Este documento resume los principales conceptos relacionados con los fenómenos térmicos. Explica que el calor es la energía transferida debido a diferencias de temperatura, y que la temperatura se mide en diferentes escalas como Celsius, Fahrenheit y Kelvin. También describe los conceptos de dilatación térmica, las leyes de los gases, cambios de estado, calor latente y calor específico.

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UNIDAD 5: FENÓMENOS TÉRMICOS.
Calor y temperatura. Escalas de temperatura.
El calor es la energía que se transfiere entre dos cuerpos debido a su diferencia
de temperatura. La temperatura es el valor numérico que representa el estado
térmico de un cuerpo tomando como referencia estados térmicos perfectamente
definidos como el punto de ebullición o fusión del agua. Actualmente las escalas
de temperatura más utilizadas son la Celsius, Fahrenheit y Kelvin.
La escala Celsius toma como punto fijo inferior la temperatura normal de
congelación del agua (0º C) y como punto fijo superior la temperatura normal de
ebullición de la misma (100ºC). Tiene 100 divisiones entre cada punto fijo.
La escala Fahrenheit también toma como punto fijo inferior el punto de
congelación normal del agua (32ºF) y como punto fijo superior el de fusión normal
de la misma (212ºF). Cuenta con 180 divisiones entre ellos.
La escala Kelvin es una escala de temperatura absoluta, es decir, no existe
temperatura por debajo de los 0 K (en teoría es la temperatura más baja que
puede alcanzarse), no se basa en el comportamiento de una sustancia elegida
arbitrariamente como en el caso de las escalas Fahrenheit y Celsius. Las
temperaturas expresadas en Kelvin no pueden ser negativas.
Dilatación térmica Es el aumento de longitud, superficie o volumen que sufre un
cuerpo por acción del calor debido al aumento de su temperatura.
Dilatación de sólidos y líquidos:
Dilatación lineal: Considerando una varilla de longitud Li a una temperatura T.
Cuando la temperatura varía en ∆T, el cambio de longitud ∆L es directamente
proporcional a la variación de temperatura y a la longitud inicial de la varilla.
∆L= 𝜸 x ∆T x Li En donde 𝜸 es el coeficiente de proporcionalidad y se denomina
coeficiente de dilatación lineal, sus unidades son 1/ºC o 1/K. 𝛾 =
(𝐿 𝑓− 𝐿 𝑖)
𝐿 𝑖 𝑥 ∆𝑇
Dilatación superficial: Es el incremento de superficie que sufre un cuerpo debido
a la acción del calor. Su valor es de aproximadamente el doble del coeficiente de
dilatación lineal. 𝛿 = 2𝑥𝛾 =
(𝑆 𝑓− 𝑆𝑖 )
𝑆𝑖 𝑥 ∆𝑇

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Dilatación volumétrica: Es el incremento de volumen de un cuerpo debido a la
acción del calor. El coeficiente de dilatación térmica es aproximadamente el triple
del valor del coeficiente de dilatación lineal. 𝜎 = 3𝑥 𝛾 =
(𝑉 𝑓 − 𝑉𝑖)
𝑉𝑖 𝑥 ∆𝑇
En donde Li, Si y Vi son las longitudes, superficies y volúmenes iniciales de los
respectivos cuerpos. Lf; Sf y Vf son las longitudes, superficies y volúmenes
finales.
Dilatación de los gases: Los gases se dilatan tanto a volumen constante como
a presión constante.
Dilatación a presión constante: En este caso se produce una variación de
volumen. Gay Lussac determinó que todos los gases tienen, a presión constante
el mismo coeficiente de dilatación. El valor obtenido es 1/273 del volumen inicial
por cada grado centígrado. 𝜃 =
𝑉 𝑓− 𝑉𝑖
𝑉𝑖 𝑥 𝑡
Dilatación a volumen constante: Se verifica que el aumento de presión es
directamente proporcional a la presión inicial, a la variación de temperatura. Gay
Lussac comprobó que todos los gases a volumen constante, tienen el mismo
coeficiente de dilatación. El valor de ese coeficiente es 1/273 de la presión inicial
por cada grado centígrado. Se define el coeficiente de tensión a volumen
constante. 𝜑 =
𝑃 𝑓 − 𝑃𝑖
𝑃𝑖 𝑥 ∆𝑡
Leyes de los gases. Ecuación general de estado de un gas ideal. Teoría cinética
de los gases.
Ley de Boyle y Mariotte: A temperatura constante, la presión que ejerce una
determinada cantidad de gas es inversamente proporcional al volumen que
ocupa 𝑃 =
𝐾
𝑉
. Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2, entonces, 𝑃1 𝑥𝑉1 =
𝑃2 𝑥𝑉2
Ley de Charles: A presión constante, el volumen ocupado por una determinada
cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta 𝑉 = 𝑘𝑇
Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2, entonces,
𝑉1
𝑇1
=
𝑉2
𝑇2
Ley de Gay-Lussac: A volumen constante, la presión ejercida por una
determinada cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura
absoluta: P= kT
Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2:
𝑃1
𝑇1
=
𝑃2
𝑇2
Ecuación general de los gases perfectos: Se obtiene combinando las tres
ecuaciones anteriores.
𝑃𝑉
𝑇
= 𝑐𝑡𝑒.Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2:
𝑃1 .𝑉1
𝑇1
=
𝑃2.𝑉2
𝑇2
= 𝑐𝑡𝑒. El valor de la constante es independiente de las condiciones
de presión y temperatura del gas, podemos calcularlo para 1 mol de gas en
condiciones normales (0ºC y 1 atm). Para ello tendremos en cuenta que en
dichas condiciones, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L. A dicha constante se
le llama constante de los gases perfectos y su valor es:

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R =
𝑃0 . 𝑉0
𝑇0
=
1 𝑎𝑡𝑚 . 22,4 𝐿.𝑚𝑜𝑙 −1
273,15 𝐾
= 0,082 atm.L.mol-1.K-1
Valor de R en distintas unidades:
Si en lugar de 1 mol consideramos n moles la ecuación general puede ser escrita
de la forma: pV=nRT
Teoría cinética de los gases: enumera generalizaciones acerca del
comportamiento de los gases ideales.
1)Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias
mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas poseen masa pero
su volumen es despreciable.
2)Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección
aleatoria y con frecuencia chocan entre sí. Dichas colisiones son perfectamente
elásticas por lo cual, por efecto de las mismas la energía se transfiere de una
molécula a otra. Sin embargo la energía total de todas las moléculas en un
sistema permanece inalterada.
3)Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de
repulsión.
4)La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura
absoluta del gas. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía
cinética promedio. La energía cinética promedio de una molécula está dada por:
𝐸𝑐̅̅̅̅ =
1
2
𝑚 𝑢̅2
donde m es la masa de la molécula y 𝑢̅ es su velocidad promedio.
La cantidad 𝑢̅2
se denomina velocidad cuadrática media; es el valor promedio
del cuadrado de las velocidades de todas las moléculas: 𝑢̅2
=
𝑢1
2
+𝑢2
2
+⋯+𝑢 𝑛
2
𝑛
, n es
el número de moléculas. La suposición 4 permite escribir
𝐸𝑐̅̅̅ α T , por lo tanto, 𝐸𝑐̅̅̅̅ =
1
2
𝑚 𝑢̅2
= CT, donde C es la constante de
proporcionalidad y T es la temperatura absoluta.
Calor. Calor específico. Calorimetría. Cambios de estado. Calor latente.
Propagación del calor.
Calor es la energía que se transfiere de un objeto a otro debido a una diferencia
de temperatura. El calor es energía en tránsito; siempre fluye de una zona de
mayor temperatura a una zona de menor temperatura, con lo que se eleva la
temperatura de la segunda y se reduce la de la primera. Calor específico (s) de
una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar en un grado
Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. [ 𝑠]
𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒 (𝐽)
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 ( 𝑔) .º𝐶
. Capacidad
Calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar en

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un grado Celsius la temperatura de una determinada masa m de la sustancia.
⌊ 𝐶⌋ =
𝐽
º𝐶
. El calor específico es una propiedad intensiva, mientras que la
capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre capacidad
calorífica y calor específico de una sustancia es:𝐶 = 𝑚 . 𝑠, donde m es la masa
de la sustancia en gramos. Si conocemos el calor específico y la cantidad m de
una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de la muestra ∆t indicará la
cantidad de calor Q, que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular.
𝑄 = 𝑚. 𝑠. ∆𝑡 = 𝐶. ∆𝑡
Donde ∆𝑡 es el cambio de la temperatura; ∆𝑡 = 𝑡𝑓 − 𝑡𝑖
Q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos
(convención de signos).
Calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir las cantidades de
calor involucradas en ciertos procesos físicos o químicos. El aparato que se
encarga de medir esas cantidades es el calorímetro. Consta de un termómetro
que está en contacto con el medio que está midiendo. En el cual se encuentran
las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben ser adiabáticas para
evitar el intercambio de calor con el exterior, consta también de una varilla
agitadora. Básicamente hay dos tipos de calorímetros, los que trabajan a presión
constante y los de volumen constante.
La cantidad de calor que recibe o transmite un cuerpo está dado por la siguiente
formula: 𝑄 = 𝑚 . 𝑠 . (𝑡𝑓 − 𝑡𝑖)
El principio del calorímetro es que cuando un cuerpo transmite calor hay otro que
lo recibe. Para este tipo de cálculos debemos tener como dato la temperatura,
masa y calor específico del agua y de la sustancia a medir al comienzo y en el
equilibrio (cuando las temperaturas se igualan). 𝑄𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜 = 𝑄𝑟𝑒𝑐𝑖𝑏𝑖𝑑𝑜
Cambios de estado
Evaporización es el proceso en el cual un líquido se transforma en gas. Cuando
un líquido se evapora, sus moléculas gaseosas ejercen una presión de vapor. Al
principio las moléculas se desplazan desde el líquido hacia el espacio vacío. En
cuanto las moléculas dejan el líquido establecen una fase de vapor. Cuando
aumenta la concentración de moléculas en la fase de vapor algunas se
condensan. La velocidad de evaporación es constante a una temperatura dada
y la velocidad de condensación aumenta con el incremento de la concentración
de las moléculas en la fase de vapor. En cierto momento se llega a un estado de
EQUILIBRIO DINÁMICO, cuando las velocidades de evaporación y
condensación se igualan. La PRESIÓN DE VAPOR DE EQUILIBRIO es la

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presión de vapor medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la evaporación
y la condensación.
La presión de vapor de equilibrio es la máxima presión de vapor de un líquido a
una temperatura dada y que permanece constante a temperatura constante. Es
independiente de la cantidad de líquido siempre y cuando haya un poco de
líquido presente. La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura.
El PUNTO DE EBULLICIÓN de un líquido es la temperatura a la cual la presión
de vapor del líquido se iguala a la presión exterior, del medio en que se
encuentra, es la temperatura a la cual la materia cambia del estado líquido al
estado gaseoso. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual hierve
cuando la presión externa es de 1 atm.
Solidificación es la transformación de un líquido en sólido, el proceso inverso se
denomina fusión. El PUNTO DE FUSIÓN de un sólido o en PUNTO DE
SOLIDIFICACIÓN de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólidas y
líquidas coexisten en el equilibrio. El punto de fusión normal de una sustancia es
la temperatura a la cual una sustancia se funde o se congela a 1atm de presión.
Sublimación es el proceso que consiste en el paso del estado sólido al gaseoso
sin pasar por el estado líquido. El proceso inverso se denomina deposición o
sublimación regresiva.
Calor latente se define como la cantidad de calor que necesita una sustancia
para pasar del estado sólido a líquido (calor de fusión) o de líquido a gas (calor
de vaporización) sin cambio de temperatura.
Calor de evaporización: Es la energía necesaria para cambiar 1 gramo de
sustancia en estado líquida al estado gaseoso en el punto de ebullición. Esta
energía rompe las fuerzas atractivas intermoleculares y también debe proveer la
energía necesaria para expandir el gas. Siendo la cantidad de calor absorbida
durante el proceso de evaporación de un líquido en ebullición. Calor de fusión:
Es la energía necesaria para cambiar 1 gramo de sustancia en estado sólido, al
estado líquido, sin cambiar su temperatura. Esta energía rompe los enlaces de
sólidos, y queda una significativa cantidad, asociada con las fuerzas
intermoleculares del estado líquido. A esta cantidad de energía se le llama calor
de fusión, calor latente de fusión o entalpía de fusión, y varía según las diferentes
sustancias. Se denota por . Calor de sublimación:Es la energía necesaria para
producir el cambio de estado de sólido al estado gaseoso sin pasar por el
estado líquido. Calor de condensación: Calor que es liberado por la masa de un
gas que se encuentra en su punto de ebullición al condensarse en un fluido.
Calor de solidificación: Cantidad de calor que desprende la masa de un líquido
al solidificarse a su temperatura de congelación.
Relación de cantidad de calor y calor latente: 𝑄 = 𝑚. 𝐿 𝑓; donde Q es la cantidad
de calor en Joule, m es la masa de la sustancia en gramos y Lf es el calor latente
en Joule/gramos. [𝐿 𝑓] =
𝑐𝑎𝑙
𝑔
=
𝐽
𝐾𝑔
Unidades del calor latente.
Propagación del calor: El calor se propaga de los cuerpos más calientes a los
más fríos. Si los cuerpos poseen el mismo estado térmico, no hay propagación
o intercambio de calor. Se distinguen las siguientes formas de propagación del
calor:

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Conducción: Es la propagación de calor a través de los sólidos, sin que se
observe transporte de materia. Las moléculas del extremo más caliente
aumentan su energía cinética y, al chocar con otras próximas a ellas, ceden parte
de esa energía. Éstas últimas, a su vez, vuelven a ceder a otras moléculas
vecinas parte de la energía recibida, y así sucesivamente, se realiza esa
agitación térmica a lo largo de toda la varilla, de molécula a molécula y sin que
éstas sufran desplazamientos.
Convección: proceso de transmisión del calor mediante el movimiento o
desplazamiento de la sustancia caliente. La sustancia caliente (por ejemplo,
agua o aire) al desplazarse va transmitiendo el calor. Podemos decir entonces
que la convección es la transmisión de calor en los fluidos a causa del
desplazamiento de aquel.
Radiación: es la propagación de la energía a través del espacio vacío, sin
requerir presencia de materia. La energía es transmitida de un cuerpo a otro
distante por medio de ondas electromagnéticas. De esa manera nos llega la
energía radiante del sol por ejemplo.
Termodinámica. Sistema y medio. Primer principio de la termodinámica.
La termodinámica es un método de estudio de fenómenos físicos y químicos
mediante el cual se trata de determinar condiciones de equilibrio de los sistemas,
así como estudiar las transformaciones de un tipo de energía en otro y cuándo
estas son posibles.
Sistema es la porción de materia o parte del universo que se aísla real o
imaginariamente para su estudio.
Medio es el resto del universo que no pertenece al sistema.
El primer principio de la termodinámica afirma que, como la energía no puede
crearse ni destruirse la cantidad de energía transferida a un sistema en forma de
calor más la cantidad de energía transferida en forma de trabajo sobre el sistema
debe ser igual al aumento de la energía interna (U) del mismo.
El primer principio de la termodinámica relaciona el cambio en la energía interna
de un sistema con el calor y el trabajo intercambiados entre éste y su entorno
mediante la siguiente expresión: ∆𝑈 = 𝑄 − 𝐿
Convención de signos según IUPAC:
Positivo (+), para el trabajo que sale del sistema y el calor que entra al sistema.
Negativo (-), para el trabajo que entra al sistema y el calor que sale del sistema.
La energía interna es una propiedad de la materia que se puede concebir como
la sumatoria de las diferentes formas de energía de los constituyentes de la
materia. Solo se pueden determinar sus variaciones. El trabajo no es una
propiedad del sistema, es un proceso de intercambio de energía entre sistema y
medio. El calor es la energía que atraviesa los límites del sistema sin que sea
necesaria la producción de trabajo.
Cálculo del trabajo realizado por un sistema. Calores específicos de un gas ideal.
Transformaciones adiabáticas.

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Trabajo realizado por un sistema
Evolución isobárica: Trabajo realizado por un gas a presión constante.
Suponiendo un gas contenido en un cilindro cerrado por un pistón que puede
deslizarse sin rozamiento. Sobre el pistón se encuentra una pesa que mantiene
constante la presión. Al entregarle calor la temperatura comienza a aumentar y
el gas se dilata desplazando el pistón, pasando del estado 1 al 2.
El trabajo realizado por la fuerza que la presión del gas aplica sobre el pistón es
𝐿 = 𝐹 . ∆𝑋 ; como la fuerza es 𝐹 = 𝑃. 𝑆; siendo ∆𝑉 = 𝑆. ∆𝑋; se concluye que𝐿 =
𝑃 . ∆𝑉
El trabajo está representado por el área bajo el gráfico P-V.
Si el gas hubiera cedido calor al medio disminuyendo su temperatura se hubiera
contraído de manera que el medio hubiera empujado al pistón hacia dentro y el
trabajo habría sido negativo.
Evolución Isotérmica: Evolución a temperatura constante. El gas pasa del estado
1 al 2 siguiendo la hipérbola. En estas condiciones se le entrega calor al sistema
y el gas se expande a medida que disminuye la presión.
La energía interna de un gas ideal solo es función de la temperatura, por lo tanto,
en un proceso isotérmico la variación de la energía interna es igual a cero y el
calor es igual al trabajo realizado. 𝑄 = 𝐿. El trabajo también puede calcularse con
la siguiente expresión 𝐿 = 𝑛 . 𝑅. 𝑇. ln
𝑉2
𝑉1
O 𝐿 = 𝑃1. 𝑉1. ln
𝑉2
𝑉1
. Si se realiza el proceso
inverso el trabajo será negativo.
Evolución Isocora: Se entrega calor a un gas encerrado en un recipiente que no
se dilata, al no haber variación de volumen el sistema no realiza trabajo. Desde
el punto de vista gráfico no hay área encerrada bajo la curva.

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Calores específicos de un gas ideal
Al calentar un gas puede ocurrir que varíe el volumen permaneciendo constante
la presión o que varíe la presión, permaneciendo constante el volumen. En cada
caso, la cantidad de calor absorbida es distinta, por lo que, para los gases se
definen dos calores específicos, uno a volumen constante (Cv) y otro a presión
constante (Cp).
Se verifica que el calor específico a presión constante es mayor que a volumen
constante.
Para un gas ideal monoatómico
Al calentar un gas a presión constante, aumenta su volumen, venciendo la
presión que soporta. En el caso del émbolo, el aumento de volumen produciría
su desplazamiento, que es el trabajo realizado. El decir que parte del calor se
emplea para aumentar el volumen y otra parte se transforma en trabajo para
vencer la presión exterior. En el caso de calentamiento a volumen constante todo
el calor se emplea en el aumento de presión.
Transformaciones adiabáticas: En un proceso adiabático no se produce
intercambio de calor del gas con el exterior (Q=0). En este caso varían
simultáneamente la presión, el volumen y la temperatura.
𝛾 =
𝐶 𝑝
𝐶 𝑣
, es el coeficiente adiabático.
En una expansión adiabática, el gas realiza un trabajo a costa de disminuir su
energía interna, por lo que se enfría.
En el proceso inverso, el gas se comprime (W˂0) y aumenta la energía interna.
𝑊𝐴𝐵 = −∆𝑈𝐴𝐵 = −𝑛𝐶 𝑣(𝑇𝐵 − 𝑇𝐴)
Procesos termodinámicos. Proceso reversible. Máquinas térmicas. Rendimiento.
Ciclo de Carnot. Segundo principio de la termodinámica. Entropía e
irreversibilidad.

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Existen dos tipos de procesos. Los que pueden realizarse en un sentido u otro
sin dificultad y otros que solo ocurren en un sentido, todos los fenómenos
naturales son irreversibles. Una transformación será reversible cuando una vez
producida sea posible volver al sistema y al medio a las condiciones originales.
Condiciones de reversibilidad:
1)No debe existir trabajo de disipación.
2)Diferencias de temperaturas muy pequeñas en las transferencias de calor.
3)Deben ser transformaciones cuasiestáticas.
4)No debe existir rozamiento ni deformaciones permanentes.
Todo proceso que viole alguna de las condiciones anteriores es irreversible.
Una máquina térmica es un dispositivo cíclico cuyo propósito es convertir la
máxima cantidad posible de calor en trabajo. Todas ellas contienen una
sustancia de trabajo que absorbe una cantidad de calor 𝑄1 de un foco caliente,
realiza trabajo y cede el calor restante 𝑄2 a un foco frío volviendo así a su estado
inicial. Q1; Q2 y W representan cantidades positivas.
Como los estados inicial y final de la máquina en un ciclo coinciden, las energías
internas inicial y final son iguales. Aplicando el primer principio al trabajo
realizado obtenemos
𝑄 = ∆𝑈 + 𝑊 → 𝑄1 − 𝑄2 = 𝑊
Se defina el rendimiento 𝜀 como el cociente entre el trabajo realizado y el calor
absorbido del foco caliente.
𝜀 =
𝑊
𝑄1
=
𝑄1 − 𝑄2
𝑄1
= 1 −
𝑄2
𝑄1
Ciclo de Carnot: Es un ciclo termodinámico reversible entre dos fuentes de
temperatura, en el cual el rendimiento es máximo.
Etapas de un ciclo de Carnot:
1.Absorción isoterma y cuasiestática de calor de un foco caliente.
2.Expansión adiabática y cuasiestática hasta una temperatura baja
3.Cesión isoterma y cuasiestática de calor a un foco frío.
4.Compresión adiabática y cuasiestática hasta el estado original.

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El rendimiento de Carnot es independiente de la sustancia de trabajo de la
máquina que se considere, solo depende de la temperatura de los dos focos. 𝜀 =
1 −
𝑇2
𝑇1
Segundo principio de la termodinámica
“No es posible ninguna transformación cíclica que transforme íntegramente el
calor absorbido en trabajo”. Enunciado de Kelvin Planck
Este enunciado implica que la cantidad de energía que no ha podido ser
transformada en trabajo debe cederse en forma de calor a otro foco térmico, es
decir una máquina térmica debe trabajar al menos entre dos focos térmicos.
Entropía e irreversibilidad
La entropía S (como la energía interna) depende solamente de los estados inicial
y final del sistema y es una medida del orden (o desorden) del mismo.
La entropía de un sistema aislado durante un proceso siempre se incrementa o,
en el caso límite de un proceso reversible, permanece constante.
𝑆 {
> 0 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑜 𝑖𝑟𝑟𝑒𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒
= 0 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑜 𝑟𝑒𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒
< 0 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑜 𝑖𝑚𝑝𝑜𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒