La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno.

donde

ΔU = cambio de energía interna

El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado:

Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpía.

Calorimetría isoterma de titulaciónDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a navegación, búsqueda

La Calorimetría isoterma de titulación (en inglés, Isothermal Titration Calorimetry, ITC) es una técnica experimental calorimétrica, frecuentemente usada en estudios de bioquímica física y de farmacología, que permite determinar cuantitativamente de manera directa la entalpía de unión de una molécula o de un complejo molecular, en general sencillos, sin necesidad de modelos o hipótesis adicionales, mediante la medición del calor liberado o absorbido a presión constante durante una reacción diseñada específicamente para la experiencia.

Principio termodinámico

La técnica ITC ofrece una medida directa a partir de la estequiometría, de la entalpía de formación y de la constante de unión de los enlaces moleculares de manera que es posible calcular la energía de Gibbs de formación del enlace, representada por ΔG, y subsiguientemente la entropía del proceso:

ΔG = -RTlnK = ΔH-TΔS

donde Ka es la medida directa de la afinidad de enlace, R es la constante de gases, T la temperatura en kelvin, ΔH la entalpía y ΔS la entropía.

Calorimetría diferencial de barrido de potencia compensadaDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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La calorímetria diferencial de barrido de potencia compensada, es un método especial de calorimetría diferencial de barrido, conocido por sus siglas del inglés DSC (differential scanning calorimetry), en este método de análisis las muestras son estudiadas en dos hornos diferentes, separados y aislados térmicamente, en uno de estos hornos se coloca la muestra y en el otro la referencia. Las temperaturas en ambos hornos son medidas con termometros hechos de resistencia de platino, la señal con la cual se obtiene la capacidad calorífica cp proviene del calor necesario para mantener la muestra en la temperatura programada en el tiempo correspondiente al programa prestablecido.

Flujo de calor

El flujo de calor en la muestra viene dado por

Φ = dQ / dt = cp m q

y este flujo Q es proporcional a la masa m de la muestra, la tasa de enfriamiento o calentamiento q=dT/dt y el calor específico de la muestra cp

Principio de operación de este calorímetro

Este calorímetro pertenece a la clase de calorímetros cuya operación está basada en la compensación de potencia eléctrica requerida para calentar una muestra, el calor medido es prácticamente compensado por energía eléctrica.

El tiempo integrado sobre la potencia de calentamiento es proporcional al calor liberado o consumido por la muestra.

(Ps - Ps) = ΔP ΔP ~ Φ = (Φs - ΦR)

Para:

P = Potencia S = Muestra

R = Referencia

Ms, MR = microhornos

La principal diferencia de Calorímetria diferencial de barrido de potencia compensada con respecto de la Calorímetria diferencial de barrido convencional, radica en que ambas muestras, separadas y aisladas resultan en un experimento cuyo control termodinámico permite obtener resultados más precisos. Este método toma en cuenta además de los incrementos en temperatura, la potencia consumida para lograr el incremento de temperatura.

Calorimetría diferencial de barrido

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Traducción al castellano del artículo en inglés publicado en Wikipedia (versión 20:10 16 October 2007)

La Calorimetría de barrido diferencial (del inglés: Differential Scanning Calorimetry o DSC) es una técnica termoanalítica en la que la diferencia de calor entre una muestra y una referencia es medida como una función de la temperatura. La muestra y la referencia son mantenidas aproximadamente a la misma temperatura a través de un experimento. Generalmente, el programa de temperatura para un análisis DSC es diseñado de tal modo que la temperatura del portador de muestra aumenta linealmente como función del tiempo. La muestra de referencia debería tener una capacidad calorífica bien definida en el intervalo de temperaturas en que vaya a tener lugar el barrido. El principio básico subyacente a esta técnica es que, cuando la muestra experimenta una transformación física tal como una transición de fase, se necesitará que fluya más (o menos) calor a la muestra que a la referencia para mantener ambas a la misma temperatura. El que fluya más o menos calor a la muestra depende de si el proceso es exotérmico o endotérmico. Por ejemplo, en tanto que una muestra sólida funde a líquida se requerirá que fluya más calor a la muestra para aumentar su temperatura a la misma velocidad que la de referencia. Esto se debe a la absorción de calor de la muestra en tanto ésta experimenta la transición de fase endotérmica desde sólido a líquido. Por el contrario, cuando la muestra experimenta procesos exotérmicos (tales como una cristalización) se requiere menos calor para alcanzar la temperatura de la muestra. Determinando la diferencia de flujo calorífico entre la muestra y la referencia, los calorímetros DSC son capaces de medir la cantidad de calor absorbido o eliminado durante tales transiciones. La DSC puede ser utilizada también para determinar cambios de fase más sutiles tales como las transiciones vítreas. La DSC es utilizada ampliamente en la Industria como instrumento de control de calidad debido a su aplicabilidad en valorar la pureza de las muestras y para estudiar el curado de los polímeros [1][2][3].

Una técnica alternativa a la DSC es el análisis térmico diferencial (DTA). En esta técnica la magnitud constante no es la temperatura sino el flujo calorífico que se comunica a muestra y referencia. Cuando muestra y referencia son calentadas de modo idéntico, los cambios de fase y otros procesos térmicos producen una diferencia de temperatura entre muestra y referencia. Ambas DSC y DTA proporcionan, pues, información similar. No obstante, la DSC es más utilizada que la DTA [1][2][3]

Curvas DSC

El resultado de un experimento DSC es una curva de flujo calorífico versus temperatura o versus tiempo. Existen dos convenciones diferentes al representar los efectos térmicos: las reacciones exotérmicas que exhibe la muestra pueden ser mostradas como picos positivos o negativos dependiendo del tipo de tecnología o de instrumentación utilizadas en la realización del experimento. Los efectos sobre o bajo una curva DSC pueden ser utilizados para calcular entalpías de transiciones. Este cálculo se realiza

integrando el pico correspondiente a una transición dada. Así, la entalpía de la transición puede ser expresada por la siguiente ecuación:

ΔH = KA

donde ΔH es la entalpía de la transición, K es la constante calorimétrica y A es el área bajo la curva. La constante calorimétrica variará de instrumento a instrumento, y puede ser determinada analizando una muestra bien caracterizada con entalpías de transición conocidas [2]

Archivo:InterprettingDSCcurve.png La imagen muestra una curva típica de DSC con algunas transformaciones térmicas comunes

[editar] Aplicaciones

La calorimetría de barrido diferencial puede ser utilizada para medir varias propiedades características de una muestra. Usando esta técnica es posible caracterizar procesos como la fusión y la cristalización así como temperaturas de transiciones vítreas (Tg). La DSC puede ser también utilizada para estudiar la oxidación, así como otras reacciones químicas [1][2][3]

Las transiciones vítreas se presentan cuando se aumenta la temperatura de un sólido amorfo. Estas transiciones aparecen como una alteración (o peldaño) en la línea base de la señal DSC registrada. Esto es debido a que la muestra experimenta un cambio en la capacidad calorífica sin que tenga lugar un cambio de fase formal [1][3].

A medida que la temperatura aumenta, un sólido amorfo se hará menos viscoso. En algún momento las moléculas pueden obtener suficiente libertad de movimiento para disponerse por si mismas en una forma cristalina. Esto es conocido como temperatura de cristalización (Tc). Esta transición de sólido amorfo a sólido cristalino es un proceso exotérmico y da lugar a un pico en la curva DSC. A medida que la temperatura aumenta, la muestra alcanza eventualmente su temperatura de fusión (Tm). El proceso de fusión resulta evidenciado por un pico endotérmico en la curva DSC. La capacidad para determinar temperaturas de transición y entalpías hace de las curvas DSC una herramienta valiosa para producir diagramas de fase para diversos sistemas químicos [1]

La DSC puede también ser utilizada para el estudio de cristales líquidos. En tanto pueden ser definidos como transiciones entre sólidos y líquidos, también pueden ser considerados como un tercer estado, que exhibe propiedades de ambas fases. Éste líquido anisótropo es conocido como un líquido cristalino o un estado mesomorfo. Utilizando la DSC, es posible caracterizar los pequeños cambios energéticos que acompañan a las transiciones desde un sólido a un cristal líquido y desde un cristal líquido a un líquido isótropo [2]

La utilización de la calorimetría diferencial de barrido para estudiar la estabilidad a la oxidación de muestras requiere, generalmente, una cámara de muestra hermética. Generalmente, tales ensayos se hacen isotérmicamente (a temperatura constante)

cambiando la atmósfera de la muestra. Primeramente, la muestra es sometida a la temperatura de ensayo deseada bajo una atmósfera inerte, usualmente nitrógeno. Después, se adiciona oxígeno al sistema. Cualquier oxidación que tenga lugar es observada como desviación de la línea base. Tales análisis pueden ser utilizados para determinar la estabilidad y las condiciones de almacenamiento óptimo de un compuesto [1]

La DSC es de utilización frecuente en las industrias farmacéuticas y de polímeros [4] [5] [6] [7]. Para químicos de polímeros, la DSC es una herramienta común para estudiar procesos de curado, que permite el ajuste fino de propiedades poliméricas. El entrecruzamiento (cross-linking) [8] de moléculas poliméricas que tiene lugar en el proceso de curado es exotérmico y da lugar a un pico positivo en la curva DSC que usualmente aparece sucesivamente a la transición vítrea [1][2][3]. En la industria farmacéutica es necesario disponer de fármacos y drogas bien caracterizados para definir parámetros de procesado y a efectos de dosificación clínica. Por ejemplo, si es necesario administrar un fármaco en forma amorfa, es deseable procesar el fármaco a temperatures por debajo de aquella a la que la cristalización pueda presentarse [2]

En investigación en alimentaria [9], la DSC se utiliza conjuntamente con otras técnicas térmicas analíticas para determinar la dinámica del agua. Cambios en la distribución del agua pueden ser correlacionados con cambios en la textura. De modo similar a lo que sucede en ciencia de materiales, también puede ser analizado el efecto del curado sobre los productos preparados. El registro de las curvas DSC encuentra también aplicación en la valoración de la pureza de fármacos y polímeros. Esto es posible debido a que el intervalo de temperaturas en que funde una mezcla de compuestos es dependiente de sus cantidades relativas. Este efecto es debido a un fenómeno conocido como depresión del punto de congelación, que se presenta cuando se adiciona a una solución un soluto extraño. (La disminución del punto de congelación del agua por adición de un anticongelante es la que, al evitar la formación de hielo, funcione el automóvil en invierno). Consecuentemente, los compuestos menos puros exhibirán un ensanchamiento del pico de fusión que comienza a temperaturas más bajas que un compuesto puro [2][3]

La calorimetría diferencial de barrido ha encontrado aplicaciones en el establecimiento de rutas metabólicas [10], en taxonomía bacteriana y fúngica [11] y en infectividad [12]

En los últimos años esta tecnología ha sido involucrada en el estudio de materiales metálicos. La caracterización de este tipo de materiales con DSC no es todavía fácil debido a la escasez de bibliografía al respecto. No obstante, es sabido que es posible utilizar DSC para encontrar temperaturas solidus y liquidus de una aleación metálica, pero las aplicaciones más prometedoras son, por ahora, en el estudio de precipitaciones, zonas Guiner Preston, transiciones de fase, movimiento de dislocaciones, crecimiento de grano, etc.

[editar] Referencias

1. Dean, John A. The Analytical Chemistry Handbook. New York. McGraw Hill, Inc. 1995. pp. 15.1–15.5

2. Pungor, Erno. A Practical Guide to Instrumental Analysis. Boca Raton, Florida. 1995. pp. 181–191.

3. Skoog, Douglas A., F. James Holler and Timothy Nieman. Principles of Instrumental Analysis. Fifth Edition. New York. 1998. pp. 905–908.

4. De Andrés-Santos A.I., Velasco-Martín A., Hernández-Velasco E., Martín-Gil J. y Martín-Gil F.J. "Thermal behaviour of aqueous solutions of sodium hyaluronate from different commercial sources". Thermochim. Acta, 1994, 242, 153-160.

5. Ramos-Sánchez M.C., Barrio-Arredondo M.T., De Andrés-Santos M.I., Martín-Gil J. y Martín-Gil F.J. "Thermal analysis of aqueous solutions of heparins". Thermochim. Acta, 1995, 262, 109-115.

6. Martín-Gil J., Martín-Gil F.J, De Andrés-Santos A.I., Barrio-Arredondo M.T., Ramos-Sánchez M.C. y Chebib-Abuchala N. "Thermal behaviour of medical grade silicone oils". J. Anal. Appl. Pyrol., 1995, 262, 109-115.

7. Martín-Gil F.J., Leal J.A., Gómez-Miranda B., Martín-Gil J., Prieto A. y Ramos Sánchez M.C. "Low temperatures thermal behaviour of chitins and chitin glucans". Thermochim. Acta, 1992, 211, 241-254.

8. Ramos-Sánchez M.C., Martín-Gil J., Barrio-Arredondo M.T. y Martín-Gil F.J. "Water of hydration and crosslinking in live and dead cells". Thermochim. Acta, 1999, 325, 19-24.

9. Rey F.J., Chamorro O., Martín-Gil F.J. y Martín-Gil J. "Characterization of fatty acid methyl esters by thermal analysis". J. Therm. Anal. Cal., 1993, 40, 463-473

10. Sánchez-Valiente M., Martín-Gil F.J, Martín-Gil J., Siguenza A.F. y Miguel J.L. "DSC study of a metabolic pathway (biosynthesis of pineal indoles)". Thermochim. Acta, 1992, 195, 251-259.

11. Ramos-Sánchez M.C., Rodríguez-Torres A., Leal-Ojeda A., Martín-Gil F.J. y Martín-Gil J. "Thermolytical techniques to characterize fungal polysaccharides and bacterial lipopolysaccharides". Biotechnol. Prog., 1991, 7, 526-533.

12. Rodríguez-Torres A., Ramos-Sánchez M.C., Orduña-Domingo A., Martín-Gil F.J. y Martín-Gil J. "Differential scanning calorimetry investigations on LPS and free Lipids A of the bacterial cell wall". Res. Microbiol., 1993, 144, 729-740.

Antoine LavoisierDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a navegación, búsqueda

Antoine Lavoisier

Padre de la química moderna

Nacimiento26 de agosto de 1743

París, Francia

Fallecimiento 8 de mayo de 1794

Ocupación Químico, Biólogo, Físico

Cónyuge Marie de Lavoisier

Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 — 8 de mayo de 1794 ) fue un químico francés.

Se le considera el padre de la química por sus detallados estudios, entre otros: el estudio del aire, el fenómeno de la respiración animal y su relación con los procesos de oxidación, análisis del agua, uso de la balanza para establecer relaciones cuantitativas en las reacciones químicas estableciendo su famosa Ley de conservación de la masa.

Biografía

Químico francés, nacido el 26 de agosto de 1743 en París. Fue uno de los protagonistas principales de la revolución científica que condujo a la consolidación de la química , por lo que es considerado el fundador de la química moderna. Estudió Derecho, aunque su actividad comenzó a centrarse en la investigación científica. Fue elegido miembro de la

Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas en 1790 y comisario del tesoro en 1791. Lavoisier trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario francés y en los métodos de producción agrícola.

Lavoisier realizó los primeros experimentos químicos realmente cuantitativos. Demostró que en una reacción , la cantidad de materia siempre es la misma al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de la conservación de la materia. Lavoisier también investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con Oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas.

Con el químico francés Claude Louis Camelot y otros, Lavoisier concibió una nomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno.

Concibió el Método de nomenclatura química (1787). En el Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos. También escribió sobre la combustión (1777) y consideraciones sobre la naturaleza de los ácidos (1778).

Trabajó en el cobro de contribuciones, motivo por el cual fue arrestado en 1793. Importantes personajes hicieron todo lo posible para salvarlo. Al parecer Halle expuso al tribunal todos los trabajos que había realizado Lavoisier, y se dice que, a continuación, el presidente del tribunal pronunció la famosa frase: "La república no necesita sabios". Lavoisier fue guillotinado el 8 de mayo de 1794, cuando tenía 54 años.

Joseph Louis Lagrange dijo al día siguiente: "Ha bastado un instante para segar su cabeza; habrán de pasar cien años antes de que nazca otra igual".

Resumen

26 de agosto de 1743 - 8 de mayo de 1794. Químico francés, considerado el creador de la química moderna por sus estudios sobre la oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, el análisis del aire, la Ley de conservación de la materia o Ley Lomonósov-Lavoisier, la calorimetría, etc.

En 1754 empezó sus estudios en la escuela de elite "College Mazarin" destacando por sus dotes en las ciencias naturales. Estudió Ciencias Naturales y Derecho por petición de su padre. En 1771 se casó con Marie de Lavoisier. La dote le permitió instalar un laboratorio grande donde le asistió su esposa redactando entre otros el cuaderno de laboratorio.

Escribió un gran Tratado Elemental de Química, asumió asimismo la inspección nacional de las compañías de fabricación de pólvora y fue recaudador de impuestos, cargo por el cual fue guillotinado al producirse la Revolución francesa. 1

Calor específicoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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El calor específico es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específico depende de dicha temperatura inicial.1 2 Se la representa con la letra (minúscula).

En forma análoga, se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que hay que suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). Se la representa con la letra (mayúscula).

Por lo tanto, el calor específico es la capacidad calorífica específica, esto es

donde es la masa de la sustancia.3

Introducción

El calor específico es una propiedad intensiva de la materia, por lo que es representativo de cada sustancia; por el contrario, la capacidad calorífica una propiedad extensiva representativa de cada cuerpo o sistema particular.4

Cuanto mayor es el calor específico de las sustancias, más energía calorífica se necesita para incrementar la temperatura. Por ejemplo, se requiere ocho veces más energía para incrementar la temperatura de un lingote de magnesio que para un lingote de plomo de la misma masa.[1]

El término "calor específico" tiene su origen en el trabajo del físico Joseph Black, quien realizó variadas medidas calorimétricas y usó la frase “capacidad para el calor”.5 En esa época la mecánica y la termodinámica se consideraban ciencias independientes, por lo que actualmente el término podría parecer inapropiado; tal vez un mejor nombre podría ser transferencia de energía calorífica específica, pero el término está demasiado arraigado para ser reemplazado.6

Ecuaciones básicas

El calor específico medio ( ) correspondiente a un cierto intervalo de temperaturas se define en la forma:

donde es la transferencia de energía en forma calorífica en el entre el sistema y su entorno u otro sistema, es la masa del sistema (se usa una n cuando se trata del calor específico molar) y es el incremento de temperatura que experimenta el sistema. El calor específico ( ) correspondiente a una temperatura dada se define como:

El calor específico ( ) es una función de la temperatura del sistema; esto es, . Esta función es creciente para la mayoría de las sustancias (excepto para los gases monoatómicos y diatómicos). Esto se debe a efectos cuánticos que hacen que los modos de vibración estén cuantizados y sólo estén accesibles a medida que aumenta la

temperatura. Conocida la función , la cantidad de calor asociada con un cambio de temperatura del sistema desde la temperatura inicial Ti a la final Tf se calcula mediante la integral siguiente:

En un intervalo donde la capacidad calorífica sea aproximadamente constante la fórmula anterior puede escribirse simplemente como:

Cantidad de sustancia

Cuando se mide el calor específico en ciencia e ingeniería, la cantidad de sustancia es a menudo de masa, ya sea en gramos o en kilogramos, ambos del SI. Especialmente en química, sin embargo, conviene que la unidad de la cantidad de sustancia sea el mol al medir el calor específico, el cual es un cierto número de moléculas o átomos de la sustancia.7 Cuando la unidad de la cantidad de sustancia es el mol, el término calor específico molar se puede usar para referirse de manera explícita a la medida; o bien usar el término calor específico másico, para indicar que se usa una unidad de masa.

Conceptos relacionados

Hay dos condiciones notablemente distintas bajo las que se mide el calor específico y éstas se denotan con sufijos en la letra c. El calor específico de los gases normalmente se mide bajo condiciones de presión constante (Símbolo: cp). Las mediciones a presión constante producen valores mayores que aquellas que se realizan a volumen constante (cv), debido a que en el primer caso se realiza un trabajo de expansión.

El cociente entre los calores específicos a presión constante y a volumen constante para una misma sustancia o sistema termodinámico se denomina coeficiente adiabático y se designa mediante la letra griega (gamma).8 Este parámetro aparece en fórmulas físicas, como por ejemplo la de la velocidad del sonido en un gas ideal.

El calor específico de las sustancias distintas de los gases monoatómicos no está dado por constantes fijas y puede variar un poco dependiendo de la temperatura [2]. Por lo tanto, debe especificarse con precisión la temperatura a la cual se hace la medición. Así, por ejemplo, el calor específico del agua exhibe un valor mínimo de 0,99795 cal/(g·K) para la temperatura de 34,5 °C, en tanto que vale 1,00738 cal/(g·K) a 0 °C. Por consiguiente, el calor específico del agua varía menos del 1% respecto de su valor de 1 cal/(g·K) a 15 °C, por lo que a menudo se le considera como constante.

La presión a la que se mide el calor específico es especialmente importante para gases y líquidos.

Unidades

Unidades de calor

La unidad de medida del calor en el Sistema Internacional es el joule (J). La caloría (cal) también se usa frecuentemente en las aplicaciones científicas y tecnológicas. La caloría se define como la cantidad de calor necesario para aumentar en 1 °C la temperatura de un gramo de agua destilada, en el intervalo de 14,5 °C a 15,5 °C.9 Es decir, tiene una definición basada en el calor específico.

Unidades de calor específico

En el Sistema Internacional de Unidades, el calor específico se expresa en julios por kilogramo y por kelvin (J·kg-1·K-1); otra unidad, no perteneciente al SI, es la caloría por gramo y por kelvin (cal·g-1·K-1). Así, el calor específico del agua es aproximadamente 1 cal/(g·K) en un amplio intervalo de temperaturas, a la presión atmosférica; exactamente 1 cal·g-1·K-1 en el intervalo de 14,5 °C a 15,5 °C (por la definición de la unidad caloría).

En los Estados Unidos, y en otros pocos países donde se sigue utilizando el Sistema Anglosajón de Unidades, el calor específico se suele medir en BTU (unidad de calor) por libra (unidad de masa) y grado Fahrenheit (unidad de temperatura).

La BTU se define como la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Fahrenheit la temperatura de una libra de agua en condiciones atmosféricas normales.10

Factores que afectan el calor específico

Las moléculas tienen una estructura interna porque están compuestas de átomos que tienen diferentes formas de moverse en las moléculas. La energía cinética almacenada en estos grados de libertad internos no contribuye a la temperatura de la sustancia sino a su calor específico.

Grados de libertadArtículo principal: Grados de libertad

El comportamiento termodinámico de las moléculas de los gases monoatómicos, como el helio y de los gases biatómicos, el hidrógeno es muy diferente. En los gases monoatómicos, la energía interna corresponde únicamente a movimientos de traslación.

Los movimientos traslacionales son movimientos de cuerpo completo en un espacio tridimensional en el que las partículas se mueven e intercambian energía en colisiones en forma similar a como lo harían pelotas de goma encerradas en un recipiente que se agitaran con fuerza. (vea la animación aquí). Estos movimientos simples en los ejes dimensionales X, Y, y Z implican que los gases monoatómicos sólo tienen tres grados de libertad traslacionales.

Las moléculas con mayor atomicidad, en cambio tienen varios grados de libertad internos, rotacionales y vibracionales, adicionales ya que son objetos complejos. SE comportan como una población de átomos que pueden moverse dentro de una molécula de distintas formas (ver la animación a la derecha). La energía interna se almacena en estos movimientos internos. Por ejemplo, el Nitrógeno, que es una molécula diatómica, tiene cinco grados de libertad disponibles: los tres traslacionales más dos rotacionales de libertad interna. Cabe destacar que la capacidad calorífica molar a volumen constante de

los gases monoatómicos es , siendo R la Constante Universal de los gases ideales,

mientras que para el Nitrógeno (biatómico) vale , lo cual muestra claramente la relación entre los grados de libertad y el calor específico.

Masa molarArtículo principal: Masa molar

Una de las razones por las que el calor específico adopta diferentes valores para diferentes sustancias es la diferencia en masas molares, que es la masa de un mol de cualquier elemento, la cual es directamente proporcional a la masa molecular del elemento, suma de los valores de las masas atómicas de la molécula en cuestión. La energía calorífica se almacena gracias a la existencia de átomos o moléculas vibrando. Si una sustancia tiene una masa molar más ligera, entonces cada gramo de ella tiene más átomos o moléculas disponibles para almacenar energía. Es por esto que el hidrógeno, la sustancia con la menor masa molar, tiene un calor específico tan elevado; porque un gramo de esta sustancia contiene una cantidad tan grande de moléculas.

Una consecuencia de este fenómeno es que, cuando se mide el calor específico en términos molares la diferencia entre sustancias se hace menos pronunciada, y el calor específico del hidrógeno deja de ser atípico. En forma correspondiente, las sustancias moleculares (que también absorben calor en sus grados internos de libertad), pueden almacenar grandes cantidades de energía por mol si se trata de moléculas grandes y complejas, y en consecuencia su calor específico medido en términos másicos es menos notable.

Ya que la densidad neta de un elemento químico está fuertemente relacionada con su masa molar, existe en términos generales, una fuerte correlación inversa entre la densidad del sólido y su cp (calor específico a presión constante medido en términos másicos). Grandes lingotes de sólidos de baja densidad tienden a absorber más calor que un lingote pequeño de un sólido de la misma masa pero de mayor densidad ya que el primero por lo general contiene más átomos. En consecuencia, en términos generales, hay una correlación cercana entre el volumen de un elemento sólido y su capacidad calorífica total. Hay sin embargo, muchas desviaciones de esta correlación general.

Enlaces puente de hidrógenoArtículo principal: Enlace por puente de hidrógeno

Las moléculas que contienen enlaces polares de hidrógeno tienen la capacidad de almacenar energía calorífica en éstos enlaces, conocidos como puentes de hidrógeno.

Impurezas

En el caso de las aleaciones, hay ciertas condiciones en las cuales pequeñas impurezas pueden alterar en gran medida el calor específico medido. Las aleaciones pueden mostrar una marcada diferencia en su comportamiento incluso si la impureza en cuestión es uno de los elementos que forman la aleación; por ejemplo, las impurezas en aleaciones semiconductoras ferromagnéticas pueden llevar a mediciones muy diferentes, tal como predijeron por primera vez White y Hogan.11

Tabla de calores específicos

Sustancia Fase

cp(másico)

kJ·kg−1·K−1

cp(molar)

J·mol−1·K−1

cv(molar)

J·mol−1·K−1

Capacidadcalorífica

volumétricaJ cm-3 K-1

Gas monoatómico (Ideal)

gas R = 20,8 R = 12,5

Helio gas 5,1932 20,8 12,5

Argón gas 0,5203 20,8 12,5

Gas diatómico (Ideal)

gas R = 29.1 R = 20.8

Hidrógeno gas 14,30 28,82 20.4

Nitrógeno gas 1,040 29,12 20,8

Oxígeno gas 0,918 29,4 21,1

Aire (en condiciones típicas de habitación[3])

gas 1,012 29,19

Aluminio sólido 0,897 24,2 2,422

Amoníaco líquido 4,700 80,08 3,263

Antimonio sólido 0,207 25,2 1,386

Arsénico sólido 0,328 24,6 1,878

Berilio sólido 1,82 16,4 3,367

Cobre sólido 0,385 24,47 3,45

Diamante sólido 0,5091 6,115 1,782

Etanol líquido 2,44 112 1,925

Gasolina líquido 2,22 228

Oro sólido 0,1291 25,42 2,492

Grafito sólido 0,710 8,53 1,534

Hierro sólido 0,450 25,1 3,537

Plomo sólido 0,127 26,4 1,44

Litio sólido 3,58 24,8 1,912

Magnesio sólido 1,02 24,9 1,773

Mercurio líquido 0,1395 27,98 1,888

Neón gas 1,0301 20,7862 12,4717

cera de parafina sólido 2,5 900 2,325

Sílice (fundido) sólido 0,703 42,2 1,547

Uranio sólido 0,116 27,7 2,216

Aguagas (100 °C)

2,080 37,47 28,03

Agualíquido (25 °C)

4,1813 75,327 74,53 4,184

Aguasólido (0 °C)

2,114 38,09 1,938

Todas las medidas son a 25 °C a menos que se indique lo contrario,Los mínimos y máximos notables se muestran en negrita.

↑  Divida el calor específico másico del Magnesio entre 8 y comprobará que es muy cercano a ocho veces el del Plomo.

↑ Suponiendo una altitud de 194 metros (el promedio de la población mundial), una temperatura de 23 °C, un 40,85% de humedad y 760 mmHg de presión.

↑ Puede notar que el calor específico (molar) de los gases monoatómicos se comporta de acuerdo a ciertas constantes, mientras que los valores predichos para otros gases no se ajustan con la misma precisión.

Materiales de construcción

Estos datos son de utilidad al calcular los efectos del calor sobre los materiales que formen un edificio:

Sustancia Estado de agregacióncp

J g−1 K−1

Asfalto sólido 0,92

Ladrillo sólido 0,84

Hormigón sólido 0,88

Vidrio, sílice sólido 0,84

Vidrio, crown sólido 0,67

Vidrio, flint sólido 0,503

Vidrio, pyrex sólido 0,753

Granito sólido 0,790

Aljez sólido 1,09

Mármol, mica sólido 0,880

Arena sólido 0,835

Suelo sólido 0,80

Madera sólido 0,48