Procesos termodinamicos

Un proceso termodinámico es la evolución de unas determinadas propiedades, las cuales se las denomina propiedades termodinámicas, en relación a un determinado sistema termodinámico. Para poder estudiar un proceso termodinámico se requiere que estas el sistema esté en equilibrio termodinámico en el punto inicial y final del proceso.

Proceso cuasiestatico 

Es un proceso termodinámico que ocurre lo suficientemente lento como para que el sistema permanezca en equilibrio interno . Un ejemplo de esto es la compresión cuasiestática, donde el volumen de un sistema cambia a una velocidad lo suficientemente lenta como para permitir que la presión permanezca uniforme y constante en todo el sistema. Tal proceso es una sucesión de estados de equilibrio, y su rasgo característico es una lentitud infinita. Proceso cuasiestático - https://es.qaz.wiki/wiki/Quasistatic_process

Proceso cíclico

Un proceso que finalmente devuelve un sistema a su estado inicial se denomina proceso cíclico . Al final de un ciclo, todas las propiedades tienen el mismo valor que tenían al principio. Para tal proceso, el estado final es el mismo que el estado inicial , por lo que el cambio total de energía interna debe ser cero.

Un proceso que finalmente devuelve un sistema a su estado inicial se denomina proceso cíclico.

Proceso isotérmico

Un proceso isotérmico es un proceso termodinámico , en el que la temperatura del sistema permanece constante (T = constante). La transferencia de calor dentro o fuera del sistema generalmente debe ocurrir a una velocidad tan lenta para ajustarse continuamente a la temperatura del depósito a través del intercambio de calor. En cada uno de estos estados se mantiene el equilibrio térmico .

Proceso isobárico

Un proceso isobárico es un proceso termodinámico , en el cual la presión del sistema permanece constante (p = const). La transferencia de calor dentro o fuera del sistema funciona, pero también cambia la energía interna del sistema.

 

Diagrama de Clapeyron

En procesos con cambio de fase, diagrama de representación de la ecuación térmica de una sustancia pura y polifásica, tomando como ordenada la presión p.

Los diagramas P-V representan gráficamente el proceder de una sustancia, en sus diferentes estados ante la variación de sus coordenadas termodinámicas. Dentro de los procesos que son de especial interés en estos diagramas se debe resaltar que la representación de los procesos que suceden a temperatura constante, mediante las curvas llamadas isotermas. 

Figura A 1. a). Isotermas para un Gas Ideal b) Isotermas en un diagrama pV para gases no ideales, La zona inferior representa la zona donde coexisten la fase líquida y gaseosa. Las isotermas asociadas a un gas ideal son hipérbolas casi perfectas, algo tangible e imaginable teniendo en cuenta la relación en los gases ideales. Ahora bien en la Figura 1.a, se presentan líneas isotermas de un gas ideal bajo diferentes temperaturas; allí, se vislumbra la curva hipérbole descendente al aumentar el volumen y disminuir la presión. Con la ecuación de estado de los gases ideales se tiene una muy buena aproximación al estudio de gases a altas temperaturas y con bajas presiones, sin embargo, no todas las situaciones se basan en gases ideales, de hecho son una idealización y no explican el comportamiento de un gas real, en especial aquellas que implican un cambio de fase. Es claro que las sustancias no obedecen esta ecuación y el diagrama pV asociado, también llamado diagrama de Clapeyron es más complejo figura 1.b, dicho diagrama pV muestra que a temperaturas por debajo de Tc temperatura crítica, las isotermas tienen regiones casi planas en las cuales se puede comprimir el material sin aumentar o disminuir la presión tan drásticamente, dicha zona revela condiciones de equilibrio en las fases líquido-vapor.