¿Cuál es la diferencia entre proceso isotérmico y cuasiestático?


Respuesta 1:

Cuasiestático significa muy lento, lo suficientemente lento como para que los muchos tipos de procesos productores de entropía que dependen de la tasa de cambio de algo (piense en la fricción como resultado del petróleo espeso) en el sistema o el entorno sean insignificantes. Por ejemplo, muchos sistemas se calentarán si los comprime. Si eso crea una gran diferencia de temperatura entre el sistema y el medio ambiente, se creará una entropía neta, porque el calor que deja el sistema a una temperatura alta conlleva menos entropía que el mismo calor agrega entropía cuando entra al medio ambiente a una temperatura baja. , de acuerdo con dS = δQ / T. Pero si hace la compresión muy lentamente, para que el calor pueda escapar con una diferencia de temperatura muy pequeña, el aumento de entropía también será pequeño.

Por lo tanto, casi siempre es una condición necesaria para que la entropía general no aumente, pero a menudo no es suficiente. Si hay algo parecido a la fricción seca en el sistema o el entorno, degradará la energía mecánica a energía térmica, creando entropía, y lo hará de la misma manera, sin importar cuán lentamente se muevan las cosas.

1. Proceso de presión constante (proceso isobárico): p = constante

W1-2 = V1 ∫V2 p dV = p (V2 - V1)

2. Proceso de volumen constante (proceso isocrórico): V = constante

W1-2 = V1∫V2 p dV = 0

3. Proceso isotérmico: pV = constante = C

Por lo tanto, p = C / V

W1-2 = V1∫V2 p dV = V1∫V2 (C / V) dV = p1V1 log (V2 / V1) [Desde, C = p1V1]

4. Proceso politrópico: pVn = constante = C donde ‘n’ es una constante que se daría para un problema particular

Por lo tanto, p = C / Vn donde pVn = C = p1V1n = p2V2n

W1-2 = V1∫V2 p dV = V1∫V2 (C / Vn) dV = (p1V1-p2V2) / (n-1) = (p1V1 / n-1) * [1- (p2 / p1) n- 1]

Para un gas ideal, pV = mRT,

W1-2 = mR (T2-T1) / n-1

Un proceso isotérmico es un cambio de un sistema, en el que la temperatura permanece constante: ΔT = 0. Esto ocurre típicamente cuando un sistema está en contacto con un depósito térmico externo (baño de calor), y el cambio en el sistema ocurrirá lo suficientemente lento como para permitir que el sistema continúe ajustándose a la temperatura del depósito a través del intercambio de calor. En contraste, un proceso adiabático es donde un sistema no intercambia calor con su entorno (Q = 0). En otras palabras, en un proceso isotérmico, el valor ΔT = 0 y, por lo tanto, el cambio en la energía interna ΔU = 0 (solo para un gas ideal) pero Q ≠ 0, mientras que en un proceso adiabático, ΔT ≠ 0 pero Q = 0.

Simplemente, podemos decir que en procesos isotérmicos

mientras que en procesos adiabáticos

Ejemplos [editar]

Los procesos isotérmicos pueden ocurrir en cualquier tipo de sistema que tenga algún medio para regular la temperatura, incluidas máquinas altamente estructuradas e incluso células vivas. Algunas partes de los ciclos de algunos motores térmicos se llevan a cabo de forma isotérmica (por ejemplo, en el ciclo de Carnot).

[1]

En el análisis termodinámico de las reacciones químicas, es habitual analizar primero lo que sucede en condiciones isotérmicas y luego considerar el efecto de la temperatura.

[2]

Los cambios de fase, como la fusión o la evaporación, también son procesos isotérmicos cuando, como suele ser el caso, ocurren a presión constante.

[3]

A menudo se utilizan procesos isotérmicos y un punto de partida para analizar procesos más complejos y no isotérmicos.

Los procesos isotérmicos son de especial interés para los gases ideales. Esto es una consecuencia de la segunda ley de Joule que establece que la energía interna de una cantidad fija de un gas ideal depende solo de su temperatura.

[4]

Por lo tanto, en un proceso isotérmico, la energía interna de un gas ideal es constante. Esto es el resultado del hecho de que en un gas ideal no hay fuerzas intermoleculares.

[4]

Tenga en cuenta que esto es cierto solo para gases ideales; La energía interna depende tanto de la presión como de la temperatura de los líquidos, sólidos y gases reales.

[5]

En la compresión isotérmica de un gas, se realiza un trabajo en el sistema para disminuir el volumen y aumentar la presión.

[4]

Trabajar en el gas aumenta la energía interna y tenderá a aumentar la temperatura. Para mantener la temperatura constante, la energía debe salir del sistema como calor y entrar al medio ambiente. Si el gas es ideal, la cantidad de energía que ingresa al medio ambiente es igual al trabajo realizado en el gas, porque la energía interna no cambia. Para la expansión isotérmica, la energía suministrada al sistema funciona en los alrededores. En cualquier caso, con la ayuda de un enlace adecuado, el cambio en el volumen de gas puede realizar un trabajo mecánico útil. Para detalles de los cálculos, ver cálculo de trabajo.

Para un proceso adiabático, en el que no fluye calor dentro o fuera del gas porque su recipiente está bien aislado, Q = 0. Si tampoco se realiza ningún trabajo, es decir, una expansión libre, no hay cambio en la energía interna. Para un gas ideal, esto significa que el proceso también es isotérmico.

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Por lo tanto, especificar que un proceso es isotérmico no es suficiente para especificar un proceso único.