När du tänker på ordet "energi" tänker du antagligen på något som den rörliga föremålets kinetiska energi, eller kanske den potentiella energin något kan inneha på grund av gravitation.

Men på den mikroskopiska skalan är inre energin till ett objekt viktigare än dessa makroskopiska energiformer. Denna energi är slutligen resultatet av rörelse av molekyler, och det är i allmänhet lättare att förstå och beräkna om man betraktar ett stängt system som är förenklat, till exempel en idealisk gas.
Vad är ett systems interna energi?

Intern energi är den totala energin i ett slutet molekylsystem eller summan av den molekylära kinetiska energin och potentiell energi i ett ämne. Den makroskopiska kinetiska energin och potentiella energier spelar ingen roll för intern energi - om du flyttar hela det slutna systemet eller ändrar gravitationspotentialenergi, förblir den inre energin densamma.

Som du kan förvänta dig för ett mikroskopiskt system, att beräkna den kinetiska energin i mängden molekyler och deras potentiella energier skulle vara en utmanande - om inte praktiskt taget omöjlig - uppgift. Så i praktiken innebär beräkningarna för intern energi medelvärden snarare än den noggranna processen att direkt beräkna den.

En särskilt användbar förenkling är att behandla en gas som en "ideal gas", som antas inte ha några intermolekylära krafter och därmed i huvudsak ingen potentiell energi. Detta gör processen att beräkna systemets interna energi mycket enklare och det är inte långt ifrån exakt för många gaser.

Intern energi kallas ibland termisk energi, eftersom temperaturen i huvudsak är ett mått på den inre energi i ett system - det definieras som den genomsnittliga kinetiska energin för molekylerna i systemet.
Intern energiekvation

Den interna energiekvationen är en tillståndsfunktion, vilket betyder att dess värde vid en viss tid beror på systemets tillstånd, inte hur det kom dit. För intern energi beror ekvationen på antalet mol (eller molekyler) i det slutna systemet och dess temperatur i Kelvins.

Den inre energin i en ideal gas har en av de enklaste ekvationerna:
U \u003d \\ frac {3} {2} nRT

Där n
är antalet mol, R
är den universella gaskonstanten och T
är temperaturen av systemet. Gasskonstanten har värdet R
\u003d 8.3145 J mol ^{- 1 K - 1, eller cirka 8,3 joule per mol per Kelvin. Detta ger ett värde för U
i joule, som du kan förvänta dig för ett energivärde, och det är meningsfullt att högre temperaturer och fler mol av ämnet leder till en högre intern energi.
The Termodynamikens första lag -}

Termodynamikens första lag är en av de mest användbara ekvationerna när man hanterar intern energi, och den säger att förändringen i inre energi i ett system är lika med värmen som tillförs systemet minus arbetet gjort av systemet (eller plus det arbete som gjorts på systemet). I symboler är detta:
∆U \u003d Q-W

Denna ekvation är verkligen enkel att arbeta med förutsatt att du känner (eller kan beräkna) värmeöverföring och utfört arbete. Men många situationer förenklar sakerna ännu mer. I en isotermisk process är temperaturen konstant, och eftersom intern energi är en tillståndsfunktion, vet du att förändringen i intern energi är noll. I en adiabatisk process sker det ingen värmeöverföring mellan systemet och dess omgivningar, så värdet av Q
är 0, och ekvationen blir:
∆U \u003d -W

En isobarisk process är en som uppträder vid ett konstant tryck, och det betyder att arbetet som utförs är lika med trycket multiplicerat med volymförändringen: W
\u003d P
∆ V
. Isokoriska processer inträffar med en konstant volym, och i dessa fall W
\u003d 0. Detta gör att förändringen i intern energi är lika med värmen som tillförs systemet:
∆U \u003d Q

Jämn Om du inte kan förenkla problemet på ett av dessa sätt, för många processer, finns det inget arbete eller det kan lätt beräknas, så att hitta mängden värme som erhållits eller förlorats är det viktigaste du behöver göra.