6.3: Énergie interne

La somme de tous les types d'énergie possibles qui sont présents dans une substance est appelée énergie interne (U), parfois symbolisée par E. Supposons qu'un système avec l'énergie interne initiale, U_initial, subit un changement d'énergie (échange de travail ou de chaleur), et l'énergie interne finale du système est U_final. La variation d'énergie interne est égale à la différence entre U_final et U_initial.  

Bien que les valeurs pour U_final et U_initial ne puissent pas être déterminées pour un système, la première loi de la thermodynamique exige seulement la valeur de ΔU, qui peut être déterminée même sans connaître les valeurs de U_final  et U_initial. Une valeur positive de ΔU est obtenue lorsqueU_final > U_initial, et indique que le système a reçu de l'énergie de l'extérieur. Une valeur négative de ΔU est obtenue lorsque U_final < U_initial, et indique que le système a perdu de l'énergie dans l'environnement extérieur.

La chaleur (énergie thermique) et le travail (énergie mécanique) sont les deux façons différentes dont un système peut échanger de l'énergie avec son environnement extérieur. L'énergie est transférée dans un système lorsqu'il absorbe la chaleur (q) à partir de l'environnement ou lorsque l'environnement extérieur fourni un travail (w) au système.  

Par exemple, l'énergie est transférée dans un fil métallique à température ambiante s'il est immergé dans l'eau chaude (le fil absorbe la chaleur de l'eau), ou lorsque le fil est plié rapidement d'avant en arrière (le fil devient plus chaud en raison du travail effectué sur celui-ci). Les deux processus augmentent l’énergie interne du fil, ce qui se traduit par une élévation de la température du fil. À l'inverse, l'énergie est transférée hors d'un système lorsque la chaleur est cédée du système ou lorsque le système effectue un travail sur l'environnement extérieur. Par exemple, la combustion de carburant de fusée dégage une énorme quantité de chaleur et effectue également un travail sur l'environnement en appliquant une force sur une distance (faisant soulever une navette spatiale du sol). Les deux processus diminuent l'énergie interne du système.

La relation entre l'énergie interne, la chaleur et le travail peut être représentée par l'équation :

Il s'agit d'une version de la première loi de la thermodynamique, et elle montre que l'énergie interne d'un système varie selon le flux de chaleur vers l'intérieur ou vers l'extérieur du système, ou qu'un travail est effectué sur ou par le système. Les signes de la chaleur et du travail dépendent du fait que le système gagne ou perd de l'énergie. Un q positif est un flux de chaleur vers l'intérieur d'un système depuis l'extérieur, tandis qu'un q négatif est un flux de chaleur sortant du système. Le travail, w, est positif s'il est effectué sur le système et négatif s'il est effectué par le système.

Lorsque q et w sont tous deux positifs (> 0), ΔU est toujours positif (> 0) et l'énergie interne du système augmente. Lorsque q et w sont tous deux négatifs (< 0), ΔU est toujours négatif (< 0) et l'énergie interne du système diminue. Si q et w ont des signes différents, alors le signe de ΔU dépend des intensités relatives de q et w.  

L'unité SI de l'énergie, de la chaleur et du travail est le joule (J).

Ce texte est adapté de OpenStax Chemistry 2e, Section 5.3: Enthalpie.

Dans un processus chimique, la différence entre les énergies internes des réactifs et des produits, représentée par ΔU, est utilisée pour déterminer si le système a gagné ou perdu de l'énergie pendant la réaction. Si ΔU est supérieur à zéro, l'énergie interne finale est supérieure à l'énergie interne initiale et le système gagne de l'énergie pendant la réaction. Si ΔU est inférieur à zéro, l'énergie interne finale est inférieure à l'énergie interne initiale, ce qui signifie que le système a perdu de l'énergie.

Selon la première loi de la thermodynamique, tout changement dans l'énergie d'un système doit être équilibré par un changement égal et opposé dans son environnement. Ainsi, le changement de l'énergie interne d'un système est égal à l'énergie transférée sous forme de chaleur, symbolisée par"q"plus l'énergie transférée sous forme d'action, symbolisée par"w"au cours du processus. En chimie, les signes de chaleur et d'action dépendent du fait que le système gagne ou perd de l'énergie.

Considérons la transformation du dioxyde de carbone en carbone élémentaire et en oxygène. Le réactif a une énergie interne inférieure à celle des produits, ce qui signifie que ΔU est positif. L'énergie est transférée de l'environnement au système augmentant son énergie interne.

Alternativement, au cours de la réaction entre le soufre et l'oxygène gazeux pour produire du dioxyde de soufre, l'énergie est transférée à l'environnement. Ici, les produits ont une énergie interne inférieure à celle des réactifs, et ΔU est négatif. Par conséquent, ΔU ne dépend que des états énergétiques internes initiaux et finaux du système et de l'ampleur de la chaleur et d'action échangés avec l'environnement.