Fundamentos de la Energía y el Calor: Unidades, Coeficientes y el Experimento de Joule

Unidades de Energía

• Un julio (J) equivale a:
  • 0,00987 atm·L (atmósfera · litro)
  • 1 Pa·m³ (pascal · metro cúbico)
  • 0,238902957 cal (calorías)
• Otras equivalencias importantes:
  • 1 cal = 4,187 J
  • 1 kcal = 1 000 cal = 4 187 J
  • 1 atm·L = 101,325 J

Coeficientes Energéticos de un Sistema

Los cuerpos pueden intercambiar energía de dos formas: mediante la realización de un trabajo mecánico o a través del calor.

El calor es la energía transferida de un sistema a otro debido a una diferencia de temperatura. Si se suministra energía en forma de calor a un cuerpo, excepto en el caso de las transiciones de fase, su temperatura cambia, siguiendo la relación: Q = C·ΔT = m·c·ΔT.

Se define la capacidad calorífica (C) de una sustancia como la cantidad de calor que hay que suministrar para que su temperatura aumente un Kelvin. Se mide en J·K^-1.

Se denomina calor específico (c) de una sustancia a la capacidad calorífica por unidad de masa (c = C/m). Se mide en J·K^-1·kg^-1.

El calor es una forma de energía, y su unidad en el Sistema Internacional es el julio (J). Aunque en ocasiones se utiliza la caloría (cal), su equivalencia es 1 cal = 4184 J.

Los procesos para suministrar calor pueden ser a presión constante, a volumen constante o variando ambos. Hablamos de C_p (capacidad calorífica en un proceso a presión constante) y de C_v (capacidad calorífica en un proceso a volumen constante). Generalmente, C_p es mayor que C_v, y en un gas ideal, la diferencia entre ambos es significativa.

En un gas ideal, la energía interna (U) solo depende de la temperatura: U = U(T).

Si consideramos la energía interna de un gas como la correspondiente a los movimientos moleculares, el estudio de la teoría cinética nos lleva al resultado de que la temperatura absoluta es una medida de la energía molecular media. Así, la energía interna se puede expresar como: U = (nº grados de libertad) × N × (1/2)kT o U = (nº grados de libertad) × n × (1/2)RT.

La energía interna (U) de un gas ideal permanece constante si no cambia la temperatura, incluso si se producen cambios de volumen o de presión.

Recordando el valor de la capacidad calorífica a volumen constante (C_v) de un gas ideal, el cambio en la energía interna (ΔU) se puede calcular como: ΔU_{gas ideal} = n·C_v·ΔT.

Esta expresión puede utilizarse incluso si el proceso al que está sometido el gas no es a volumen constante.

Experiencia de Joule

Históricamente, se tardó bastante tiempo en comprender la verdadera naturaleza del calor. En un primer momento, se pensaba que el calor era un fluido (denominado calórico) que impregnaba los cuerpos y era responsable del calor que estos intercambiaban al ser puestos en contacto.

En el siglo XIX, James Prescott Joule ideó un experimento crucial para demostrar que el calor no era más que una forma de energía y que podía obtenerse a partir de la energía mecánica. Dicho experimento se conoce como el experimento de Joule para determinar el equivalente mecánico del calor.

Antes del experimento de Joule, se pensaba que calor y energía eran dos magnitudes diferentes, por lo que las unidades en que se medían ambas eran también distintas. La unidad de calor que se empleaba era la caloría. Una caloría se definía como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua destilada desde 14.5 °C a 15.5 °C.

Con su experimento, Joule se propuso demostrar que se podía elevar la temperatura del agua transfiriéndole energía mecánica. El aparato que empleó (cuya representación se muestra en la siguiente figura, aunque no esté presente en este texto) consistía en un recipiente donde se introducía 1 kg de agua a 14.5 °C.

Al recipiente se le acoplaban unas paletas conectadas mediante una cuerda a una masa que podía caer. Conforme la masa caía a velocidad constante, las paletas giraban, convirtiendo la energía potencial gravitatoria de la masa en energía mecánica para hacer girar las paletas. Debido a este giro y la fricción con el agua, la temperatura del agua aumentaba (la energía mecánica del giro de las paletas se transformaba en calor).

Lo que encontró Joule fue que para elevar la temperatura de un kilogramo de agua hasta 15.5 °C (lo que equivale a suministrar 1000 calorías), la energía potencial de la masa debía disminuir en aproximadamente 4180 julios. Por tanto, la equivalencia entre unidades de calor y energía es: 1 cal ≈ 4.18 J (o más precisamente, 1 cal = 4.184 J). El descubrimiento de Joule fue fundamental, ya que llevó a la formulación de la teoría de la conservación de la energía, lo que a su vez condujo al desarrollo del Primer Principio de la Termodinámica.