Energia interna

In un processo chimico, la differenza fra le energie interne dei reagenti e dei prodotti, rappresentata da ΔU, viene utilizzata per determinare se il sistema ha guadagnato o perso energia durante la reazione. Se ΔU è maggiore di zero, l'energia interna finale é maggiore dell'energia interna iniziale, e il sistema ha guadagnato energia durante la reazione. Se ΔU è inferiore a zero, l'energia interna finale è inferiore all'energia interna iniziale, il che significa che il sistema ha perso energia.

Secondo la prima legge della termodinamica, qualsiasi cambiamento nell'energia di un sistema deve essere bilanciato da un cambiamento uguale e opposto nei suoi dintorni. Pertanto, il cambiamento nell'energia interna di un sistema è uguale all'energia trasferita come calore, simboleggiata da q"più l'energia trasferita come lavoro, simboleggiata da w"durante il processo. In chimica, i segni del calore e del lavoro dipendono dal fatto che il sistema guadagni o perda energia.

Si consideri la trasformazione dell'anidride carbonica in carbonio elementare e ossigeno. Il reagente ha un'energia interna inferiore rispetto ai prodotti, il che significa che ΔU è positivo. L'energia viene trasferita dall'ambiente circostante al sistema aumentando la sua energia interna.

In alternativa, durante la reazione tra zolfo e ossigeno gassoso per produrre anidride solforosa, l'energia viene trasferita all'ambiente circostante. In questo caso, i prodotti hanno un'energia interna inferiore rispetto ai reagenti e ΔU è negativo. Quindi, ΔU dipende solo dagli stati energetici interni iniziali e finali del sistema e dall'entità del calore e del lavoro scambiati con l'ambiente circostante.