Procesos isobáricos: definición, fórmula y ejemplos

Varios procesos termodinámicos idealizados describen cómo los estados de un gas ideal pueden sufrir cambios. El proceso isobárico es solo uno de ellos.

La termodinámica es el estudio de los cambios que ocurren en los sistemas debido a la transferencia de energía térmica (energía térmica). Cada vez que dos sistemas de diferente temperatura están en contacto entre sí, la energía térmica se transferirá del sistema más caliente al sistema más frío.

Muchas variables diferentes afectan cómo ocurre esta transferencia de calor. Las propiedades moleculares de los materiales involucrados afectan la rapidez y facilidad con que la energía térmica puede moverse de un sistema a otro, por Por ejemplo, y la capacidad calorífica específica (la cantidad de calor necesaria para elevar una unidad de masa en 1 grado Celsius) afecta el resultado final temperaturas.

Cuando se trata de gases, ocurren muchos más fenómenos interesantes cuando se transfiere energía térmica. Los gases pueden expandirse y contraerse significativamente, y cómo lo hacen depende del recipiente en el que estén confinados, la presión del sistema y la temperatura. Por lo tanto, comprender cómo funcionan los gases es importante para comprender la termodinámica.

La teoría cinética proporciona una forma de modelar un gas para que se pueda aplicar la mecánica estadística, lo que eventualmente da como resultado poder definir un sistema a través de un conjunto de variables de estado.

Considere lo que es un gas: un grupo de moléculas capaces de moverse libremente entre sí. Para comprender un gas, tiene sentido observar sus componentes más básicos: las moléculas. Pero no es sorprendente que esto se vuelva engorroso muy rápidamente. Imagine la gran cantidad de moléculas en un vaso lleno de aire, por ejemplo. No existe una computadora lo suficientemente poderosa para realizar un seguimiento de las interacciones de tantas partículas entre sí.

En cambio, al modelar el gas como una colección de partículas que experimentan un movimiento aleatorio, puede comenzar para comprender la imagen general en términos de la raíz cuadrática media de las velocidades de las partículas, para ejemplo. Resulta conveniente empezar a hablar de la energía cinética media de las moléculas en lugar de identificar la energía asociada a cada partícula individual.

Estas cantidades conducen a la capacidad de definir variables de estado, que son cantidades que describen el estado de un sistema. Las principales variables de estado discutidas aquí serán la presión (la fuerza por unidad de área), el volumen (la cantidad espacio que ocupa el gas) y la temperatura (que es una medida de la energía cinética media por molécula). Al estudiar cómo estas variables de estado se relacionan entre sí, puede comprender los procesos termodinámicos en una escala macroscópica.

Un gas ideal es un gas en el que se hacen las siguientes suposiciones:

Las moléculas pueden tratarse como partículas puntuales, sin ocupar espacio. (Para que este sea el caso, no se permite alta presión, o las moléculas se acercarán lo suficiente como para que sus volúmenes se vuelvan relevantes).

Las fuerzas e interacciones intermoleculares son insignificantes. (La temperatura no puede ser demasiado baja para que este sea el caso. Cuando la temperatura es demasiado baja, las fuerzas intermoleculares comienzan a desempeñar un papel relativamente más importante).

Las moléculas interactúan entre sí y con las paredes del contenedor en colisiones perfectamente elásticas. (Esto permite asumir la conservación de la energía cinética).

Una vez que se hacen estas suposiciones, algunas relaciones se hacen evidentes. Entre estos se encuentra la ley de los gases ideales, que se expresa en forma de ecuación como:

DóndePAGes la presión,Ves el volumen,Tes la temperatura,nortees el número de lunares,nortees el número de moléculas,Res la constante universal de los gases,kes la constante de Boltzmann ynR = Nk​.

Estrechamente relacionada con la ley de los gases ideales está la ley de Charles, que establece que, para presión constante, el volumen y la temperatura son directamente proporcionales, oVERMONT= constante.

Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que se produce a presión constante. En este ámbito, se aplica la ley de Charles, ya que la presión se mantiene constante.

Los tipos de procesos que pueden ocurrir cuando la presión se mantiene constante incluyen la expansión isobárica, en cuyo volumen aumenta mientras la temperatura disminuye, y la contracción isobárica, en la cual el volumen disminuye mientras la temperatura aumenta.

Si alguna vez ha cocinado una comida en el microondas que requiere que corte un orificio de ventilación en el plástico antes de ponerla en el microondas, esto se debe a la expansión isobárica. Dentro del microondas, la presión dentro y fuera de la bandeja de comida cubierta de plástico es siempre la misma y siempre en equilibrio. Pero a medida que la comida se cocina y se calienta, el aire dentro de la bandeja se expande como resultado del aumento de temperatura. Si no hay ventilación disponible, el plástico podría expandirse hasta el punto en que explote.

Para un rápido experimento de compresión isobárica en casa, coloque un globo inflado en su congelador. Nuevamente, la presión dentro y fuera del globo siempre estará en equilibrio. Pero a medida que el aire del globo se enfría, se encogerá como resultado.

Si el recipiente en el que se encuentra el gas puede expandirse y contraerse libremente y la presión externa permanece constante, entonces cualquier proceso será isobárico porque cualquier diferencia en las presiones causaría expansión o contracción hasta que esa diferencia sea resuelto.

La primera ley de la termodinámica establece que el cambio en la energía internaUde un sistema es igual a la diferencia entre la cantidad de energía térmica agregada al sistemaQy trabajo neto realizado por el sistemaW. En forma de ecuación, esto es:

Recuerde que la temperatura era la energía cinética promedio por molécula. La energía interna total es entonces la suma de las energías cinéticas de todas las moléculas (con un gas ideal, las energías potenciales se consideran despreciables). Por tanto, la energía interna del sistema es directamente proporcional a la temperatura. Debido a que la ley de los gases ideales relaciona la presión y el volumen con la temperatura, la energía interna también es proporcional al producto de la presión y el volumen.

Entonces, si se agrega energía térmica al sistema, la temperatura aumenta al igual que la energía interna. Si el sistema funciona en el medio ambiente, esa cantidad de energía se pierde en el medio ambiente y la temperatura y la energía interna disminuyen.

En un diagrama PV (gráfico de presión vs. volumen), un proceso isobárico parece un gráfico de líneas horizontales. Dado que la cantidad de trabajo realizado durante un proceso termodinámico es igual al área bajo la curva PV, el trabajo realizado en un proceso isobárico es simplemente:

Los motores térmicos convierten la energía térmica en energía mecánica mediante un ciclo completo de algún tipo. Por lo general, esto requiere que un sistema se expanda en algún momento durante el ciclo para hacer trabajo e impartir energía a algo externo.

Considere un ejemplo en el que un matraz Erlenmeyer se conecta mediante un tubo de plástico a una jeringa de vidrio. Confinado dentro de este sistema hay una cantidad fija de aire. Si el émbolo de la jeringa se puede deslizar libremente, actuando como un pistón móvil, al colocar el matraz en un baño de calor (una tina de agua caliente), el aire se expandirá y levantará el émbolo, haciendo su trabajo.

Para completar el ciclo de tal motor térmico, el matraz debería colocarse en un baño frío para que la jeringa pueda volver a su estado inicial nuevamente. Puede agregar un paso adicional de usar el émbolo para levantar una masa o hacer alguna otra forma de trabajo mecánico a medida que se mueve.

Otros procesos discutidos con más detalle en otros artículos incluyen:

​Isotermoprocesos, en los que la temperatura se mantiene constante. A temperatura constante, la presión es inversamente proporcional al volumen, y la compresión isotérmica da como resultado un aumento de la presión, mientras que la expansión isotérmica da como resultado una disminución de la presión.

En unisocóricoproceso, el volumen del gas se mantiene constante (el recipiente que contiene el gas se mantiene rígido y no puede expandirse o contraerse). Aquí la presión es entonces directamente proporcional a la temperatura. No se puede realizar ningún trabajo en el sistema ni con él, ya que el volumen no cambia.

En unadiabáticoproceso, no se intercambia calor con el medio ambiente. En términos de la primera ley de la termodinámica, esto significaQ= 0, por lo tanto, cualquier cambio en la energía interna corresponde directamente al trabajo realizado en el sistema o por él.