Temperatura e calore

Temperatura e calore
Principi della termodinamica
Temperatura
Calore
Gas ideali
Termodinamica
Termodinamica  branca della fisica che descrive
le trasformazioni subite da un sistema in seguito a
processi che coinvolgono la trasformazione di calore
in lavoro e viceversa.
Principio zero:  temperatura
Primo principio:  energia interna
Secondo principio:  entropia
Principio zero della termodinamica
La temperatura è una grandezza
fisica scalare che esprime lo stato
termico di un sistema, descrivendo
“quanto è caldo o freddo” un corpo
rispetto ad un corpo di riferimento.
Il principio zero della termodinamica
si riferisce alla possibilità di definire
la temperatura di un corpo:
Se due corpi sono in equilibrio
termico con un terzo corpo allora lo
sono anche fra loro.
Misurare la temperatura
La definizione operativa della temperatura è basata
sulla proprietà che il riscaldamento o il raffreddamento
dei corpi inducono variazioni nelle loro caratteristiche
fisiche. Si usa ad esempio la dilatazione termica. Termometri
Un termometro è costituito da un tubo capillare di
vetro con un bulbo, all’interno del quale è posto il
liquido termometrico (mercurio, alcool etilico, …).
Lungo il tubo c’è una scala
graduata ottenuta
considerando due punti di
riferimento (fusione del
ghiaccio ed ebollizione
dell’acqua) e attribuendo loro
un valore convenzionale della
temperatura. Scale termometriche
Scala
Fusione del
ghiaccio
Ebollizione
dell’acqua
Celsius
0
100
Fahrenheit
32
212
Kelvin
273.16
373.16
Termometro clinico
Misura la temperatura corporea.
Il tipo più comune è costituito da
un capillare di vetro, graduato
da +35 °C a +42 °C, con una
strozzatura in prossimità della
parte che viene a contatto col
corpo del paziente che impedisce
al liquido contenuto (in genere
mercurio) di rientrare nel bulbo
con il raffreddamento.
Calore
Due corpi a diversa temperatura messi a contatto,
dopo un certo tempo raggiungono l’equilibrio
termico. Globalmente, il corpo caldo cede parte della
sua energia al corpo freddo. La forma di energia che
si trasmette da un corpo ad un altro a causa della
differenza di temperatura, è detta calore.
Caloria (cal): quantità di calore necessaria a
far passare 1g d’acqua da 14.5°C a 15.5°C.
Caloria alimentare = kcal = 1000 cal
Joule dimostrò che il lavoro meccanico può essere
trasformato in calore (energia termica):
1 cal = 4.186 J, equivalente meccanico del calore.
Capacità termica e calore specifico
Sostanze diverse hanno diversa capacità di assorbire
(Q>0) o cedere (Q<0) calore.
C = Q/ΔT
capacità termica
dipende dall’intervallo termico, dalla massa del corpo
e dalla natura della sostanza che lo compone.
c = C/m = Q/(mΔT)
calore specifico
Q = m c ΔT
Dipende solo dall’intervallo termico e dalla natura
della sostanza considerata; rappresenta la quantità di
calore necessaria per innalzare di un grado l’unità di
massa della sostanza. Il calore specifico dell’H20 è:
103cal/(Kg °C)=1 kcal/(Kg °C)= 4.186 KJ/(Kg °C).
Capacità termica e calore specifico
Volete realizzare un bollitore ele.rico in grado di far bollire 1l di acqua a 20 °C in 1min. Che potenza deve dissipare la resistenza da immergere nell’acqua (supponete che tu.o il calore venga trasferito all’acqua)? Capacità termica e calore specifico
Volete realizzare un bollitore ele.rico in grado di far bollire 1l di acqua a 20 °C in 1min. Che potenza deve dissipare la resistenza da immergere nell’acqua (supponete che tu.o il calore venga trasferito all’acqua)? P=L/t=Q/t=mcΔT/t=1Kg 1kcal/Kg°C (100-20) / 60s
≈(1 Kg 4.186 KJ/Kg°C 4)/(3 s) ≈ 6 KW
Trasmissione del calore
•  conduzione:
il trasporto avviene per contatto, a causa degli urti fra
le molecole dei corpi, senza trasporto di materia (es.
una sbarra di ferro posta su una sorgente di calore);
Trasmissione del calore
•  convezione:
il trasporto avviene per spostamento macroscopico di
materia riscaldata sostituita da materia più fredda (es.
pentola d’acqua posta su una sorgente di calore)
Trasmissione del calore
•  irraggiamento:
il trasporto avviene, senza che sia coinvolta materia,
attraverso la radiazione elettromagnetica (es. un
recipiente d’acqua posto al sole).
Calore e dieta
Il gelato fà dimagrire? Mangiate un ghiacciolo di 150g sulla cui eGche.a è riportato un contenuto energeGco di 100 calorie (100kcal). Quando lo mangiate però il vostro corpo deve produrre energia per portare il ghiaccio da -­‐13C fino alla temperatura corporea di 37C. È più grande l’energia che il ghiacciolo cede a voi, o quella che voi cedete al ghiacciolo? Calore e dieta
Il gelato fà dimagrire? Mangiate un ghiacciolo di 150g sulla cui eGche.a è riportato un contenuto energeGco di 100 calorie (100kcal). Quando lo mangiate però il vostro corpo deve produrre energia per portare il ghiaccio da -­‐13C fino alla temperatura corporea di 37C. È più grande l’energia che il ghiacciolo cede a voi, o quella che voi cedete al ghiacciolo? Q= c m ΔT  assumendo c=1 cal/gC (H2O) si ha: Q = 1 cal/gC 150g 50C = 7500 cal =7.5 kcal Cambiamenti di stato
Gli stati di aggregazione della materia, dipendono
dalle condizioni di pressione e di temperatura. E’
noto che riscaldando il ghiaccio questo si scioglie e
che riscaldando l'acqua questa evapora, mentre
raffreddando il vapore o comprimendolo questo si
trasforma in liquido. Queste trasformazioni vengono
definite passaggi di stato.
Calore latente
La somministrazione di calore ad un sistema non
ha sempre l’effetto di aumentarne la T. Se
riscaldiamo una pentola d’acqua, T salirà fino a
che l’acqua non comincia a bollire, poi rimarrà
costante durante tutta la fase di ebollizione.
La quantità di calore necessaria perché avvenga
una transizione di fase (es. fusione o
l’evaporazione), ed è direttamente proporzionale
alla massa m:
Q=λm
λ calore latente (per l’acqua si ha ad esempio:
λfusione = 80 cal/g, λevaporazione = 540 cal/g)
Energia interna di un sistema
Oltre all’energia cinetica K delle particelle di un
corpo occorre considerare l’energia potenziale W
dovuta alle forze di interazione elettrostatica fra
le molecole o gli atomi che lo costituiscono.
U = K + W è l’energia interna del sistema, cioè
l’energia al livello microscopico o molecolare.
W»K in un solido
W≈K in un liquido
W«K in un gas
 L’energia interna è una funzione di stato, cioè
dipende dallo stato in cui si trova il sistema.
Primo principio della termodinamica
Esistono due modi per modificare
l’energia interna di un corpo: fornendo
calore o compiendo un lavoro sul
sistema. Il primo principio quantifica
questo bilancio energetico: ΔU = Q − L
Generalizzazione del principio di
conservazione dell’energia. L’energia
interna può aumentare (ΔU >0) se il
corpo assorbe una certa quantità di
calore (Q>0) oppure se su di esso viene
compiuto un lavoro (L<0 e quindi -L>0).
Al contrario, diminuisce (ΔU<0) se il
corpo cede una certa quantità di calore
(Q<0) oppure se esso compie un lavoro
(L>0 e quindi -L<0).
Gas ideali
I parametri che caratterizzano le condizioni fisiche
di un gas sono volume, pressione e temperatura.
Esempio: lavoro compiuto sul gas
L=Fh=pSh=pV
Per effetto della compressione
la temperatura del gas aumenta.
Assumiamo di operare a pressioni
non molto elevate e temperature
non troppo basse  gas ideale
Trasformazioni sul piano p-V
Equazione dei gas
Un gas ideale soddisfa l’equazione:
PV=nRT
n = N/N0 numero di moli
N0 = 6.023·1023 numero di Avogadro
R = 8.31 Pa · m3 / (K · mol)
costante universale dei gas
Valida per un gas reale per pressioni non molto
elevate e temperature non troppo basse.
Teoria cinetica dei gas
Nella teoria cinetica dei gas si riconducono le
proprietà macroscopiche a quelle molecolari.
Definizione microscopica di gas ideale
1.  Il volume delle particelle è
trascurabile rispetto a quello
occupato dal gas;
2.  si trascurano le interazioni a
distanza;
3.  si considerano urti
perfettamente elastici.
La pressione è dovuta agli urti
delle particelle sulle pareti.
Il parametro temperatura è la
manifestazione macroscopica
dell’energia cinetica media
delle molecole.
Liquefazione dei gas
Vapore: stato aeriforme di una sostanza che, a
temperatura e pressione normale si trova allo stato
liquido. Gas, sostanze che in condizioni normali, si
trovano allo stato aeriforme. La distinzione tra gas e
vapore risale a circa un secolo fa, quando furono
compiuti importanti esperimenti per liquefare i gas.
Poiché era possibile condensare i vapori tramite la
compressione, si pensava erroneamente che lo stesso
metodo potesse essere applicato per i gas. Gas come
l'ossigeno, l'idrogeno, l'azoto, pur sottoposti, a
temperatura normale, a pressioni anche rilevanti,
rimanevano sempre allo stato aeriforme, e per questo
furono chiamati "gas incoercibili".
Temperatura critica
Andrews dimostro che per temperature superiori ad
una certa temperatura critica, il gas non può essere
liquefatto nemmeno con pressioni elevatissime.
Solo per T abbastanza alte
e p abbastanza basse le
isoterme si avvicinano a
delle iperboli pV = cost.