Le premier principe de la thermodynamique

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Système thermodynamique

Un système thermodynamique est l’ensemble des entités contenues à l’intérieur d’une surface fermée.
Un système thermodynamique doit toujours être distingué de façon très précise du reste de l’environnement appelé milieu extérieur.
La paroi ou frontière séparant le système du milieu extérieur est alors une interface d’échanges entre ces deux milieux.
Un système thermodynamique fermé ne peut pas échanger de matière avec le milieu extérieur, mais il peut bien entendu échanger de l’énergie.
Un système thermodynamique ouvert échange de la matière et de l’énergie avec le milieu extérieur.
Un système thermodynamique isolé n’échange ni matière ni énergie avec le milieu extérieur.

Transferts d’énergie sous forme de travail $W$ : transfert de nature macroscopique ordonné entre le système thermodynamique et le milieu extérieur.
Transferts d’énergie thermique $Q$ : transfert de nature microscopique désordonné entre le système thermodynamique et le milieu extérieur.
L’énergie sous forme de travail ou de nature thermique doit être comptée :
positivement lorsque le système la reçoit du milieu extérieur ;
négativement lorsque le système la cède au milieu extérieur.

La variation d’énergie $\Delta E$ totale d’un système thermodynamique fermé est égale à la quantité de travail $W$ et d’énergie thermique $Q$ échangés avec le milieu extérieur. $$\Delta E = W+Q$$ Ces énergies sont exprimées en joule $(\text{J})$.
La variation d’énergie interne $\Delta U$ d’un système thermodynamique macroscopiquement au repos est égale à : $$\Delta U= W_{\text{total}} + Q_{\text{total}}$$
Si le système thermodynamique est isolé, l’énergie interne est alors constante soit : $\Delta U=0$.