MONOGRAFIA

PROCESOS TERMODINAMICOS

NOMBRE Y APELLIDO: ZEBALLOS PIZA AIRTON FRANZ

MATERIA: ELECTRICIDAD I I I

CARRERA: MECANICA AUTOMOTRIZ

DOCENTE: T.S. GABRIEL AGUILAR

FECHA: 19 DE JUNIO 2024

La paz – Bolivia
INDICE:
1. CARATULA

2. INTRODUCCION

3. OBJETIVOS

3.1. OBETIVOS GENERAL

3.2. OBEJITIVO ESPECIFICO

4. MARCO TEORICO

4.1. CALOR ESPECIFICO

4.2. ENTROPIA

4.3. GAS IDEAL

4.4. LEYES DE LOS GASES

4.5. TIPOS DE PROCESOS TERMICOS

5. CONCLUSION

6. BIBLIOGRAFIA
2. INTRODUCCION:
Los procesos térmicos es cualquier operación o transformación que involucra el
intercambio de calor entre un sistema y su entorno. Estos procesos son
fundamentales en diversas aplicaciones, y pueden clasificarse en diversos tipos
como se transfiera el calor y como se utiliza aquí algunos tipos. Como el calor
especifico, eritropsia, gas ideal, leyes de los gases y tipos de procesos
térmicos para que se produzca transferencia de calor de una sustancia a otra, estas
deben tener temperaturas distintas, el calor fluye del producto mas caliente hacia el
mas frio el flujo de calor siempre es más rápido cuando mayor es la diferencia

3. OBJETIVOS:

3 .1. OBETIJVO GENERAL:

 Conocer los distintos tipos de proceso termodinámicos y fundamentos teóricos

de cómo se realizan y fórmulas que se aplican

3.2. OBJETIVO ESPECIFICO:

 Investigar y describir los diferentes tipos de procesos termodinámicos

 Analizar y entender diferentes ciclos termodinámicos
 Estudiar los tipos de formulas que prestan los procesos termodinámicos
4. MARCO TEORICO:

4.1. CALOR ESPECIFICO:

Te explicamos qué es el calor específico y cuáles son sus unidades. Además, las
fórmulas que se utilizan para calcularlo y algunos ejemplos.

El
calor específico varía de acuerdo al estado físico de la materia
En física, se entiende por calor específico (también llamado capacidad térmica
específica o capacidad calórica específica) a la cantidad de calor que se requiere
para que una unidad de una sustancia incremente su temperatura en una unidad de
grado Celsius.×

El calor específico varía de acuerdo al estado físico de la materia, es decir, es

distinto si la materia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso porque su
particular estructura molecular incide en la transmisión del calor dentro del sistema
de partículas. Lo mismo ocurre con las condiciones de presión atmosférica: a
mayor presión, menor calor específico.

Dado que en el Sistema Internacional de mediciones la unidad para el calor son

los Joules (J), el calor específico se expresa en este sistema en Joules por
kilogramo y por kelvin (J. Kg-1. K-1).
Otra forma común de medición implica el uso de la caloría por gramo y por grado
centígrado (cal. g-1. °C-1), y en los países o los ámbitos que emplean el sistema
anglosajón, se lo mide con BTU’s por libra y por grado Fahrenheit. Estos dos últimos,
por fuera del SI.

Fórmulas de calor específico

La fórmula más usual para calcular el calor específico de una sustancia es:

ĉ = Q / m.Δt

donde Q representa la transferencia de energía calórica entre el sistema y su

entorno, m la masa del sistema y Δt la variación de temperatura al cual se lo somete.

Así, el calor específico (c) a una temperatura dada (T) se calculará de la siguiente
forma:

c = lim (Δt→0). Q / m.ΔT = 1/m . dQ/dT

Cuanto mayor es el calor específico de una sustancia frente a cierto suministro de

calor, su temperatura variará menos. Por ejemplo, preferimos usar una cuchara de
madera para cocinar y no una de aluminio ya que el calor específico de la madera
es considerablemente mayor al del aluminio.

Algunas aplicaciones del calor especifico es por ejemplo la fabricación de un termo

en donde guardan distintos líquidos como el café, la fabricación de materiales
térmicos para aislar la temperatura de un horno como el aislante térmico de una
casa
4.2. ENTROPIA:

la entropía (simbolizada como S) es una magnitud física para un sistema

termodinámico en equilibrio. Mide el número de microestados compatibles con
el macro estado de equilibrio; también se puede decir que mide el grado de
organización del sistema, o que es la razón de un incremento entre energía interna
frente a un incremento de temperatura del sistema termodinámico.

La entropía es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en

un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se da de forma
natural. La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. La
palabra

ENTROPIA Y TERMODINAMICA

La RAE recoge el concepto de entropía definido como la "magnitud termodinámica

que mide la parte de la energía no utilizable para realizar trabajo y que se expresa
como el cociente entre el calor cedido por un cuerpo y su temperatura absoluta." 4

Dentro de la termodinámica o rama de la física que estudia los procesos que surgen
a partir del intercambio de energías y de la puesta en movimiento de diferentes
elementos naturales, la entropía figura como una especie de desorden de todo
aquello que es sistematizado, es decir, como la referencia o la demostración de que
cuando algo no es controlado puede transformarse y desordenarse. La entropía,
además, supone que de ese caos o desorden existente en un sistema surja una
situación de equilibrio u homogeneidad que, a pesar de ser diferente a la condición
inicial, suponga que las partes se hallan ahora igualadas o equilibradas.

solo depende de los estados inicial y final, con independencia del camino seguido
(δQ es la cantidad de calor absorbida en el proceso en cuestión y T es
la temperatura absoluta). Por tanto, ha de existir una función del estado del sistema,
S=f (P, V, T), denominada entropía, cuya variación en un proceso reversible entre
los estados 1 y 2 es:
Téngase en cuenta que, como el calor no es una función de estado, se usa δQ, en
lugar de dQ. La entropía física, en su forma clásica, está definida por la ecuación
siguiente:
o, más simplemente, cuando no se produce variación de temperatura (proceso
isotérmico):
donde S2 es la entropía del estado final del sistema termodinámico, S1 la entropía
del estado inicial, la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el entorno
y T la temperatura absoluta expresada en Kelvin.

La unidad de entropía en el Sistema Internacional es: JK-1, si bien, son frecuentes

otras unidades como: calK-1

Significado
El significado de esta ecuación es el siguiente:

Cuando un sistema termodinámico pasa, en un proceso reversible

e isotérmico, del estado 1 al estado 2, el cambio en su entropía es
igual a la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el
medio, dividido por su temperatura absoluta.

De acuerdo con la ecuación, si el calor se transfiere al sistema, también lo hará la

entropía, en la misma dirección. Cuando la temperatura es más alta, el flujo de calor
que entra al sistema produce un aumento de entropía.

Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional, son el J/K (o Clausius),

definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe
el calor de 1 julio a la temperatura de 1 kelvin.

Cuando el sistema evoluciona irreversiblemente, la ecuación de Clausius se

convierte en una inecuación:
Siendo el sumatorio de las i fuentes de calor de las que recibe o transfiere calor el
sistema y la temperatura de las fuentes. No obstante, sumando un término positivo
al segundo miembro, podemos transformar de nuevo la expresión en una ecuación:
Al término , siempre positivo, se le denomina producción de entropía, y es nulo
cuando el proceso es reversible salvo irreversibilidades fruto de transferencias de
calor con fuentes externas al sistema. En el caso de darse un proceso reversible
y adiabático, según la ecuación, dS=0, es decir, el valor de la entropía es constante
y además constituye un proceso isoentrópico.
La entropía se utiliza para diseñar intercambios de calor eficiente en diseño de
turbinas de vapor que son utilizadas en generación nuclear, de gas y carbón la
entropía se utiliza para evaluar la eficiencia de los procesos industriales, la entropía
también se utiliza para cuantificar las irreversibilidades en los procesos industriales,
también se utiliza en el análisis de balances de energía en sistemas industriales,
para ayudar a identificar fugas de calor, perdidas de energía y determinar la
eficiencia global de un proceso

4.3. GAS IDEAL:

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas
puntuales con desplazamiento aleatorio, que no interactúan entre sí. El concepto de
gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales,
una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante
la mecánica estadística.

En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y

temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como
un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases
nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser
tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable. 1 Generalmente, el
alejamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a
mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión),1 ya que
el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante
comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es
menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.

El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a presiones

elevadas, donde las fuerzas intermoleculares y el tamaño intermolecular son
importantes. También por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado para
la mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua o muchos
fluidos refrigerantes.1 A ciertas temperaturas bajas y a alta presión, los gases reales
sufren una transición de fase, tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de
un gas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos
fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más complejas.

Hay muchas maneras en que un gas puede ir de un estado (descrito por su presión
(atm), volumen (l), temperatura (K) y número de moles) a otro. Cómo va un gas
desde un estado a otro dependerá de la cantidad de calor intercambiado con el
entorno y de la cantidad de trabajo realizado sobre o por el gas. Pero el cambio en
la energía interna del gas, considerado ideal, sólo dependerá del cambio de
temperatura. Es decir, el cambio de energía interna cuando el gas va de un estado
a otro es independiente del proceso seguido (y esto en general, no sólo para gases
ideales). Sin embargo, el calor y el trabajo dependen del proceso seguido.
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 utilizaremos
el PV pues 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,
o, en términos de la integral correspondiente al área citada, W = ∫ P dV.

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 que PV = nRT en cualquier estado intermedio por los cuales se
supone va pasando. Otro aspecto a considerar, cuando nos salimos de los procesos
tipo, es que los cálculos (de calor, trabajo, cambios de energía interna, etc.) pueden
ser más complicados.

Tipos de gases ideales:

Existen tres tipos básicos de gases ideales, de acuerdo al tipo de enfoque físico
elegido para su planteamiento:

 Gas ideal de Maxwell-Boltzmann. A su vez puede ser: gas ideal

termodinámico clásico o gas ideal cuántico, dependiendo del enfoque
físico aplicado en su estudio.
 Gas ideal cuántico de Bose. Está compuesto por bosones, que son un
tipo de partículas elementales. Por ejemplo: los fotones, que son
partículas que portan radiación electromagnética como la luz visible, son
un tipo de bosón.
 Gas ideal cuántico de Fermi. Está compuesto por fermiones, que son
otro tipo de partículas elementales. Por ejemplo: los electrones, que son
una de las partículas que constituyen los átomos, son un tipo de fermión.

Propiedades de los gases ideales

Algunas de las principales propiedades de los gases ideales son:

 Poseen siempre un mismo número de moléculas.

 No tienen fuerzas de atracción o repulsión entre sus moléculas.
 No pueden experimentar transiciones de fase (gas-líquido, gas-sólido).
 Las moléculas del gas ideal ocupan siempre el mismo volumen a las
mismas condiciones de presión y temperatura.
4.4. LEYES DE LOS GASES:

las leyes de los gases en química son ecuaciones que expresan la relación entre
cuatro variables. Estas cuatro variables definen la condición física de un gas. La
temperatura (T), la presión (P), el volumen (V) y la cantidad de gas (n) son las cuatro
variables de gas. Una ley de los gases expresará la relación entre dos o más de
estas variables, manteniendo constantes las otras variables. Las siguientes cuatro
leyes de los gases expresan las relaciones entre las variables de los gases:

Entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema

cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases, estos
se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a que
sus moléculas o átomos se encuentran separadas a grandes distancias, a diferencia
de los líquidos y solidos un gas cuyo comportamiento sigue estas leyes con
exactitud

Ley de Boyle-Mariotte

Los experimentos realizados en 1662 por el científico inglés Robert Boyle lo llevaron
a establecer que el volumen de una masa determinada de aire es inversamente
proporcional a la presión que se ejerce sobre ella; es decir, si se duplica la presión,
el volumen se reduce a la mitad. Boyle no especificó que sus experimentos los había
realizado a temperatura constante. En 1676, el francés Edme Mariotte encontró los
mismos resultados y aclaró que para que la ley sea válida la temperatura debía ser
constante. Estos resultados, válidos para cualquier masa de gas a temperatura
constante, se conocen como ley de Boyle-Mariotte, según la cual el volumen de una
determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional
a la presión de ese gas. Su expresión matemática es:
P. V = donde k1 es una constante

Para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a

temperatura constante, tenemos:

P1. V1 = P2. V2

donde V1 y V2 son los volúmenes sometidos a las presiones P1 y P2,

respectivamente. La teoría cinética justifica esto porque considera que las
partículas, al moverse en un espacio menor, chocan con mayor frecuencia con las
paredes del recipiente, lo que se traduce en una mayor presión.

Ley de Gay-Lussac

El químico francés Joseph Gay-Lussac investigó la relación entre la presión y la

temperatura de un gas. Encontró que la presión de un gas a volumen constante
es directamente proporcional a la temperatura del gas. Si se calienta un gas en un
volumen fijo, las moléculas del gas tendrán más energía y se moverán más
rápido. Las moléculas de gas que se mueven a mayor velocidad causarán más
colisiones, lo que a su vez aumenta la presión del gas. Si se enfría el gas a
volumen constante, esto hará que las moléculas de gas tengan menos energía y
disminuyan su velocidad. Enfriar el gas conducirá a que las moléculas de gas se
muevan menos, por lo que habrá menos colisiones. Cuando hay menos colisiones,
esto hace que la presión del gas disminuya. Ley de Gay-Lussac – establece que
la presión de un gas a un volumen fijo será directamente proporcional a la
temperatura del gas. La temperatura del gas debe expresarse en Kelvin en esta
ley. La ecuación de la ley de Gay-Lussac se ocupa de cambiar la temperatura de
un gas y qué efecto tendrá este cambio en la presión del gas:
 PAGS 1 / T 1 = PAGS 2 / T 2
  “P 1” es la presión inicial del gas en “T 1” que es la temperatura

 “P 2” es la presión final del gas a una temperatura diferente llamada

temperatura final (“T 2 “)

La relación entre la presión y la temperatura de un gas no fue la única contribución

que hizo Gay-Lussac para los gases. En 1808, mientras experimentaba con globos
más ligeros que el aire, Gay-Lussac observó la ley de combinación de volúmenes
de gas. A presión y temperatura fijas, los volúmenes de los gases que reaccionan
están en pequeñas proporciones de números enteros. La producción de vapor de
agua es un gran ejemplo de esto. Dos volúmenes de hidrógeno gaseoso
reaccionarán con un volumen de oxígeno gaseoso para formar dos volúmenes de
vapor de agua. Tres años después de este descubrimiento, Amadeo Avogadro
interpretó la ley de combinación de volúmenes de gas de Gay-Lussac y planteó una
hipótesis que conducirá a otra ley de gas.

la ley de Charles (Relación entre presión, volumen y temperatura)

La relación entre el volumen y la temperatura de un gas fue descubierta por el
científico francés Jacques Charles. Al realizar experimentos con gases, Charles
descubrió que, a presión constante, un gas fijo tendrá una relación lineal entre el
volumen y la temperatura. A -273 C, se propone que un gas tenga un volumen de
cero. En realidad, esta condición no ocurre porque todos los gases se licuan o
solidifican antes de alcanzar esta temperatura. William Thomson (Lord Kelvin)
propuso la escala de temperatura absoluta en 1848, que ahora se conoce como
escala Kelvin. En la escala de Kevin -273,15 C es igual a cero absoluto. La escala
de Kevin se usa para expresar la ley de Charles porque Kevin es la unidad que se
usa para la temperatura. Ley de charles – establece que cuando la presión es
constante, el volumen de un gas fijo será directamente proporcional a su
temperatura absoluta. Si la temperatura absoluta de un gas se duplica (por
ejemplo, 200 K a 400 K), esto hará que el volumen del gas también se duplique. La
expresión matemática de la ley de Charles es la fórmula de la ley de Charles:
 V = tiempo constante T
  También expresado como V/T = constante

 “T” es la temperatura del gas

 “V” es el volumen del gas

 Las variables de presión y cantidad de gas permanecen constantes.

Un gran experimento para atestiguar la ley de Charles es verter nitrógeno líquido

(-196 C) sobre un globo. A medida que la temperatura absoluta del gas en el globo
disminuye, el volumen del globo también disminuirá. Este pequeño experimento
demuestra la relación directa entre la temperatura y el volumen de un gas.

LEY DE AVOGADRO
El científico italiano Amedeo Avogadro ideó la hipótesis de Avogadro, que
establece que volúmenes iguales de gases a presión y temperatura constantes
contendrán el mismo número de moléculas. Los datos experimentales han
demostrado que cualquier gas con un volumen de 22,4 litros a una temperatura
constante de 0C y una presión constante de una atmósfera (atm) contendrá
6,02 x 10^23 moléculas de gas. Este valor de las moléculas de gas es igual a un
mol. La ley de Avogadro, que sigue la hipótesis de Avogadro, establece que el
volumen de un gas mantenido a presión y temperatura constantes será
directamente proporcional al número de moles del gas. La fórmula matemática de
la ley de Avogadro trata sobre el volumen y el número de moles del gas:
 V = tiempos constantes n

 “V” es el volumen del gas

 El número de moles del gas está representado por “n”.

 La temperatura y la presión del gas deben permanecer constantes.

El volumen del gas se duplicará si se duplica el número de moles del gas. Esto es
cierto solo si la temperatura y la presión del gas son constantes. Reducir el número
de moles del gas a la mitad hará que el volumen del gas disminuya a la mitad.

LEY DE GASES COMBINADOS

La ley combinada de los gases es una combinación de la ley de Boyle, la ley de
Charles y la ley de Gay-Lussac, donde existen condiciones iniciales y finales. Esta
ley combinada de los gases trata con una cantidad fija de gas. La ecuación de la
ley combinada de los gases se puede usar cuando la presión, la temperatura y el
volumen de un gas están cambiando:
 PAGS 1 V 1 / T 1 = PAGS 2 V 2 / T 2
 “P 1” es la presión inicial del gas

 “V 1” es el volumen inicial del gas

 “T 1” es la temperatura inicial del gas

 “P 2” es la presión final del gas

 “V 2” es el volumen final del gas

 “T 2” es la temperatura final del gas

Si los volúmenes inicial y final son constantes, la ecuación combinada de la ley de

los gases se parecerá a la ecuación de la ley de Gay-Lussac. Cuando las
presiones inicial y final son iguales, entonces la ecuación de la ley de los gases
combinados solo se ocupa de la relación entre el volumen y la temperatura, por lo
que la ley de Charles. En ciertas situaciones, la ley de los gases combinados solo
se ocupa de la ley de Boyle. Esta situación determinada es cuando las
temperaturas inicial y final permanecen constantes y solo cambian la presión y el
volumen.

4.5. TIPOS DE PROCESOS TERMODINAMICOS:

Los procesos termodinámicos son procesos en los que un sistema termodinámico
bajo estudio sufre un cambio de estado. Durante este cambio de estado, ocurre
un movimiento de energía bien sea dentro del sistema o entre el sistema y los
alrededores. De hecho, esta es la razón por la que se denominan procesos
termodinámicos, ya que termo– se refiere a calor (una forma de energía) y –
dinámico se refiere a movimiento.
Los procesos termodinámicos ocurren por todas partes. De hecho, prácticamente
cualquier proceso de cambio para el cual se pueda definir un sistema se puede
considerar un proceso termodinámico. Desde un helado derritiéndose hasta el
funcionamiento de un motor de combustión interna o el funcionamiento de una
licuadora.
PROCESOS CICLICOS
En muchas situaciones, en especial en la construcción de máquinas basadas en
procesos termodinámicos, se somete al sistema a un conjunto de procesos de
cambio de estado que parten de un estado inicial, pasan por un conjunto de estados
intermedios y terminan nuevamente en el mismo estado inicial original, completando
así un ciclo.

Los procesos dentro del cilindro de un motor de combustión interna son procesos
cíclicos, que se repiten continuamente para mantener al motor en marcha

Los procesos cíclicos no producen un cambio neto en el estado del sistema (ya que
comienzan y terminan en el mismo estado), pero dependiendo de cómo se lleve a
cabo el ciclo, pueden producir la transferencia neta de energía de una parte de los
alrededores a otra o entre otros dos sistemas separados.

Un ejemplo de procesos cíclicos es lo que ocurre dentro de los pistones de un motor

de combustión interna, así como el conjunto de procesos que ocurren dentro del
compresor de los sistemas de refrigeración

CAMBIOS DE SITEMA

Este tipo de proceso termodinámico se caracteriza por el paso del sistema desde
un estado inicial hasta uno final, definidos ambos por un número adecuado de
variables de estado. En este tipo de procesos, el sistema se encuentra en equilibrio
termodinámico tanto en el estado inicial como en el estado final y el cambio es
ocasionado por algún agente externo.
Ejemplo de proceso de cambio en el sistema, en este caso ocurre un cambio de
estado en el gas que se encuentra dentro del cilindro

La condición de equilibrio termodinámico es una condición macroscópica, que

implica que el sistema no sufrirá ningún cambio en el tiempo a menos que sea
perturbado por alguna fuerza externa. Esta puede consistir en el aporte de energía
en forma de calor, trabajo, entre otros.

Cabe destacar que, al estudiar procesos de cambio en el sistema, muchas veces

(aunque no siempre) el proceso en sí no es de importancia sino solo el estado inicial
y el estado final.

PROCESO DE FLUJO

Los procesos de flujo se diferencian de los otros dos tipos de procesos, en que el
sistema está conformado por la materia que se encuentra en un momento dado
dentro de un recipiente por el cual pasa un flujo constante de materia.

Tuberías en una fábrica en la que ocurren procesos de flujo

Este tipo de procesos termodinámicos son de uso común en ingeniería, y las
propiedades de interés son, en general, las tasas de entrada y salida de energía
hacia y desde el recipiente a medida que lo atraviesa la materia que puede ser un
líquido puro, una solución, una mezcla reactante, etc.

Los principales procesos termodinámicos son lo s siguientes:

 Proceso isobárico: tiene lugar a presión constante. En otras

palabras, el sistema está dinámicamente conectado, con una
frontera movible, a un depósito a presión constante. Cuando un
gas perfecto evoluciona isobáricamente desde un estado A hasta
un estado B, la temperatura y el volumen asociados siguen la ley
de Charles.
 Proceso isocórico: el volumen permanece constante. Por lo
tanto, si el sistema está a volumen constante, el trabajo hecho
por el sistema será cero. Esto implica que el proceso no realiza
trabajo presión-volumen. De ello se desprende q ue,
cualquier energía térmica transferida al sistema externamente,
éste lo absorbe en forma de energía interna.
 Proceso isotérmico (o proceso isotermo): tiene lugar a
temperatura constante. En otras palabras, el sis tema está
conectado térmicamente, por una frontera térmicamente
conductora, a un depósito de temperatura constante.
 Proceso adiabático: es un proceso en el que no
hay transferencia de calor. Para un proceso reversible, esto es
idéntico a un proceso isentrópico. Se puede decir que el sistema
está térmicamente aislado de su entorno y que no puede
intercambiar calor con el entorno.
 Proceso isentrópico: tiene lugar a entropía constante. Para un
proceso reversible, esto es idéntico a un proceso adiabático.
  Proceso de potencial químico constante: el sistema es
conectado por transferencia de partículas con una frontera
permeable a las partículas.
 Proceso de número de partículas constante: no hay energía
añadida o sustraída del sistema por transferencia de partículas.
Se puede decir que el sistema es ai slado por transferencia de
partículas de su entorno por una frontera permeable a las
partículas.
 Proceso politrópico: un proceso politrópico es un proceso
termodinámico durante el cual la capacidad calorífica de un gas
permanece sin cambios, es decir, no existen intercambios de
calor.

5. CONCLUSION:
Como pudimos ver se dio a conocer que son los procesos termodinámicos y algunos
tipos de proceso termodinámicos que hay, ofreciendo una explicación y la
importancia de estos procesos fundamentales para entender como ocurre la
transferencia de calor y trabajos en diversos sistemas. Estos principios son cruciales
para diseños de tecnologías como motores eficientes hasta sistemas de
refrigeración y calefacción. En resumen, los procesos termodinámicos son
requerido en la innovación de nuevas tecnologías

6. BIBLOGRAFIAS:
Fuente: https://humanidades.com/gases-ideales/#ixzz8dXWwX4Um

Fuente: https://concepto.de/calor-especifico/#ixzz8dWqTzPaM

Fuente: Entropía - Wikipedia, la enciclopedia libre

Fuente: procesos termodinámicos (us.es)

Fuente: Leyes de los gases - Wikiwand

Fuente: Leyes de los gases: Definición y fórmulas (estudyando.com)

Fuente: Procesos termodinámicos: qué son, tipos, ejemplos (lifeder.com)

Fuente: Procesos termodinámicos: definición y tipos con ejemplos (solar-

energia.net)