Energia interna - Internal energy

Energia interna
Símbolos comuns	você
Unidade SI	J
Em unidades de base SI	m 2 ⋅kg / s 2
Derivações de outras quantidades	${\ displaystyle \ Delta U = \ sum _ {i} p_ {i} E_ {i} \!}$ ${\ displaystyle \ Delta U = nC_ {V} \ Delta T \!}$

Termodinâmica
O motor térmico clássico de Carnot
Galhos Clássico Estatístico Químico Termodinâmica quântica Equilíbrio  / Não equilíbrio
Leis Zero Primeiro Segundo Terceiro
Sistemas Sistema fechado Sistema isolado Estado Equação de estado Gás ideal Gás real Estado da matéria Fase (matéria) Equilíbrio Volume de controle Instrumentos Processos Isobárico Isocórico Isotérmico Adiabático Isentrópico Isentálpico Quasistático Politrópico Expansão grátis Reversibilidade Irreversibilidade Endoreversibilidade Ciclos Motores térmicos Bombas de calor Eficiência térmica
Propriedades do sistema Nota: Variáveis ​​conjugadas em itálico Diagramas de propriedade Propriedades intensivas e extensas Funções de processo Trabalhar Aquecer Funções de estado Temperatura  / Entropia  ( introdução ) Pressão  / Volume Potencial químico  / número de partículas Qualidade do vapor Propriedades reduzidas
Propriedades do material Bancos de dados de propriedades Capacidade de calor específica  ${\ displaystyle c =}$ ${\ displaystyle T}$ ${\ displaystyle \ parcial S}$ ${\ displaystyle N}$ ${\ displaystyle \ parcial T}$ Compressibilidade  ${\ displaystyle \ beta = -}$ ${\ displaystyle 1}$ ${\ displaystyle \ parcial V}$ ${\ displaystyle V}$ ${\ displaystyle \ parcial p}$ Expansão térmica  ${\ displaystyle \ alpha =}$ ${\ displaystyle 1}$ ${\ displaystyle \ parcial V}$ ${\ displaystyle V}$ ${\ displaystyle \ parcial T}$
Equações Teorema de Carnot Teorema de Clausius Relação fundamental Lei do gás ideal Relações de Maxwell Relações recíprocas do Onsager Equações de Bridgman Tabela de equações termodinâmicas
Potenciais Energia livre Entropia livre
História Cultura História Em geral Entropia Leis de gás Máquinas de "movimento perpétuo" Filosofia Entropia e tempo Entropia e vida Catraca browniana Demônio de maxwell Paradoxo da morte por calor Paradoxo de Loschmidt Sinergética Teorias Teoria calórica Vis viva ("força viva") Equivalente mecânico de calor Poder da motivação Publicações principais " Uma investigação experimental sobre ... calor " " Sobre o equilíbrio das substâncias heterogêneas " " Reflexões sobre a força motriz do fogo " Linhas do tempo Termodinâmica Motores térmicos Arte Educação Superfície termodinâmica de Maxwell Entropia como dispersão de energia
Cientistas Bernoulli Boltzmann Carnot Clapeyron Clausius Carathéodory Duhem Gibbs von Helmholtz Joule Maxwell von Mayer Onsager Rankine Smeaton Stahl Thompson Thomson van der Waals Waterston
De outros Nucleação Auto-montagem Auto-organização Ordem e desordem
Categoria
v t e

A energia interna de um sistema termodinâmico é a energia contida nele. É a energia necessária para criar ou preparar o sistema em qualquer estado interno. Não inclui a energia cinética de movimento do sistema como um todo, nem a energia potencial do sistema como um todo devido a campos de força externos, incluindo a energia de deslocamento do entorno do sistema. Ele mantém em conta os ganhos e perdas de energia do sistema que são devidos a mudanças em seu estado interno. A energia interna é medida como uma diferença de um zero de referência definido por um estado padrão. A diferença é determinada por processos termodinâmicos que transportam o sistema entre o estado de referência e o estado atual de interesse.

A energia interna é uma propriedade extensa e não pode ser medida diretamente. Os processos termodinâmicos que definem a energia interna são transferências de substâncias químicas ou de energia como calor e trabalho termodinâmico . Esses processos são medidos por mudanças nas extensas variáveis ​​do sistema, como entropia, volume e composição química . Freqüentemente, não é necessário considerar todas as energias intrínsecas do sistema, por exemplo, a energia estática da massa em repouso de sua matéria constituinte. Quando a transferência de massa é impedida por paredes de contenção impermeáveis, o sistema é dito fechado e a primeira lei da termodinâmica define a mudança na energia interna como a diferença entre a energia adicionada ao sistema como calor e o trabalho termodinâmico feito pelo sistema em seus arredores. Se as paredes que o contêm não passam de substância nem de energia, diz-se que o sistema está isolado e sua energia interna não pode mudar.

A energia interna descreve toda a informação termodinâmica de um sistema e é uma representação equivalente à entropia, ambas funções de estado cardinais de apenas variáveis ​​de estado extensas. Assim, seu valor depende apenas do estado atual do sistema e não da escolha particular dos muitos processos possíveis pelos quais a energia pode passar de ou para o sistema. É um potencial termodinâmico . Microscopicamente, a energia interna pode ser analisada em termos da energia cinética do movimento microscópico das partículas do sistema a partir de translações , rotações e vibrações , e da energia potencial associada às forças microscópicas, incluindo ligações químicas .

A unidade de energia no Sistema Internacional de Unidades (SI) é o joule (J). Também é definida uma densidade de energia intensiva correspondente, chamada energia interna específica , que é relativa à massa do sistema, com a unidade J / kg, ou relativa à quantidade de substância com unidade J / mol ( energia interna molar ).

Funções cardeais

A energia interna de um sistema depende de sua entropia S, seu volume V e seu número de partículas massivas: U ( S , V , { N _j }) . Ele expressa a termodinâmica de um sistema na representação de energia . Em função de estado , seus argumentos são exclusivamente variáveis ​​extensivas de estado. Junto com a energia interna, a outra função cardinal de estado de um sistema termodinâmico é sua entropia, como uma função, S ( U , V , { N _j }) , da mesma lista de extensas variáveis ​​de estado, exceto que a entropia, S , é substituído na lista pela energia interna, U . Ele expressa a representação da entropia .

Cada função cardinal é uma função monotônica de cada uma de suas variáveis naturais ou canônicas . Cada um fornece sua característica ou equação fundamental , por exemplo U = U ( S , V , { N _j }) , que por si só contém todas as informações termodinâmicas sobre o sistema. As equações fundamentais para as duas funções cardinais podem, em princípio, ser interconvertidas resolvendo, por exemplo, U = U ( S , V , { N _j }) para S , para obter S = S ( U , V , { N _j }) .

Em contraste, as transformadas de Legendre são necessárias para derivar equações fundamentais para outros potenciais termodinâmicos e funções de Massieu . A entropia como uma função apenas de variáveis ​​de estado extensas é a única função cardinal de estado para a geração de funções de Massieu. Ela mesma não é habitualmente designada como "função de Massieu", embora racionalmente possa ser pensada como tal, correspondendo ao termo "potencial termodinâmico", que inclui a energia interna.

Para sistemas reais e práticos, expressões explícitas das equações fundamentais quase sempre estão indisponíveis, mas as relações funcionais existem em princípio. Formal, em princípio, suas manipulações são valiosas para a compreensão da termodinâmica.

Descrição e definição

A energia interna de um determinado estado do sistema é determinada em relação a um estado padrão do sistema, somando as transferências macroscópicas de energia que acompanham uma mudança de estado do estado de referência para o estado dado: ${\ displaystyle U}$

${\ displaystyle \ Delta U = \ sum _ {i} E_ {i} \,}$

onde denota a diferença entre a energia interna do estado dado e aquela do estado de referência, e são as várias energias transferidas para o sistema nas etapas do estado de referência para o estado dado. É a energia necessária para criar um determinado estado do sistema a partir do estado de referência. De um ponto de vista microscópico não relativístico, pode ser dividido em energia potencial microscópica , e energia cinética microscópica , componentes: ${\ displaystyle \ Delta U}$${\ displaystyle E_ {i}}$${\ displaystyle U _ {\ mathrm {micro \, pot}}}$${\ displaystyle U _ {\ mathrm {micro \, kin}}}$

${\ displaystyle U = U _ {\ mathrm {micro \, pot}} + U _ {\ mathrm {micro \, kin}}}$

A energia cinética microscópica de um sistema surge como a soma dos movimentos de todas as partículas do sistema com relação ao referencial do centro de massa, seja o movimento de átomos, moléculas, núcleos atômicos, elétrons ou outras partículas. Os componentes somativos algébricos da energia potencial microscópica são aqueles das ligações de partículas químicas e nucleares e os campos de força física dentro do sistema, como devido ao momento dipolo elétrico ou magnético induzido interno , bem como a energia de deformação de sólidos ( estresse - estirpe ). Normalmente, a divisão em energia cinética e potencial microscópica está fora do escopo da termodinâmica macroscópica.

A energia interna não inclui a energia devida ao movimento ou localização de um sistema como um todo. Ou seja, exclui qualquer energia cinética ou potencial que o corpo possa ter por causa de seu movimento ou localização em campos gravitacionais externos , eletrostáticos ou eletromagnéticos . No entanto, inclui a contribuição de tal campo para a energia devido ao acoplamento dos graus de liberdade internos do objeto com o campo. Nesse caso, o campo é incluído na descrição termodinâmica do objeto na forma de um parâmetro externo adicional.

Para considerações práticas em termodinâmica ou engenharia, raramente é necessário, conveniente, nem mesmo possível, considerar todas as energias pertencentes à energia intrínseca total de um sistema de amostra, como a energia dada pela equivalência de massa. Normalmente, as descrições incluem apenas componentes relevantes para o sistema em estudo. De fato, na maioria dos sistemas em consideração, especialmente por meio da termodinâmica, é impossível calcular a energia interna total. Portanto, um ponto de referência nulo conveniente pode ser escolhido para a energia interna.

A energia interna é uma propriedade extensa : depende do tamanho do sistema ou da quantidade de substância que ele contém.

Em qualquer temperatura superior a zero absoluto , a energia potencial microscópica e a energia cinética são constantemente convertidas uma na outra, mas a soma permanece constante em um sistema isolado (cf. tabela). Na imagem clássica da termodinâmica, a energia cinética desaparece na temperatura zero e a energia interna é puramente energia potencial. No entanto, a mecânica quântica demonstrou que, mesmo em temperatura zero, as partículas mantêm uma energia residual de movimento, a energia do ponto zero . Um sistema em zero absoluto está apenas em seu estado fundamental de mecânica quântica, o estado de menor energia disponível. No zero absoluto, um sistema de determinada composição atingiu sua entropia mínima atingível .

A porção microscópica da energia cinética da energia interna dá origem à temperatura do sistema. A mecânica estatística relaciona a energia cinética pseudo-aleatória de partículas individuais com a energia cinética média de todo o conjunto de partículas que compõe um sistema. Além disso, relaciona a energia cinética microscópica média com a propriedade empírica observada macroscopicamente que é expressa como temperatura do sistema. Embora a temperatura seja uma medida intensiva, essa energia expressa o conceito como uma propriedade extensa do sistema, muitas vezes referida como energia térmica . A propriedade de escalonamento entre temperatura e energia térmica é a mudança de entropia do sistema.

A mecânica estatística considera qualquer sistema distribuído estatisticamente por um conjunto de microestados . Em um sistema que está em equilíbrio termodinâmico de contato com um reservatório de calor, cada microestado possui uma energia e está associado a uma probabilidade . A energia interna é o valor médio da energia total do sistema, ou seja, a soma de todas as energias do microestado, cada uma ponderada por sua probabilidade de ocorrência: ${\ displaystyle N}$ ${\ displaystyle E_ {i}}$${\ displaystyle p_ {i}}$

${\ displaystyle U = \ sum _ {i = 1} ^ {N} p_ {i} \, E_ {i} \.}$

Esta é a expressão estatística da lei de conservação de energia .

Mudanças de energia interna

Interações de sistemas termodinâmicos Tipo de sistema Fluxo de massa Trabalhar Aquecer Abrir Y Y Y Fechadas N Y Y Isolado termicamente N Y N Isolado mecanicamente N N Y Isolado N N N

A termodinâmica está principalmente preocupada com as mudanças na energia interna . ${\ displaystyle \ Delta U}$

Para um sistema fechado, sem transferência de matéria, as mudanças na energia interna são devidas à transferência de calor e ao trabalho termodinâmico realizado pelo sistema em seu entorno. Consequentemente, a mudança de energia interna para um processo pode ser escrita ${\ displaystyle Q}$ ${\ displaystyle W}$${\ displaystyle \ Delta U}$

${\ displaystyle \ Delta U = QW \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \ mathrm {(fechado \, \ , sistema, \, \, não \, \, transferência \, \, de \, \, matéria)}}$.

Quando um sistema fechado recebe energia como calor, essa energia aumenta a energia interna. É distribuído entre as energias cinética microscópica e as energias potenciais microscópicas. Em geral, a termodinâmica não rastreia essa distribuição. Em um gás ideal, toda a energia extra resulta em um aumento de temperatura, pois é armazenada apenas como energia cinética microscópica; tal aquecimento é considerado sensato .

Um segundo tipo de mecanismo de mudança na energia interna de um sistema fechado modificado está em seu trabalho em seu entorno. Tal trabalho pode ser simplesmente mecânico, como quando o sistema se expande para acionar um pistão, ou, por exemplo, quando o sistema muda sua polarização elétrica de modo a acionar uma mudança no campo elétrico no entorno.

Se o sistema não estiver fechado, o terceiro mecanismo que pode aumentar a energia interna é a transferência de matéria para o sistema. Este aumento não pode ser dividido em componentes de calor e trabalho. Se o sistema for configurado fisicamente de forma que a transferência de calor e o trabalho que ele faz sejam por caminhos separados e independentes da transferência de matéria, então as transferências de energia adicionam para mudar a energia interna: ${\ displaystyle \ Delta U _ {\ mathrm {assunto}}}$

${\ displaystyle \ Delta U = Q-W + \ Delta U _ {\ mathrm {assunto}} \, \, \, \, \, \, \, \, \, \ mathrm {(caminho \, \, para \, \, assunto \, \, transferência \, \, separado \, de \, \, calor \, \, e \, \, trabalho \, \, transferência \, \, vias)}.}$

Se um sistema passa por certas transformações de fase enquanto é aquecido, como fusão e vaporização, pode-se observar que a temperatura do sistema não muda até que toda a amostra tenha completado a transformação. A energia introduzida no sistema enquanto a temperatura não muda é chamada de energia latente ou calor latente , em contraste com o calor sensível, que está associado à mudança de temperatura.

Energia interna do gás ideal

A termodinâmica freqüentemente usa o conceito de gás ideal para fins de ensino e como uma aproximação para sistemas de trabalho. O gás ideal é um gás de partículas consideradas como objetos pontuais que interagem apenas por colisões elásticas e preenchem um volume tal que seu caminho livre médio entre as colisões é muito maior do que seu diâmetro. Tais sistemas se aproximam dos gases monoatômicos , hélio e outros gases nobres . Aqui, a energia cinética consiste apenas na energia translacional dos átomos individuais. As partículas monoatômicas não giram ou vibram e não são eletronicamente excitadas para energias mais altas, exceto em temperaturas muito altas .

Portanto, as mudanças de energia interna em um gás ideal podem ser descritas apenas por mudanças em sua energia cinética. A energia cinética é simplesmente a energia interna do gás perfeito e depende inteiramente de sua pressão , volume e temperatura termodinâmica .

A energia interna de um gás ideal é proporcional à sua massa (número de moles) e à sua temperatura${\ displaystyle n}$${\ displaystyle T}$

${\ displaystyle U = C_ {V} nT,}$

onde é a capacidade de calor molar (em volume constante) do gás. A energia interna pode ser escrito como uma função das três propriedades extensivas , , (entropia, volume, massa) da seguinte maneira ${\ displaystyle C_ {V}}$${\ displaystyle S}$${\ displaystyle V}$${\ displaystyle n}$

${\ displaystyle U (S, V, n) = \ mathrm {const} \ cdot e ^ {\ frac {S} {C_ {V} n}} V ^ {\ frac {-R} {C_ {V}} } n ^ {\ frac {R + C_ {V}} {C_ {V}}},}$

onde é uma constante positiva arbitrária e onde é a constante universal do gás . É facilmente visto que é uma função linearmente homogênea das três variáveis ​​(ou seja, é extensa nessas variáveis), e que é fracamente convexa . Sabendo temperatura e pressão para ser derivados a lei dos gases ideais segue imediatamente. ${\ displaystyle \ mathrm {const}}$${\ displaystyle R}$${\ displaystyle U}$${\ displaystyle T = {\ frac {\ partial U} {\ partial S}},}$ ${\ displaystyle P = - {\ frac {\ parcial U} {\ parcial V}},}$ ${\ displaystyle PV = nRT}$

Energia interna de um sistema termodinâmico fechado

O somatório acima de todos os componentes de mudança na energia interna assume que uma energia positiva denota calor adicionado ao sistema ou o negativo do trabalho realizado pelo sistema em seus arredores.

Essa relação pode ser expressa em termos infinitesimais usando as diferenciais de cada termo, embora apenas a energia interna seja um diferencial exato . Para um sistema fechado, com transferências apenas como calor e trabalho, a mudança na energia interna é

${\ displaystyle dU = \ delta Q- \ delta W \,}$

expressando a primeira lei da termodinâmica . Pode ser expresso em termos de outros parâmetros termodinâmicos. Cada termo é composto de uma variável intensiva (uma força generalizada) e sua variável extensiva infinitesimal conjugada (um deslocamento generalizado).

Por exemplo, o trabalho mecânico realizado pelo sistema pode estar relacionado à mudança de pressão e volume . A pressão é a força generalizada intensiva, enquanto a mudança de volume é o deslocamento generalizado extenso: ${\ displaystyle P}$${\ displaystyle \ mathrm {d} V}$

${\ displaystyle \ delta W = P \ mathrm {d} V \ ,.}$

Isso define a direção do trabalho ,, como a transferência de energia do sistema de trabalho para o ambiente, indicada por um termo positivo. Tomando a direção da transferência de calor para o fluido de trabalho e assumindo um processo reversível , o calor é ${\ displaystyle W}$${\ displaystyle Q}$

${\ displaystyle \ delta Q = T \ mathrm {d} S \ ,.}$

• ${\ displaystyle T}$denota a temperatura
• ${\ displaystyle S}$denota a entropia

e a mudança na energia interna torna-se

${\ displaystyle \ mathrm {d} U = T \ mathrm {d} SP \ mathrm {d} V.}$

Mudanças devido à temperatura e volume

A expressão que relaciona as mudanças na energia interna às mudanças na temperatura e volume é

${\ displaystyle dU = C_ {V} dT + \ left [T \ left ({\ frac {\ partial P} {\ partial T}} \ right) _ {V} -P \ right] dV \, \, {\ texto 1)}}.\,}$

Isso é útil se a equação de estado for conhecida.

No caso de um gás ideal, podemos derivar isso , ou seja, a energia interna de um gás ideal pode ser escrita como uma função que depende apenas da temperatura. ${\ displaystyle dU = C_ {V} dT}$

Mudanças devido à temperatura e pressão

Ao considerar fluidos ou sólidos, uma expressão em termos de temperatura e pressão é geralmente mais útil:

${\ displaystyle dU = \ left (C_ {P} - \ alpha PV \ right) dT + \ left (\ beta _ {T} P- \ alpha T \ right) VdP \,}$

onde é assumido que a capacidade de calor a pressão constante está relacionada com a capacidade de calor a volume constante de acordo com:

${\ displaystyle C_ {P} = C_ {V} + VT {\ frac {\ alpha ^ {2}} {\ beta _ {T}}} \,}$

Mudanças devido ao volume em temperatura constante

A pressão interna é definida como uma derivação parcial da energia interna em relação ao volume a temperatura constante:

${\ displaystyle \ pi _ {T} = \ left ({\ frac {\ partial U} {\ partial V}} \ right) _ {T}}$

Energia interna de sistemas multicomponentes

Além de incluir os termos de entropia e volume na energia interna, um sistema é frequentemente descrito também em termos do número de partículas ou espécies químicas que contém: ${\ displaystyle S}$${\ displaystyle V}$

${\ displaystyle U = U (S, V, N_ {1}, \ ldots, N_ {n}) \,}$

onde estão as quantidades molares de constituintes do tipo no sistema. A energia interna é uma extensa função das variáveis extensas , , e os montantes , a energia interna pode ser escrito como um linearmente função homogénea de primeiro grau: ${\ displaystyle N_ {j}}$${\ displaystyle j}$${\ displaystyle S}$${\ displaystyle V}$${\ displaystyle N_ {j}}$

${\ displaystyle U (\ alpha S, \ alpha V, \ alpha N_ {1}, \ alpha N_ {2}, \ ldots) = \ alpha U (S, V, N_ {1}, N_ {2}, \ ldots) \,}$

onde é um fator que descreve o crescimento do sistema. A energia interna diferencial pode ser escrita como ${\ displaystyle \ alpha}$

${\ displaystyle \ mathrm {d} U = {\ frac {\ parcial U} {\ parcial S}} \ mathrm {d} S + {\ frac {\ parcial U} {\ parcial V}} \ mathrm {d} V + \ sum _ {i} \ {\ frac {\ parcial U} {\ parcial N_ {i}}} \ mathrm {d} N_ {i} \ = T \, \ mathrm {d} SP \, \ mathrm {d } V + \ sum _ {i} \ mu _ {i} \ mathrm {d} N_ {i} \,}$

que mostra (ou define) a temperatura como a derivada parcial em relação à entropia e a pressão como a negativa da derivada semelhante em relação ao volume${\ displaystyle T}$${\ displaystyle U}$${\ displaystyle S}$${\ displaystyle P}$${\ displaystyle V}$

${\ displaystyle T = {\ frac {\ partial U} {\ partial S}},}$

${\ displaystyle P = - {\ frac {\ parcial U} {\ parcial V}},}$

e onde os coeficientes são os potenciais químicos para os componentes do tipo no sistema. Os potenciais químicos são definidos como os derivados parciais da energia com relação às variações na composição: ${\ displaystyle \ mu _ {i}}$${\ displaystyle i}$

${\ displaystyle \ mu _ {i} = \ left ({\ frac {\ partial U} {\ partial N_ {i}}} \ right) _ {S, V, N_ {j \ neq i}}}$

Como variáveis ​​conjugadas à composição , os potenciais químicos são propriedades intensivas , intrinsecamente características da natureza qualitativa do sistema, e não proporcionais à sua extensão. Em condições de constante e , devido à natureza extensiva de e de suas variáveis ​​independentes, usando o teorema da função homogênea de Euler , o diferencial pode ser integrado e produz uma expressão para a energia interna: ${\ displaystyle \ lbrace N_ {j} \ rbrace}$${\ displaystyle T}$${\ displaystyle P}$${\ displaystyle U}$${\ displaystyle \ mathrm {d} U}$

${\ displaystyle U = TS-PV + \ sum _ {i} \ mu _ {i} N_ {i} \,}$.

A soma da composição do sistema é a energia livre de Gibbs :

${\ displaystyle G = \ sum _ {i} \ mu _ {i} N_ {i} \,}$

que surge da mudança da composição do sistema a temperatura e pressão constantes. Para um sistema de componente único, o potencial químico é igual à energia de Gibbs por quantidade de substância, ou seja, partículas ou mols de acordo com a definição original da unidade para . ${\ displaystyle \ lbrace N_ {j} \ rbrace}$

Energia interna em um meio elástico

Para um meio elástico, o termo de energia mecânica da energia interna é expresso em termos de tensão e deformação envolvida nos processos elásticos. Na notação de Einstein para tensores, com somatório de índices repetidos, para unidade de volume, a declaração infinitesimal é ${\ displaystyle \ sigma _ {ij}}$${\ displaystyle \ varepsilon _ {ij}}$

${\ displaystyle \ mathrm {d} U = T \ mathrm {d} S + \ sigma _ {ij} \ mathrm {d} \ varepsilon _ {ij}}$

O teorema de Euler produz para a energia interna:

${\ displaystyle U = TS + {\ frac {1} {2}} \ sigma _ {ij} \ varepsilon _ {ij}}$

Para um material linearmente elástico, a tensão está relacionada à deformação por:

${\ displaystyle \ sigma _ {ij} = C_ {ijkl} \ varepsilon _ {kl}}$

onde são os componentes do tensor constante elástica de 4ª ordem do meio. ${\ displaystyle C_ {ijkl}}$

Deformações elásticas, como som , passando por um corpo, ou outras formas de agitação interna macroscópica ou movimento turbulento criam estados em que o sistema não está em equilíbrio termodinâmico. Enquanto essas energias de movimento continuam, elas contribuem para a energia total do sistema; a energia termodinâmica interna pertence apenas quando esses movimentos cessam.

História

James Joule estudou a relação entre calor, trabalho e temperatura. Ele observou que o atrito em um líquido, como o causado por sua agitação com o trabalho de uma roda de pás, causava um aumento em sua temperatura, que ele descreveu como produzindo uma quantidade de calor . Expresso em unidades modernas, ele descobriu que c. Foram necessários 4186 joules de energia para elevar a temperatura de um quilograma de água em um grau Celsius.

Notas

Veja também

• Calorimetria
• Entalpia
• Exergia
• Equações termodinâmicas
• Potenciais termodinâmicos
• Gibbs energia livre
• Energia livre de Helmholtz

Referências

Bibliografia de referências citadas

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Bibliografia

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