La primera ley de la termodinámica establece que  la energía no se crea, ni se destruye, sino que se conserva. Entonces esta ley expresa que, cuando un sistema es sometido a un ciclo termodinámico, el calor cedido por el sistema será igual al trabajo recibido por el mismo, y viceversa.

Es decir Q = W, en que Q es el calor suministrado por el sistema al medio ambiente y W el trabajo realizado por el medio ambiente al sistema durante el ciclo.

Un ejemplo sencillo seria: Al remover con un taladro el agua contenida en un recipiente, le estamos aplicando trabajo, que es igual al calor que este emite al medio ambiente al calentarse. En este caso, el sistema puede ser el agua, el medio sería el taladro, el aire circundante y todo lo que está fuera del sistema que no sea agua (pues lo que está afuera recibirá calor del sistema).

La primera ley para un sistema

En este caso, el sistema podría ser el agua contenida en un recipiente, y el medio ambiente todo lo que rodea el recipiente, que serian desde la cocina en donde descansa el recipiente con agua hasta el quemador que le suministra calor, en fin, la atmósfera y todo lo que esté fuera del recipiente.

Supongamos que encima de este recipiente colocamos una tapa, únicamente usando su peso. Supongamos además que al recipiente se le suministra calor del quemador de la cocina que lo contiene. A medida que el agua empieza a hervir, la tapa empieza a moverse cada vez más rápidamente. El movimiento de la tapa es entonces el desplazamiento que representa el trabajo realizado por el sistema  sobre el medio ambiente. 

Ejemplo: 

Se sitúan 15 L de gas ideal en un recipiente a 27 ºC. El recipiente cuenta con un pistón móvil libre de rozamiento. La presión en el exterior se mantiene constante a 750 mmHg. Determina, si se eleva la temperatura a 190 ºC:

1. El trabajo realizado en el proceso
2. La variación de energía interna que tiene lugar
3. El calor transferido durante el mismo
4. Representa el proceso en un diagrama presión - volumen ( p - V )

Datos : cv = 5·R/2 ; R = 8.31 J/ mol·K 

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Solución

Datos

• Volumen inicial Vi = 15 L = 15·10-3 m3
• Temperatura inicial Ti = 27 ºC = 300.15 K
• Temperatura final Tf = 190 ºC = 463.15 K
• Presión constante p = 750 mmHg = 750·101325/760 = 99991.77 Pa
• Calor específico a volumen constante cv = 5·R/2
• Constante universal de los gases ideales R = 8.31 J/ mol·K

Consideraciones previas

• Usaremos el criterio de signos tradicional según el cual el trabajo es positivo se realiza contra el exterior
  

Resolución

1.

En los procesos a presión constante el trabajo termodinámico, según el criterio de signos establecido, viene dado por la expresión:

W=p⋅ΔV=p⋅(Vf−Vi)

Para determinar el volumen final podemos aplicar la ecuación de estado de los gases ideales, de la siguiente manera:

p⋅Vi=n⋅R⋅Tip⋅Vf=n⋅R⋅Tf}p=n⋅R⋅TiVip=n⋅R⋅TfVf⎫⎭⎬⎪⎪n⋅R⋅TiVi=n⋅R⋅TfVf⇒ViTi=VfTf

La expresión anterior constituye la ley de Charles y Gay-Lussac. A partir de ella, nos queda:

ViTi=VfTf⇒Vf=ViTi⋅Tf=15⋅10−3300.15⋅463.15=23.14⋅10−3 m3

Y volviendo a la expresión del trabajo termodinámico nos queda:

W=p⋅(Vf−Vi)=99991.77⋅(23.14−15)⋅10−3=813.93 J

2.

Presta atención a este apartado por que vamos a utilizar una serie de conceptos que debes tener claros. En primer lugar, la variación de energía interna en un gas depende únicamente de la variación de temperatura. En el diagrama p - V de la figura puedes ver representadas las dos isotermas características del proceso.

• Isoterma en rojo: es la de aquellos puntos genéricos ( V , p ) que se corresponden con una temperatura de 27 ºC. A todos ellos les corresponde una determinada energía interna del sistema
• Isoterma en azul: es la de aquellos puntos genéricos ( V , p ) que se corresponden con una temperatura de 190 ºC. A todos ellos les corresponde una determinada energía interna del sistema

En el proceso, al variar la temperatura varía la energía interna, es decir, nos desplazamos de una isoterma a otra realizando un determinado trabajo y transfiriendo un determinado calor. Independientemente de la forma en que nos desplacemos de una isoterma a otra (esto es, la cantidad de calor y trabajo que intervenga en el proceso), la variación de energía interna dependerá unicamente de la isoterma inicial y la isoterma final. Es por ello que, dado que nos dan como dato cv (calor específico a volumen constante), estudiaremos la variación de energía interna suponiendo un proceso isocórico ( a volumen constante ) donde el volumen no cambia y, por tanto, el desplazamiento de una isoterma a otra se realizaría exclusivamente mediante el intercambio de calor, al ser el trabajo realizado cero ( W = 0 ) . De esta forma, nos queda:

ΔU=Q−W

Por otro lado, dado que nos dan cv referida a cantidad de sustancia ( mol ), utilizaremos, para el cálculo del calor, la expresión:

Q=n⋅cv⋅ΔT

Observa que ya habíamos presentado en teoría dicha expresión al hablar de la variación de energía interna de un gas cuando se incrementa la temperatura.

Para el cálculo de n aplicamos de nuevo la ecuación de estado de los gases ideales:

p⋅Vi=n⋅R⋅Ti⇒n=p⋅ViR⋅Ti=99991.77⋅15⋅10−38.31⋅300.15=0.6 mol

Finalmente, volviendo a la ecuación de la variación de energía interna en un proceso isocórico, tenemos:

ΔU=Q=n⋅cv⋅ΔT=0.6⋅5⋅8.312⋅163=2031.795 J

En la siguiente figura se representa el proceso que tendría lugar a volumen constante y que nos sirve para determinar la variación de energía interna también en nuestro proceso a presión constante. 

3.

Podemos aplicar la primera ley de la termodinámica para determinar el calor transferido en el proceso. Ten en cuenta que, tal y como hemos dicho en el punto 2, la variación de energía interna es igual a la que se experimenta en el proceso a volumen constante ya que las temperaturas inicial y final son las mismas:

ΔU=Q−W⇒Q=ΔU+W=2031.795+813.93=2845.725 J

4.