Energia interna

 

Prima di parlare di energia interna, consideriamo prima la definizione del primo principio della termodinamica che dice: l’energia può essere convertita da una forma all’altra, ma non può essere nè creata nè distrutta.

Questo principio va di pari passo con quello della conservazione dell’energia, infatti un sistema cede sotto forma di calore, parte della sua energia all’ambiente, quindi l’energia complessiva del sistema diminuisce, mentre quella dell’ambiente aumenta.

Sia il calore che il lavoro, quindi l’energia potenziale, sono forme di energia in transito, invece, quella che si accumula nel sistema viene chiamata energia interna (U).

Ogni sistema ha un’energia interna iniziale U_{{i}} e una finale U_{{f}}. La variazione di queste due energie è:

\Delta U = U_{{f}}– U_{{i}}  e dipende quindi non dal modo in cui l’energia è stata trasferita ma solo dall’energia interna dello stato iniziale e dello stato finale. Quindi è una funzione di stato.

 

Questa energia interna è quindi data dalla somma dell’energia cinetica e dell’energia potenziale, quindi del calore e del lavoro.

Possiamo anche scriverla come:

\Delta U= q + w            q = calore     w = lavoro

Il calore e il lavoro sono negativi se avviene una riduzione dell’energia interna del sistema, invece sono positivi se determinano un aumento di essa.

Il lavoro è positivo se è fatto sul sistema, negativo se è fatto dal sistema.

Il calore è positivo se è assorbito dal sistema, negativo se è emesso dal sistema.

In definitiva l’energia scambiata tra sistema e ambiente è uguale alla differenza tra l’energia interna dei prodotti e quella dei reagenti.

\Delta U=U_{{prodotti}} – U_{{reagenti}}

L’energia interna di un sistema isolato è uguale a zero.

Vedi programma di chimica