Calor específico: en qué consiste, cómo se calcula y ejemplos
El calor específico es la cantidad de energía que debe absorber un gramo de una determinada sustancia para aumentar su temperatura un grado Celsius. Se trata de una propiedad física intensiva, ya que no depende de la masa al estar expresada únicamente para un gramo de sustancia; sin embargo, se relaciona con el número de partículas y la masa molar de las mismas, así como de las fuerzas intermoleculares que las unen.
La cantidad de energía absorbida por la sustancia se expresa en unidades de joule (J), y menos comúnmente, en calorías (Cal). Generalmente, se asume que la energía se absorbe a través del calor; sin embargo, la energía puede provenir de otra fuente, como un trabajo realizado sobre la sustancia (agitación rigurosa, por ejemplo).
En la imagen superior se muestra una tetera de la cual se desprenden los vapores de agua generados por su calentamiento. Para calentarse el agua, esta debe absorber calor de la llama ubicada debajo de la tetera. Así, conforme transcurre el tiempo, y dependiendo de la intensidad del fuego, el agua hervirá cuando alcance su punto de ebullición.
El calor específico establece cuánta energía consume el agua por cada grado ºC que aumente su temperatura. Este valor es constante si se calientna en la misma tetera diferentes volúmenes de agua, ya que como se dijo al principio, se trata de una propiedad intensiva.
Lo que sí varía es la cantidad total de energía absorbida por cada masa de agua calentada, conocida también como la capacidad calorífica. Mientras más grande sea la masa de agua que se dispone a calentar (2, 4, 10, 20 litros), mayor será su capacidad calorífica; pero su calor específico sigue siendo el mismo.
Esta propiedad depende de la presión, temperatura y volumen; sin embargo, para fines de un entendimiento simple, se omiten sus correspondientes variaciones.
Índice del artículo
- 1 ¿En qué consiste el calor específico?
- 2 ¿Cómo se calcula el calor específico?
- 3 Ejemplos
- 4 Referencias
Se definió lo que significaba el calor específico para una sustancia determinada. No obstante, su verdadero significado queda mejor expresado con su fórmula, que deja claro mediante sus unidades cuáles son los despejes que involucra cuando se analizan las variables de las que depende. Su fórmula es:
Ce = Q/ΔT·m
Donde Q es el calor absorbido, ΔT el cambio de temperatura, y m es la masa de la sustancia; que de acuerdo a la definición corresponde a un gramo. Haciendo un análisis de sus unidades se tiene:
Ce= J/ºC·g
Las cuales también pueden expresarse de las siguientes maneras:
Ce= kJ/K·g
Ce= J/ºC·Kg
La primera de ellas es la más sencilla, y es con la que se abordarán los ejemplos en los siguientes apartados.
La fórmula indica explícitamente la cantidad de energía absorbida (J) por un gramo de sustancia en un grado ºC. Si se quisiera despejar dicha cantidad de energía, habría que dejar a un lado de la ecuación J:
J= Ce·ºC·g
Que expresado de una manera más apropiada y acorde con las variables sería:
Q= Ce·ΔT·m
En la fórmula anterior ‘m’ no representa un gramo de sustancia, debido a que ya se encuentra implícitamente en Ce. Esta fórmula resulta de mucha utilidad para calcular los calores específicos de varias sustancias a través de la calorimetría.
¿Cómo? Empleando la definición de calorías, la cual es la cantidad de energía necesaria para calentar un gramo de agua de 14,5 hasta 15,5ºC; esta es igual a 4,184 J.
El calor específico del agua es anormalmente alto, y esta propiedad se aprovecha para medir los calores específicos de otras sustancias conociendo el valor de 4,184 J.
¿Qué significa que un calor específico sea alto? Que opone una considerable resistencia para aumentar su temperatura, por lo que debe absorber más energía; esto es, el agua necesita calentarse por mucho más tiempo en comparación a otras sustancias, que en las cercanías de una fuente de calor se calientan casi en el acto.
Por esta razón el agua se utiliza en las mediciones calorimétricas, ya que no experimenta cambios bruscos de temperatura al absorber la energía desprendidas de reacciones químicas; o, para este caso, del contacto con otro material más caliente.
Como el agua necesita absorber mucho calor para aumentar su temperatura, el calor puede provenir de un metal caliente, por ejemplo. Teniendo en consideración las masas del agua y del metal, ocurrirá un intercambio de calor entre ambos hasta alcanzarse lo que se denomina equilibrio térmico.
Cuando esto ocurre, las temperaturas del agua y del metal se igualan. El calor desprendido por el metal caliente es igual al absorbido por el agua.
Sabiendo esto, y con la última fórmula para Q recién descrita, se tiene:
QAgua= -QMetal
El signo negativo indica que el calor se libera del cuerpo más caliente (metal) al cuerpo más frío (agua). Cada sustancia posee su propio calor específico Ce, y su masa, por lo que esta expresión debe desarrollarse como sigue a continuación:
QAgua = CeAgua ·ΔTAgua ·mAgua = -(CeMetal ·ΔTMetal ·mMetal)
La incógnita es CeMetal, ya que en el equilibrio térmico la temperatura final tanto para el agua como para el metal es la misma; además, se conocen las temperaturas iniciales del agua y del metal antes de ponerse en contacto, al igual que sus masas. Por lo tanto, hay que despejar CeMetal:
CeMetal = (CeAgua ·ΔTAgua ·mAgua)/ (-ΔTMetal ·mMetal)
Sin olvidar que CeAgua es 4,184 J/ºC·g. Si se desarrollan ΔTAgua y ΔTMetal, se tendrá (Tf – TAgua) y (Tf – TMetal), respectivamente. El agua se calienta, mientras que el metal se enfría, y por eso el signo negativo multiplica a ΔTMetal quedando (TMetal – Tf). De lo contrario, ΔTMetal tendría un valor negativo por ser Tf menor (más frío) que TMetal.
La ecuación entonces se expresa finalmente de esta manera:
CeMetal = CeAgua ·(Tf – TAgua) ·mAgua/ (TMetal – Tf) ·mMetal
Y con ella se calculan los calores específicos.
Se tiene una esfera de un metal extraño que pesa 130g, y con una temperatura de 90ºC. Esta se sumerge en un recipiente de agua de 100g a 25ºC, dentro de un calorímetro. Al alcanzarse el equilibrio térmico, la temperatura del recipiente llega a ser de 40ºC. Calcule el Ce del metal.
La temperatura final, Tf, es 40ºC. Conociendo los demás datos, se puede entonces determinar Ce directamente:
CeMetal = (4,184 J/ºC·g ·(40 – 25)ºC ·100g)/ (90 – 40)ºC ·130g
CeMetal = 0,965 J/ºC·g
Notese que el calor específico del agua es alrededor de cuatro veces el del metal (4,184/0,965).
Cuando Ce es muy pequeño, mayor será su tendencia a calentarse; la cual, se relaciona con su conductividad y difusión térmicas. Un metal con mayor Ce tenderá a liberar o perder más calor, cuando entra en contacto con otro material, en comparación con otro metal con menor Ce.
Se muestran a continuación calores específicos para distintas sustancias.
El calor específico del agua, tal como se ha dicho, es 4,184 J/ºC·g.
Gracias a este valor, puede hacer mucho sol en el océano y el agua apenas se evaporará en un grado apreciable. Esto trae como consecuencia que se mantenga una diferencia térmica que no afecte a la vida marina. Por ejemplo, cuando se va a la playa a nadar, aunque afuera haga mucho sol, en el agua se siente una temperatura menor, más fresca.
El agua caliente necesita liberar asimismo mucha energía para enfriarse. En el proceso, calienta las masas de aire circulantes, aumentando un poco las temperaturas (templadas) en las regiones costeras durante los inviernos.
Otro ejemplo interesante es que si no estuviéramos formados por agua, un día en el sol podría ser mortal, debido a que las temperaturas de nuestros cuerpos se elevarían rápidamente.
Este valor único de Ce se debe a los puentes de hidrógeno intermoleculares. Estos absorben calor para romperse, por lo que almacenan energía. Hasta que no se rompan, las moléculas de agua no podrán vibrar aumentando la energía cinética promedio, la cual se refleja en un incremento de la temperatura.
El calor específico del hielo es 2,090 J/ºC·g. Al igual que el del agua, tiene un valor inusualmente alto. Esto significa que un iceberg, por ejemplo, necesitaría absorber una enorme cantidad de calor para aumentar su temperatura. Sin embargo, algunos icebergs de la actualidad incluso han absorbido el calor necesario para fundirse (calor latente de fusión).
El calor específico del aluminio es 0,900 J/ºC·g. Es un poco inferior al del metal de la esfera (0,965 J/ºC·g). Aquí el calor se absorbe para hacer vibrar los átomos metálicos del aluminio en sus estructuras cristalinas, y no moléculas individuales unidas por fuerzas intermoleculares.
El calor específico del hierro es 0,444 J/ºC·g. Al ser menor que el del aluminio, significa que opone menos resistencia al calentarse; es decir, ante un fuego una pieza de hierro se pondrá al rojo vivo mucho antes que una pieza de aluminio.
El aluminio al oponerse más al calentamiento, mantiene los alimentos calientes por más tiempo cuando se utiliza el famoso papel aluminio para envolver los refrigerios.
El calor específico del aire es 1,003 J/ºC·g aproximadamente. Este valor está muy sujeto a las presiones y temperaturas por consistir en una mezcla gaseosa. Aquí el calor se absorbe para hacer vibrar las moléculas de nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono, argón, etc.
Finalmente, el calor específico para la plata es 0,234 J/ºC·g. De todas las sustancias mencionadas, presenta el menor valor de Ce. Esto significa que ante el hierro y el aluminio, una pieza de plata se calentaría mucho más al mismo tiempo que los otros dos metales. De hecho, armoniza con su alta conductividad térmica.
- Serway & Jewett. (2008). Física: para ciencias e ingeniería. (Séptima edición), volumen 1, Cengage Learning.
- Whitten, Davis, Peck, Stanley. (2008). Química. (Octava edición). Cengage Learning.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (05 de noviembre de 2018). Specific Heat Capacity in Chemistry. Recuperado de: thoughtco.com
- Eric W. Weisstein. (2007). Specific Heat. Recuperado de: scienceworld.wolfram.com
- R Nave. (2016). Specific Heat. Georgia State University. Recuperado de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
- Wikipedia. (2019). Calor específico. Recuperado de: es.wikipedia.org