Energie microscopique
L’énergie interne implique l’énergie à l’ échelle microscopique . Il peut être divisé en énergie potentielle microscopique, en U pot et en énergie cinétique microscopique, U kin , en composants:
U = U pot + U kin
où l’énergie cinétique microscopique, U kin , implique les mouvements de toutes les particules du système par rapport au repère du centre de masse. Pour un gaz monoatomique idéal , il ne s’agit que de l’ énergie cinétique de translation du mouvement linéaire des atomes. Les particules monoatomiques ne tournent pas et ne vibrent pas. Le comportement du système est bien décrit par la théorie cinétique des gaz. La théorie cinétique repose sur le fait que lors d’une collision élastique entre une molécule à haute énergie cinétique et une autre à faible énergie cinétique, une partie de l’énergie sera transférée à la molécule à plus faible énergie cinétique. Cependant, pour les gaz polyatomiques, il existe une rotation etl’énergie cinétique vibratoire aussi.
L’énergie potentielle microscopique, U pot , implique les liaisons chimiques entre les atomes qui constituent les molécules, les forces de liaison dans le noyau ainsi que les champs de forces physiques du système (par exemple, les champs électriques ou magnétiques).
Dans les liquides et les solides, il existe une composante importante d’énergie potentielle associée aux forces d’attraction intermoléculaires .
Énergie interne spécifique
L’ énergie interne spécifique (u) d’une substance est son énergie interne par unité de masse. C’est une propriété intensive . Elle est égale à l’énergie interne totale (U) divisée par la masse totale (m).
u = U / m
où:
u = énergie interne spécifique (J / kg)
U = énergie interne (J)
m = masse (kg)
Énergie interne d’un gaz parfait
Gaz monoatomique
Pour un gaz parfait monatomique (tel que l’hélium, le néon ou l’argon), la seule contribution à l’énergie provient de l’énergie cinétique de translation . L’énergie cinétique de translation moyenne d’un seul atome ne dépend que de la température du gaz et est donnée par l’équation
K moy = 3/2 kT.
L’ énergie interne de n moles d’un gaz monatomique idéal (un atome par molécule) est égale à l’énergie cinétique moyenne par molécule multipliée par le nombre total de molécules, N:
E int = 3/2 NkT = 3/2 nRT
où n est le nombre de moles. Chaque direction (x, y et z) contribue (1/2) nRT à l’énergie interne. C’est là qu’intervient l’idée d’équipartition d’énergie – toute autre contribution à l’énergie doit également contribuer (1/2) nRT. Comme on peut le voir, l’énergie interne d’un gaz parfait ne dépend que de la température et du nombre de moles de gaz.
Molécule diatomique
Si les molécules de gaz contiennent plus d’un atome, il existe trois directions de translation et l’énergie cinétique de rotation contribue également, mais uniquement pour les rotations autour de deux des trois axes perpendiculaires. Les cinq contributions à l’énergie (cinq degrés de liberté) donnent:
Gaz idéal diatomique:
E int = (5/2) NkT = (5/2) nRT
Ceci n’est qu’une approximation et s’applique aux températures intermédiaires. Aux basses températures, seule l’énergie cinétique de translation contribue, et à des températures plus élevées, deux contributions supplémentaires (énergie cinétique et potentielle) proviennent des vibrations.
L’énergie interne sera plus grande à une température donnée que pour un gaz monoatomique, mais elle ne restera fonction que de la température pour un gaz parfait.
L’énergie interne des gaz réels dépend également principalement de la température, mais de la même manière que la loi des gaz parfaits , l’énergie interne des gaz réels dépend également quelque peu de la pression et du volume. Tous les gaz réels approchent de l’état idéal à de faibles pressions (densités). A basse pression, les molécules sont suffisamment éloignées pour ne pas interagir les unes avec les autres. L’énergie interne des liquides et des solides est assez compliquée, car elle comprend l’énergie potentielle électrique associée aux forces (ou liaisons «chimiques») entre les atomes et les molécules.
Énergie interne et première loi de la thermodynamique
En thermodynamique, le concept d’énergie est élargi pour tenir compte des autres changements observés, et le principe de conservation de l’énergie est étendu pour inclure une grande variété de façons dont les systèmes interagissent avec leur environnement. Les seules façons dont l’énergie d’un système fermé peut être modifiée sont le transfert d’énergie par le travail ou par la chaleur . De plus, sur la base des expériences de Joule et d’autres, un aspect fondamental du concept énergétique est que l’ énergie est conservée. Ce principe est connu comme le première principe de la thermodynamique . La première loi de la thermodynamique peut s’écrire sous différentes formes:
Dans les mots:
Formulaire d’équation:
∆E int = Q – W
où E int représente l’ énergie interne du matériau, qui ne dépend que de l’ état du matériau (température, pression et volume). Q est la chaleur nette ajoutée au système et W est le travail net effectué par le système. Nous devons être prudents et cohérents en suivant les conventions de signe pour Q et W. Parce que W dans l’équation est le travail effectué par le système, alors si le travail est effectué sur le système, W sera négatif et E int augmentera.
De même, Q est positif pour la chaleur ajoutée au système, donc si la chaleur quitte le système, Q est négative. Cela nous dit ce qui suit: L’ énergie interne d’un système a tendance à augmenter si la chaleur est absorbée par le système ou si un travail positif est effectué sur le système. Inversement, l’énergie interne a tendance à diminuer si la chaleur est perdue par le système ou si un travail négatif est effectué sur le système. Il faut ajouter que Q et W dépendent du chemin, tandis que E int est indépendant du chemin.
Forme différentielle:
dE int = dQ – dW
L’énergie interne E int d’un système a tendance à augmenter si de l’énergie est ajoutée sous forme de chaleur Q et a tendance à diminuer si de l’énergie est perdue en tant que travail W effectué par le système.
Voir aussi: Système ouvert – Système fermé – Système isolé
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