Il calore entra in gioco continuamente nella vita quotidiana. Ma che cosa è il calore? Come si misura il calore? Qual è la differenza tra temperatura e calore?
Definizione di Calore
Il calore (q) è l’energia che viene trasferita da un sistema (si pensi ad un corpo) al suo intorno in conseguenza di una differenza di temperatura. L’energia, sotto forma di calore, da un corpo più caldo, a temperatura più alta, viene trasferita ad uno più freddo, a temperatura minore. Il calore quindi è semplicemente una forma in cui una quantità di energia viene trasferita, scambiata tra un sistema ed il suo intorno (oppure da un corpo ad un altro). L’energia contenuta all’interno di un sistema non è sotto forma di calore o lavoro, ma è definita come energia interna.
Il calore è una tipologia di energia definita di transito, proprio perché si trasferisce da un corpo all’altro. In particolare, un corpo che ha una temperatura più alta può trasferire calore ad un altro corpo con temperatura più bassa, ma non può accadere il contrario: un corpo a temperatura bassa non potrà trasferire calore ad un corpo a temperatura ancora più alta.
Poiché il calore è una forma di energia può trasformarsi in un altro tipo di energia o originare da esso. Come ogni forma di energia, il calore può trasformarsi in altre forme o originarsi da energia di natura diversa.
Misurazione del Calore
Oggi per misurare il calore si utilizzano i Joule, mentre in passato si usava la caloria (molto piccola, spesso si usa la chilocaloria, kcal). Dato che il calore può essere misurato sia in cal che in J, è importante saper convertire calorie in joule, e viceversa.
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Infatti, la caloria, cal, è la quantità di calore necessaria a far aumentare di 1 grado la temperatura di 1 grammo d’acqua, da 14,5 °C a 15,5 °C. C’è una ragione per cui in fisica si precisa l’intervallo di temperatura in cui si verifica l’aumento di 1 grado, 14,5-15,5 °C.
La formula per calcolare la quantità di calore necessaria per variare la temperatura di una sostanza è: q = m × c. spec. × ΔT, dove m è la massa, c. spec. è il calore specifico e ΔT è la variazione di temperatura.
La capacità termica di un sistema è la quantità di energia necessaria per variare la temperatura di un sistema. Se il sistema è costituito da una mole di sostanza, allora si parla di capacità termica molare.
Il calore specifico (o capacità termica specifica), invece, è la quantità di calore necessaria per aumentare di un grado un grammo di sostanza (un’unità di massa). Il calore specifico deve avere sempre segno positivo ed avere le unità J/(g× °C).
La capacità termica dipende dalla sostanza che si sta analizzando e dal suo stato di aggregazione. Riscaldare o raffreddare un corpo per un ΔT implica lo scambio di due quantità identiche di calore. Ciò che cambia è il segno di ΔT. Si applica la formula q = m × c. spec.
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È valida, in assenza di cambiamenti di stato, di reazioni chimiche e di scambi termici con l’esterno, la relazione m1 (t3−t1) = m2 (t2−t3); si può assumere che ciascun membro di questa eguaglianza rappresenti una quantità proporzionale al calore Q scambiato tra le sostanze; in particolare a quello ceduto dalla sostanza inizialmente a temperatura più elevata e assorbito da quella a temperatura più bassa: Q=cm Δt (dove c è la costante di proporzionalità).
Tabella di Conversione e Calore Specifico
| Unità di Misura | Definizione |
|---|---|
| Caloria (cal) | Quantità di calore necessaria per aumentare di 1°C la temperatura di 1g di acqua |
| Joule (J) | Unità di misura del calore nel Sistema Internazionale |
| Calore Specifico | Quantità di calore necessaria per aumentare di 1°C la temperatura di 1g di una sostanza |
Temperatura vs Calore
Molto spesso, nel linguaggio di tutti i giorni, usiamo le parole calore e temperatura quasi con lo stesso significato, mentre invece c’è una differenza tra questi due elementi. La differenza fondamentale tra calore e temperatura è che la temperatura è una grandezza macroscopica fondamentale della fisica.
Tramite il termometro, usato per misurare la temperatura, in gradi Celsius o Kelvin, sappiamo quanto un corpo è caldo o freddo. Proprio per questo, è corretto dire che un corpo ha una certa temperatura, perché la temperatura è una proprietà fisica del corpo stesso.
La temperatura, invece, è una proprietà che ci indica lo stato termico di un corpo, cioè lo stato di agitazione delle molecole di cui il corpo è formato. Quando il calore viene trasferito, infatti, le molecole che compongono il corpo cominciano a muoversi più velocemente. Questo fenomeno dà origine all’energia cinetica, cioè l’energia del movimento.
Proprio per questo, possiamo definire la temperatura come la misura dell’energia cinetica delle particelle che costituiscono un corpo. L’unità di misura della temperatura è il kelvin £$(K)$£ e fa riferimento alla scala assoluta della temperatura.
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Non solo calore e temperatura non si identificano, ma neppure si deve pensare che fornendo calore a un corpo la sua temperatura debba necessariamente aumentare: l’assorbimento di una certa quantità di calore può infatti essere accompagnato da una produzione di lavoro o da un cambiamento dello stato di aggregazione e, quindi, non necessariamente tradursi in un aumento della temperatura.
Trasmissione del Calore
Questa propagazione di calore tra sistemi o parti dello stesso corpo può avvenire in più modi. La trasmissione del calore può avvenire per conduzione, per convezione, per irraggiamento: in quest’ultimo modo, che a differenza degli altri due non ha bisogno dell’intermediario di un mezzo materiale, il calore si propaga per onde elettromagnetiche.
- Per conduzione: in uno stesso corpo o fra corpi a contatto si ha una trasmissione, per urti, di energia cinetica tra le molecole.
- Per convezione: è dovuta alla presenza di correnti nei fluidi; è assente nei solidi e trascurabile per i fluidi molto viscosi; viene causato da una pressione e dalla forza di gravità. È caratterizzato da moti di circolazione interni al fluido.
- Per irraggiamento: tra due corpi (anche trasparenti) la trasmissione di calore può avvenire a distanza (anche nel vuoto). Anche in questo caso il corpo a temperatura inferiore si riscalda e quello a temperatura superiore si raffredda.
Termodinamica
La termodinamica è una branca della fisica che studia i processi riguardanti la trasformazione di massa ed energia e tutto ciò che è inerente con il calore. In particolare, la termodinamica studia gli scambi di energia tra il sistema e l’ambiente che possono verificarsi durante una trasformazione, sia essa fisica o chimica, con l’obiettivo di individuare le condizioni di equilibrio o di evoluzione dello stesso sistema.
Un sistema termodinamico è in equilibrio quando le sue caratteristiche, come la temperatura, la pressione e il volume, restano costanti nel tempo. Se non è in equilibrio, invece, il sistema tenderà ad evolvere in autonomia per cercare di raggiungere una condizione di equilibrio.
Storia del concetto di calore
I primi studi sul calore risalgono a diversi secoli fa. Le varie teorie sulle quali si è basata l’interpretazione della natura del calore possono molto schematicamente essere suddivise in cinetiche (secondo le quali il calore è il movimento delle parti minime dei corpi) e sostanzialistiche (il calore è una sostanza sui generis).
Galileo condivideva la concezione democritea del calore e riteneva (Il Saggiatore, 1623) che negli oggetti che producono la sensazione di caldo fosse presente una moltitudine di corpicelli minimi (ignicoli, minimi ignei) animati da un veemente moto di agitazione, ma precisava che il freddo altro non era che una privazione di calore. F. Bacone nel Novum Organum (1620) inseriva, per illustrare come andasse applicato il metodo induttivo, un vero e proprio trattatello sul calore nel quale, basandosi sulla produzione del calore per attrito, concludeva che il calore è un moto di espansione, trattenuto e impedito, il quale opera per parti minime; per Cartesio (Principia philosophiae, 1644) ciò che nei corpi veniva chiamato calore era una piccola agitazione delle particelle dei corpi stessi; anche I. Newton (Opticks, 1704) affermò che il calore.
D. Bernoulli (Hydrodinamica, 1738) sviluppò la prima vera teoria cinetica dei gas in senso moderno, basata sull’assunto che il calore è un crescente movimento intestino delle particelle dei corpi.
In un clima di grandissimo interesse per la fisica del calore, nel 1783 A. Lavoisier e P.-S. Laplace presentarono all’Accademia delle scienze di Parigi il Mémoire sur la chaleur, nel quale si precisa che non vi era accordo tra i fisici circa la natura del calore, da molti considerato un fluido e da altri un movimento insensibile delle molecole della materia. Essi tuttavia non ritennero di dover operare una scelta tra le due ipotesi, che potrebbero ambedue sussistere: infatti, poiché queste sarebbero state le uniche ipotesi per spiegare la natura del calore, accettano i principi comuni a entrambe.
Profondamente influenzato dalle concezioni di M. Faraday sulla convertibilità delle forze, J.P. Joule iniziò nel 1842 una magistrale campagna di misure che lo portano a dimostrare l’equivalenza del lavoro meccanico e del calore (e a determinare con grande precisione l’equivalente termico del lavoro): questa dimostrazione costituì la prova decisiva a favore della teoria cinetica.
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