Todos los sistemas tienen energía debido a los diferentes tipos de movimiento de las moléculas, de los átomos que las conforman y de los electrones. Los movimientos pueden ser de vibración, rotación y translación. También, contribuye en el aporte energético, las fuerzas de atracción y repulsión que se dan entre las moléculas, los átomos, los electrones y los núcleos.
A todos estos movimientos e interacciones sin considerar la energía cinética del sistema en su conjunto y su energía potencial debido a su posición, se llama energía interna y se representa como E o U.
Como es imposible determinar el contenido total de energía interna de un sistema, sólo se puede cuantificar a través de los intercambios energéticos que realice. Al tomar en consideración la primera ley de la termodinámica, el cambio de la energía interna está dado por:
∆E = Ef – Ei o ∆U = Uf – Ui
Así, la energía interna es una función de estado.
Cualquier sistema puede intercambiar energía con su entorno como trabajo o calor y su energía interna cambia cuando se agrega energía térmica o se extrae, también, cuando se hace trabajo sobre el sistema o si éste lo realiza hacia el entorno, de tal manera que si únicamente se suministra energía térmica al sistema, el cambio de la energía interna es:
∆U = q
Y si sólo se realiza trabajo, el cambio de la energía interna será:
∆U = w
(En ambos casos el signo es positivo porque es hacia el sistema).
Si se llevan a cabo ambos procesos, entonces:
∆U = q + w
Actividad
Ve a la siguiente dirección para visualizar mejor estos términos y adquieras una mayor comprensión:
http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Fisica/Calor.html
(Tomada para fines didácticos)
Se comprime gas butano en un tanque realizando trabajo de 462 J, durante el proceso se transfieren 128 J de energía térmica hacia el entorno. Calcular la variación de la energía interna del sistema.
w = 462 J
q = 128 J
Como se hace trabajo sobre el sistema w es positivo y el sistema transfiere energía térmica al entorno q es negativo, por consiguiente:
w = +462 J
q = -128 J
∆U = q + w
∆U = (-128 J) + (+462 J) = +334 J
El resultado de este proceso es que la energía interna del gas aumenta 334 J. Si se realiza el proceso contrario, en el que se le suministra 128 J de energía térmica al tanque y éste realiza trabajo sobre el entorno (trabajo de expansión), de 462 J, se tiene:
w = -462 J
q = +128 J
∆U = (+128 J) + (-462 J) = -334 J
En este caso la energía interna del gas disminuye 334 J.
Ahora analizaremos cómo se aplica la primera ley de la termodinámica en los procesos a volumen y presión constante.
En un proceso a volumen constante ∆V = 0 por lo tanto no se realiza trabajo y se tiene:
∆U = q + w = qv
La variación de la energía interna es igual a la cantidad de energía térmica suministrada al sistema y el subíndice v, es para mostrar que el proceso se realiza a volumen constante.
La mayoría de los procesos se llevan a cabo a presión atmosférica, presión constante, por lo que el trabajo de expansión está dado por:
w = -P∆V
En consecuencia:
∆U = q + w = qp - P∆V
Al examinar la ecuación anterior, la variación de la energía interna es igual a la cantidad de energía térmica suministrada (signo positivo), el subíndice p, nos indica que el proceso se efectúa a presión constante y el término –P∆V nos dice que el trabajo presión-volumen se hace sobre el entorno y el signo es negativo, P es la presión constante y ∆V es el cambio de volumen.
Al despejar
qp = ∆U + P∆V
qp = ∆(U + PV)
A la cantidad (U + PV) se le llama entalpía, la que se representa H, por lo tanto:
qp = ∆H = Hf – Hi
Esta ecuación sólo es válida cuando el trabajo es del tipo PV y en estas circunstancias la variación de la entalpía ∆H es igual al calor a presión constante. Como U, P, V son funciones de estado, la entalpía también es una función de estado.
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