Chapter 6: Thermochemistry

Back to chapter

6.2:

Eerste Hoofdwet van de Thermodynamica

JoVE Core
Chemistry

This content is Free Access.

JoVE Core Chemistry

First Law of Thermodynamics

Previous Video
6.1: Energy Basics

Next Video
6.3: Internal Energy

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

Wanneer benzine een automotor van brandstof voorziet, komt de geproduceerde energie vrij als warmte en arbeid. In de verbrandingsmotor van een auto bevat het brandstof-en luchtmengsel chemische energie, een type potentiële energie. Deze potentiële energie wordt vervolgens omgezet in kinetische energie door een verbrandingsreactie die warmte genereert.De warmte die uit de reactie komt, wordt vervolgens omgezet in arbeid door de uitzettende hete gassen die op de zuiger drukken, die vervolgens de krukas laat draaien en die uiteindelijk de auto in beweging brengt. Al deze energie-interconversies moeten de eerste wet van de thermodynamica volgen energie wordt altijd behouden en kan niet worden gecreëerd of vernietigd. Om energieveranderingen in een systeem te bestuderen, moeten alle energiebronnen in overweging worden genomen, inclusief potentiële en kinetische energie.De totale energie binnen een systeem op een bepaald moment wordt de inwendige energie genoemd, die het symbool hoofdletter U heeft, of soms wordt gesymboliseerd als hoofdletter E.De inwendige energie van een systeem kan veranderen. De inwendige energie van een auto met een volle tank de begintoestand verschilt van de totale energie terwijl de auto rijdt en is weer anders wanneer de tank leeg is de eindtoestand. Of alle brandstof wordt gebruikt om 300 of 50 mijl te rijden, is niet relevant, als de tank leeg is, bereikt de auto een nieuwe inwendige toestand.Zo wordt inwendige energie beschreven als een toestandsfunctie, die niet wordt beïnvloed door hoe het systeem in zijn huidige toestand terechtkwam. Daarom wordt de verandering in de inwendige energie van een systeem, delta U, gemeten als het verschil tussen de waarden van de uiteindelijke en begin toestand. Omdat energie wordt behouden, moet de verandering in de inwendige energie van een systeem gepaard gaan met een gelijke en tegengestelde verandering in de energie van de omgeving.In chemische systemen wordt de verandering in inwendige energie beschreven door het verschil tussen de begintoestand van de reactant en de eindtoestand van het product. Het wordt gebruikt om de energiestroom van een systeem te begrijpen.

6.2:

Eerste Hoofdwet van de Thermodynamica

Energy Conservation

Energy can be converted from one form into another, but all of the energy present before a change occurs always exists in some form after the change is completed. This observation is expressed in the law of conservation of energy: during a chemical or physical change, energy can be neither created nor destroyed, although it can be changed in form.

According to the law of conservation of matter, there is no detectable change in the total amount of matter during a chemical change. When chemical reactions occur, the energy changes are relatively modest, and the mass changes are too small to measure. Thus, the laws of conservation of matter and energy hold well. However, in nuclear reactions, the energy changes are much larger (by factors of a million or so), the mass changes are measurable, and matter-energy conversions are significant.

Energy Transfer and Internal Energy

Substances act as reservoirs of energy, meaning that energy can be added to them or removed from them. Energy is stored in a substance when the kinetic energy of its atoms or molecules is raised. The greater kinetic energy may be in the form of increased translations (travel or straight-line motions), vibrations, or rotations of the atoms or molecules. When thermal energy is lost, the intensities of these motions decrease, and the kinetic energy falls.

The total of all possible kinds of energy present in a substance is called the internal energy (U), sometimes symbolized as E.

As a system undergoes a change, its internal energy can change, and energy can be transferred from the system to the surroundings, or from the surroundings to the system. Thus, the surrounding also experiences an equal and opposite change in its energy.

Internal energy is an example of a state function (or state variable), whereas heat and work are not state functions. The value of a state function depends only on the state that a system is in, and not on how that state is reached. If a quantity is not a state function, then its value does depend on how the state is reached. An example of a state function is altitude or elevation. Standing on the summit of Mt. Kilimanjaro at an altitude of 5895 m, it does not matter how it was reached, whether someone hiked there or parachuted there. The distance traveled to the top of Kilimanjaro, however, is not a state function. One could climb to the summit by a direct route or by a more roundabout, circuitous path. Thus, the distances traveled would differ (distance is not a state function); however, the elevation reached would be the same (altitude is a state function).

This text is adapted from OpenStax Chemistry 2e, Section 5.1: Energy Basics and OpenStax Chemistry 2e, Section 5.3: Enthalpy.

Tags

First Law Of Thermodynamics Energy Conversion Heat And Work Combustion Reaction Potential Energy Kinetic Energy Conservation Of Energy Internal Energy State Function