U = W + Q
donde U era la energía interna del sistema o cuerpo, W el trabajo realizado y Q el calor intercambiado con el ambiente. Realmente no es U sino la variación de la energía interna lo que es evaluado (en notación matemática delta U).
En esta situación, pueden considerarse los siguiente procesos:
a) isotermos: durante el proceso, la temperatura del sistema no varía, es constante. Un ejemplo de este tipo de procesos es la expansión de un émbolo de gas ideal a 25ºC en el seno de una habitación grande también a 25ºC.
c) isóbaros: durante el proceso, la presión del sistema permanece constante. Ejemplo: cocinando, la presión es constante, 1 atmósfera.
d) isocóricos: durante el proceso, el volumen del sistema permanece constante. Por ejemplo, una olla a presión es un sistema cuyo volumen no varía, aunque sí lo hace su temperatura y su presión. Tiene la particularidad de que en estos sistemas no se realiza trabajo de expansión-compresión, por lo que U = Q.
e) adiabáticos: durante el proceso, no existe intercambio de calor y por tanto Q = 0 y U = W. En este caso, la variación de la energía interna depende exclusivamente del trabajo. Esto puede dar lugar a resultados tan aparentemente paradójicos como que durante la compresión de un gas ideal en un depósito calorifugado y de volumen variable, la variación de la energía interna sea positiva y por tanto su temperatura aumente, aunque en ningún momento exista calor intercambiado y aún resulta más extraño que se enfríe en el caso de que se expanda el gas, es decir, aumente su volumen. Sin embargo, una análisis básico de la teoría nos puede llevar a conclusiones acertadas en la práctica.
f) politrópicos: son los procesos reales. Ningún proceso puede ser totalmente un caso de los anteriores, sino que es una mezcla de todos ellos. En este caso, la variación de la energía interna depende de ambos factores, W y Q.
Relacionadas con estos procesos, existen dos magnitudes importantes en termodinámica. Por un lado el calor a volumen constante (Qv) y el calor a presión constante (Qp), correspondientes al proceso isocórico y al proceso isobárico respectivamente. En este caso, la variación de energía interna entre dos estados de distinta temperatura de cualquier sistema puede conocerse siempre si se conoce el intercambio de calor que realiza cuando el volumen es constante. Una vez conocido este calor, independientemente del proceso que tenga lugar, la variación de energía interna siempre será la misma, siempre que las temperaturas inicial y final del proceso sean las mismas. Se dice entonces que U es una función de estado. Otras funciones de estado son la temperatura, la presión, el volumen, la densidad, etc.
Otra muy importante función de estado es la entalpía. La entalpía coincide con el calor a presión constante y su interés radica en que la inmensa mayoría de los fenómenos y reacciones químicas ocurren a presión atmosférica, es decir, a presión constante. De la misma manera, la entalpía depende exclusivamente de los estados inicial y final y no del proceso realizado. Así,si aumentamos la temperatura desde T1 hasta T2 por un proceso isotérmico o por un proceso adiabático, la entalpía en los dos casos es la misma. La entalpía (H) también puede expresarse como H = U + P·V, donde P y V son presión y volumen.
De Qp y de Qv nace las capacidades caloríficas, que ya se mencionaron en el capítulo I. Así existe una cv y una cp. Estas capacidades son intrínsecas de cada material y proporcionan la variación de U y de H respecto de la temperatura.
En el próximo capítulo, expondremos cálculos básicos termodinámicos.
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