PROCESO ISOBÁRICO

El término isobárico se compone de dos partes: iso = igual y bárico = presión. Por lo tanto, isobárico significa “presión igual” o “presión constante”.

En termodinámica, el proceso isobárico es aquel en el que la presión se mantiene constante: ΔP = 0. Si bien el calor que se transfiere al sistema funciona, la energía interna de dicho sistema cambia.

En este proceso la presión y la fuerza ejercida son constantes y el trabajo realizado se da como PΔV. Como ejemplo tenemos un pistón móvil en un cilindro. La presión dentro del cilindro está siempre a la presión atmosférica, aunque esté aislada de la atmósfera.

                                

EJEMPLO

Si tiene un cilindro con un pistón pesado y calienta el gas en él, el gas se expande debido al aumento de energía. Esto está de acuerdo con la ley de Charles: el volumen de un gas es proporcional a su temperatura.El pistón ponderado mantiene la presión constante. Puede calcular la cantidad de trabajo realizado conociendo el cambio de volumen del gas y la presión. El pistón se desplaza por el cambio en el volumen del gas, mientras que la presión permanece constante.

Si el pistón estuviera fijo y no se moviera mientras se calentaba el gas, la presión aumentaría en lugar del volumen del gas. Esto no sería un proceso isobárico, ya que la presión no era constante. El gas no pudo producir trabajo para desplazar el pistón.

Si retira la fuente de calor del cilindro o incluso la coloca en un congelador para que pierda calor al medio ambiente, el gas disminuirá de volumen y arrastrará el pistón ponderado hacia abajo mientras mantiene la presión constante. Esto es trabajo negativo, el sistema se contrae.

APLICACIONES EN LA VIDA REAL 

La mayoría de los procesos térmicos o químicos de la vida real, como hervir agua en una estufa, encender un fósforo o la bola de polilla sólida en el armario de ropa de cama que se sublima en un gas repelente de insectos, están muy cerca de ser isobáricos.

   

   

ENTROPIA

¿Qué es la entropía?

En física se habla de entropía (usualmente simbolizada con la letra S) para referirnos al grado de equilibrio de un sistema termodinámico, o más bien, a su nivel de tendencia al desorden (variación de entropía). Cuando se produce una variación de entropía positiva, los componentes de un sistema pasan a un estado de mayor desorden que cuando se produce una entropía negativa.

La entropía es un concepto clave para la Segunda Ley de la termodinámica, que establece que “la cantidad de entropía en el universo tiende a incrementarse en el tiempo”. O lo que es igual: dado un período de tiempo suficiente, los sistemas tenderán al desorden. Ese potencial de desorden será mayor en la medida en que más próximo al equilibrio se halle el sistema. A mayor equilibrio, mayor entropía.

También puede decirse que la entropía es el cálculo de la energía interna de un sistema que no es útil para realizar un trabajo, pero que existe y se acumula en un sistema determinado. Es decir, la energía excedente, desechable.

Cuando un sistema pasa de un estado inicial a uno secundario, en un proceso isotérmico (de igual temperatura), la variación de entropía (S2 – S1 ) será igual a la cantidad de calor que intercambie el sistema con el medio ambiente ,(Q1→ Q2 ), dividido por su temperatura. Esto se expresa según la siguiente ecuación:

S2 – S1  = (Q1→ Q2)/ T

Esto demuestra que solo se pueden calcular las variaciones de entropía en un sistema y no valores absolutos. El único punto en donde la entropía es nula es en el cero absoluto (0 K o -273,16 °C).

Entropía negativa

La entropía negativa, sintropía o neguentropía es aquella entropía que un sistema exporta o libera para mantener bajos sus niveles de entropía.
Este concepto fue desarrollado por el físico Erwin Schrödinger en 1943 y retomado posteriormente por diversos estudiosos.

Ejemplos:

La ruptura de un plato. Si entendemos el plato como un sistema ordenado y equilibrado, con un alto potencial entrópico, veremos que su fragmentación en pedazos es un suceso natural, temporal, que no sucede de manera espontánea en sentido inverso.

La descomposición radiactiva. Este proceso, también irreversible, lleva a los átomos inestables y de alta carga entrópica a devenir en otros más estables (cambiando de elemento). Para ello liberan grandes cantidades de energía, que es lo que llamamos radiación.

El fin del universo. La física contemporánea ha advertido sobre una teoría del fin del universo, llamada «muerte térmica», que sostiene que la entropía en el universo alcanzará en algún momento un equilibrio, un punto de entropía máxima en el cese del movimiento y de transferencias de calor, con lo cual no habrá más evolución ni cambio de ningún tipo.

PROCESO ADIABÁTICO

¿Qué es?

Un proceso adiabático es un proceso termodinámico en el que el sistema no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático puede ser además isentrópico, que significa que el proceso puede ser reversible. 

Es un proceso que no involucra la transferencia de calor o materia dentro o fuera de un sistema, de modo que Q = 0, se dice que dicho sistema está aislado adiabáticamente. 

Por ejemplo: se supone que la compresión de un gas dentro de un cilindro de un motor térmico ocurre tan rápidamente que, en la escala de tiempo del proceso de compresión, una pequeña parte de la energía del sistema puede transferirse como calor a los alrededores. Aunque los cilindros de los motores térmicos no están aislados y son bastante conductivos, ese proceso está idealizado para ser adiabático. Lo mismo se puede decir que es cierto para el proceso de expansión de dicho sistema.

Calentamiento y enfriamiento adiabático:

La compresión adiabática de un gas provoca un aumento en la temperatura del gas. La expansión adiabática contra la presión, o un resorte, causa una caída en la temperatura. Por el contrario, la expansión libre es un proceso isotérmico para un gas ideal. 

Tales cambios de temperatura pueden cuantificarse utilizando la ley de los gases ideales o la ecuación hidrostática para los procesos atmosféricos.

Calentamiento adiabático: 

El calentamiento adiabático ocurre cuando la presión de un gas aumenta por el trabajo realizado sobre ella por su entorno. Un ejemplo de calentamiento adiabático es el de un pistón de un motor térmico que comprime un gas contenido dentro de un cilindro. La compresión del gas conlleva a la elevación de la temperatura. En muchas situaciones prácticas la conducción de calor a través de las paredes puede ser lenta en comparación con el tiempo de compresión que se considera nula.

Esta característica tiene una aplicación práctica en los motores térmicos diésel que dependen de la falta de disipación de calor durante la carrera de compresión para elevar la temperatura del vapor de combustible lo suficiente como para encenderlo.

Enfriamiento adiabático: 

El enfriamiento adiabático ocurre cuando la presión sobre un sistema adiabáticamente aislado disminuye, lo que permite que se expanda. Esta expansión hace que funcione en su entorno. Cuando se reduce la presión aplicada sobre un paquete de aire, se permite que el aire en el paquete se expanda; a medida que aumenta el volumen, la temperatura disminuye a medida que disminuye su energía interna.

El enfriamiento adiabático se produce en la atmósfera de la Tierra con el levantamiento orográfico y ondas de sotavento, y esto puede formar píleo o nubes lenticulares.

Aplicaciones en la vida real: 

• La temperatura de la llama adiabática es la temperatura que se lograría con una llama si el proceso de combustión se llevara a cabo en ausencia de pérdida de calor en los alrededores.

• En meteorología y oceanografía, el proceso de enfriamiento adiabático produce condensación de humedad o salinidad y la parcela se sobresatura.

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

                                              

La segunda ley de la termodinámica tiene varias formas de expresión. Una de ellas afirma que ninguna máquina térmica es capaz de convertir completamente toda la energía que absorbe en trabajo utilizable. Otra manera de enunciarla es decir que los procesos reales ocurren en un sentido tal, que la calidad de la energía es menor porque la entropía tiende a aumentar.

 No es posible que el calor fluya desde un cuerpo frío hacia un cuerpo mas caliente, sin necesidad de producir ningún trabajo que genere este flujo. La energía no fluye espontáneamente desde un objeto a baja temperatura, hacia otro objeto a mas alta temperatura.

                                      

EJEMPLOS 

1.la taza de café mañanero que espera tranquilamente sobre la mesa intercambiando calor con el entorno.

El café se enfría conforme pasa el tiempo, hasta quedar en equilibrio térmico con el ambiente, así que sería muy sorprendente que un día pasara lo contrario y el ambiente se enfriara mientras que el café se calentara por sí mismo. 

                            

                              

2. Cuál es la eficiencia de una máquina térmica a la cual se le suministrarán 8 000 calorías para obtener 25 200 Joules de calor de salida?

SOLUCIÓN

 Tenemos que convertir las calorías en Joules, y nos referimos a las calorías que se suministran:

Ahora si podemos sustituir nuestros datos en la fórmula:

Sustituyendo nuestros datos:

El valor de 0.25 lo multiplicamos por 100, para obtener el porcentaje de la eficiencia térmica:

Lo que sería equivalente a un 25% de eficiencia térmica.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

¿Qué es?

la primera ley de la termodinámica determina que la energía interna de un sistema aumenta cuando se le transfiere calor o se realiza un trabajo sobre él. Su expresión depende del criterio de signos para sistemas termodinámicos elegido:

Criterio IUPAC: Se considera positivo aquello que aumenta la energía interna del sistema, o lo que es lo mismo, el trabajo recibido o el calor absorbido.

Criterio tradicional: Se considera positivo el calor absorbido y el trabajo que realiza el sistema sobre el entorno.

• ∆U: Incremento de energía interna del sistema ( ∆U = Ufinal - Uinicial ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )
• Q: Calor intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ), aunque también se suele usar la caloría ( cal ). 1 cal = 4.184 J
• W: Trabajo intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )

Ejemplo: Un contenedor tiene una muestra de gas nitrógeno y un pistón móvil que no permite que este escape. Durante un proceso termodinámico, 200 joules de calor entran al gas y este hace un trabajo de 300 joules. ¿Cuál fue el cambio en la energía interna del gas durante el proceso descrito?

$200\text{ joules}$Solución:

Fórmula: ΔU=Q+W

$\Delta U=(+200\text{ J})+W\text{(Sustituye }Q=+200\text{ J)}.$delta, U, equals, left parenthesis, plus, 200, start text, space, J, end text, right parenthesis, plus, W, start text, left parenthesis, S, u, s, t, i, t, u, y, e, space, end text, Q, equals, plus, 200, start text, space, J, right parenthesis, end text, point 

$\Delta U=(+200 \text{ J})+(-300\text{ J}) \quad \text{(Sustituye }W=-300\text{ J).}$delta, U, equals, left parenthesis, plus, 200, start text, space, J, end text, right parenthesis, plus, left parenthesis, minus, 300, start text, space, J, end text, right parenthesis, start text, left parenthesis, S, u, s, t, i, t, u, y, e, space, end text, W, equals, minus, 300, start text, space, J, right parenthesis, point, end text 

$\Delta U=-100\text{ J} \quad \text{(Calcula y celebra).}$delta, U, equals, minus, 100, start text, space, J, end text, start text, left parenthesis, C, a, l, c, u, l, a, space, y, space, c, e, l, e, b, r, a, right parenthesis, point, end text

ya que la energía interna del gas disminuyó, también lo hizo su temperatura.

DIFERENCIA ENTRE CALOR Y TEMPERATURA

A pesar de tener una relación muy estrecha podemos encontrar diferencias clave entre calor y temperatura, las principales son:

• El calor depende del número de las partículas, el tamaño ya la velocidad de las mismas.

La temperatura depende de la transferencia del calor. Si se añade calor, la temperatura aumenta. Si quitamos calor, la temperatura disminuye.

• El calor es una energía.

La temperatura no es energía sino una medida de ella.

• El calor se basa en las diferentes energías de la materia, bien sea la energía cinética, la energía potencial almacenada en las moléculas, entre otras.

La temperatura mide la energía liberada por las moléculas en movimiento.

• El calor se transmite desde el cuerpo más caliente al más frío.

La temperatura no se transmite simplemente se mide.

• El calor se mide en julio (J) unidades de energía, sin embargo, la unidad tradicional para medir el calor es la caloría (cal).

La temperatura se mide en es grados centígrados (°C), grados Kelvin (°K) o la escala Fahrenheit (°F) tres diferentes escalas usadas internacionalmente.

• El calor es el flujo de energía entre dos cuerpos a diferentes temperaturas.

La temperatura es una propiedad física de un cuerpo.

MEDIDA DE LA TEMPERATURA

En el sistema internacional de unidades, la unidad de temperatura es el Kelvin. A continuación, de forma generalizada, hablaremos de otras unidades de medida para la temperatura.
En primer lugar podemos distinguir, por decirlo así, dos categorías en las unidades de medida para la temperatura: absolutas y relativas.

- Absolutas son las que parten del cero absoluto, que es la temperatura teórica más baja posible, y corresponde al punto en el que las moléculas y los átomos de un sistema tienen la mínima energía térmica posible.

- Kelvin (sistema internacional): se representa por la letra K y no lleva ningún símbolo "º" de grado. Fue creada por William Thomson, sobre la base de grados Celsius, estableciendo así el punto cero en el cero absoluto (-273,15 ºC) y conservando la misma dimensión para los grados. Esta fue establecida en el sistema internacional de unidades en 1954.

- Relativas por que se comparan con un proceso fisicoquímico establecido que siempre se produce a la misma temperatura.

- Grados Celsius (sistema internacional): o también denominado grado centígrado, se representa con el símbolo ºC. Esta unidad de medida se define escogiendo el punto de congelación del agua a 0º y el punto de ebullición del agua a 100º , ambas medidas a una atmósfera de presión, y dividiendo la escala en 100 partes iguales en las que cada una corresponde a 1 grado. Esta escala la propuso Anders Celsius en 1742, un físico y astrónomo sueco.

- Grados Fahrenheit (sistema internacional): este toma las divisiones entre los puntos de congelación y evaporación de disoluciones de cloruro amónico. Así que la propuesta de Gabriel Fahrenheit en 1724, establece el cero y el cien en las temperaturas de congelación y evaporación del cloruro amónico en agua. Este utilizo un termómetro de mercurio en el que introduce una mezcla de hielo triturado con cloruro amónico a partes iguales. Esta disolución salina concentrada daba la temperatura más baja posible en el laboratorio, por aquella época. A continuación realizaba otra mezcla de hielo triturado y agua pura, que determina el punto 30 ºF, que después fija en 32 ºF (punto de fusión del hielo) y posteriormente expone el termometro al vapor de agua hirviendo y obtiene el punto 212 ºF (punto de ebullición del agua). La diferencia entre los dos puntos es de 180 ºF, que dividida en 180 partes iguales determina el grado Fahrenheit.