1.ª Lei da Termodinâmica Adaptado da Porto Editora por Marília Peres

A origem do termo calor Na Antiguidade os Gregos consideravam o fogo como um dos 4 elementos principais e reconheciam a luz e o calor por ele emitidos como sendo propriedades distintas. O primeiro químico a estudar o calor foi Joseph Black. Nessa altura o calor foi descrito como um fluido que enchia todos os corpos e cujas partículas se repeliam umas às outras. Já então se considerava que a energia perdida, como calor, por um corpo quente era igual à energia ganha por um corpo frio. Nascia, assim, a Teoria do Calórico. Em 1787, o calórico foi considerado um elemento químico, por Lavoisier, e foi incluído na Tabela Periódica. No século XVIII, Benjamin Thompson, em sequência de algumas experiências que realizou, pôs em causa a Teoria do Calórico, defendendo que o calor não era uma substância mas sim uma forma de movimento. Thompson verificou que o calor gerado na perfuração ou fricção de uma broca em peças de bronze usadas para fazer canhões fazia a água entrar em ebulição. Destas observações, Thompson inferiu que o calor seria uma consequência do movimento das partículas dos corpos e que era transferido da broca para a água, numa quantidade igual ao trabalho realizado pela broca. Em 1837, James Prescott Joule, usando um calorímetro, mostrou que o trabalho pode ser convertido em calor. O calorímetro usado era um dispositivo com paredes adiabáticas no interior do qual existem pás presas a um eixo central vertical. Com este instrumento Joule realizou experiências em que verificou que a agitação das pás do calorímetro resultava no aquecimento da água no seu interior. Joule verificou que, para uma dada massa de água, a mesma quantidade de trabalho provocava o mesmo aquecimento, concluindo que calor e trabalho eram, então, duas manifestações diferentes da energia. Estavam, assim, dados os primeiros passos que iriam levar à formulação da 1.ª Lei da Termodinâmica.

Aplicações da 1.ª Lei da Termodinâmica De um modo geral podemos considerar que a variação da energia interna de um sistema se deve a trocas de radiação ou de trabalho e calor.

Transformações adiabáticas Nas transformações adiabáticas não há transferência de energia sob a forma de calor, ou seja, o calor do sistema mantém-se constante. A variação da energia interna do sistema deve-se somente à realização de trabalho. Este pode ser devido: - à compressão rápida de um gás - ou expansão rápida de um gás

Transformações isotérmicas As transformações isotérmicas ocorrem a temperatura constante. Quando não há variação de temperatura dum sistema numa transformação, também não há variação da sua energia interna. Assim: Portanto, para perder ou ganhar energia sob a forma de calor o sistema tem de o compensar com a realização de trabalho. Onde: W>0 => Q Q>0 Este tipo de transformação verifica-se sempre em situações de compressão e de expansão lenta de um gás, agitação mecânica, etc.

Transformações isobáricas As transformações isobáricas ocorrem a pressão constante. A variação da energia interna nestas transformações é igual ao trabalho realizado sobre o sistema quando este sofre uma variação de volume, a pressão constante (  Ei = W), tal que: W = p.  V Este tipo de transformação ocorre no aquecimento ou arrefecimento de um líquido em sistema aberto, onde a pressão é constante e igual à atmosférica

Transformações isocóricas As transformações isocóricas ocorrem a volume constante. Quando o volume de um sistema é constante o trabalho é nulo (W = 0), logo, a variação da energia interna do sistema depende do calor que o sistema recebe ou cede. Assim:  Ei = Q Esta transformação é típica de situações em que se verifique o aquecimento ou arrefecimento de um líquido num sistema fechado com fronteira rígida.