Caro Vittorio sul mio Computer ho le lezioni di termodinamica che tengo in classe ..spero che ti vanno bene ..è un po' lungo ma c'è tutto sull'argomento che hai chiesto :

Termodinamica

Energia interna =U è l’energia posseduta da tutte le molecole del Sistema termodinamico ( gas o altro ) . Possiamo dire che

1) U ( per un gas perfetto ) =è la somma di tutte le Energie cinetiche (=Ecin ) di tutte le sue molecole

2) U( per un gas reale ) = è la somma di tutte le Energie cinetiche ( sia di traslazione che di rotazione ) +la somma di tutte le energie potenziale elettriche di tutte le sue molecole



-Proprietà di Δ U (cioè variazione di U) :

a)è una funzione di stato .Cioè il valore di U dipende soltanto dai valori iniziali e finali fra gli Stati A e B in un grafico P/V ( che descrive come varia la pressione P e il volume V del grafico al cambiare delle condizioni dal punto A ( stato A ) al punto B ( stato B) ) .Quindi non importa conoscere la trasformazione che parte da A e arriva in B perché la variazione di U è sempre lo stessa. Si tenga presente che invece il Lavoro svolto non è una funzione di stato e quindi cambia il valore di L al variare del percorso per andare nel grafico P/V dallo stato A a quello B :



b) il valore di UA oppure di UB (cioè il valore dell’energia interna nello stato B ) non è conosciuto ma si può calcolare soltanto la sua variazione Δ U = UB-UA attraverso le leggi termodinamiche . dove Δ U =3/2 R Δ T (°K) è la variazione di U per una mole di gas perfetto !

1° Legge della termodinamica

: In un Sistema termodinamico le variazioni di U dipendono dal lavoro fatto =L >0 o assorbito =L<0 e dal calore ricevuto =Q>0 o emesso =Q<0 quindi si può scrivere che

Δ U = Q-L ( tutto in Joule !) 1°legge della termodinamica

inoltre da ricordare che 1Kcal=4186 Joule da questo si evidenzia che

1.1)Q>0 calore ricevuto allora Δ U e Δ T (°K) crescono

1.2) Q<0 calore emesso allora Δ U e Δ T (°K) diminuiscono

1.3)L>0 espansione Δ U e Δ T (°K) diminuiscono

1.4) L<0 compressione allora Δ U e Δ T (°K) crescono

Applicazioni della 1° Legge delle termodinamica

a) Isobara (P=costante ) Δ U = Q- L = Q- P Δ V= mCp Δ T- P Δ V dove Cp=calore specifico a pressione costante e m= massa del sistema ,

b) Isovolumica (V=costante ) e L=0 ( perché Δ V =0) da cui Δ U = Q

c) Isotermica ( T=costante ) e quindi Δ T =0 ( quindi Δ U = 3/2 R Δ T (°K) =0) e allora Δ U =0 e Q=L

d) Adiabatica ( Q=0) e quindi Δ U =-L

e) Ciclica Δ U =0 e UA-UB=0 e cioè UA=UB e Q=L

Puoi essere più chiaro nella domanda?cosa vuoi sapere di preciso?

Ti ho lasciato i siti dove devi cercare...poi ti ho messo anke qst pikkola relazione...x saperne di più xrò visita i video ke trovi alla fine della relazione!!!ciauuu!!!

La termodinamica è quella branca della fisica e della chimica (chimica fisica) che descrive le trasformazioni subite da un sistema in seguito a processi che coinvolgono la trasformazione di calore in lavoro e viceversa.



La termodinamica classica si basa sul concetto di sistema macroscopico, ovvero una porzione di materia fisicamente o concettualmente separata dall'ambiente esterno, che spesso per comodità si assume non perturbato dallo scambio di energia con il sistema. Lo stato di un sistema macroscopico che si trova all'equilibrio è specificato da grandezze dette variabili termodinamiche o di stato come la temperatura, la pressione, il volume, la composizione chimica.



Tuttavia esiste una branca della termodinamica, denominata termodinamica del non equilibrio che studia i processi termodinamici caratterizzati dal mancato raggiungimento di condizioni di equilibrio stabile.



Un "sistema termodinamico" è un qualunque porzione dell'universo a cui ci si sta interessando come oggetto d'indagine (la rimanente parte dell'universo si definisce invece ambiente). Questa porzione di spazio è separata dal resto dell’universo, cioè dall’ambiente esterno, mediante una superficie di controllo (superficie reale o immaginaria, rigida o deformabile), ed è sede di trasformazioni interne e scambi di materia o energia con l’ambiente esterno. Questi stessi scambi causano perciò la trasformazione del sistema, poiché esso passa da una condizione di partenza ad una differente. In pratica un sistema si trasforma quando passa da uno stato d'equilibrio iniziale ad uno finale. L'ambiente rimane invece generalmente "inalterato", poiché il sistema rispetto ad esso è talmente piccolo che uno scambio di energia o materia risulterebbe ininfluente per l'ambiente rispetto alla totalità degli stessi al suo interno, altrimenti non si parlerebbe di ambiente ma di un altro sistema (al quale l'ambiente per definizione non corrisponde).



Gli scambi di materia o energia possono avvenire sotto forma di calore o lavoro. Questi due concetti non sono delle proprietà intrinseche del sistema, ma sussistono nel momento in cui esso interagisce con l'ambiente, cioè scambia energia con l'esterno. Quindi un sistema non possiede calore o lavoro, bensì energia; ogni variazione di energia è poi esprimibile in termini di calore, se il passaggio di energia è dovuto ad una differenza di temperatura tra ambiente e sistema, e lavoro (per qualunque variazione energetica che non sia dovuta alla differenza di temperatura, come ad esempio una forza meccanica che provochi uno spostamento, un trasferimento di energia elettrica o elastica).



Si possono distinguere vari tipi di sistemi, in dipendenza dal modo di scambiare energia con l'esterno:



sistemi aperti: scambiano calore, materia, lavoro con l'ambiente.

sistemi chiusi: scambiano energia (calore, lavoro), ma non materia con l'ambiente.

sistemi isolati: non scambiano né energia né materia con l'ambiente; l'universo è quindi per definizione un sistema isolato, non essendoci un "ambiente esterno" di riferimento con cui scambiare materia o energia.

In un sistema isolato una trasformazione può avvenire ugualmente non tramite scambi di materia o energia ma tramite fluttuazioni delle stesse.



I bordi dei sistemi termodinamici, e quindi i sistemi stessi, si possono classificare nel modo seguente:



Sulla base dello scambio di calore in:

Sistemi adiabatici, se non consentono lo scambio di calore;

Sistemi diatermici, se invece lo consentono;

Sulla base dello scambio di lavoro in:

Bordi rigidi, se non consentono lo scambio di lavoro;

Bordi flessibili, se invece lo consentono;

Sulla base dello scambio di materia in:

Bordi permeabili, se consentono il passaggio di ogni specie chimica

Bordi semipermeabili, se consentono il passaggio di alcune specie chimiche

Bordi impermeabili, se invece non consentono il passaggio di alcuna specie chimica.

Un sistema aperto ha bordi permeabili o semipermeabili, diatermici e flessibili. Un sistema isolato ha bordi impermeabili, rigidi e adiabatici.





Coordinate termodinamiche.Le proprietà termodinamiche usate per descrivere un sistema sono dette coordinate termodinamiche. Dato un certo numero di coordinate, esse possono essere:



indipendenti, se è possibile modificare il valore di ciascuna di esse senza determinare una variazione del valore delle altre;

dipendenti, se variando il valore di una di esse anche le altre coordinate vengono modificate.



È tipica della termodinamica la distinzione fra proprietà intensive ed estensive:



estensive, se dipendono dalle dimensioni del sistema (ad es. massa, volume, capacità termica);

intensive, se non dipendono dalle dimensioni del sistema (ad es. pressione e temperatura);

specifiche: rapportando una proprietà estensiva con le dimensio

Energia interna

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L'energia interna è una funzione di stato che esprime l'energia totale posseduta da un sistema materiale, intesa come somma dei contributi di energia traslazionale, rotazionale, e vibrazionale delle molecole che lo compongono, più il contributo dell'energia dovuto agli elettroni e dell'energia al punto zero (energia fondamentale posseduta a 0 K). L'energia interna viene misurata in joule nel sistema internazionale (SI); altra unità di misura comunemente utilizzata per la misura dell'energia interna è la kcal.

Indice

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* 1 Dipendenza dell'energia interna dalle variabili di stato

* 2 Energia interna ponderale e molare

* 3 Relazione tra energia interna ed entalpia

* 4 Espressione dell'energia interna a partire dal primo principio della termodinamica

* 5 Relazione tra energia interna e calore specifico

* 6 Teorema di equipartizione dell'energia

* 7 Note

* 8 Bibliografia

* 9 Voci correlate



Dipendenza dell'energia interna dalle variabili di stato [modifica]



In generale, l'energia interna U può essere espressa a mezzo di due variabili di stato per i sistemi chimicamente invariabili. Ad esempio, possiamo riferirci all'entropia S e al volume V:



U = U(S,V)



oppure alla temperatura T e al volume:



U = U(T,V)



Nel caso più generale, il sistema può andare incontro a variazioni di composizione, quindi l'energia interna dipenderà anche dal numero di moli n1,n2,...ni[1] dei componenti della miscela:



U = U(T,V,n1,n2,...,ni)



Per un gas ideale, l'energia interna di un sistema chimicamente invariabile dipende solo dalla temperatura:



U = U(T)



Energia interna ponderale e molare [modifica]



L'energia interna è una grandezza estensiva che può essere espressa in forma normalizzata, rispetto alla massa m, come



\operatorname u = \frac {U}{m}



oppure rispetto al numero di moli n:



\operatorname u' = \frac {U}{n}



le quantità u e u' si chiamano rispettivamente energia interna ponderale 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.[2]



Relazione tra energia interna ed entalpia [modifica]



L'energia interna e l'entalpia sono in relazione a mezzo del lavoro per variazione di volume pV[3]:



U = H − pV



l'espressione sopra viene utilizzata come definizione della funzione di stato entalpia.



La relazione che lega la variazione di energia interna alla variazione di entalpia, applicabile per un gas ideale, è



\operatorname \Delta H = \Delta U + \Delta n(RT)



ottenuta sostituendo a d(pV) il differenziale del secondo membro dell'equazione dei gas perfetti.



Da notare che per reazioni chimiche in fase condensata praticamente ΔH = ΔU, essendo la variazione di moli gassose eguale a zero.



Espressione dell'energia interna a partire dal primo principio della termodinamica [modifica]



La prima legge della termodinamica per un sistema chiuso si scrive:



\operatorname \Delta U = Q - L



in cui Q è il calore scambiato e L è il lavoro scambiato (somma del lavoro per variazione di volume e del lavoro isocoro). In termini di grandezze specifiche:



\operatorname \Delta u = q - l



Il calore è positivo se assorbito e negativo se ceduto dal sistema, mentre il lavoro positivo se svolto dal sistema e negativo se fornito al sistema dall'ambiente.



In una trasformazione quasi statica è applicabile la forma differenziale



\operatorname dU = \delta Q - \delta L



dove il simbolo δ indica il fatto che calore e lavoro infinitesimi non sono differenziali esatti, non essendo funzioni di stato.



Essendo il calore e il lavoro in condizioni di reversibilità pari a



\operatorname \delta Q = TdS



\operatorname \delta L = pdV (ipotizzando che il lavoro isocoro sia nullo)



sostituendo queste relazioni nell'espressione del primo principio della termodinamica si ottiene:



\operatorname dU = TdS - pdV



da cui, integrando:



\operatorname U = TS - pV



valida per qualsiasi trasformazione a composizione costante e quasi statica.



Relazione tra energia interna e calore specifico [modifica]



Nel caso di trasformazioni isocore o reazioni chimiche condotte in un calorimetro, la quantità di calore scambiato in condizioni di volume costante eguaglia la variazione di energia interna ΔU:



\operatorname \Delta U = \Delta Q_V



In relazione al calore specifico molare, a volume costante, si può scrivere l'eguaglianza



C_V = \frac {1}{n} \left (\frac {\partial U} {\partial T}\right)_V



Teorema di equipartizione dell'energia [modifica]



Il teorema di equipartizione dell'energia rappresenta una trattazione classica, che non tiene conto dei concetti introdotti dalla meccanica quantistica, che permette di valutare l'entità dell'energia interna dei gas perfetti.