Når du tenker på ordet "energi", tenker du sannsynligvis på noe som den kinetiske energien til et objekt i bevegelse, eller kanskje den potensielle energien noe kan ha på grunn av tyngdekraften.
Imidlertid, på mikroskopisk skala,indre energiet objekt besitter er viktigere enn disse makroskopiske energiformene. Denne energien skyldes til slutt molekylers bevegelse, og det er generelt lettere å forstå og beregne om du anser et lukket system som er forenklet, for eksempel en ideell gass.
Hva er den indre energien til et system?
Intern energi er den totale energien til et lukket system av molekyler, eller summen av molekylær kinetisk energi og potensiell energi i et stoff. De makroskopiske kinetiske og potensielle energiene spiller ingen rolle for indre energi - hvis du beveger hele lukket system eller endre gravitasjonspotensialenergien, forblir den indre energien den samme.
Som du forventer for et mikroskopisk system, vil beregning av den kinetiske energien til mengden molekyler og deres potensielle energier være en utfordrende - om ikke praktisk umulig - oppgave. Så i praksis involverer beregningene for intern energi gjennomsnitt snarere enn den møysommelige prosessen med å direkte beregne den.
En spesielt nyttig forenkling er å behandle en gass som en "ideell gass", som antas å ha ingen intermolekylære krefter og dermed i det vesentlige ingen potensiell energi. Dette gjør prosessen med å beregne den interne energien i systemet mye enklere, og det er ikke langt fra nøyaktig for mange gasser.
Intern energi kalles noen ganger termisk energi, fordi temperaturen egentlig er et mål på indre energi i et system - det er definert som den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylene i systemet.
Intern energiligning
Den interne energilikningen er en tilstandsfunksjon, noe som betyr at verdien til en gitt tid avhenger av tilstanden til systemet, ikke hvordan det kom dit. For intern energi avhenger ligningen av antall mol (eller molekyler) i det lukkede systemet og temperaturen i Kelvins.
Den indre energien til en ideell gass har en av de enkleste ligningene:
U = \ frac {3} {2} nRT
Hvorner antall føflekker,Rer den universelle gasskonstanten ogTer temperaturen i systemet. Gasskonstanten har verdienR= 8,3145 J mol−1 K−1, eller rundt 8,3 joule per mol per Kelvin. Dette gir en verdi forUi joule, som du forventer for en verdi av energi, og det er fornuftig at høyere temperaturer og flere mol av stoffet fører til en høyere indre energi.
Den første loven om termodynamikk
Den første loven om termodynamikk er en av de mest nyttige ligningene når det gjelder intern energi, og den sier at endringen i intern energi i et system tilsvarer varmen som tilføres systemet minus arbeidet som er gjort av systemet (eller,i tillegg tilarbeidet gjortpåsystemet). I symboler er dette:
∆U = Q-W
Denne ligningen er veldig enkel å jobbe med forutsatt at du kjenner (eller kan beregne) varmeoverføring og utført arbeid. Imidlertid forenkler mange situasjoner ting enda lenger. I en isotermisk prosess er temperaturen konstant, og siden intern energi er en tilstandsfunksjon, vet du at endringen i intern energi er null. I en adiabatisk prosess er det ingen varmeoverføring mellom systemet og dets omgivelser, så verdien avSpørsmåler 0, og ligningen blir:
∆U = -W
En isobarisk prosess er en som skjer ved et konstant trykk, og dette betyr at utført arbeid er lik trykket ganget med volumendringen:W = P∆V. Isokoriske prosesser skjer med et konstant volum, og i disse tilfelleneW= 0. Dette etterlater endringen i intern energi som lik varmen som tilføres systemet:
∆U = Q
Selv om du ikke kan forenkle problemet på en av disse måtene, for mange prosesser er det ikke gjort noe arbeid eller det kan enkelt beregnes, så det er viktigst å finne mengden oppnådd eller mistet varme gjøre.