Intern energi (fysik): Definition, formel og hvordan man beregner

Når du tænker på ordet "energi", tænker du sandsynligvis på noget som den kinetiske energi fra et bevægeligt objekt, eller måske den potentielle energi, noget kan have på grund af tyngdekraften. skala, indre energi
et objekt besidder er vigtigere end disse makroskopiske energiformer. Denne energi skyldes i sidste ende molekylers bevægelse, og det er generelt lettere at forstå og beregne, hvis du overvejer et lukket system, der er forenklet, såsom en ideel gas.
Hvad er et systems interne energi?

Intern energi er den samlede energi i et lukket molekylsystem eller summen af den molekylære kinetiske energi og potentielle energi i et stof. De makroskopiske kinetiske og potentielle energier betyder ikke noget for den indre energi - hvis du flytter hele det lukkede system eller ændrer dets gravitationspotentiale energi, forbliver den interne energi den samme.

Som du ville forvente for et mikroskopisk system, beregning af den kinetiske energi i molekylernes mangfoldighed og deres potentielle energier ville være en udfordrende - hvis ikke praktisk umulig - opgave. Så i praksis involverer beregningerne for intern energi gennemsnit snarere end den omhyggelige proces med direkte beregning af den.

En særlig nyttig forenkling er at behandle en gas som en "ideel gas", som antages at have ingen intermolekylære kræfter og dermed i det væsentlige ingen potentiel energi. Dette gør processen med beregning af systemets interne energi meget enklere, og det er ikke langt fra nøjagtigt for mange gasser.

Intern energi kaldes undertiden termisk energi, fordi temperatur i det væsentlige er et mål for det indre energi i et system - det er defineret som den gennemsnitlige kinetiske energi for molekylerne i systemet.
Intern energi ligning

Den interne energi ligning er en tilstandsfunktion, hvilket betyder, at dens værdi på et givet tidspunkt afhænger af systemets tilstand, ikke hvordan det kom der. For intern energi afhænger ligningen af antallet af mol (eller molekyler) i det lukkede system og dets temperatur i Kelvins.

Den indre energi i en ideel gas har en af de enkleste ligninger:
U \u003d \\ frac {3} {2} nRT

Hvor n
er antallet af mol, R
er den universelle gaskonstant og T
er temperaturen af systemet. Gasskonstanten har værdien R
\u003d 8.3145 J mol ^{- 1 K - 1, eller omkring 8,3 joule pr. Mol pr. Kelvin. Dette giver en værdi for U
i joules, som du ville forvente for en værdi af energi, og det giver mening i, at højere temperaturer og flere mol af stoffet fører til en højere indre energi.
The Første lov om termodynamik}

Den første lov om termodynamik er en af de mest nyttige ligninger, når man beskæftiger sig med indre energi, og den siger, at ændringen i en intern energi i et system er lig med den varme, der tilføjes til systemet minus arbejdet. udført af systemet (eller, plus
det udførte arbejde på systemet). I symboler er dette:
∆U \u003d Q-W

Denne ligning er virkelig enkel at arbejde med, forudsat at du kender (eller kan beregne) varmeoverførslen og det udførte arbejde. Imidlertid forenkler mange situationer tingene endnu mere. I en isotermisk proces er temperaturen konstant, og da intern energi er en tilstandsfunktion, ved du, at ændringen i intern energi er nul. I en adiabatisk proces er der ingen varmeoverførsel mellem systemet og dets omgivelser, så værdien af Q
er 0, og ligningen bliver:
∆U \u003d -W

En isobarisk proces er en, der forekommer ved et konstant tryk, og det betyder, at det udførte arbejde er lig med trykket ganget med volumenændringen: W
\u003d P
∆ V
. Isochoriske processer forekommer med et konstant volumen, og i disse tilfælde W
\u003d 0. Dette efterlader ændringen i den indre energi lig med den varme, der tilføjes systemet:
∆U \u003d Q

Even Hvis du ikke kan forenkle problemet på en af disse måder, er der i mange processer ikke noget arbejde, eller det kan let beregnes, så det er det vigtigste, du skal finde den mængde, der er opnået eller mistet.