热力学第一定律是能量守恒原理在热力学系统中的具体体现，其数学表达式为：ΔU = Q - W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q代表系统吸收的热量，W则是系统对外做的功。通过这一公式，我们可以深入分析当ΔU大于零或小于零时，系统所处的状态及可能发生的物理过程。

当ΔU > 0时，意味着系统的内能增加了。这种情况通常发生在以下几种情形下：

1. 吸热过程：如果系统吸收了更多的热量（Q值较大），而对外做功较少（W较小），则会导致内能增加。例如，在密闭容器内的气体被加热时，分子运动加剧，从而提高了整体的能量水平。

2. 绝热压缩：在没有热量交换的情况下（即Q=0），若外界对系统施加压力使其体积减小，则需要克服内部阻力做功，这部分功将转化为系统的内能，使ΔU>0。

3. 混合状态转变：某些物质从较低能量形式转变为较高能量形式的过程中也会出现内能上升的现象，比如冰融化成水后继续保持相同温度但增加了动能等微观属性。

相反地，当ΔU < 0时，则表明系统失去了部分内能：

1. 放热反应：化学反应过程中释放出热量给周围环境，使得自身内能减少；同时，如果该反应伴随着体积膨胀，则还需要额外消耗一部分内能用于克服外界压力，进一步降低总内能。

2. 绝热膨胀：与上述绝热压缩相反，在自由膨胀或者自发性扩散情况下，由于不存在外界约束力限制粒子间相互作用，因此无需耗费多余的能量来维持平衡，反而会因为体系结构松弛而导致内能下降。

3. 冷却效应：当一个高温物体接触到低温介质时，两者之间会发生热量传递直至达到热平衡为止。在此期间，原本处于高能态的物体逐渐失去多余的能量，表现为内能递减直至稳定下来。

综上所述，在研究热力学现象时准确判断ΔU符号对于理解整个过程至关重要。无论是ΔU>0还是ΔU<0，都反映了特定条件下物质间复杂的相互作用关系以及能量流动规律。掌握这些基本概念有助于我们更好地解释自然界中各种奇妙而又普遍存在的热学行为。