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L'energia interna è l'energia posseduta da un sistema a livello microscopico, cioè l'energia posseduta dalle entità molecolari di cui è composto il sistema,^[1] escludendo i contributi "macroscopici", in particolare l'energia cinetica e potenziale del sistema visto nella sua interezza.^[1]

Essa tiene conto dei seguenti contributi:

• energia traslazionale, rotazionale e vibrazione delle entità molecolari che lo compongono;^[2]
• energia posseduta dagli elettroni;
• energia termica
• energia di punto zero (energia fondamentale posseduta a 0 K).

Tale forma di energia è una funzione di stato, cioè le sue variazioni dipendono solo dallo stato iniziale e finale della trasformazione termodinamica e non dal particolare percorso seguito per arrivare dallo stato iniziale allo stato finale.

L'energia interna esprime inoltre la quantità di energia libera di un sistema termodinamico in una trasformazione isocora e isoentropica (rispettivamente a volume ed entropia costanti).

Nel sistema internazionale viene misurata in joule.

L'energia interna di un sistema è definita come la sua energia totale, ad esclusione dell'energia cinetica del sistema considerato nel suo insieme e dell'energia potenziale derivante dall'interazione con forze esterne. L'energia interna è quindi la somma dell'energia cinetica ${\displaystyle T_{i))$ e potenziale ${\displaystyle K_{i))$ delle singole componenti, ad esempio particelle e molecole, di un sistema o corpo:

${\displaystyle U=\sum _{i}T_{i}+K_{i))$.

L'energia interna è una funzione di stato e in generale dipende da tutte le variabili di stato del sistema. La variazione di energia interna è stabilita dal primo principio della termodinamica

${\displaystyle dU=-p\operatorname {d} V+T\operatorname {d} S}$.

L'energia interna è una grandezza estensiva. Può diventare grandezza intensiva, rispetto alla massa ${\displaystyle m}$, come:^[2]

${\displaystyle u={\frac {U}{m))}$

e rispetto alla quantità di sostanza n come:

${\displaystyle u'={\frac {U}{n))}$

le quantità ${\displaystyle u}$ e ${\displaystyle u'}$ si chiamano rispettivamente energia interna massica ed energia interna molare. In generale, le grandezze molari e ponderali si chiamano grandezze specifiche, e spesso vengono indicate con la lettera minuscola della grandezza totale.^[3]

Per una trasformazione reversibile con esclusivamente lavoro di volume l'energia interna è invece per i sistemi non reagenti una funzione di stato di due variabili: l'entropia ${\displaystyle S}$ e il volume ${\displaystyle V}$, cui si aggiungono tutte le quantità di sostanza per sistemi reagenti. Ciò viene infatti esplicitato dal primo principio:

${\displaystyle \operatorname {d} U(S,V,\mathbf {n} )=-p\operatorname {d} V+T\operatorname {d} S+{\boldsymbol {\mu ))\cdot \operatorname {d} \mathbf {n} }$

ovvero in termini intensivi massicci:

${\displaystyle \operatorname {d} u(s,\rho ,\mathbf {M} )=-p\operatorname {d} {\frac {1}{\rho ))+T\operatorname {d} s+{\boldsymbol {\mu ))\cdot \operatorname {d} {\frac {1}{\mathbf {M} ))={\frac {p}{\rho ^{2))}\operatorname {d} \rho +T\operatorname {d} s-{\frac {\boldsymbol {\mu ))((\mathbf {M} }^{2))}\cdot \operatorname {d} \mathbf {M} }$

dove ρ è la densità del sistema, s la sua entropia specifica e M il vettore delle masse molari.

Il sistema può andare infatti incontro a variazioni di composizione. Per una qualsiasi trasformazione quasistatica che soddisfi i precedenti requisiti si può passare ad un'equazione alle differenze:

${\displaystyle \operatorname {\Delta } U=T\operatorname {\Delta } S-p\operatorname {\Delta } V-{\boldsymbol {\mu ))\cdot \operatorname {\Delta } \mathbf {n} }$

Se inoltre il sistema è un gas ideale di composizione invariabile, l'energia interna dipende solo dalla temperatura:

${\displaystyle \Delta U(T)=nc_{V}\operatorname {\Delta } T\ }$

dove ${\displaystyle c_{V))$ è il calore specifico isocoro, calcolabile teoricamente in modo approssimato applicando il teorema di equipartizione dell'energia della meccanica statistica classica^[4] e n è la quantità di sostanza considerata.

Nel modello dei gas ideali l'energia interna è data dalla sola energia cinetica delle singole molecole del gas. Moltiplicando l'energia cinetica media di una molecola per la costante di Avogadro e la quantità di gas si ottiene l'energia interna.

Si noti che l'energia cinetica media è una grandezza intensiva (perché è media), e si misura in ${\displaystyle {\mbox{J))}$ .

Per approfondire si veda Costante di Boltzmann.

L'energia interna è in relazione con gli altri potenziali termodinamici a mezzo del lavoro per variazione di volume ${\displaystyle pV}$^[5] o della anergia ${\displaystyle TS}$:

${\displaystyle U=H-pV\ }$

${\displaystyle U=A+TS\ }$

${\displaystyle U=G-pV+TS\ }$

Per un gas ideale inoltre, tenendo conto dell'equazione dei gas perfetti:

${\displaystyle U=H-nRT}$

${\displaystyle U=A-{\frac {pVS}{nR))}$

${\displaystyle U=G-(nR-S)T=G-\left(1-{\frac {S}{nR))\right)pV}$

L'energia interna, così come le altre variabili termodinamiche, è correlata alla funzione di partizione canonica:

${\displaystyle U=-{\frac {\partial \ln Z}{\partial \beta )).}$

dove

• ${\displaystyle Z}$ è la funzione di partizione canonica;
• ${\displaystyle \beta ={\frac {1}{k_{B}T))}$ è la beta termodinamica.

• Richard Feynman, La fisica di Feynman, Bologna, Zanichelli, 2001, ISBN 978-88-08-16782-8. Vol I, par. 45-1: Energia interna
• (EN) J. M. Smith, Hendrick C.Van Ness; Michael M. Abbot, Introduction to Chemical Engineering Thermodynamics, 6ª ed., McGraw-Hill, 2000, ISBN 0-07-240296-2.
• Kenneth G. Denbigh, I principi dell'equilibrio chimico, Milano, Casa Editrice Ambrosiana, 1971, ISBN 88-408-0099-9.
• Peter Atkins, Julio De Paula, Chimica Fisica, 4ª ed., ISBN 88-08-09649-1.

• Funzione di stato
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• Entropia (termodinamica)
• Calore specifico
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• Exergia

• (EN) internal energy, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

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