Usuário(a):Rpez/Energia Interna

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A energia de todo um sistema termodinâmico que consiste em partículas, moléculas ou átomos, pode ser decomposto em duas partes:

1. A energia cinética que corresponde ao movimento de todo o sistema e o movimento das partículas que o constituem.
2. A energia potencial do sistema devido às interações com o ambiente externo através de campos gravitacionais, elétricos ou magnéticos, mas também devido às interações entre as moléculas, íons, átomos, elétrons, núcleos, núcleons etc... que constituem este sistema.

Exemplo de moléculas de um gás com energia interna

Existem, portanto, dois níveis de realidade para a energia total do sistema:

• Nível macroscópico sensível aos sentidos ou seja, a nossa escala humana, correspondente à energia cinética macroscópica do sistema em movimento dentro de um dado: $E_{\text{c,macro}}~$ macroscópico e da energia potencial do sistema colocados em campos gravitacionais, elétrico ou magnético: $\Sigma E_{\text{p,macro}}~$.
• Nível microscópico inacessível aos nossos sentidos, correspondendo a microscópicas energias cinéticas que pode ser comparadas ao movimento térmico das partículas e as energias potenciais de todas as interações microscópicas que podem assimilar a energia de ligações químicas e as energias de interação entre núcleons (energia nuclear) .

A energia interna $U$ de um sistema termodinâmico é a soma das suas energias microscópicas .

$U=\sum E_{\text{c,micro}}+\sum E_{\text{p,micro}}$

A 1º Lei da termodinâmica estabelece que a variação da energia interna ($\Delta U$) de um sistema corresponde à energia térmica (Q) recebida pelo sistema na forma de calor menos a energia cedida pelo sistema à sua vizinhança na forma de trabalho (W).

$\Delta U=Q-W$

A unidade do Sistema Internacional de Unidades utilizada para a energia interna é o joule (J).

Definição

Em Termodinâmica a energia interna $U$ de um sistema corresponde à soma de todas as energias cinéticas - o que traduz-se assumido o referencial adequado à definição por energia térmica - e das energias potenciais - com destaque para a energia potencial elétrica - associadas às partículas que compõem um dado sistema termodinâmico. Em caso de sistemas fora do âmbito da física clássica deve-se incluir também como integrante da energia interna, em acordo com o princípio da equivalência massa energia, uma parcela de energia associada à massa deste sistema (E=mC²). Para sistemas clássicos esta parcela pode, entretanto, ser perfeitamente suprimida uma vez que neste caso a lei da conservação de energia em seu sentido mais abrangente degenera-se em duas leis distintas, as leis clássicas da conservação da energia e a da conservação da massa.

Na maioria das reações químicas espontâneas exoenergéticas a energia inicialmente armazenada na forma de energia potencial elétrica na distribuição eletrônica dos elétrons na estrutura dos reagentes é convertida em energia térmica armazenada nas partículas dos produtos, o que mantém a energia interna do sistema formado pelos reagentes e/ou produtos constante em obediência à lei da conservação da energia mas leva a um considerável aumento da a temperatura do sistema como um todo. Este sistema aquecido é então utilizado como a fonte quente em uma máquina térmica que tenha por função transformar parte da energia térmica da fonte quente em trabalho. Durante o funcionamento da máquina térmica as energias térmica e interna da fonte quente diminuem de forma a suprirem o trabalho realizado e a energia térmica que acaba obrigatoriamente (em acordo com a segunda lei da termodinâmica) renegada à fonte fria. Como exemplo direto tem-se a combustão da gasolina nos automóveis.

Não é nada trivial medir-se a quantidade absoluta de energia interna de um sistema, e em verdade isto raramente é necessário. Para quase todos os fins práticos determinam-se não os valores absolutos da energia interna em si mas sim as variações que ocorrem nesta energia: quando o sistema toma parte em um processo termodinâmico pode-se quase sempre determinar, com razoável facilidade experimental, a quantidade de energia que o sistema cede ou recebe quer na forma de calor quer na forma de trabalho; uma simples aplicação da Primeira Lei da Termodinâmica fornece por resultado a variação na energia interna desejada.

Experimentalmente verifica-se que é a variação de energia interna de um sistema e não os valores absolutos desta que retém real significado experimental e prático.

A energia interna é uma função de estado de forma que sua variação depende apenas dos estados inicial e final, mostrando-se por tal independente dos processos que eventualmente levam o sistema do referido estado inicial ao referido estado final.

$\Delta U=U_{f}-U_{i}$

Há duas formas de se fazer a energia interna de um sistema fechado variar: via calor, e via trabalho. A 1º Lei da termodinâmica estabelece que a variação da energia interna ($\Delta U$) de um sistema corresponde à energia térmica (Q) recebida pelo sistema na forma de calor menos a energia cedida pelo sistema à sua vizinhança na forma de trabalho (W).

$\Delta U=Q-W$

A unidade do Sistema Internacional de Unidades utilizada para a energia interna é o joule (J).

Relações

Energia interna do gás ideal

A termodinâmica usa muitas vezes o conceito de gás ideal para fins de ensino e como uma aproximação dos sistemas de trabalho. O gás ideal é o gás das partículas consideradas como objetos pontuais que interagem apenas por colisões elásticas e enchem um volume tal que o seu caminho livre médio entre colisões é muito maior que o seu diâmetro. Aqui, a energia cinética consiste apenas na [translação [(física) | translacional]] da energia dos átomos individuais. Partículas monoatômicos não giram ou vibrar, e não são eletronicamente animadas para energias mais altas, exceto em temperaturas muito altas.

Gás ideal monoatômico

Um gás ideal monoatômico (formado por átomos isolados e não por moléculas) como o Hélio e o Neônio, por exemplo, possui uma energia interna proveniente da soma das energias cinéticas de translação dos átomos (de acordo com a teoria quântica, átomos isolados não possuem energias cinéticas de rotação).

$\mathbf {U} =3/2nRT$

Onde:

$n$ é o número de mols do gás;

$R$ é a constante dos gases ideais e;

$T$ a temperatura do gás.

A partir dessa equação pode-se calcular o calor específico molar de um gás.

Quantidade de energia interna

É possível definir a quantidade de energia interna de um sistema através da função:

$\mathbf {U=U_{0}+\sum E_{c}+\sum E_{p}}$

onde:

$\mathbf {U} _{0}=m_{0}\cdot c^{2}$ corresponde ao equivalente em energia da massa de repouso e independe do estado termodinâmico;

$\mathbf {\sum } E_{c}$ é o somatório das energias cinéticas das partículas que constituem o sistema;

$\mathbf {\sum } E_{p}$ é o somatório das energias potenciais das partículas que constituem o sistema.

O referencial para medida da energia interna é sempre assumido como estático em relação ao centro de massa do sistema em questão. Energias oriundas de interações entre alguma parte do sistema e quaisquer partes pertencentes à vizinhança do sistema não são incluídas no cômputo da energia interna do sistema.

Tipos de energia interna

Formas de energia interna

Tipo	Quando é formado
Energia latente	A energia potencial associada com a mudança de fase
Energia térmica	A energia potencial associada com mudanças de temperatura
Energia química	A energia potencial associada com reações químicas
Energia nuclear	A energia potencial associada com reações nucleares

• Energia latente é parte da energia interna devido à fusão , vaporização ou sublimação de substâncias.

• A energia térmica é parte energia interna devido a energia cinética de translação, rotação, vibração das moléculas, translação dos elétrons e de spin dos elétrons e dos núcleos . Incluem a energia de calor latente.

• A energia química é a parte da energia interna devido às forças intramoleculares.

• A energia nuclear é a parte da energia interna devido a forças intra-atômicas.

Exemplos

• Um gás adiabaticamente comprimido possui maior energia interna do que possuia antes em sua forma expandida;
• Uma mola adiabaticamente comprimida tem uma energia interna maior do que se a mesma quando esticada;
• Uma dada massa de vapor de água tem energia interna maior do que a mesma massa quando em forma de água fria;
• Uma bateria carregada tem energia interna maior do que se a mesma estivesse descarregada.

História

James Joule estudou a relação entre calor, temperatura e trabalho. Observou que se aplicar trabalho mecânico em um fluido, tal como a água, agitando o fluido, a sua temperatura aumenta. Ele propôs que o trabalho mecânico que estava fazendo no sistema foi convertido em energia térmica. Especificamente, ele descobriu que 4185,5 joules de energia são necessários para elevar a temperatura de um quilograma de água em um grau Celsius.

Referências

PILLA, Luiz Come. FISICO-QUÍMICA 1V. 1979

Ver também

• Calor específico