 16 °C, o de 34 °C a 35 °C, con un error insignificante.

Capacidades térmicas para un sistema homogéneo sometido a diferentes procesos termodinámicoseditar

A presión constante, dQ = dU + PdV (proceso isobárico)Editar

A presión constante, el calor suministrado al sistema contribuiría tanto al trabajo realizado como al cambio en la energía interna, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica. La capacidad calorífica se llamaría C P. {\displaystyle C_{P}.}

A volumen constante, dV = 0, dQ = dU (proceso isocórico)Edit

Un sistema sometido a un proceso a volumen constante implicaría que no se realizaría ningún trabajo, por lo que el calor suministrado contribuiría solo al cambio de energía interna. La capacidad calorífica obtenida de esta manera se denota C V . {\displaystyle C_{V}.}

El valor de C V {\displaystyle C_{V}}

siempre es menor que el valor de C P . {\displaystyle C_{P}.}

Calculating C P {\displaystyle C_{P}}

and C V {\displaystyle C_{V}}

for an ideal gasEdit

Mayer’s relation:

C P − C V = n R . {\displaystyle C_{P}-C_{V}=nR.}

C P / C V = γ , {\displaystyle C_{P}/C_{V}=\gamma}

donde

n {\displaystyle n}

es el número de moles del gas, R {\displaystyle R}

es la constante universal de los gases, γ {\displaystyle \gamma }

es la capacidad calorífica ratio (se puede calcular conociendo el número de grados de libertad de la molécula de gas).

Usando las dos relaciones anteriores, los calores específicos se pueden deducir de la siguiente manera:

C V = n R γ − 1 , {\displaystyle C_{V}={\frac {nR}{\gamma -1}},}

C P = γ n R γ − 1 . {\displaystyle C_{P} = \gamma {\frac {nR} {\gamma -1}}.}

A temperatura constante (proceso isotérmico)Editar

Ningún cambio en la energía interna (ya que la temperatura del sistema es constante durante todo el proceso) conduce a que solo se realice el trabajo del calor total suministrado, y por lo tanto se requiere una cantidad infinita de calor para aumentar la temperatura del sistema en una temperatura unitaria, lo que conduce a una capacidad de calor infinita o indefinida del sistema.

En el momento del cambio de fase (transición de fase)Editar

La capacidad de calor de un sistema en transición de fase es infinita, porque el calor se utiliza para cambiar el estado del material en lugar de elevar la temperatura general.

Objetos heterogéneoseditar

La capacidad de calor puede estar bien definida incluso para objetos heterogéneos, con partes separadas hechas de diferentes materiales, como un motor eléctrico, un crisol con algo de metal o un edificio entero. En muchos casos, la capacidad calorífica (isobárica) de tales objetos se puede calcular simplemente sumando las capacidades caloríficas (isobáricas) de las partes individuales.

Sin embargo, este cálculo es válido solo todas las partes del objeto están a la misma presión externa antes y después de la medición. Eso puede no ser posible en algunos casos. Por ejemplo, al calentar una cantidad de gas en un recipiente elástico, su volumen y presión aumentarán, incluso si la presión atmosférica fuera del recipiente se mantiene constante. Por lo tanto, la efectiva capacidad de calor del gas, en esa situación, tendrá un valor intermedio entre su isobárica y isochoric capacidades C P {\displaystyle C_{\mathrm {P} }}

y C V {\displaystyle C_{\mathrm {V} }}

.

Para sistemas termodinámicos complejos con varias partes que interactúan y variables de estado, o para condiciones de medición que no son ni presión ni volumen constantes, o para situaciones en las que la temperatura es significativamente no uniforme, las definiciones simples de capacidad calorífica anteriores no son útiles ni significativas. La energía térmica que se suministra puede terminar como energía cinética (energía de movimiento) y energía potencial (energía almacenada en campos de fuerza), tanto a escala macroscópica como atómica. Entonces, el cambio de temperatura dependerá de la trayectoria particular que el sistema haya seguido a través de su espacio de fase entre los estados inicial y final. Es decir, uno debe especificar de alguna manera cómo las posiciones, velocidades, presiones, volúmenes, etc. cambia entre los estados inicial y final; y usa las herramientas generales de la termodinámica para predecir la reacción del sistema a un pequeño aporte de energía. Los modos de calentamiento de» volumen constante «y» presión constante » son solo dos de los infinitos caminos que puede seguir un sistema homogéneo simple.