En termodinámica, la energía interna (U) de un sistema se refiere a la energía total que posee debido al movimiento y a las interacciones de sus partículas a nivel microscópico. No es una cantidad de energía que se pueda observar directamente, pero se manifiesta a través de cambios en el estado del sistema, como variaciones de temperatura o cambios de fase.
Cada sustancia contiene energía interna, incluso si aparentemente no está haciendo nada. Un bloque de metal, un vaso de agua o el aire en una habitación tienen energía interna porque sus átomos y moléculas están en continuo movimiento y experimentan interacciones entre ellos.
Fórmula de l'energía interna
La energía interna de un sistema puede cambiar de dos formas:
- Aportando o extrayendo calor (Q), es decir, mediante la transferencia de energía térmica debida a una diferencia de temperatura con el entorno.
- Realizando trabajo (W) sobre el sistema o dejándolo trabajar sobre el entorno, por ejemplo, comprimiendo un gas en un cilindro o permitiendo que se expanda.
La primera ley de la termodinámica, que es una formulación del principio de conservación de la energía, expresa esta relación de la siguiente manera:
\[ \Delta U = Q - W \]
Esto significa que cualquier cambio en la energía interna (\( \Delta U \)) de un sistema es el resultado de la energía que recibe en forma de calor menos el trabajo que realiza sobre el entorno.
Si el sistema está aislado, es decir, no intercambia ni calor ni trabajo con el exterior, su energía interna se mantiene constante. Esto ocurre, por ejemplo, en un termo perfectamente sellado que impide la pérdida de calor.
Propiedades de la energía interna
La energía interna tiene algunas características clave:
- Es una función de estado, lo que significa que su valor solo depende del estado actual del sistema (su temperatura, presión, volumen y composición química) y no de la forma en que llegó a ese estado.
- Es una propiedad extensiva, es decir, su magnitud depende de la cantidad de materia del sistema. Un sistema con el doble de masa tendrá el doble de energía interna.
- En muchos sistemas, la energía interna es difícil de medir directamente, pero se pueden calcular sus variaciones midiendo los flujos de calor y trabajo.
Unidades de medida
En el Sistema Internacional (SI), la energía interna se mide en julios (J).
Para describir la energía interna en función de la cantidad de materia, se pueden definir propiedades intensivas:
- Energía interna específica (\(u\)): Es la energía interna por unidad de masa (J/kg).
- Energía interna molar (\(U_m\)): Es la energía interna por mol de sustancia (J/mol).
Explicación microscópica de la energía interna
Si analizamos la energía interna a nivel microscópico, veremos que tiene dos contribuciones fundamentales:
Energía cinética interna
La energía cinética interna se refiere al movimiento de las partículas que componen un sistema.
En los gases, las moléculas se encuentran en constante movimiento aleatorio, desplazándose, girando y vibrando a altas velocidades. Este movimiento genera una gran cantidad de energía cinética, la cual depende directamente de la temperatura del sistema: cuanto mayor es la temperatura, mayor es la energía cinética de las moléculas.
En los líquidos y sólidos, aunque las moléculas no se mueven con tanta libertad como en los gases, siguen vibrando alrededor de posiciones fijas debido a las fuerzas intermoleculares.
La temperatura de estos sistemas también está relacionada con la energía cinética interna, pero, en este caso, se debe principalmente al movimiento vibratorio de las moléculas.
Energía potencial interna
La energía potencial interna está asociada a las interacciones entre las partículas de un sistema.
En los sólidos y líquidos, las moléculas ejercen fuerzas tanto atractivas como repulsivas unas sobre otras. Estas interacciones contribuyen a la energía potencial interna del sistema.
urante los cambios de fase, como la evaporación de un líquido o la fusión de un sólido, la energía potencial interna juega un papel crucial. Aunque la temperatura del sistema puede mantenerse constante durante estos procesos, la energía se utiliza para romper los enlaces intermoleculares o superar las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas en su fase anterior.
Este fenómeno ocurre sin que haya un aumento o disminución de la temperatura, ya que toda la energía se dedica a cambiar la estructura del material en lugar de aumentar el movimiento de las moléculas.
Energía interna en los gases ideales
Para simplificar el estudio de los sistemas termodinámicos, se usa el modelo del gas ideal, que es una aproximación útil en muchas situaciones.
Un gas ideal se define como un gas cuyas partículas:
- No tienen volumen propio, es decir, se consideran puntos sin tamaño.
- No ejercen fuerzas intermoleculares, salvo cuando colisionan entre sí (colisiones perfectamente elásticas).
En un gas ideal, la energía interna depende únicamente de la temperatura y no de la presión o el volumen. Esto se debe a que la única forma de energía interna en un gas ideal es la energía cinética de traslación de sus moléculas.
En este caso, la energía interna total está dada por la expresión:
\[ U = n C_v T \]
donde:
- \( n \) es el número de moles del gas.
- \( C_v \) es la capacidad calorífica a volumen constante.
- \( T \) es la temperatura en kelvin.
Para un gas ideal monoatómico, donde las únicas formas de energía son traslacionales, se cumple que:
\[ U = \frac{3}{2} n R T \]
donde R es la constante de los gases.
Si el gas es diatómico o poliatómico, hay contribuciones adicionales por la rotación y vibración molecular, lo que hace que su energía interna sea mayor.
Cómo se mide la energía interna
La energía interna total de un sistema no puede medirse directamente, ya que incluye toda la energía de las partículas a nivel microscópico. Sin embargo, podemos medir su variación ( \( \Delta U \)), que es lo realmente relevante en los procesos termodinámicos.
Para determinar un cambio de energía interna, se pueden medir:
- El calor transferido (Q) y el trabajo realizado (W) en un proceso.
- Cambios de temperatura, utilizando calorímetros que permiten determinar el calor absorbido o liberado.
- Reacciones químicas y cambios de estado, ya que durante estos procesos la energía interna varía.
Por ejemplo, en una reacción química exotérmica, la energía interna disminuye porque parte de ella se libera en forma de calor. En una reacción endotérmica, ocurre lo contrario: el sistema absorbe energía del entorno y su energía interna aumenta.
Energía interna y cambios de fase
Los cambios de estado físico (fusión, evaporación, sublimación, etc.) implican variaciones en la energía interna. Durante estos procesos:
- La temperatura permanece constante, pero la energía interna cambia debido a la alteración en las fuerzas intermoleculares.
- En la evaporación, las moléculas absorben calor para vencer las fuerzas de cohesión del líquido y pasar al estado gaseoso.
- En la condensación, ocurre lo contrario: las moléculas liberan energía cuando pasan de gas a líquido.