a) Muy sencillo, sólo tenés que estar seguro del significado de sistema cerrado, que puede estar haciéndote ruido. Se trata de sistemas que no intercambian materia con el medio, pero sí permiten entrada y salida de calor, y también pueden realizar y recibir trabajo hacia y desde el exterior. De modo que el único comercio con el exterior que tiene el sistema es por trabajo y calor.

En este primer caso -el a)- entra calor (calor positivo) y sale trabajo (trabajo positivo). Luego, aplicando el primer principio de la termodinámica, y siendo Q = L

ΔU = Q – L = L – L

a)         ΔU = 0

b) Un sistema cerrado recibe 100 J de calor y realiza 125 J de trabajo sobre el medio exterior, ¿es esto posible?

Valen las mismas consideraciones que hice para el ítem anterior, entonces:

ΔU = Q – L = 100 J – 125 J

b)         ΔU = – 25 J

c) ¿Cuánto varía la energía interna de un sistema cerrado que no realiza trabajo y que cede en forma de calor 1.000 calorías al medio exterior?

Lo mismo para este caso:

ΔU = Q – L = – 1.000 cal – 0

c)         ΔU = – 1.000 cal

d) Si ahora el sistema del ítem c) evoluciona entre los mismos estados que antes, pero cediendo al medio exterior en forma de calor 1.500 calorías, ¿cuánto varía su energía interna? ¿Cuánto trabajo realiza?

Como la energía interna es una función de estado... evolucionar entre los dos mismos estados significa volver a disminuir 1.000 calorías de energía interna, sin importar cómo evolucionó desde el estado anterior hasta el nuevo estado. De modo que:

ΔU = – 1.000 cal

Y aplicando el primer principio:

L = Q – ΔU

L = – 1.500 cal – (– 1.000 cal ) = – 500 cal

d)         ΔU = – 1.000 cal      y      L = – 500 cal