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13.2: Calor Específico

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    objetivos de aprendizaje

    • Explicar la entalpía en un sistema con volumen y presión constantes

    La capacidad calorífica (generalmente denotada por una C mayúscula, a menudo con subíndices), o capacidad térmica, es la cantidad física medible que caracteriza la cantidad de calor requerida para cambiar la temperatura de una sustancia en una cantidad dada. En unidades SI, la capacidad calorífica se expresa en unidades de julios por kelvin (J/K).

    La capacidad calorífica de un objeto (símbolo C) se define como la relación entre la cantidad de energía térmica transferida a un objeto y el aumento resultante de la temperatura del objeto.

    \[\mathrm{C=\dfrac{Q}{ΔT}.}\]

    La capacidad calorífica es una propiedad extensa, por lo que escala con el tamaño del sistema. Una muestra que contiene el doble de cantidad de sustancia que otra muestra requiere la transferencia del doble de calor (Q) para lograr el mismo cambio de temperatura (ΔT). Por ejemplo, si se necesitan 1,000 J para calentar un bloque de hierro, se necesitarían 2,000 J para calentar un segundo bloque de hierro con el doble de masa que el primero.

    La medición de la capacidad calorífica

    La capacidad calorífica de la mayoría de los sistemas no es una constante. Más bien, depende de las variables de estado del sistema termodinámico en estudio. En particular, depende de la temperatura misma, así como de la presión y el volumen del sistema, y de las formas en que se ha permitido que cambien las presiones y volúmenes mientras el sistema ha pasado de una temperatura a otra. La razón de esto es que el trabajo presión-volumen realizado al sistema eleva su temperatura por un mecanismo distinto al calentamiento, mientras que el trabajo presión-volumen realizado por el sistema absorbe calor sin elevar la temperatura del sistema. (La dependencia de la temperatura es por lo que la definición una caloría es formalmente la energía necesaria para calentar 1 g de agua de 14.5 a 15.5 °C en lugar de generalmente por 1 °C.)

    Por lo tanto, se pueden realizar diferentes mediciones de la capacidad calorífica, más comúnmente a presión constante y volumen constante. Los valores así medidos suelen estar subcriptados (por p y V, respectivamente) para indicar la definición. Los gases y líquidos normalmente también se miden a volumen constante. Las mediciones bajo presión constante producen valores mayores que aquellos a volumen constante porque los valores de presión constante también incluyen energía térmica que se utiliza para hacer trabajo para expandir la sustancia contra la presión constante a medida que aumenta su temperatura. Esta diferencia es particularmente notable en gases donde los valores bajo presión constante son típicamente 30% a 66.7% mayores que aquellos a volumen constante.

    Relaciones termodinámicas y definición de capacidad calorífica

    La energía interna de un sistema cerrado cambia ya sea al agregar calor al sistema o al realizar el trabajo del sistema. Recordando la primera ley de la termodinámica,

    \[\mathrm{dU=δQ−δW.}\]

    Para el trabajo como consecuencia de un incremento del volumen del sistema podemos escribir,

    \[\mathrm{dU=δQ−PdV.}\]

    Si el calor se agrega a volumen constante, entonces el segundo término de esta relación se desvanece y uno obtiene fácilmente

    \[\mathrm{(\dfrac{∂U}{∂T})_V=(\dfrac{∂Q}{∂T})_V=C_V.}\]

    Esto define la capacidad calorífica a volumen constante, C V. Otra cantidad útil es la capacidad calorífica a presión constante, C P. Con la entalpía del sistema dada por

    \[\mathrm{H=U+PV,}\]

    nuestra ecuación para d U cambia a

    \[\mathrm{dH=δQ+VdP,}\]

    y por lo tanto, a presión constante, tenemos

    \[\mathrm{(\dfrac{∂H}{∂T})_P=(\dfrac{∂Q}{∂T})_P=C_P.}\]

    Calor Específico

    El calor específico es una propiedad intensiva que describe cuánto calor se debe agregar a una sustancia en particular para elevar su temperatura.

    objetivos de aprendizaje

    • Resumir la relación cuantitativa entre la transferencia de calor y el cambio de temperatura

    Calor Específico

    La capacidad calorífica es una propiedad extensa que describe cuánta energía térmica se necesita para elevar la temperatura de un sistema dado. Sin embargo, sería bastante inconveniente medir la capacidad calorífica de cada unidad de materia. Lo que queremos es una propiedad intensiva que dependa únicamente del tipo y fase de una sustancia y que pueda aplicarse a sistemas de tamaño arbitrario. Esta cantidad se conoce como la capacidad calorífica específica (o simplemente, el calor específico), que es la capacidad calorífica por unidad de masa de un material. Los experimentos muestran que el calor transferido depende de tres factores: (1) El cambio de temperatura, (2) la masa del sistema y (3) la sustancia y fase de la sustancia. Los dos últimos factores están encapsulados en el valor del calor específico.

    imagen

    Transferencia de Calor y Capacidad de Calor Específica: El calor Q transferido para provocar un cambio de temperatura depende de la magnitud del cambio de temperatura, la masa del sistema y la sustancia y fase involucradas. (a) La cantidad de calor transferido es directamente proporcional al cambio de temperatura. Para duplicar el cambio de temperatura de una masa m, es necesario agregar el doble de calor. b) La cantidad de calor transferido también es directamente proporcional a la masa. Para provocar un cambio de temperatura equivalente en una masa duplicada, es necesario agregar el doble de calor. c) La cantidad de calor transferido depende de la sustancia y su fase. Si se necesita una cantidad Q de calor para provocar un cambio de temperatura ΔT en una masa dada de cobre, tomará 10.8 veces esa cantidad de calor para provocar el cambio de temperatura equivalente en la misma masa de agua suponiendo que no haya cambio de fase en ninguna de las sustancias.

    Capacidad calorífica específica: Esta lección relaciona el calor con un cambio de temperatura. Se discute cómo la cantidad de calor necesaria para un cambio de temperatura depende de la masa y la sustancia involucrada, y esa relación está representada por la capacidad calorífica específica de la sustancia, C.

    La dependencia del cambio de temperatura y la masa se entienden fácilmente. Debido a que la energía cinética (promedio) de un átomo o molécula es proporcional a la temperatura absoluta, la energía interna de un sistema es proporcional a la temperatura absoluta y al número de átomos o moléculas. Dado que el calor transferido es igual al cambio en la energía interna, el calor es proporcional a la masa de la sustancia y al cambio de temperatura. El calor transferido también depende de la sustancia para que, por ejemplo, el calor necesario para elevar la temperatura sea menor para el alcohol que para el agua. Para la misma sustancia, el calor transferido también depende de la fase (gas, líquido o sólido).

    La relación cuantitativa entre la transferencia de calor y el cambio de temperatura contiene los tres factores:

    \[\mathrm{Q=mcΔT,}\]

    donde Q es el símbolo para la transferencia de calor, m es la masa de la sustancia y ΔT es el cambio de temperatura. El símbolo c significa calor específico y depende del material y la fase.

    El calor específico es la cantidad de calor necesaria para cambiar la temperatura de 1.00 kg de masa en 1.00ºC. El calor específico c es una propiedad de la sustancia; su unidad SI es J/ (kgk) o J/ (kgc). Recordemos que el cambio de temperatura (ΔT) es el mismo en unidades de kelvin y grados Celsius. Tenga en cuenta que la capacidad calorífica total C es simplemente el producto de la capacidad calorífica específica c y la masa de la sustancia m, es decir,

    \[\mathrm{C=mc \; or \; c=\dfrac{C}{m}=\dfrac{C}{ρV},}\]

    donde es la densidad de la sustancia y V es su volumen.

    Los valores de calor específico generalmente deben buscarse en tablas, porque no hay una manera sencilla de calcularlos. En cambio, se miden empíricamente. En general, el calor específico también depende de la temperatura. En la siguiente tabla se enumeran valores representativos de calor específico para diversas sustancias. A excepción de los gases, la dependencia de temperatura y volumen del calor específico de la mayoría de las sustancias es débil. El calor específico del agua es cinco veces el del vidrio y diez veces el del hierro, lo que significa que se necesita cinco veces más calor para elevar la temperatura del agua la misma cantidad que para el vidrio y diez veces más calor para elevar la temperatura del agua que para el hierro. De hecho, el agua tiene uno de los mayores calores específicos de cualquier material, lo cual es importante para sostener la vida en la Tierra.

    imagen

    Calores Específicos: Se listan los calores específicos de diversas sustancias. Estos valores son idénticos en unidades de cal/ (Gc) .3. cv a volumen constante y a 20.0ºC, excepto lo señalado, y a 1.00 atm de presión promedio. Los valores entre paréntesis son cp a una presión constante de 1.00 atm.

    Calorimetría

    La calorimetría es la medición del calor de reacciones químicas o cambios físicos.

    objetivos de aprendizaje

    • Analizar la relación entre la constante de gas para un rendimiento y volumen de gas ideales

    Calorimetría

    Visión general

    La calorimetría es la ciencia de medir el calor de reacciones químicas o cambios físicos. La calorimetría se realiza con un calorímetro. Un calorímetro simple solo consiste en un termómetro unido a un recipiente metálico lleno de agua suspendido sobre una cámara de combustión. La palabra calorimetría se deriva del vocablo latino calor, que significa calor. Se dice que el médico y científico escocés Joseph Black, quien fue el primero en reconocer la distinción entre calor y temperatura, es el fundador de la calorimetría.

    La calorimetría requiere que el material que se calienta tenga propiedades térmicas conocidas, es decir, capacidades térmicas específicas. La regla clásica, reconocida por Clausius y por Kelvin, es que la presión ejercida por el material calorimétrico está total y rápidamente determinada únicamente por su temperatura y volumen; esta regla es para cambios que no implican cambio de fase, como el derretimiento del hielo. Son muchos los materiales que no cumplen con esta regla, y para ellos, se requieren ecuaciones más complejas que las de abajo.

    imagen

    Calorímetro de hielo: El primer calorímetro de hielo del mundo, utilizado en el invierno de 1782-83, por Antoine Lavoisier y Pierre-Simon Laplace, para determinar el calor evolucionado en diversos cambios esquemáticos; cálculos que se basaron en el descubrimiento previo de Joseph Black del calor latente. Estos experimentos marcan la base de la termoquímica.

    Calorimetría Básica a Valor Constante

    La calorimetría de volumen constante es calorimetría realizada a un volumen constante. Esto implica el uso de un calorímetro de volumen constante (un tipo se llama calorímetro Bomb). Para calorimetría de volumen constante:

    \[\mathrm{δQ=CVΔT=mcVΔT}\]

    donde ΔQ es el incremento de calor ganado por la muestra, C V es la capacidad calorífica a volumen constante, c v es el calor específico a volumen constante y ΔT es el cambio de temperatura.

    Medición del cambio de entalpía

    Para encontrar el cambio de entalpía por masa (o por mol) de una sustancia A en una reacción entre dos sustancias A y B, las sustancias se agregan a un calorímetro y se anotan las temperaturas inicial y final (antes de que comience la reacción y después de que haya terminado). Multiplicar el cambio de temperatura por la masa y las capacidades térmicas específicas de las sustancias da un valor para la energía emitida o absorbida durante la reacción:

    \[\mathrm{δQ=ΔT(m_Ac_A+m_Bc_B)}\]

    Dividir el cambio de energía por cuántos gramos (o moles) de A estuvieron presentes da su cambio de entalpía de reacción. Este método se utiliza principalmente en la enseñanza académica ya que describe la teoría de la calorimetría. No tiene en cuenta la pérdida de calor a través del contenedor ni la capacidad calorífica del termómetro y del propio contenedor. Además, el objeto colocado dentro del calorímetro muestra que los objetos transfirieron su calor al calorímetro y al líquido, y el calor absorbido por el calorímetro y el líquido es igual al calor desprendido por los metales.

    Calorimetría a Presión Constante

    Un calorímetro de presión constante mide el cambio en la entalpía de una reacción que ocurre en solución durante la cual la presión atmosférica permanece constante. Un ejemplo es un calorímetro de taza de café, el cual está construido a partir de dos tazas de espuma de poliestireno anidadas y una tapa con dos orificios, permitiendo la inserción de un termómetro y una varilla de agitación. La copa interna contiene una cantidad conocida de soluto, generalmente agua, que absorbe el calor de la reacción. Cuando ocurre la reacción, la copa exterior proporciona aislamiento. Entonces

    \[\mathrm{C_P=\dfrac{WΔH}{MΔT}}\]

    donde C p es el calor específico a presión constante, ΔH es la entalpía de la solución, ΔT es el cambio de temperatura, W es la masa del soluto y M es la masa molecular del soluto. La medición del calor utilizando un calorímetro simple, como el calorímetro de taza de café, es un ejemplo de calorimetría de presión constante, ya que la presión (presión atmosférica) permanece constante durante el proceso. La calorimetría de presión constante se utiliza para determinar los cambios en la entalpía que ocurren en solución. Bajo estas condiciones el cambio en la entalpía equivale al calor (Q=ΔH).

    Calor específico para un gas ideal a presión y volumen constantes

    Un gas ideal tiene diferentes capacidades de calor específicas bajo condiciones de volumen constante o presión constante.

    objetivos de aprendizaje

    • Explicar cómo derivar el índice adiabático

    Calor específico para un gas ideal a presión y volumen constantes

    La capacidad calorífica a un volumen constante de nR = 1 J·K −1 de cualquier gas, incluido un gas ideal es:

    \[\mathrm{(\dfrac{∂U}{∂T})_V=c_v}\]

    Esto representa la capacidad calorífica adimensional a volumen constante; generalmente es una función de la temperatura debido a las fuerzas intermoleculares. Para temperaturas moderadas, la constante para un gas monoatómico es c v =3/2 mientras que para un gas diatómico es c v =5/2 (ver). Las mediciones macroscópicas sobre la capacidad calorífica proporcionan información sobre la estructura microscópica de las moléculas.

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    Vibraciones internas moleculares: Cuando se calienta un gas, la energía kientica traslacional de las moléculas en el gas aumentará. Además, las moléculas en el gas pueden captar muchas vibraciones internas características. La energía potencial almacenada en estos grados internos de libertad contribuye al calor específico del gas.

    La capacidad calorífica a presión constante de 1 J·K −1 gas ideal es:

    \[\mathrm{(\dfrac{∂H}{∂T})_V=c_p=c_v+R}\]

    donde h=U+PV es la entalpía del gas.

    Medir la capacidad calorífica a volumen constante puede ser prohibitivamente difícil para líquidos y sólidos. Es decir, los pequeños cambios de temperatura generalmente requieren grandes presiones para mantener un líquido o sólido a volumen constante (esto implica que el recipiente de contención debe ser casi rígido o al menos muy fuerte). Es más fácil medir la capacidad calorífica a presión constante (permitiendo que el material se expanda o contraiga libremente) y resolver la capacidad calorífica a volumen constante utilizando relaciones matemáticas derivadas de las leyes termodinámicas básicas.

    Utilizando la Relación Termodinámica Fundamental podemos mostrar:

    \[\mathrm{C_p−C_V=T(\dfrac{∂P}{∂T})_V,N(\dfrac{∂V}{∂T})_{p,N}}\]

    donde las derivadas parciales se toman a: volumen constante y número constante de partículas, y a presión constante y número constante de partículas, respectivamente.

    La relación de capacidad calorífica o índice adiabático es la relación entre la capacidad calorífica a presión constante y la capacidad calorífica a volumen constante. A veces también se le conoce como el factor de expansión isentrópica:

    \[\mathrm{γ=\dfrac{C_P}{C_V}=\dfrac{c_p}{c_v}}\]

    Para un gas ideal, evaluar las derivadas parciales anteriores de acuerdo con la ecuación de estado, donde R es la constante de gas para un gas ideal rinde:

    \[\mathrm{pV=RT}\]

    \[\mathrm{C_p−C_V=T(\dfrac{∂P}{∂T})_V(\dfrac{∂V}{∂T})_p}\]

    \[\mathrm{C_p−C_V=−T(\dfrac{∂P}{∂V})_V(\dfrac{∂V}{∂T})_p^2}\]

    \[\mathrm{P=\dfrac{RT}{V}n→(\dfrac{∂P}{∂V})_T=\dfrac{−RT}{V^2}=\dfrac{−P}{V}}\]

    \[\mathrm{V=\dfrac{RT}{P}n→(\dfrac{∂V}{∂T})_p^2=\dfrac{R^2}{P^2}}\]

    sustituyendo:

    \[\mathrm{−T(\dfrac{∂P}{∂V})_V(\dfrac{∂V}{∂T})_p^2=−T\dfrac{−P}{V}\dfrac{R^2}{P^2}=R}\]

    Esta ecuación se reduce simplemente a lo que se conoce como relación de Mayer:

    imagen

    Julius Robert Mayer: Julius Robert von Mayer (25 de noviembre de 1814 — 20 de marzo de 1878), médico y físico alemán, fue uno de los fundadores de la termodinámica. Es mejor conocido por su enunciación en 1841 de una de las declaraciones originales de la conservación de la energía (o lo que ahora se conoce como una de las primeras versiones de la primera ley de la termodinámica): “La energía no se puede crear ni destruir” En 1842, Mayer describió el proceso químico vital que ahora se conoce como oxidación como fuente primaria de energía para cualquier criatura viviente. Sus logros fueron pasados por alto y el crédito por el descubrimiento del equivalente mecánico del calor se atribuyó a James Joule en el año siguiente. von Mayer también propuso que las plantas conviertan la luz en energía química.

    \[\mathrm{C_P−C_V=R.}\]

    Es una ecuación simple que relaciona las capacidades de calor bajo temperatura constante y bajo presión constante.

    Resolviendo problemas con calorimetría

    La calorimetría se utiliza para medir la cantidad de calor producido o consumido en una reacción química.

    objetivos de aprendizaje

    • Explicar que se utiliza un calorímetro de bomba para medir el calor evolucionado en una reacción de combustión

    Los calorímetros están diseñados para minimizar el intercambio de energía entre el sistema en estudio y su entorno. Van desde simples calorímetros de taza de café utilizados por estudiantes de química introductoria hasta sofisticados calorímetros de bombas utilizados para determinar el contenido energético de los alimentos.

    La calorimetría se utiliza para medir las cantidades de calor transferidas hacia o desde una sustancia. Para ello, el calor se intercambia con un objeto calibrado (calorímetro). El cambio de temperatura de la parte de medición del calorímetro se convierte en la cantidad de calor (ya que se utilizó la calibración previa para establecer su capacidad calorífica). La medición de la transferencia de calor mediante este enfoque requiere la definición de un sistema (la sustancia o sustancias que sufren el cambio químico o físico) y su entorno (los demás componentes del aparato de medición que sirven para proporcionar calor al sistema o absorber calor del sistema). El conocimiento de la capacidad calorífica del entorno, y mediciones cuidadosas de las masas del sistema y alrededores y sus temperaturas antes y después del proceso permite calcular el calor transferido como se describe en esta sección.

    Un calorímetro es un dispositivo utilizado para medir la cantidad de calor involucrada en un proceso químico o físico. Por ejemplo, cuando ocurre una reacción exotérmica en solución en un calorímetro, el calor producido por la reacción es absorbido por la solución, lo que aumenta su temperatura. Cuando se produce una reacción endotérmica, el calor requerido es absorbido por la energía térmica de la solución, lo que disminuye su temperatura. El cambio de temperatura, junto con el calor específico y la masa de la solución, se pueden usar para calcular la cantidad de calor involucrada en cualquier caso.

    Calorímetros de taza de café

    Los estudiantes de química general suelen utilizar calorímetros simples construidos a partir de tazas de poliestireno. Estos calorímetros de “taza de café” fáciles de usar permiten un mayor intercambio de calor con su entorno y, por lo tanto, producen valores de energía menos precisos.

    Estructura del Calorímetro de Volumen Constante (o “Bomba”)

    imagen

    Calorímetro de bomba: Esta es la imagen de una configuración típica de calorímetro de bomba.

    Un tipo diferente de calorímetro que opera a volumen constante, conocido coloquialmente como calorímetro de bomba, se utiliza para medir la energía producida por reacciones que producen grandes cantidades de calor y productos gaseosos, como las reacciones de combustión. (El término “bomba” proviene de la observación de que estas reacciones pueden ser lo suficientemente vigorosas como para parecerse a explosiones que dañarían otros calorímetros). Este tipo de calorímetro consiste en un robusto contenedor de acero (la “bomba”) que contiene los reactivos y está a su vez sumergido en agua. La muestra se coloca en la bomba, que luego se llena con oxígeno a alta presión. Se utiliza una pequeña chispa eléctrica para encender la muestra. La energía producida por la reacción queda atrapada en la bomba de acero y en el agua circundante. Se mide el incremento de temperatura y, junto con la capacidad calorífica conocida del calorímetro, se utiliza para calcular la energía producida por la reacción. Los calorímetros de bombas requieren calibración para determinar la capacidad calorífica del calorímetro y garantizar resultados precisos. La calibración se realiza usando una reacción con un q conocido, tal como una cantidad medida de ácido benzoico encendida por una chispa de un cable fusible de níquel que se pesa antes y después de la reacción. El cambio de temperatura producido por la reacción conocida se utiliza para determinar la capacidad calorífica del calorímetro. La calibración generalmente se realiza cada vez antes de que se utilice el calorímetro para recopilar datos de investigación.

    Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Identifying a Metal by Measuring Specific Heat

    Una pieza de 59.7 g de metal que había sido sumergida en agua hirviendo se transfirió rápidamente a 60.0 mL de agua inicialmente a 22.0 °C. La temperatura final es de 28.5 °C. Utilice estos datos para determinar el calor específico del metal. Usa este resultado para identificar el metal.

    Solución

    Suponiendo una transferencia de calor perfecta, el calor desprendido por el metal es el negativo del calor absorbido por el agua, o:

    \[\mathrm{q_{metal}=−q_{water}}\]

    En forma expandida, esto es:

    \[\mathrm{c_{metal} \times m_{metal} \times (T_{f,metal}−T_{i,metal})=c_{water} \times m_{water} \times (T_{f,water}−T_{i,water})}\]

    Señalando que dado que el metal se sumergió en agua hirviendo, su temperatura inicial fue de 100.0 °C; y que para el agua, 60.0 mL = 60.0 g; tenemos:

    \[\mathrm{(c_{metal})(59.7 g)(28.5^oC−100.0 ^oC)=(4.18 J/g^oC)(60.0 g)(28.5oC−22.0oC)}\]

    Resolviendo esto:

    \[\mathrm{c_{metal}=\dfrac{−(4.184 J/g^oC)(60.0 g)(6.5^oC)}{(59.7 g)(−71.5^oC)}=0.38 J/g^oC}\]

    Nuestro calor específico experimental es el más cercano al valor para el cobre (0.39 J/g °C), por lo que identificamos el metal como cobre.

    Puntos Clave

    • La capacidad calorífica es la cantidad física medible que caracteriza la cantidad de calor requerida para cambiar la temperatura de una sustancia en una cantidad dada. Se mide en julios por Kelvin y dado por.
    • La capacidad calorífica es una propiedad extensa, escalando con el tamaño del sistema.
    • La capacidad calorífica de la mayoría de los sistemas no es constante (aunque a menudo se puede tratar como tal). Depende de la temperatura, presión y volumen del sistema bajo consideración.
    • A diferencia de la capacidad calorífica total, la capacidad calorífica específica es independiente de la masa o el volumen. Describe cuánto calor se debe agregar a una unidad de masa de una sustancia dada para elevar su temperatura en un grado Celsius. Las unidades de capacidad calorífica específica son J/ (kg °C) o equivalentemente J/ (kg K).
    • La capacidad calorífica y el calor específico están relacionados por\(\mathrm{C=cm}\) o\(\mathrm{c=\frac{C}{m}}\).
    • La masa m, el calor específico c, el cambio de temperatura ΔT y el calor agregado (o restado) Q están relacionados por la ecuación:\(\mathrm{Q=mcΔT}\).
    • Los valores de calor específico dependen de las propiedades y la fase de una sustancia dada. Dado que no se pueden calcular fácilmente, se miden empíricamente y están disponibles para referencia en tablas.
    • Se utiliza un calorímetro para medir el calor generado (o absorbido) por un cambio físico o reacción química. La ciencia de medir estos cambios se conoce como calorimetría.
    • Para hacer calorimetría, es crucial conocer los calores específicos de las sustancias que se están midiendo.
    • La calorimetría se puede realizar bajo volumen constante o presión constante. El tipo de cálculo realizado depende de las condiciones del experimento.
    • El calor específico a volumen constante para un gas se da como\(\mathrm{(\frac{∂U}{∂T})_V=c_v}\).
    • El calor específico a presión constante para un gas ideal se da como\(\mathrm{(\frac{∂H}{∂T})_V=c_p=c_v+R}\).
    • La relación de capacidad calorífica (o índice adiabático) es la relación entre la capacidad calorífica a presión constante y la capacidad calorífica a volumen constante.
    • La calorimetría se utiliza para medir las cantidades de calor transferidas hacia o desde una sustancia.
    • Un calorímetro es un dispositivo utilizado para medir la cantidad de calor involucrada en un proceso químico o físico.
    • Esto significa que la cantidad de calor producido o consumido en la reacción es igual a la cantidad de calor absorbido o perdido por la solución.

    Términos Clave

    • capacidad calorífica: La cantidad de energía térmica necesaria para elevar la temperatura de un objeto o unidad de materia en un grado Celsius; en unidades de julios por kelvin (J/K).
    • entalpía: la cantidad total de energía en un sistema, incluyendo tanto la energía interna como la energía necesaria para desplazar su entorno
    • capacidad calorífica específica: La cantidad de calor que se debe agregar (o eliminar) de una unidad de masa de una sustancia para cambiar su temperatura en un grado Celsius. Es una propiedad intensiva.
    • Calorímetro de presión constante: Instrumento utilizado para medir el calor generado durante cambios que no implican cambios en la presión.
    • calorímetro: Aparato para medir el calor generado o absorbido por una reacción química, cambio de fase o algún otro cambio físico.
    • Calorímetro de volumen constante: Instrumento utilizado para medir el calor generado durante cambios que no implican cambios de volumen.
    • Relación Termodinámica Fundamental: En la termodinámica, la relación termodinámica fundamental expresa un cambio infinitesimal en la energía interna en términos de cambios infinitesimales en la entropía, y volumen para un sistema cerrado en equilibrio térmico de la siguiente manera: du=TDS-Pdv. Aquí, U es energía interna, T es temperatura absoluta, S es entropía, P es presión y V es volumen.
    • Índice adiabático: La relación entre la capacidad calorífica a presión constante y la capacidad calorífica a volumen constante.
    • calor específico: La relación entre la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una masa unitaria de sustancia en un grado unitario a la cantidad de calor necesaria para elevar la de la misma masa de agua en la misma cantidad.
    • calor de reacción: El cambio de entalpía en una reacción química; la cantidad de calor que un sistema cede a su entorno para que pueda regresar a su temperatura inicial.
    • combustión: Un proceso en el que se combinan dos productos químicos para producir calor.

    LICENCIAS Y ATRIBUCIONES

    CONTENIDO CON LICENCIA CC, COMPARTIDO PREVIAMENTE

    CC CONTENIDO LICENCIADO, ATRIBUCIÓN ESPECÍFICA

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