Interne energie (natuurkunde): definitie, formule en hoe te berekenen

Als je aan het woord 'energie' denkt, denk je waarschijnlijk aan zoiets als de kinetische energie van een bewegend object, of misschien aan de potentiële energie die iets zou kunnen bezitten als gevolg van de zwaartekracht.

Op microscopische schaal is deinterne energieeen object bezit, is belangrijker dan deze macroscopische vormen van energie. Deze energie komt uiteindelijk voort uit de beweging van moleculen, en het is over het algemeen gemakkelijker te begrijpen en te berekenen als je een gesloten systeem overweegt dat vereenvoudigd is, zoals een ideaal gas.

Interne energie is de totale energie van een gesloten systeem van moleculen, of de som van de moleculaire kinetische energie en potentiële energie in een stof. De macroscopische kinetische en potentiële energieën zijn niet van belang voor interne energie - als je de geheel gesloten systeem of de potentiële energie van de zwaartekracht verandert, de interne energie blijft de dezelfde.

Zoals je zou verwachten van een microscopisch systeem, zou het berekenen van de kinetische energie van de veelheid aan moleculen en hun potentiële energieën een uitdagende, zo niet praktisch onmogelijke taak zijn. Dus in de praktijk zijn de berekeningen voor interne energie gemiddelden in plaats van het moeizame proces om het rechtstreeks te berekenen.

Een bijzonder nuttige vereenvoudiging is de behandeling van een gas als een "ideaal gas", waarvan wordt aangenomen dat het geen intermoleculaire krachten heeft en dus in wezen geen potentiële energie. Dit maakt het proces van het berekenen van de interne energie van het systeem veel eenvoudiger, en het is niet verre van nauwkeurig voor veel gassen.

Interne energie wordt soms thermische energie genoemd, omdat temperatuur in wezen een maat is voor de interne energie van een systeem - het wordt gedefinieerd als de gemiddelde kinetische energie van de moleculen in het systeem.

De interne energievergelijking is een toestandsfunctie, wat betekent dat de waarde ervan op een bepaald moment afhangt van de toestand van het systeem, niet van hoe het daar is gekomen. Voor interne energie hangt de vergelijking af van het aantal mol (of moleculen) in het gesloten systeem en de temperatuur in Kelvin.

De interne energie van een ideaal gas heeft een van de eenvoudigste vergelijkingen:

Waarneeis het aantal mol,Ris de universele gasconstante enTis de temperatuur van het systeem. De gasconstante heeft de waardeR= 8,3145 Jmol⁻¹ K⁻¹, of ongeveer 8,3 joule per mol per Kelvin. Dit geeft een waarde voorUin joules, zoals je zou verwachten voor een waarde van energie, en het is logisch dat hogere temperaturen en meer mol van de stof tot een hogere interne energie leiden.

De eerste wet van de thermodynamica is een van de meest bruikbare vergelijkingen bij het omgaan met interne energie, en er staat: dat de verandering in interne energie van een systeem gelijk is aan de warmte die aan het systeem wordt toegevoegd minus het werk dat door het systeem wordt gedaan (of,plushet werk is klaarAanhet systeem). In symbolen is dit:

Deze vergelijking is heel eenvoudig om mee te werken, op voorwaarde dat u de warmteoverdracht en het uitgevoerde werk kent (of kunt berekenen). Veel situaties vereenvoudigen de zaken echter nog verder. In een isotherm proces is de temperatuur constant en aangezien interne energie een toestandsfunctie is, weet je dat de verandering in interne energie nul is. In een adiabatisch proces is er geen warmteoverdracht tussen het systeem en zijn omgeving, dus de waarde vanVraagis 0, en de vergelijking wordt:

Een isobaar proces is een proces dat plaatsvindt bij een constante druk, en dit betekent dat de verrichte arbeid gelijk is aan de druk vermenigvuldigd met de verandering in volume:W​ = ​P​∆​V. Isochore processen vinden plaats met een constant volume, en in deze gevallenW= 0. Hierdoor blijft de verandering in interne energie gelijk aan de warmte die aan het systeem wordt toegevoegd:

Zelfs als je het probleem niet op een van deze manieren kunt vereenvoudigen, is er voor veel processen geen werk gedaan of het kan gemakkelijk worden berekend, dus het vinden van de hoeveelheid gewonnen of verloren warmte is het belangrijkste dat u nodig hebt Doen.