Procesos termodinámicos


Proceso isobárico


Es un proceso que se realiza a presión constante. En un proceso isobárico, se realiza tanto transferencia de calor como trabajo. El valor del trabajo es simplemente P (Vf - Vi), y la primera ley de la termodinámica se escribe:
ΔU = Q – P (Vf - Vi)
Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que ocurre a presión constante. En el calor transferido a presión constante está relacionado con el resto de variables mediante:
\triangle Q = \triangle U+ P \triangle V,
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Donde:
Q\! = Calor transferido.
U\! = Energía Interna.
P\! = Presión.
V\! = Volumen.
En un diagrama P-V, un proceso isobárico aparece como una línea horizontal. Eso es del proceso isobárico de un gas.
Una expansión isobárica es un proceso en el cual un gas se expande (o contrae) mientras que la presión del mismo no varía, es decir si en un estado 1 del proceso la presión es P1 y en el estado 2 del mismo proceso la presión es P2, entonces P1 = P2. La primera ley de la termodinámica nos indica que:


dQ = dU + dW
Ejemplos de procesos isobáricos en la vida cotidiana:
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Proceso isovolumétrico.
Un proceso que se realiza a volumen constante se llama isovolumétrico. En estos procesos evidentemente el trabajo es cero y la primera ley de la termodinámica se escribe:
ΔU = Q
Esto significa que si se agrega (quita) calor a un sistema manteniendo el volumen constante, todo el calor se usa para aumentar (disminuir) la energía interna del sistema.
Un proceso isocórico, también llamado proceso isométrico o isovolumétrico es un proceso termodinámico en el cual el volumen permanece constante; ΔV = 0. Esto implica que el proceso no realiza trabajo presión-volumen, ya que éste se define como:
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En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una línea vertical.
Es un proceso a volumen constante, en consecuencia.
W = 0, y tendremos:
En un recipiente de paredes gruesas que contiene un gas determinado, al que se le suministra calor, observamos que la temperatura y presión interna se elevan, pero el volumen se mantiene igual.
En un proceso que se efectúa a volumen constante sin que haya ningún desplazamiento, el trabajo hecho por el sistema es cero.
Es decir, en un proceso isocórico no hay trabajo realizando por el sistema. Y no se adiciona calor al sistema que ocasione un incremento de su energía interna.
Ejemplos de procesos isovolumétricos en la vida cotidiana:




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Proceso adiabático.
En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquél en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno.
Durante un proceso adiabático para un gas perfecto, la transferencia de calor hacia el sistema o proveniente de él es cero. El cambio de presión con respecto al volumen obedece la ley
Es cuando un sistema no gana ni pierde calor, es decir, Q = 0. Este proceso puede realizarse rodeando el sistema de material aislante o efectuándolo muy rápidamente, para que no haya intercambio de calor con el exterior.
En consecuencia,
El trabajo realizado sobre el sistema (-W es positivo) se convierte en energía interna, o, inversamente, si el sistema realiza trabajo (-W es negativo), la energía interna disminuye.
En general, un aumento de energía interna se acompaña de uno de temperatura, y una disminución de energía interna se asocia de una de temperatura.



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Los procesos adiabáticos son comunes en la atmósfera: cada vez que el aire se eleva, llega a capas de menor presión, como resultado se expande y se enfría adiabáticamente. Inversamente, si el aire desciende llega a niveles de mayor presión, se comprime y se calienta.
La variación de temperatura en los movimientos verticales de aire no saturado se llama gradiente adiabático seco, y las mediciones indican que su valor es aproximadamente -9.8º C/km. Si el aire se eleva lo suficiente, se enfría hasta alcanzar el punto de rocío, y se produce la condensación.
En este proceso, el calor que fue absorbido como calor sensible durante la evaporación se libera como calor latente, y aunque la masa de aire continua enfriándose, lo hace en una proporción menor, porque la entrega de calor latente al ambiente produce aumento de temperatura.
En otras palabras,la masa de aire puede ascender con un gradiente adiabático seco hasta una altura llamada nivel de condensación, que es la altura donde comienza la condensación y eventualmente la formación de nubes y de precipitación. Sobre ese nivel la tasa de enfriamiento con la altura se reduce por la liberación de calor latente y ahora se llama gradiente adiabático húmedo, su valor varía desde -5º C/km a -9º C/km de disminución con la altura, dependiendo de si el aire tiene un alto o bajo contenido de humedad.
Como por ejemplo cuando abrimos una botella de champán aparece una especie de humillo desde el cuello de la botella.
El champán tiene disuelto dióxido de carbono producido de forma natural.
Cuando abrimos la botella disminuye la presión y el gas se expande adiabáticamente, de nuevo disminuyendo su temperatura y causando que el aire que se encuentra ahí disminuya su temperatura, alcanzando su punto de rocío y produciendo microscópicas gotas que dan ese aspecto de "humo" al vapor que emerge de la botella. Esta caída de temperatura es de unos 100 grados celsius.
Otro de los ejemplos es el estampido sónico producido cuando un avión sobrepasa la barrera del sonido, es decir, cuando se mueve más deprisa de la velocidad del sonido en ese medio.
En esa situación el ruido que produce no es capaz de seguir al avión, los frentes de onda que van siendo generados se solapan produciendo un sonido similar al de una explosión. En esta situación se libera una enorme cantidad de energía.
A medida que el avión va avanzando, los frentes de onda desplazan el aire haciendo que disminuya la presión por lo que el frente de onda generado inmediantamente después "ve" una presión menor por delante.
Esto llevado al límite en el estampido sónico hace que la presión varíe bruscamente en un instante. Este proceso de variación de la presión es totalmente adiabático. Se conoce como efecto Prandtl-Glauert.
El motivo por el cual el aire se condensa es lo que se conoce como singularidad de Prandtl-Glauert y su causa es controvertida porque se trata de una singularidad matemática en los modelos aerodinámicos.

Ejemplos de procesos adiabáticos en la vida cotidiana:

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Proceso isotérmico.
Un proceso isotérmico es aquel que se realiza a temperatura constante. La gráfica de P versus V para un gas ideal, manteniendo la temperatura constante es una curva hiperbólica llamada isoterma. Como la energía interna
De un gas ideal es solo función de la temperatura, entonces en un proceso isotérmico
Para un gas ideal ΔU = 0 y Q = W.
Se denomina proceso isotérmico o proceso isotermo al cambio de temperatura reversible en un sistema termodinámico, siendo dicho cambio de temperatura constante en todo el sistema.
La compresión o expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostato es un ejemplo de proceso isotermo, y puede llevarse a cabo colocando el gas en contacto térmico con otro sistema de capacidad calorífica muy grande y a la misma temperatura que el gas; este otro sistema se conoce como foco caliente.
De esta manera, el calor se transfiere muy lentamente, permitiendo que el gas se expanda realizando trabajo.
Como la energía interna de un gas ideal sólo depende de la temperatura y ésta permanece constante en la expansión isoterma, el calor tomado del foco es igual al trabajo realizado por el gas: Q = W
.
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Una curva isoterma es una línea que sobre un diagrama representa los valores sucesivos de las diversas variables de un sistema en un proceso isotermo. Las isotermas de un gas ideal en un diagrama P-V, llamado diagrama de Clapeyron, son hipérbolas equiláteras, cuya ecuación es P•V = constante.
Ejemplos de procesos isotérmicos en la vida cotidiana
:
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3.1 Proceso reversible



Se denominan procesos reversibles a aquellos que hacen evolucionar a un sistema termodinámico desde un estado de equilibrio[1] inicial a otro nuevo estado de equilibrio final a través de infinitos estados de equilibrio.
De una manera simplificada, se puede decir que un proceso reversible es aquel proceso que, después de ser llevado de un estado inicial a uno final, puede retomar sus propiedades originales.
Estos procesos son procesos ideales,[2] ya que el tiempo necesario para que se establezcan esos infinitos estados de equilibrio intermedio sería infinito.
La variación de las variables de estado del sistema,[3] entre uno de estos estados de equilibrio intermedio y el sucesivo es una variación infinitesimal, es decir, la diferencia que hay entre el valor de una de las variables en un estado y el siguiente es un infinitésimo
Un proceso reversible es aquel en que se puede hacer que el sistema vuelva a su estado original, sin variación neta del sistema ni del medio exterior.reversible.jpg


3.2 Irreversibilidad
Irreversibilidad se aplica a aquellos procesos que, como la entropía, no son reversibles en el tiempo. Desde esta perspectiva termodinámica, todos los procesos naturales son irreversibles. El fenómeno de la irreversibilidad resulta del hecho de que si un sistema termodinámico de moléculas interactivas es trasladado de un estado termodinámico a otro, ello dará como resultado que la configuración o distribución de átomos y moléculas en el seno de dicho sistema variará.
Cierta cantidad de "energía de transformación" se activará cuando las moléculas del "cuerpo de trabajo" interaccionen entre sí al cambiar de un estado a otro. Durante esta transformación, habrá cierta pérdida o disipación de energía calorífica, atribuible al rozamiento intermolecular y a las colisiones. Lo importante es que dicha energía no será recuperable si el proceso se invierte
La irreversibilidad de la termodinámica debe presentarse estadísticamente en la naturaleza, es decir, que debe simplemente ser muy improbable, pero no imposible, que la entropía disminuya con el tiempo en un sistema dado.
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