Enerxía interna

A enerxía interna (U) dun sistema, é o resultado da enerxía cinética das moléculas ou átomos que o constitúen, das súas enerxías de rotación e vibración, ademais da enerxía potencial intermolecular debida ás forzas de tipo gravitatorio, electromagnético e nuclear, que constitúen conxuntamente as interaccións fundamentais. Intenta ser un reflexo da enerxía a escala microscópica, sen incluír a enerxía cinética translacional ou rotacional do sistema como un todo nin a enerxía potencial que o corpo poida ter pola súa localización nun campo gravitacional ou electrostático externo. Nese caso falamos de entalpía. Nun gas ideal monoatómico chega con considerar a enerxía cinética de translación das súas moléculas.
Nun gas ideal poliatómico debemos considerar ademais a enerxía vibracional e rotacional das mesmas.
Nun líquido ou sólido deberemos contar tamén coa enerxía potencial que representan as interaccións moleculares.
Ó aumentar a temperatura dun sistema, sen que varíe nada máis, aumenta a súa enerxía interna.
Convencionalmente, cando se produce unha variación da enerxía interna sen que se modifique a composición química do sistema, fálase de variación da enerxía interna sensible. Se se produce alteración da estrutura atómica-molecular, como ocorre nunha reacción química, fálase de variación da enerxía interna química. Nas reaccións de fisión e fusión fálase de enerxía interna nuclear.
En todo sistema illado (que non pode intercambiar enerxía co exterior), a enerxía interna consérvase (Primeiro Principio da Termodinámica). Ademais, neste tipo de sistemas, a variación total da enerxía interna é igual á suma das cantidades de enerxía comunicadas ao sistema en forma de calor e de traballo Δ U
Q + W {\displaystyle \Delta U
Q+W}. Aínda que a calor transmitida depende do proceso en cuestión, a variación de enerxía interna é independente do proceso, só depende do estado inicial e final, polo que se di que é unha función de estado. Por esta mesma razón d U {\displaystyle dU} é unha diferencial exacta, contrapoñéndose a ∂ Q {\displaystyle \partial Q}, que depende do proceso. Ecuación fundamental
En termodinámica dedúcese a existencia dunha ecuación da forma U
U ( S, V, N ) {\displaystyle U
U(S, V, N)\qquad } coñecida como a ecuación fundamental.
A importancia da mesma radica en que concentra nunha soa ecuación toda a información termodinámica dun sistema. A obtención de resultados concretos a partir dela é pois un proceso sistemático. Se calculamos a súa diferencial: d U
( ∂ U ∂ S ) d S + ( ∂ U ∂ V ) d V + ( ∂ U ∂ N ) d N {\displaystyle dU
\left({\frac {\partial U}{\partial S}}\right)dS+\left({\frac {\partial U}{\partial V}}\right)dV+\left({\frac {\partial U}{\partial N}}\right)dN} defínense as súas derivadas parciais como: temperatura T
∂ U ∂ S {\displaystyle T
{\frac {\partial U}{\partial S}}} presión P
− ∂ U ∂ V {\displaystyle P
-{\frac {\partial U}{\partial V}}} potencial químico μ
∂ U ∂ N {\displaystyle \mu
{\frac {\partial U}{\partial N}}}.
Como T, P e μ {\displaystyle \mu } son derivadas parciais de U, serán funcións das mesmas variables que U: T
T ( S, V, N ) P
P ( S, V, N ) μ
μ ( S, V, N ) {\displaystyle T
T(S, V, N)\qquad P
P(S, V, N)\qquad \mu
\mu (S, V, N)} Estas relacións coñécense como ecuacións de estado.