כשאתה חושב על המילה "אנרגיה", אתה בטח חושב על משהו כמו האנרגיה הקינטית של אובייקט נע, או אולי על האנרגיה הפוטנציאלית שמשהו עשוי להחזיק עקב כוח המשיכה.
עם זאת, בקנה מידה מיקרוסקופי, האנרגיה פנימיתיש אובייקט חשוב יותר מצורות אנרגיה מקרוסקופיות אלה. אנרגיה זו נובעת בסופו של דבר מתנועה של מולקולות, ובדרך כלל קל יותר להבין ולחשב אם אתה מחשיב מערכת סגורה מפושטת, כגון גז אידיאלי.
מהי האנרגיה הפנימית של מערכת?
אנרגיה פנימית היא האנרגיה הכוללת של מערכת סגורה של מולקולות, או סכום האנרגיה הקינטית המולקולרית והאנרגיה הפוטנציאלית בחומר. האנרגיות הקינטיות המקרוסקופיות והפוטנציאליות לא חשובות לאנרגיה פנימית - אם אתה מזיז את כל המערכת הסגורה או לשנות את האנרגיה הפוטנציאלית הכבידתית שלה, האנרגיה הפנימית נשארת אותו.
כפי שהיית מצפה למערכת מיקרוסקופית, חישוב האנרגיה הקינטית של מספר המולקולות והאנרגיות הפוטנציאליות שלהן יהיה משימה מאתגרת - אם לא בלתי אפשרית. כך שבפועל, החישובים לאנרגיה פנימית כוללים ממוצעים ולא תהליך מדוקדק של חישוב ישיר שלה.
פשט שימושי במיוחד הוא התייחסות לגז כאל "גז אידיאלי", אשר מניחים שאין לו כוחות בין-מולקולריים ולכן למעשה אין בו אנרגיה פוטנציאלית. זה הופך את תהליך חישוב האנרגיה הפנימית של המערכת לפשוט בהרבה, וזה לא רחוק מלהיות מדויק עבור גזים רבים.
אנרגיה פנימית נקראת לפעמים אנרגיה תרמית, מכיוון שהטמפרטורה היא למעשה מדד ל אנרגיה פנימית של מערכת - היא מוגדרת כאנרגיה קינטית ממוצעת של המולקולות במערכת.
משוואת אנרגיה פנימית
משוואת האנרגיה הפנימית היא פונקציית מצב, כלומר הערך שלה בזמן נתון תלוי במצב המערכת, ולא איך היא הגיעה לשם. עבור אנרגיה פנימית, המשוואה תלויה במספר השומות (או המולקולות) במערכת הסגורה ובטמפרטורה שלה בקלווינס.
לאנרגיה הפנימית של גז אידיאלי יש את המשוואות הפשוטות ביותר:
U = \ frac {3} {2} nRT
איפהנהוא מספר השומות,רהוא קבוע הגז האוניברסליטהיא הטמפרטורה של המערכת. לקבוע הגז יש את הערךר= 8.3145 J mol−1 ק−1, או בסביבות 8.3 ג'אול לשומה לקלווין. זה נותן ערך עבורUבג'אול, כפי שהיית מצפה לערך של אנרגיה, וזה הגיוני בכך שטמפרטורות גבוהות ויותר שומות של החומר מובילות לאנרגיה פנימית גבוהה יותר.
החוק הראשון של התרמודינמיקה
החוק הראשון של התרמודינמיקה הוא אחת המשוואות השימושיות ביותר כאשר אנו עוסקים באנרגיה פנימית, והוא קובע שהשינוי באנרגיה הפנימית של המערכת שווה לחום שנוסף למערכת פחות העבודה שנעשתה על ידי המערכת (אוֹ,ועודהעבודה שנעשתהעַלהמערכת). בסמלים זה:
∆U = Q-W
משוואה זו היא פשוטה מאוד לעבודה בתנאי שתדע (או תוכל לחשב) את העברת החום ואת העבודה שנעשתה. עם זאת, מצבים רבים מפשטים את הדברים עוד יותר. בתהליך איזותרמי הטמפרטורה קבועה, ומכיוון שאנרגיה פנימית היא פונקציית מצב, אתה יודע שהשינוי באנרגיה הפנימית הוא אפס. בתהליך אדיאבטי, אין העברת חום בין המערכת וסביבתה, ולכן הערך שלשהוא 0, והמשוואה הופכת ל:
∆U = -W
תהליך איזוברי הוא תהליך המתרחש בלחץ קבוע, ומשמעות הדבר היא שהעבודה שנעשתה שווה ללחץ המוכפל בשינוי הנפח:W = פ∆ו. תהליכים איזוכוריים מתרחשים בנפח קבוע, ובמקרים אלהW= 0. זה משאיר את השינוי באנרגיה הפנימית כשווה לחום שנוסף למערכת:
∆U = Q
גם אם אינך יכול לפשט את הבעיה באחת מהדרכים הללו, עבור תהליכים רבים, לא נעשתה עבודה או זה יכול להיות מחושב בקלות, ולכן למצוא את כמות החום שנצבר או אבד הוא הדבר העיקרי שתצטרך לַעֲשׂוֹת.