Når du tænker på ordet "energi", tænker du sandsynligvis på noget som den kinetiske energi i et bevægeligt objekt, eller måske den potentielle energi, som noget måske har på grund af tyngdekraften.
Imidlertid på mikroskopisk skalaintern energiet objekt besidder er vigtigere end disse makroskopiske energiformer. Denne energi skyldes i sidste ende molekylers bevægelse, og det er generelt lettere at forstå og beregne, om du overvejer et lukket system, der er forenklet, såsom en ideel gas.
Hvad er et systems indre energi?
Intern energi er den samlede energi i et lukket system af molekyler eller summen af den molekylære kinetiske energi og potentielle energi i et stof. De makroskopiske kinetiske og potentielle energier betyder ikke noget for intern energi - hvis du flytter hele lukket system eller ændre dets tyngdepotentiale energi, forbliver den indre energi samme.
Som man kunne forvente for et mikroskopisk system, ville det være en udfordrende - om ikke praktisk umulig - opgave at beregne den kinetiske energi for de mange molekyler og deres potentielle energier. Så i praksis involverer beregningerne for intern energi gennemsnit snarere end den omhyggelige proces med direkte beregning af den.
En særlig nyttig forenkling er at behandle en gas som en "ideel gas", som antages at have ingen intermolekylære kræfter og dermed i det væsentlige ingen potentiel energi. Dette gør processen med beregning af systemets interne energi meget enklere, og det er ikke langt fra nøjagtigt for mange gasser.
Intern energi kaldes undertiden termisk energi, fordi temperatur i det væsentlige er et mål for intern energi i et system - det er defineret som den gennemsnitlige kinetiske energi af molekylerne i systemet.
Intern energiligning
Den interne energiligning er en tilstandsfunktion, hvilket betyder, at dens værdi på et givet tidspunkt afhænger af systemets tilstand, ikke hvordan det kom dertil. For intern energi afhænger ligningen af antallet af mol (eller molekyler) i det lukkede system og dets temperatur i Kelvins.
Den indre energi af en ideel gas har en af de enkleste ligninger:
U = \ frac {3} {2} nRT
Hvorner antallet af mol,Rer den universelle gaskonstant ogTer systemets temperatur. Gaskonstanten har værdienR= 8,3145 J mol−1 K−1eller omkring 8,3 joule pr. mol pr. Kelvin. Dette giver en værdi forUi joule, som man kunne forvente for en værdi af energi, og det giver mening, at højere temperaturer og flere mol af stoffet fører til en højere indre energi.
Den første lov om termodynamik
Den første lov om termodynamik er en af de mest nyttige ligninger, når man beskæftiger sig med intern energi, og den siger at ændringen i et internt energi svarer til den varme, der tilføjes systemet minus det arbejde, systemet udfører (eller,plusdet udførte arbejdepåsystemet). I symboler er dette:
∆U = Q-W
Denne ligning er virkelig enkel at arbejde med, forudsat at du kender (eller kan beregne) varmeoverførslen og det udførte arbejde. Imidlertid forenkler mange situationer tingene yderligere. I en isoterm proces er temperaturen konstant, og da intern energi er en tilstandsfunktion, ved du, at ændringen i intern energi er nul. I en adiabatisk proces er der ingen varmeoverførsel mellem systemet og dets omgivelser, så værdien afQer 0, og ligningen bliver:
∆U = -W
En isobar proces er en proces, der finder sted ved et konstant tryk, og det betyder, at det udførte arbejde er lig med trykket ganget med volumenændringen:W = P∆V. Isokoriske processer forekommer med et konstant volumen og i disse tilfældeW= 0. Dette efterlader ændringen i intern energi lig med varmen tilsat systemet:
∆U = Q
Selvom du ikke kan forenkle problemet på en af disse måder, for mange processer er der ikke udført arbejde eller det kan let beregnes, så det er det vigtigste, du skal bruge til at finde den mængde opvarmet eller tabt varme gør.