Solar Energy
La energía interna (U) es una magnitud fundamental de la termodinámica que representa la energía total almacenada en un sistema debido al movimiento y las interacciones de sus partículas a nivel microscópico. Aunque no puede observarse directamente, sus efectos se manifiestan mediante cambios en propiedades macroscópicas como la temperatura, la presión o el estado físico de la materia.
Toda sustancia posee energía interna, incluso cuando aparentemente se encuentra en reposo. Un bloque de metal, un vaso de agua o el aire contenido en una habitación almacenan energía interna porque sus átomos y moléculas están en constante movimiento y mantienen interacciones entre sí.
Variación de la energía interna
La energía interna de un sistema puede aumentar o disminuir mediante dos mecanismos principales:
- Transferencia de calor (Q): cuando existe una diferencia de temperatura entre el sistema y su entorno.
- Realización de trabajo (W): cuando el sistema realiza trabajo sobre el entorno o el entorno realiza trabajo sobre el sistema.
La relación entre estas magnitudes viene dada por la primera ley de la termodinámica:
Esta ecuación expresa que la variación de la energía interna de un sistema es igual al calor que recibe menos el trabajo que realiza sobre su entorno.
Por ejemplo, cuando el agua de un depósito se calienta mediante un sistema de energía solar térmica, la radiación solar se transforma en energía térmica que incrementa la energía interna del agua, elevando su temperatura.
Si un sistema está completamente aislado y no intercambia calor ni trabajo con el exterior, su energía interna permanece constante.
Propiedades de la energía interna
La energía interna presenta varias características importantes:
- Es una función de estado: su valor depende únicamente del estado actual del sistema y no del proceso seguido para alcanzarlo.
- Es una propiedad extensiva: aumenta proporcionalmente con la cantidad de materia presente.
- No puede medirse directamente: en la práctica se determinan sus variaciones a partir de intercambios de calor y trabajo.
- Depende de la composición del sistema: sustancias diferentes pueden tener energías internas distintas incluso a la misma temperatura.
Unidades de medida
En el Sistema Internacional (SI), la energía interna se mide en julios (J).
También se utilizan magnitudes derivadas para expresar la energía interna en relación con la cantidad de materia:
- Energía interna específica (u): energía interna por unidad de masa (J/kg).
- Energía interna molar (Um): energía interna por mol de sustancia (J/mol).
Interpretación microscópica de la energía interna
Desde el punto de vista microscópico, la energía interna está formada por dos contribuciones principales: la energía cinética interna y la energía potencial interna.
Energía cinética interna
La energía cinética interna está asociada al movimiento de las partículas que constituyen el sistema.
En los gases, las moléculas se desplazan continuamente de forma aleatoria, además de rotar y vibrar. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es la energía cinética promedio de estas partículas.
En líquidos y sólidos, las partículas tienen menos libertad de movimiento, pero continúan vibrando alrededor de posiciones de equilibrio. En estos estados, la temperatura también está relacionada con la energía cinética de las partículas.
Energía potencial interna
La energía potencial interna está relacionada con las fuerzas de interacción entre las partículas.
En sólidos y líquidos, las moléculas se atraen y repelen mutuamente mediante fuerzas intermoleculares. La energía asociada a estas interacciones forma parte de la energía interna del sistema.
Durante los cambios de fase, la energía potencial interna adquiere especial importancia. Cuando un sólido se funde o un líquido se evapora, parte de la energía absorbida se emplea en vencer las fuerzas intermoleculares, sin producir un aumento de temperatura.
Por esta razón, durante un cambio de estado la temperatura puede permanecer constante mientras la energía interna continúa variando.
Energía interna en los gases ideales
Para simplificar el estudio de los sistemas termodinámicos se utiliza frecuentemente el modelo de gas ideal.
Un gas ideal se caracteriza por las siguientes hipótesis:
- Sus partículas tienen un volumen despreciable.
- No existen fuerzas intermoleculares entre ellas, excepto durante las colisiones.
- Las colisiones son perfectamente elásticas.
Bajo estas condiciones, la energía interna depende exclusivamente de la temperatura.
La expresión general para la energía interna de un gas ideal es:
donde:
- n es el número de moles.
- Cv es la capacidad calorífica molar a volumen constante.
- T es la temperatura absoluta.
Para un gas ideal monoatómico se cumple además:
donde R es la constante universal de los gases.
En gases diatómicos y poliatómicos, las contribuciones energéticas asociadas a la rotación y vibración molecular incrementan la energía interna total.
¿Cómo se mide la energía interna?
La energía interna absoluta no puede determinarse experimentalmente de forma directa. Sin embargo, sí es posible medir sus variaciones, que son las magnitudes de interés en termodinámica.
Para ello se analizan:
- El calor intercambiado durante un proceso.
- El trabajo realizado por o sobre el sistema.
- Los cambios de temperatura.
- Las transformaciones físicas y químicas que experimenta la materia.
Los calorímetros son instrumentos especialmente diseñados para medir intercambios de energía térmica y calcular variaciones de energía interna.
Por ejemplo, en una reacción química exotérmica el sistema libera energía al entorno, por lo que su energía interna disminuye. En una reacción endotérmica sucede lo contrario: el sistema absorbe energía y su energía interna aumenta.
Energía interna y cambios de fase
Los cambios de estado físico implican modificaciones significativas de la energía interna.
Durante procesos como la fusión, evaporación o sublimación:
- La temperatura permanece constante mientras dura el cambio de fase.
- La energía absorbida o liberada se emplea en modificar las fuerzas intermoleculares.
- La energía interna aumenta o disminuye aunque no exista una variación de temperatura.
En la evaporación, las moléculas absorben energía para superar las fuerzas de cohesión del líquido y pasar al estado gaseoso. En la condensación ocurre el proceso inverso: las moléculas liberan energía al pasar de gas a líquido.