3.1 Sistemas termodinámicos

Un sistema termodinámico, su límite y su entorno se deben definir con todas las funciones de los componentes completamente explicados antes de que podamos analizar una situación.
El equilibrio térmico se alcanza con dos objetos si un tercer objeto está en equilibrio térmico con los otros dos por separado.
Una ecuación de estado general para un sistema cerrado tiene la forma $f (p, V, T) = 0,$ con un gas ideal como ejemplo ilustrativo.

3.2 Trabajo, calor y energía interna

Un sistema termodinámico realiza trabajo positivo (negativo) cuando se expande (contrae) bajo una presión externa.
El calor es la energía que se transfiere entre dos objetos (o dos partes de un sistema) debido a una diferencia de temperatura.
La energía interna de un sistema termodinámico es su energía mecánica total.

La energía interna de un sistema termodinámico es una función de estado y, por tanto, es única para cada estado de equilibrio del sistema.
El aumento de la energía interna del sistema termodinámico viene dado por el calor añadido al sistema menos el trabajo realizado por el sistema en cualquier proceso termodinámico.

El comportamiento térmico de un sistema se describe en términos de variables termodinámicas. Para un gas ideal estas variables son presión, volumen, temperatura y número de moléculas o moles del gas.
Para sistemas en equilibrio termodinámico las variables termodinámicas están relacionadas por una ecuación de estado.
Un depósito de calor es tan grande que cuando intercambia calor con otros sistemas su temperatura no cambia.
Un proceso cuasiestático se genera tan lentamente que el sistema implicado está siempre en equilibrio termodinámico.
Un proceso reversible es aquel que se puede hacer para retroceder en la trayectoria y tanto la temperatura como la presión son uniformes en todo el sistema.
Hay varios tipos de procesos termodinámicos, entre ellos (a) isotérmico, donde la temperatura del sistema es constante; (b) adiabático, donde el sistema no intercambia calor; (c) isobárico, donde la presión del sistema es constante; y (d) isocórico, donde el volumen del sistema es constante.
Como consecuencia de la primera ley de la termodinámica, he aquí un resumen de los procesos termodinámicos: (a) isotérmico: $Δ E_{int} = 0, Q = W;$ (b) adiabático: $Q = 0, Δ E_{int} = − W;$ (c) isobárico: $Δ E_{int} = Q - W;$ e (d) isocórico: $W = 0, Δ E_{int} = Q .$

Para un gas ideal, la capacidad molar a presión constante $C_{p}$ viene dada por $C_{p} = C_{V} + R = d R / 2 + R$ , donde d es el número de grados de libertad de cada molécula/entidad del sistema.
Un gas real tiene un calor específico cercano pero un poco más alto que el del gas ideal correspondiente con $C_{p} ≃ C_{V} + R .$

Una expansión adiabática cuasiestática de un gas ideal produce una curva pV más pronunciada que la de la isoterma correspondiente.
Una expansión realista puede ser adiabática pero es poco común que sea cuasiestática.