Energía interna

En física, la energía interna U de un sistema intenta ser un reflejo de la energía a escala microscópica. Más concretamente, es la suma de:

la energía cinética interna, es decir, de las sumas de las energías cinéticas de las individualidades que lo forman respecto al centro de masas del sistema, y de
la energía potencial interna, que es la energía potencial asociada a las interacciones entre estas individualidades.^[1]

La energía interna no incluye la energía cinética traslacional o rotacional del sistema como un todo. Tampoco incluye la energía potencial que el cuerpo pueda tener por su localización en un campo gravitacional o electrostático externo.

Si pensamos en constituyentes atómicos o moleculares, será el resultado de la suma de la energía cinética de las moléculas o átomos que constituyen el sistema (de sus energías de traslación, rotación y vibración), y de la energía potencial intermolecular (debida a las fuerzas intermoleculares).

En un gas ideal monoatómico bastará con considerar la energía cinética de traslación de sus moléculas.
En un gas ideal poliatómico, deberemos considerar además la energía vibracional y rotacional de las mismas.
En un líquido o sólido deberemos añadir la energía potencial que representa las interacciones moleculares.

Desde el punto de vista de la termodinámica, en un sistema cerrado (o sea, de paredes impermeables), la variación total de energía interna es igual a la suma de las cantidades de energía comunicadas al sistema en forma de calor y de trabajo $Δ U = Q + W$ . Aunque el calor transmitido depende del proceso en cuestión, la variación de energía interna es independiente del proceso, sólo depende del estado inicial y final, por lo que se dice que es una función de estado. Del mismo modo $d U$ es una diferencial exacta, a diferencia de $\partial Q$ , que depende del proceso.

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Tabla de contenidos

1 El enfoque termodinámico: la ecuación fundamental
2 Algunas variaciones de la energía interna
3 Véase también
4 Referencias

El enfoque termodinámico: la ecuación fundamental

En termodinámica se deduce la existencia ^[2] de una ecuación de la forma

U = U (S, V, N)

conocida como ecuación fundamental en representación de energías.

La importancia de la misma radica en que concentra en una sola ecuación toda la información termodinámica de un sistema. La obtención de resultados concretos a partir de la misma se convierte entonces en un proceso sistemático.

Si calculamos su diferencial:

$dU=(\frac{\partial U}{\partial S}) dS +(\frac{\partial U}{\partial V}) dV +(\frac{\partial U}{\partial N}) dN$

se definen sus derivadas parciales:

la temperatura $T = \frac{\partial U}{\partial S}$
la presión $P = -\frac{\partial U}{\partial V}$
el potencial químico $\mu = \frac{\partial U}{\partial N}$ .

Como T, P y $μ$ son derivadas parciales de U, serán funciones de las mismas variables que U:

$T=T(S,V,N) \qquad P=P(S,V,N) \qquad \mu=\mu(S,V,N)$

Estas relaciones reciben el nombre de ecuaciones de estado. Por lo general no se dispone de la ecuación fundamental de un sistema. En ese caso sus sustitución por el conjunto de todas las ecuaciones de estado proporcionaría una información equivalente, aunque a menudo debamos conformarnos con un subconjunto de las mismas.

Algunas variaciones de la energía interna

Al aumentar la temperatura de un sistema, sin que varíe nada más, aumenta su energía interna reflejado en el aumento del calor del sistema completo o de la materia estudiada.

Convencionalmente, cuando se produce una variación de la energía interna manifestada en la variación del calor que puede ser cedido, mantenido o absorbido se puede medir este cambio en la energía interna indirectamente por la :variación de la temperatura de la materia;

1.- Sin que se modifique la composición química o cambio de estado de la materia que compone el sistema, se habla de variación de la energía interna sensible y se puede calcular de acuerdo a los siguientes parámetros;

$Q = C_e m \Delta T\!$

Donde

Q = es la variación de energía o de calor del sistema en un tiempo definido medida en [kcal],

Ce = calor especifico de la materia [kcal / kg * ºC].

m = masa

$\Delta T\!$ = temperatura final del sistema - temperatura inicial (en grados celsius ºC).

Ejemplo

Calcular la energía total de un sistema compuesto de 1 g de agua en condiciones normales, es decir a la altura del mar, una atmósfera de presión y a 14 ºC para llevarlo a 15º C, sabiendo que el Ce del agua es = 1 [cal / g * ºC].

Aplicando la fórmula $Q = C_e m \Delta T\!$ y reemplazando los valores, tenemos;

Q = 1 [cal / g * ºC] * 1 [g] * (15 - 14) [ºC] = 1 [cal]

2.- Si se produce alteración de la estructura atómica-molecular, como es el caso de las reacciones químicas o cambio de estado, se habla de variación de la energía interna químicao variación de la energía interna latente.

Esta condición de cambio de estado se puede calcular de acuerdo a:

$Q = C_{ce} m\!$

Donde $C_{ce}\!$ = Coeficiente de cambio de estado, medido en [Kcal / m]

3.- Finalmente, en las reacciones de fisión y fusión se habla de energía interna nuclear.

Energía cinética media de un gas

$E_{cm} = \frac{3}{2} (K T) = \frac{1 }{2} m v_m^2\!$

K = Constante de Boltzmann = 1,38·10^-23 J/K

$v_m\!$ =Velocidad media de la molécula

Véase también

Referencias

↑ Ibáñez, J.A. y Ortega M.R. Termología 1. ISBN 84-404-4291-2.
↑ Biel, J. Formalismo y métodos de la termodinámica (Vol 1).Granada, 1987. ISBN 641-1986 .(Capítulo 9).

be-x-old:Унутраная энэргія

Categoría: Termodinámica

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