Als u denkt aan het woord 'energie', denkt u waarschijnlijk aan zoiets als de kinetische energie van een bewegend object, of misschien de potentiële energie die iets zou kunnen hebben vanwege de zwaartekracht.

Op de microscopische schaal, de interne energie
een object bezit is belangrijker dan deze macroscopische vormen van energie. Deze energie is uiteindelijk het gevolg van de beweging van moleculen, en het is over het algemeen gemakkelijker te begrijpen en te berekenen als u een gesloten systeem beschouwt dat vereenvoudigd is, zoals een ideaal gas.
Wat is de interne energie van een systeem?

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 doen er niet toe voor interne energie - als je het hele gesloten systeem verplaatst of de potentiële zwaartekrachtenergie verandert, blijft de interne energie hetzelfde.

Zoals je zou verwachten voor een microscopisch systeem, het berekenen van de kinetische energie van de veelheid van moleculen en hun potentiële energieën zou een uitdagende - zo niet praktisch onmogelijke - taak zijn. Dus in de praktijk omvatten de berekeningen voor interne energie gemiddelden in plaats van het zorgvuldige proces van directe berekening.

Een bijzonder nuttige vereenvoudiging is het behandelen van een gas als een "ideaal gas", waarvan wordt aangenomen dat het geen intermoleculaire krachten heeft en daarom 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 is gedefinieerd als de gemiddelde kinetische energie van de moleculen in het systeem.
Interne energievergelijking

De interne energievergelijking is een toestandsfunctie, wat betekent dat de waarde op een bepaald tijdstip afhankelijk is van de staat van het systeem, niet 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:
U \u003d \\ frac {3} {2} nRT

Waar n
het aantal mol is, R
is de universele gasconstante en T
is de temperatuur van het systeem. De gasconstante heeft de waarde R
\u003d 8,3145 J mol ^{- 1 K - 1, of ongeveer 8,3 joule per mol per Kelvin. Dit geeft een waarde voor U
in joules, zoals je zou verwachten voor een waarde van energie, en het is logisch dat hogere temperaturen en meer mol van de stof leiden tot een hogere interne energie.
De Eerste wet van de thermodynamica}

De eerste wet van de thermodynamica is een van de meest bruikbare vergelijkingen bij het omgaan met interne energie, en het stelt dat de verandering in interne energie van een systeem gelijk is aan de warmte toegevoegd aan het systeem minus het werk gedaan door het systeem (of plus
het werk op het systeem). In symbolen is dit:
∆U \u003d Q-W

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 omdat interne energie een statusfunctie 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 van Q
is 0, en de vergelijking wordt:
∆U \u003d -W

Een isobaar proces is er een die optreedt bij een constante druk, en dit betekent dat het uitgevoerde werk gelijk is aan de druk vermenigvuldigd met de volumeverandering: W
\u003d P
∆ V
. Isochorische processen treden op met een constant volume, en in deze gevallen W
\u003d 0. Hierdoor blijft de verandering in interne energie gelijk aan de warmte die aan het systeem wordt toegevoegd:
∆U \u003d Q

Even Als je het probleem niet op een van deze manieren kunt vereenvoudigen, is er voor veel processen geen werk gedaan of kan het gemakkelijk worden berekend, dus het vinden van de hoeveelheid gewonnen of verloren warmte is het belangrijkste dat je moet doen.