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Proceso Isobárico: Definición, Primera Ley, Gas Ideal Y Ejemplos.

El término isobárico proviene del griego iso, que significa igual, y baros, que significa peso. En un proceso isobárico, generalmente hay cambios energéticos internos. El trabajo es realizado por el sistema, y el calor se transfiere, por lo que ninguna de las cantidades en la primera ley de la termodinámica se reduce fácilmente a cero.

¿Que es un proceso isobárico?

proceso isobárico

Un proceso isobárico es un desarrollo termodinámico en el cual la presión permanece de forma constante. Esto generalmente se obtiene al permitir que el volumen se expanda o contraiga de tal manera que neutralice cualquier cambio de presión que pueda causar la transferencia de calor. Sin embargo, el trabajo a una presión constante puede calcularse bastante fácilmente con la ecuación:

W = p * Δ V

Como W es el trabajo, p es la presión (siempre positiva) y ΔV es el cambio en el volumen, podemos ver que hay dos posibles resultados en un proceso isobárico:

  • Si el sistema se expande (ΔV es positivo), entonces el sistema hace un trabajo positivo (y viceversa)
  • Si el sistema se contrae (ΔV es negativo), entonces el sistema realiza un trabajo negativo (y viceversa)

Ejemplos de procesos isobáricos 

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 pesado 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 la presión permanece constante.

Si el pistón estaba fijo y no se movía debido a que el gas se calentaba, la presión aumentaría más que el volumen del gas. Esto no sería un proceso isobárico, ya que la presión no era constante. El gas no podría producir trabajo para desplazar el pistón. Si extrae la fuente de calor del cilindro o incluso la coloca en un congelador para que pierda calor en el ambiente, el gas se contraerá en volumen y arrastrará el pistón hacia abajo mientras mantiene una presión constante. Este es un trabajo negativo, el sistema se contrae.

En muchos análisis termodinámicos, es conveniente utilizar la entalpía en lugar de la energía interna. Especialmente en el caso de la primera ley de la termodinámica.

La entalpia es la expresión preferida de la energía del sistema que cambia en muchas mediciones químicas, biológicas y físicas a presión constante. Es tan útil que se tabula en las tablas de vapor junto con el volumen específico y la energía interna específica. Es debido al hecho de que simplifica la descripción de la transferencia de energía. A presión constante, el cambio de entalpia es igual a la energía transferida del ambiente a través del calentamiento (Q = H2 – H1) o el trabajo que no sea de expansión. Para un proceso de presión variable, la diferencia en entalpía no es tan obvia.

Hay expresiones en términos de variables más familiares, como la temperatura y la presión:

dH = CpdT + V (1-αT) dp

Donde Cp es la capacidad de calor a presión constante y α es el coeficiente de expansión térmica (cúbica). Para gas ideal αT = 1 y por lo tanto:

dH = CpdT

Para un gas ideal y un proceso politrópico, el caso n = 0 corresponde a un proceso isobárico (presión constante). En contraste con el proceso adiabático, en el cual n = y un sistema no intercambia calor con su entorno (Q = 0; ΔT ≠ 0), en un proceso isobárico hay un cambio en la energía interna (debido a ΔT ≠ 0) y por lo tanto ΔU ≠ 0 (para gases ideales) y Q ≠ 0. En ingeniería, ambos ciclos termodinámicos muy importantes (ciclo de Brayton y Rankin) se basan en dos procesos isobáricos, por lo tanto, el estudio de este proceso es crucial para las plantas de energía.

Proceso isobárico y la primera ley

La forma clásica de la primera ley de la termodinámica es la siguiente ecuación:
dU = dQ – dW

En esta ecuación dW es igual a dW = pdV y se conoce como el trabajo de límites. En un proceso isobárico y el gas ideal, parte del calor agregado al sistema se usará para hacer el trabajo y parte del calor agregado aumentará la energía interna (aumentará la temperatura). Por lo tanto, es conveniente usar la entalpía en lugar de la energía interna.

Como H = U + pV, por lo tanto dH = dU + pdV + Vdp y sustituimos dU = dH – pdV – Vdp en la forma clásica de la ley:
dH – pdV – Vdp = dQ – pdV

Obtenemos la ley en términos de entalpía:

dH = dQ + Vdp

o

dH = TdS + Vdp

En esta ecuación, el término Vdp es un proceso de flujo de trabajo. Este trabajo, Vdp, se usa para sistemas de flujo abierto como una turbina o una bomba en la que hay un “dp”, es decir, un cambio en la presión. No hay cambios en el volumen de control. Como se puede ver, esta forma de la ley simplifica la descripción de la transferencia de energía. A presión constante, el cambio de entalpia es igual a la energía transferida del ambiente a través del calentamiento:

Proceso isobárico (Vdp = 0):

dH = dQ → Q = H2 – H1

En la entropía constante, es decir, en el proceso isentrópico, el cambio de entalpia es igual al trabajo del proceso de flujo realizado en o por el sistema.

Proceso isentrópico (dQ = 0):

dH = Vdp → W = H2 – H1

Es obvio, será muy útil en el análisis de ambos ciclos termodinámicos utilizados en la ingeniería de potencia, es decir, en el ciclo de Brayton y el ciclo de Rankin.

Proceso isobárico – Ecuación de gas ideal

Supongamos una adición de calor isobárica en un gas ideal. En un gas ideal, las moléculas no tienen volumen y no interactúan. De acuerdo con la ley de los gases ideales, la presión varía linealmente con la temperatura y la cantidad, e inversamente con el volumen. proceso isobárico – trabajo – diagrama pV. En un diagrama p-V, el proceso ocurre a lo largo de una línea horizontal (llamada isobara) que tiene la ecuación p = constante.

pV = nRT 

dónde:

  • p es la presión absoluta del gas
  • n es la cantidad de sustancia
  • T es la temperatura absoluta
  • V es el volumen
  • R es la constante de gas ideal o universal, igual al producto de la constante de Boltzmann y la constante de Avogadro.

En esta ecuación, el símbolo R es una constante llamada constante de gas universal que tiene el mismo valor para todos los gases, a saber, R = 8,31 J / mol K.

El proceso isobárico se puede expresar con la ley de los gases ideales como:

proceso isobárico – ecuación – 2

V/T = Contante

o

proceso isobárico – ecuación – 3

V1/T1 = V2/T2

En un diagrama p-V, el proceso ocurre a lo largo de una línea horizontal (llamada isobara) que tiene la ecuación p = constante.

El trabajo de presión-volumen por el sistema cerrado se define como:

trabajo pV – proceso isobárico

Suponiendo que la cantidad de gas ideal permanece constante y aplicando la ley de los gases ideales, esto se convierte en

proceso isobárico – ecuación de trabajo

De acuerdo con el modelo de gas ideal, la energía interna se puede calcular de la siguiente manera:

ΔU = m cv ΔT

donde la propiedad cv (J / mol K) se conoce como calor específico (o capacidad calorífica) a un volumen constante porque bajo ciertas condiciones especiales (volumen constante) relaciona el cambio de temperatura de un sistema con la cantidad de energía añadida por calor transferir.

Al sumar estas ecuaciones, obtenemos la ecuación de calor:

Q = m cv ΔT + m R ΔT = m (cv + R) ΔT = m cp ΔT

donde la propiedad cp (J / mol K) se denomina calor específico (o capacidad de calor) a una presión constante.

La ley de Charles

La ley de Charles

La ley de Charles a finales del siglo XVIII, un inventor y científico francés, Jacques Alexandre César Charles, estudió la relación entre el volumen y la temperatura de un gas a presión constante. Los resultados de ciertos experimentos con gases a una presión relativamente baja llevaron a Jacques Alexandre César Charles a formular una ley bien conocida. Se afirma que:

Para una masa fija de gas a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura de Kelvin.

Eso significa que, por ejemplo, si duplica la temperatura, duplicará el volumen. Si reduce a la mitad la temperatura, reducirá a la mitad el volumen.

Puedes expresar esto matemáticamente como:

V = constante. T

Sí, parece ser idéntico al proceso isobárico de gas ideal. Estos resultados son totalmente consistentes con la ley de los gases ideales, que determina que la constante es igual a nR / p. Si reorganiza la ecuación pV = nRT dividiendo ambos lados por p, obtendrá:

V = nR / p. T

donde nR / p es constante y:

  • p es la presión absoluta del gas
  • n es la cantidad de sustancia
  • T es la temperatura absoluta
  • V es el volumen
  • R es la constante de gas ideal o universal, igual al producto de la constante de Boltzmann y la constante de Avogadro.

En esta ecuación, el símbolo R es una constante llamada constante de gas universal que tiene el mismo valor para todos los gases, a saber, R = 8,31 J / mol K.

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