En química, ¿cuál es la diferencia entre el trabajo realizado en el sistema y el trabajo realizado por el sistema?

En realidad es bastante sencillo. Vamos a imaginar un pistón, y dentro de este pistón hay un gas. La primera ley de la termodinámica establece que U = q + w, donde q es calor yw es trabajo. Ahora, definiremos la presión fuera del pistón como presión = P. La presión dentro del pistón y la presión fuera del pistón quiere ser igual, de modo que descanse en un estado estable. Por lo tanto, si la presión dentro del pistón no es igual a P, algo va a cambiar. Este cambio es el trabajo. Ahora, para simplificar las cosas para que no estemos discutiendo el calor, consideraremos un sistema aislado, de lo contrario referido a un sistema adiabático. En este caso q = 0, entonces U = w. Además, en aras de la simplificación, definiremos el gas como un gas ideal. En estas condiciones, [math] work = (P1V1-P2V2) / (C) [/ math], donde C es una constante en la que no necesitamos entrar. P1 y P2 son presiones dentro del pistón, no afuera, porque suponemos que el exterior es tan grande que el cambio de volumen debido al pistón es efectivamente 0. Por lo tanto, si P2V2 es mayor que P1V1, eso significa que el trabajo general realizado es negativo, donde como si P1V1 es mayor, entonces el trabajo general es positivo. El trabajo negativo significa que el sistema se hizo más grande e hizo algo para cambiar el exterior, es decir, lo redujo infinitamente. El trabajo positivo significa que el sistema se hizo más pequeño y el exterior lo cambió. Esto es lo contrario de la convención en física, porque en química nos preocupamos por U, la energía interna y el trabajo realizado en el sistema aumenta U, mientras que el trabajo realizado por el sistema disminuye U.