Când vă gândiți la cuvântul „energie”, probabil că vă gândiți la ceva de genul energiei cinetice a unui obiect în mișcare sau poate la energia potențială pe care o poate avea ceva datorită gravitației.
Cu toate acestea, la scara microscopică,energie internaun obiect pe care îl posedă este mai important decât aceste forme macroscopice de energie. Această energie rezultă în cele din urmă din mișcarea moleculelor și, în general, este mai ușor de înțeles și calculat dacă luați în considerare un sistem închis simplificat, cum ar fi un gaz ideal.
Ce este energia internă a unui sistem?
Energia internă este energia totală a unui sistem închis de molecule sau suma energiei cinetice moleculare și a energiei potențiale dintr-o substanță. Energiile cinetice și potențiale macroscopice nu contează pentru energia internă - dacă mișcați întregul sistem închis sau își schimbă energia potențială gravitațională, energia internă rămâne cea la fel.
Așa cum v-ați aștepta pentru un sistem microscopic, calcularea energiei cinetice a multitudinii de molecule și a energiilor lor potențiale ar fi o sarcină provocatoare - dacă nu practic imposibilă. Deci, în practică, calculele pentru energia internă implică mai degrabă medii decât procesul minuțios de calculare directă a acesteia.
O simplificare deosebit de utilă este tratarea unui gaz ca „gaz ideal”, despre care se presupune că nu are forțe intermoleculare și, prin urmare, în esență, nu are energie potențială. Acest lucru face procesul de calcul al energiei interne a sistemului mult mai simplu și nu este departe de a fi precis pentru multe gaze.
Energia internă este uneori numită energie termică, deoarece temperatura este în esență o măsură a energia internă a unui sistem - este definită ca energia cinetică medie a moleculelor din sistem.
Ecuația energetică internă
Ecuația energiei interne este o funcție de stare, ceea ce înseamnă că valoarea sa la un moment dat depinde de starea sistemului, nu de modul în care a ajuns acolo. Pentru energia internă, ecuația depinde de numărul de moli (sau molecule) din sistemul închis și de temperatura acesteia în Kelvins.
Energia internă a unui gaz ideal are una dintre cele mai simple ecuații:
U = \ frac {3} {2} nRT
Undeneste numărul de alunițe,Reste constanta gazului universal șiTeste temperatura sistemului. Constanta gazului are valoareaR= 8,3145 J mol−1 K−1, sau în jur de 8,3 jouli pe mol pe Kelvin. Aceasta oferă o valoare pentruUîn jouli, așa cum v-ați aștepta pentru o valoare a energiei, și are sens că temperaturile mai ridicate și mai mulți moli ai substanței duc la o energie internă mai mare.
Prima lege a termodinamicii
Prima lege a termodinamicii este una dintre cele mai utile ecuații atunci când avem de-a face cu energia internă și afirmă că schimbarea energiei interne a unui sistem este egală cu căldura adăugată la sistem minus munca depusă de sistem (sau,la care se adaugamunca depusăpesistemul). În simboluri, acesta este:
∆U = Q-W
Această ecuație este foarte ușor de utilizat, cu condiția să știți (sau puteți calcula) transferul de căldură și munca efectuată. Cu toate acestea, multe situații simplifică lucrurile și mai mult. Într-un proces izoterm, temperatura este constantă și, din moment ce energia internă este o funcție de stare, știți că schimbarea energiei interne este zero. Într-un proces adiabatic, nu există transfer de căldură între sistem și împrejurimi, deci valoarea deÎeste 0, iar ecuația devine:
∆U = -W
Un proces izobaric este unul care are loc la o presiune constantă și acest lucru înseamnă că munca depusă este egală cu presiunea înmulțită cu modificarea volumului:W = P∆V. Procesele izocorice se produc cu un volum constant și, în aceste cazuriW= 0. Acest lucru lasă schimbarea energiei interne la fel de egală cu căldura adăugată sistemului:
∆U = Q
Chiar dacă nu puteți simplifica problema într-unul din aceste moduri, pentru multe procese, nu se lucrează sau poate fi calculat cu ușurință, astfel încât să găsești cantitatea de căldură câștigată sau pierdută este principalul lucru de care ai nevoie do.
