Temperatura e calore

Se prendete una lattina di aranciata dal frigorifero e la lasciate sul tavolo della cucina, la sua temperatura aumenterà, all'inizio rapidamente poi sempre più lentamente, finchè la temperatura della lattina non eguaglierà quella della stanza (equilibrio termico). Generalizzando questo comportamento, descriviamo l'aranciata come un sistema (temperatura Ts) e le parti circostanti della cucina come ambiente (temperatura Ta) in cui è immerso quel sistema. Dalla nostra osservazione si desume che se Ts, non è uguale a Ta, allora Ts si modificherà finchè le due temperature non saranno uguali. Un tale cambiamento di temperatura è dovuto al trasferimento di un tipo di energia tra il sistema e il suo ambiente. Questa energia è l'energia interna (o energia termica). Quest'ultima quando viene trasferita è chiamata calore e assume il simbolo Q. Il calore è considerato positivo quando l'energia interna è trasferita ad un sistema dal suo ambiente (diciamo che quel calore viene assorbito dal sistema). Il calore è considerato, invece, negativo quando l'energia interna è trasferita da un sistema al suo ambiente (diciamo che quel calore viene ceduto o preso dal sistema). Quindi, potremmo dire che il calore è l'energia che viene trasferita tra un sistema e l'ambiente circostante a causa della differenza di temperatura esistente tra di essi. Prima che gli scienziati si rendessero conto che il calore è energia trasferita, il calore veniva misurato in funzione della sua capacità di innalzare la temperatura dell'acqua. Così la caloria (cal) era definita come la quantità di calore in grado di innalzare la temperatura di 1 g di acqua da 14,5 a 15,5 °C. Successivamente, la comunità scientifica decise che, poiché il calore (come il lavoro) è energia trasferita, l'unità SI per il calore dovesse essere la stessa dell'energia, cioè il joule. La caloria viene ora definita come 4186 J.