Innere Energie

Bei einem chemischen Prozess ist der Unterschied zwischen den inneren Energien von Reaktanten und Produkten, durch ΔU vertreten, und wird verwendet, um zu bestimmen, ob das System während der Reaktion Energie gewonnen oder verloren hat. Wenn ΔU größer als Null ist, ist die innere Endenergie höher als die anfängliche innere Energie und das System hat Energie während der Reaktion gewonnen. Wenn ΔU kleiner als Null ist, ist die innere Endenergie niedriger als die anfängliche innere Energie, d.h.

das System hat Energie verloren. Nach dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik, muss jede Veränderung der Energie eines Systems durch eine gleichberechtigte und entgegengesetzte Veränderung in seiner Umgebung ausgeglichen werden. Somit ist die Veränderung der inneren Energie eines Systems gleich der als Wärme übertragenen Energie symbolisiert durch q"zuzüglich der als Arbeit übertragenen Energie symbolisiert durch w"während des Prozesses.

In der Chemie, hängen die Symbole für Wärme und Arbeit davon ab, ob das System Energie gewinnt oder verliert. Betrachten Sie die Umwandlung von Kohlendioxid zu elementarem Kohlenstoff und Sauerstoff. Der Reaktant hat eine geringere innere Energie als die Produkte, was bedeutet, dass ΔU positiv ist.

Energie wird aus der Umgebung auf das System übertragen, das seine innere Energie erhöht. Alternativ wird während der Reaktion zwischen Schwefel und Sauerstoffgas zur Herstellung von Schwefeldioxid, Energie auf die Umgebung übertragen. Hier haben die Produkte eine geringere innere Energie als die Reaktanten, und ΔU ist negativ.

Daher hängt ΔU nur von der anfänglichen und endgültigen inneren Energiezustände des Systems und die Größenordnung von Wärme und Arbeit tauscht sich mit der Umgebung aus.