Para facilitar la descripción del comportamiento de un gas, se define un conjunto de procesos tipo con nombres que dependen del camino seguido en cada uno de los procesos. En lo que sigue, aunque no es una limitación necesaria, se considera que el recipiente que contiene al gas está cerrado y, por tanto, el número de átomos que lo forman es constante, es decir es constante.
El gas no tiene por qué seguir uno de los procesos tipo. Puede seguir cualquier proceso desconocido entre dos estados. Para un gas ideal, lo único imperativo, para que el proceso sea representable en un diagrama (por ejemplo, PV) es que se cumpla con la ecuación de los gases ideales , en cualquier estado intermedio por los cuales se supone va pasando. Otro aspecto a considerar, cuando no se tienen los procesos tipo, es que los cálculos (de calor, trabajo, cambios de energía interna, etc.) pueden ser muy complicados.
Entre estos procesos se tienen: Isóbaro: La presión del gas se mantiene constante. Esto implicará que a medida que cambia la temperatura, el volumen cambiará, de forma que pueda mantenerse la presión. Un ejemplo lo tenemos cuando se mete un globo en una nevera y observamos que se encoge. El agua que hierve en un recipiente abierto a la atmósfera es otro ejemplo de proceso isobárico Isócoro: El volumen del gas se mantiene constante. Cualquier cambio de temperatura vendrá acompañado de un cambio de presión. Por ejemplo, el vapor en una olla a presión va aumentando su presión a medida que se calienta. Isotermo: La temperatura del gas se mantiene constante. Cuando el volumen aumenta la presión disminuye. Por ejemplo, un globo en una máquina de hacer vacío que aumenta su volumen a medida que se va haciendo el vacío. Adiabático: Todas las variables de estado cambian, presión, volumen y temperatura. Este es un proceso en sistemas bien aislados en el que no se intercambia calor con los alrededores. También puede ser un proceso rápido, como el que ocurre en el aire cuando pasa una onda de sonido. Ejemplos adicionales: la compresión del pistón en una bomba de inflado de ruedas de bicicleta, o la descompresión rápida del émbolo de una jeringa (previamente comprimido con el agujero de salida taponado). Una forma ampliamente utilizada para describir el estado de un gas es mediante los diagramas PV. También se podrían utilizar diagramas PT o VT, pero se utiliza el PV dado que en él es fácil calcular el trabajo realizado por o sobre el gas. Este trabajo viene dado por el área (con signo) encerrada bajo la curva descriptiva del proceso.
4.8 PRIMERA Y SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA En mecánica la energía se conserva si las fuerzas son conservativas y no actúan fuerzas como la fricción. En ese modelo no se incluyeron los cambios de energía interna del sistema. La primera ley de la termodinámica es una generalización de la ley de conservación de la energía que incluye los posibles cambios en la energía interna. Es una ley válida en todo el Universo y se puede aplicar a todos los tipos de procesos, permite la conexión entre el mundo macroscópico con el microscópico. La energía se puede intercambiar entre un sistema y sus alrededores de dos formas. Una es realizando trabajo por o sobre el sistema, considerando la medición de las variables macroscópicas tales como Presión, Volumen y Temperatura. La otra forma es por transferencia de calor, la que se realiza a escala microscópica Considerando un sistema termodinámico donde se produce un cambio desde un estado inicial a otro final , en el cual el sistema absorbe o libera una cantidad de calor y se realiza trabajo por o sobre el sistema. Si se mide experimentalmente la cantidad para diferentes procesos que se realicen para ir desde el estado inicial al estado final, se encuentra que su valor no cambia, a esta diferencia de se le llama cambio de energía interna del sistema. Aunque por separados y dependen de la trayectoria, la cantidad , esto es, el cambio de energía interna es independiente de la trayectoria o del proceso que se realice para ir desde el estado inicial al estado final. Por esta razón 62