Digamos que un gas ideal realiza trabajo sobre un pistón, aumentando así el volumen del gas en su cilindro aislado. Se supone que la presión del gas es constante; por lo tanto, por la ley de los gases ideales, , la temperatura del gas ideal debe aumentar.
Ahora veamos este problema desde el ángulo de la Primera Ley de la Termodinámica, . El gas realiza trabajo sobre el pistón, por lo tanto es positivo. No se agrega calor al sistema, por lo que . Entonces, . Entonces, la energía interna de las partículas del gas ideal ahora ha disminuido de acuerdo con la Primera Ley de la Termodinámica, lo que significa que la temperatura del gas ideal ha disminuido.
Según la Ley de los Gases Ideales, la temperatura ha aumentado mientras que según la Primera Ley ha disminuido.
Por favor, dime qué estoy haciendo mal aquí. ¡Su ayuda sería muy apreciada!
Estás comparando dos procesos diferentes. Cuando aplicó la ley de los gases ideales, fue un proceso de expansión a presión constante y no es igual a cero. Cuando aplicaste la primera ley, era un proceso de expansión adiabático donde .
Dicho esto, comparemos manzanas con manzanas. Para el proceso de presión constante aplicando la ecuación del gas ideal a un mol de gas
Ahora aplique la primera ley para el proceso de presión constante
Para un gas ideal, cualquier proceso
Para la derivación de esto ver: , , para un proceso de gas ideal
Para un gas ideal (ver el mismo enlace para la derivación)
Sustituyendo
que es lo mismo que aplicar la ley de los gases ideales.
Espero que esto ayude
En una expansión adiabática reversible de un gas ideal, tanto la temperatura como la presión disminuyen, no solo la temperatura. Pero, incluso si fuera irreversible y la presión fuera constante (a un nuevo valor más bajo), la temperatura disminuiría, y esto nuevamente sería consistente con la primera ley de la termodinámica y la ley de los gases ideales.
En el primer caso se dice que el gas se expande a presión constante, lo que significa que se suministra calor al sistema.
G. Smith
Bob D.