Energía Interna

En un proceso químico, la diferencia entre las energías internas de los reactivos y los productos se representa como ΔU y se utiliza para determinar si el sistema ganó o perdió energía durante la reacción. Si ΔU es mayor que cero, la energía interna final es mayor que la energía interna inicial, es decir, que el sistema ganó energía durante la reacción. Si la variación de energía interna es menor que cero, la energía interna final es menor que la energía interna inicial, lo que se traduce en que el sistema perdió energía.

De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, cualquier cambio en la energía de un sistema debe equilibrarse mediante un cambio opuesto e igual en su entorno. Por lo tanto, el cambio en la energía interna de un sistema es igual a la energía que se transfiere en forma de calor, representada como q"más la energía que se transfiere en forma de trabajo, representada como w"durante el proceso. En química, los signos del calor y del trabajo dependen de si el sistema gana o pierde energía.

Tomemos como ejemplo la transformación del dióxido de carbono en carbono y oxígeno elementales. El reactivo tiene una energía interna menor que los productos, lo que quiere decir que la variación de energía interna ΔU es positiva. La energía se transfiere del entorno al sistema y esto aumenta su energía interna.

De manera alternativa, durante la reacción entre el azufre y el oxígeno para formar dióxido de azufre, la energía se transfiere del sistema al entorno. En este caso, los productos tienen una energía interna menor que los reactivos y la variación de energía interna es negativa. Por tanto, ΔU sólo depende de los estados iniciales y finales de la energía interna del sistema y la magnitud de calor y trabajo intercambiada con el entorno.