När du tänker på ordet "energi" tänker du antagligen på något som rörelseobjektets kinetiska energi, eller kanske den potentiella energi som något kan ha på grund av tyngdkraften.
Men på mikroskopisk skala,inre energiett objekt besitter är viktigare än dessa makroskopiska energiformer. Denna energi är slutligen resultatet av molekylers rörelse, och det är i allmänhet lättare att förstå och beräkna om du anser att ett slutet system är förenklat, till exempel en idealgas.
Vad är ett systems inre energi?
Intern energi är den totala energin i ett slutet molekylsystem, eller summan av molekylär kinetisk energi och potentiell energi i ett ämne. De makroskopiska kinetiska och potentiella energierna spelar ingen roll för intern energi - om du flyttar hela slutet system eller ändra dess gravitationella potentiella energi, förblir den inre energin samma.
Som man kan förvänta sig för ett mikroskopiskt system, skulle det vara en utmanande - om inte praktiskt omöjlig - att beräkna den kinetiska energin för mångfalden av molekyler och deras potentiella energier. Så i praktiken involverar beräkningarna för intern energi snitt snarare än den noggranna processen att direkt beräkna den.
En särskilt användbar förenkling är att behandla en gas som en "idealgas", vilken antas ha inga intermolekylära krafter och därmed i princip ingen potentiell energi. Detta gör processen att beräkna systemets interna energi mycket enklare och det är inte långt ifrån exakt för många gaser.
Intern energi kallas ibland termisk energi, eftersom temperaturen i huvudsak är ett mått på intern energi i ett system - den definieras som den genomsnittliga kinetiska energin för molekylerna i systemet.
Intern energiekvation
Den interna energiekvationen är en tillståndsfunktion, vilket betyder att dess värde vid en given tidpunkt beror på systemets tillstånd, inte hur det kom dit. För intern energi beror ekvationen på antalet mol (eller molekyler) i det slutna systemet och dess temperatur i Kelvins.
Den ideala gasens interna energi har en av de enklaste ekvationerna:
U = \ frac {3} {2} nRT
Varnär antalet mol,Rär den universella gaskonstanten ochTär systemets temperatur. Gaskonstanten har värdetR= 8,3145 J mol−1 K−1, eller cirka 8,3 joule per mol per Kelvin. Detta ger ett värde förUi joule, som du kan förvänta dig för ett värde av energi, och det är vettigt att högre temperaturer och fler mol av ämnet leder till en högre inre energi.
Den första lagen om termodynamik
Den första lagen om termodynamik är en av de mest användbara ekvationerna när det gäller inre energi, och den säger att förändringen i ett internt energi är lika med värmen som tillförs systemet minus det arbete som utförts av systemet (eller,plusdet utförda arbetetpåsystemet). I symboler är detta:
∆U = Q-W
Denna ekvation är väldigt enkel att arbeta med förutsatt att du känner till (eller kan beräkna) värmeöverföringen och utfört arbete. Men många situationer förenklar sakerna ytterligare. I en isotermisk process är temperaturen konstant, och eftersom intern energi är en tillståndsfunktion vet du att förändringen i intern energi är noll. I en adiabatisk process sker ingen värmeöverföring mellan systemet och dess omgivning, så värdet avFär 0 och ekvationen blir:
∆U = -W
En isobarisk process är en process som sker vid ett konstant tryck, och detta innebär att det utförda arbetet är lika med trycket multiplicerat med volymförändringen:W = P∆V. Isokoriska processer sker med en konstant volym, och i dessa fallW= 0. Detta gör att förändringen i intern energi är lika med värmen som läggs till systemet:
∆U = Q
Även om du inte kan förenkla problemet på något av dessa sätt, för många processer finns inget arbete gjort eller det kan enkelt beräknas, så det är viktigast att hitta mängden värme som erhållits eller förlorats do.