"La energía total del universo es inmutable."

Al inicio del desarrollo de la termodinámica, esta era aplicada a problemas que envolvían la transformación de calor en trabajo. En la actualidad, los métodos termodinámicos se aplican en múltiples transformaciones físicas y químicas, para estudiar las propiedades de las sustancias y de radiaciones.

Termodinámica

En el estudio de la termodinámica las siguientes definiciones y conceptos son importantes:
Sistema, vecindad y la frontera.
Una región del espacio que se quiere estudiar se llama "sistema" y se separa del resto del universo ( "medio externo" o "vecindad") a través de una superficie real o imaginaria llamado "frontera".
Sistema termodinámico. La figura ilustra un gas dentro de un recipiente. Si consideramos que el gas es el sistema de interés, entonces, el contenedor será la frontera de este sistema y todo lo demás será considerado de vecindad.
Estado termodinámico
El estado termodinámico de un sistema se caracteriza por la condición del sistema, en este caso, su energía interna. El estado termodinámico es caracterizado por un conjunto de grandezas macroscópicas llamadas de variables de estado (presión, volumen, temperatura, número de moles, etc.). Estas variables son necesarias para determinar la energía interna de un sistema y se obtienen experimentalmente.
Transformación
Cuando hay un cambio en el estado del sistema, decimos que se ha producido una transformación. La forma en que el sistema alcanza este cambio se llama "proceso".
Energía interna
Es la suma de las energías cinéticas de todas sus partículas constituyentes más la suma de toda la energía potencial resultante de interacciones entre el sistema de partículas. (Obs:. La energía interna no incluye, la energía potencial que surge entre el sistema y su entorno.) El cambio de energía interna de un gas ideal no depende de proceso depende sólo de la temperatura inicial y final de la misma.
Energía externa
Es la energía que intercambia el sistema con el medio ambiente externo, en forma de calor e de trabajo, y dependen del proceso de transformación, es decir, no es el sistema intrínseco.
Función de estado
Las funciones cuyos valores dependen sólo en variables de estado, es decir, variables que dependen sólo del estado de equilibrio termodinámico actual del sistema.

Primera ley de la termodinámica

La primera ley es esencialmente una extensión del principio de conservación de la energía, para incluir los sistemas donde hay flujo de calor. Históricamente que marca el reconocimiento de calor como una forma de energía (la experiencia de Joule). La primera ley se aplica a cualquier disputa entre los estados de equilibrio naturales.
Definición de la ley:
Cuando una cantidad de calor \(Q\) se proporciona a un sistema durante un proceso, parte \(\Delta U\) es el sistema bajo de energía y la forma del interior \(W\) sale del sistema en la forma de trabajo realizado por el sistema en su vecindario. Matemáticamente, tenemos: $$\Delta U = Q - W.$$
Primera ley de la termodinámica. La figura muestra un gas que está siendo calentado por una llama y expansión (flecha superior muestra el desplazamiento del pistón del recipiente). Tras la recepción de energía térmica (calor) de moléculas de gas son más ásperas ( \(\Delta U\) aumenta), de este modo más colisiones entre el gas y el émbolo, por lo que es (el émbolo) hacia arriba. Para el pistón se mueva, es necesario que el gas realice un trabajo sobre él, perdiendo así un poco de energía, pero por otro lado, el pistón realiza el trabajo en la vecindad del sistema (en este caso, el gas / aire que rodea el sistema), dando así a este trabajo a las regiones externas al sistema.

Aplicaciones de la primera ley de la termodinámica

Dependiendo de la transformación que sufre una sustancia, el calor específico (y la capacidad de calor) de los cambios de sustancias. Para tratar la transformación termodinámico de un gas ideal, necesitamos tener en cuenta el calor específico a presión constante \(c_p\) y el volumen constante \(c_v\) . Y es posible relacionar estas dos cantidades:

El coeficiente de Poisson
Es posible relacionar las capacidades térmicas o calores específicos $$\gamma = \frac{C_p}{C_v} = \frac{c_p}{c_v}.$$ Tenemos los siguientes valores para \(\gamma\) :
\(\frac{5}{3} = 1.67\) para los gases monoatómicos
\(\frac{7}{5} = 1.40\) para gases diatómicos, que con buena aproximación también se aplica a aire.
Relación de Mayer:
$$c_p - c_v = R,$$ donde \(c_p\) es el calor específico a presión constante y \(c_v\) es el calor específico a volumen constante.

Veremos ahora las transformaciones gaseosas

Transformación cíclica
En una transformación cíclica, el sistema siempre vuelve a su estado inicial con exactitud, por lo tatno: $$\Delta U = 0,$$ $$W = Q.$$
Transformación isocórica
Las transformaciones a volumen constante ( \(V = C^{te}\) ). El calor intercambiado está dada por $$ Q = m c_v \Delta T,$$ el trabajo realizado $$ W = 0,$$ y la variación de energía interna es $$ \Delta U = m C_v \Delta T,$$ donde \(m\) es la masa del gas y \(\Delta t\) es la variación de temperatura.
Ej. olla a presión
Transformación isobárica
Transformaciones presión constante ( \(P = C^{te}\) ). Cuando esta transformación ocurre, el calor intercambiado y el trabajo realizado, son ambos, son diferentes de cero. El trabajo realizado es igual a la presión mediante la variación de volumen $$W = P \Delta V.$$ Como se intercambia calor $$Q = m C_p \Delta T,$$ Tienes $$\Delta U = m C_p \Delta T - P \Delta V$$ Ex: procesos a cielo abierto son a presión constante y atmosférica.
Transformación isotérmica
Transformaciones a temperatura constante ( \(T = C^{te}\) ). $$\Delta U = 0 \Rightarrow Q = W $$ $$W = n RT \ln \left(\frac{V_f}{V_i}\right)$$
Transformación adiabática
Transformación donde ningún intercambio de calor con el ambiente externo \((Q = 0)\) . El trabajo de esta transformación es: $$\Delta U = -W = m C_v \Delta T.$$ Ejm.: Reacciones rápidas, en las que no hay tiempo suficiente para un intercambio de calor significativo o cuando el sistema está térmicamente aislado del ambiente externo, a través de las fronteras adiabáticas.
Expansión adiabática libre
La energía interna inicial y final de un gas son iguales, cuando el gas se somete a una expansión adiabática libre. $$T_i = T_f$$ $$p_i \cdot V_i = p_f \cdot V_f$$
Proceso de ebullición
Supongamos que un líquido de masa m, sea vaporizado a presión constante P. El volumen de líquido es \(V_l\) , y el volumen en estado de vapor \(V_v\) . $$W = P (V_f - V_i)$$ $$\Delta U = Q - W = m L_v - P (V_f - V_i)$$