Énergie Solaire
L'énergie interne (U) est une grandeur fondamentale de la thermodynamique qui représente l'énergie totale stockée dans un système en raison du mouvement et des interactions de ses particules au niveau microscopique. Bien qu'il ne puisse pas être observé directement, ses effets se manifestent par des changements dans les propriétés macroscopiques telles que la température, la pression ou l'état physique de la matière.
Chaque substance possède une énergie interne, même lorsqu'elle semble être au repos. Un bloc de métal, un verre d'eau ou l'air contenu dans une pièce stockent de l'énergie interne car ses atomes et molécules sont en mouvement constant et interagissent entre eux.
Variation de l'énergie interne
L'énergie interne d'un système peut augmenter ou diminuer par deux mécanismes principaux :
- Transfert de chaleur (Q) : lorsqu'il existe une différence de température entre le système et son environnement.
- Complétion du travail (W) : Lorsque le système effectue un travail sur l'environnement ou que l'environnement effectue un travail sur le système.
La relation entre ces grandeurs est donnée par la première loi de la thermodynamique :
Cette équation exprime que la variation de l'énergie interne d'un système est égale à la chaleur qu'il reçoit moins le travail effectué sur son environnement.
Par exemple, lorsque l'eau dans un réservoir est chauffée par un système d'énergie solaire thermique, le rayonnement solaire est transformé en énergie thermique qui augmente l'énergie interne de l'eau, élevant ainsi sa température.
Si un système est complètement isolé et n'échange pas de chaleur et ne travaille pas avec l'extérieur, son énergie interne reste constante.
Propriétés de l'énergie interne
L'énergie interne présente plusieurs caractéristiques importantes :
- C'est une fonction de l'état : sa valeur dépend uniquement de l'état actuel du système et non du processus suivi pour l'atteindre.
- C'est une propriété étendue : elle augmente proportionnellement à la quantité de matière présente.
- Elle ne peut pas être mesurée directement : en pratique, ses variations sont déterminées par les échanges de chaleur et de travail.
- Cela dépend de la composition du système : différentes substances peuvent avoir des énergies internes différentes même à la même température.
Unités de mesure
Dans le Système International (SI), l'énergie interne est mesurée en joules (J).
Les grandeurs dérivées sont également utilisées pour exprimer l'énergie interne en relation avec la quantité de matière :
- Énergie interne spécifique (u) : énergie interne par unité de masse (J/kg).
- Énergie molaire interne (Um) : énergie interne par mol de substance (J/mol).
Interprétation microscopique de l'énergie interne
D'un point de vue microscopique, l'énergie interne est composée de deux principales contributions : l'énergie cinétique interne et l'énergie potentielle interne.
Énergie cinétique interne
L'énergie cinétique interne est associée au mouvement des particules qui composent le système.
Dans les gaz, les molécules se déplacent de façon continue de manière aléatoire, tout en tournant et vibrant. Plus la température est élevée, plus l'énergie cinétique moyenne de ces particules est élevée.
Dans les liquides et les solides, les particules ont moins de liberté de mouvement, mais continuent de vibrer autour des positions d'équilibre. Dans ces états, la température est également liée à l'énergie cinétique des particules.
Énergie potentielle interne
L'énergie potentielle interne est liée aux forces d'interaction entre particules.
Dans les solides et les liquides, les molécules s'attirent et se repoussent mutuellement par des forces intermoléculaires. L'énergie associée à ces interactions fait partie de l'énergie interne du système.
Lors des changements de phase, l'énergie potentielle interne devient particulièrement importante. Lorsqu'un solide fond ou qu'un liquide s'évapore, une partie de l'énergie absorbée est utilisée pour surmonter les forces intermoléculaires, sans provoquer d'augmentation de température.
Pour cette raison, lors d'un changement d'état, la température peut rester constante tandis que l'énergie interne continue de varier.
Énergie interne dans les gaz idéaux
Pour simplifier l'étude des systèmes thermodynamiques, le modèle du gaz idéal est souvent utilisé.
Un gaz idéal se caractérise par les hypothèses suivantes :
- Ses particules ont un volume négligeable.
- Il n'existe aucune force intermoléculaire entre eux, sauf lors des collisions.
- Les collisions sont parfaitement élastiques.
Dans ces conditions, l'énergie interne dépend exclusivement de la température.
L'expression générale pour l'énergie interne d'un gaz idéal est :
où :
- n est le nombre de moles.
- Cv est la capacité calorifique molaire à volume constant.
- T est la température absolue.
Pour un gaz monoatomique idéal, les éléments suivants sont également vrais :
où R est la constante universelle des gaz.
Dans les gaz diatomiques et polyatomiques, les contributions énergétiques associées à la rotation moléculaire et à la vibration augmentent l'énergie interne totale.
Comment l'énergie interne est-elle mesurée ?
L'énergie interne absolue ne peut pas être déterminée expérimentalement directement. Cependant, il est possible de mesurer leurs variations, qui sont les magnitudes d'intérêt en thermodynamique.
À cette fin, les points suivants sont analysés :
- La chaleur échangée pendant un processus.
- Le travail effectué par ou sur le système.
- Variations de température.
- Les transformations physiques et chimiques qui comptent subissent.
Les calorimètres sont des instruments spécialement conçus pour mesurer les échanges d'énergie thermique et calculer les variations internes d'énergie.
Par exemple, lors d'une réaction chimique exothermique, le système libère de l'énergie dans l'environnement, donc son énergie interne diminue. Dans une réaction endothermique, l'inverse se produit : le système absorbe de l'énergie et son énergie interne augmente.
Énergie interne et changements de phase
Les changements d'état physique impliquent des modifications significatives de l'énergie interne.
Lors de processus tels que la fonte, l'évaporation ou la sublimation :
- La température reste constante pendant toute la durée du changement de phase.
- L'énergie absorbée ou libérée est utilisée pour modifier les forces intermoléculaires.
- L'énergie interne augmente ou diminue même s'il n'y a pas de variation de température.
Lors de l'évaporation, les molécules absorbent de l'énergie pour surmonter les forces de cohésion du liquide et passent à l'état gazeux. En condensation, le processus inverse se produit : les molécules libèrent de l'énergie lorsqu'elles passent du gaz au liquide.