ENERGÍA INTERNA

En física, la energía interna (U) de un sistema intenta ser un reflejo de la energía a escala microscópica. Más concreta mente, es la suma de:

• la energía cinética interna, es decir, de las sumas de las energías cinéticas de las individualidades que forman un cuerpo respecto al centro de masas del sistema,
• la energía potencial interna, que es la energía potencial asociada a las interacciones entre estas individualidades.¹​

La energía interna no incluye la energía cinética transaccional o rotacional del sistema como un todo. Tampoco incluye la energía potencial que el cuerpo pueda tener por su localización en un campo gravitacional o electrostático externo.

En un gas ideal mono atómico bastará con considerar la energía cinética de traslación de sus átomos.Si pensamos en constituyentes atómicos o moleculares, será el resultado de la suma de la energía cinética de las moléculas o átomos que constituyen el sistema (de sus energías de traslación, rotación y vibración) y de la energía potencial intermolecular (debida a las fuerzas intermoleculares) e intramolecular de la energía de enlace.

• En un gas ideal poliatómico, deberemos considerar además la energía vibracional y rotacional de las mismas.
• En un líquido o sólido deberemos añadir la energía potencial que representa las interacciones moleculares.

Desde el punto de vista de la termodinámica, en un sistema cerrado (o sea, de paredes impermeables), la variación total de energía interna es igual a la suma de las cantidades de energía comunicadas al sistema en forma de calor y de trabajo ${\displaystyle \Delta U=Q+W}$ (en termodinámica se considera el trabajo negativo cuando este entra en el sistema termodinámico, positivo cuando sale). Aunque el calor transmitido depende del proceso en cuestión, la variación de energía interna es independiente del proceso, sólo depende del estado inicial y final, por lo que se dice que es una función de estado. Del mismo modo ${\displaystyle dU}$ es una diferencial exacta, a diferencia de ${\displaystyle \eth Q}$, que depende del proceso.

En termodinámica se deduce la existencia​ de una ecuación de la forma

${\displaystyle U=U(S,V,N)\qquad }$

conocida como ecuación fundamental en representación energética, siendo S, V y N la entropía, el volumen y la cantidad de sustancia en moles, respectivamente.

La importancia de la misma radica en que concentra en una sola ecuación toda la información termodinámica de un sistema. La obtención de resultados concretos a partir de la misma se convierte entonces en un proceso sistemático.

Si calculamos su diferencial:

${\displaystyle dU=\left({\frac {\partial U}{\partial S}}\right)dS+\left({\frac {\partial U}{\partial V}}\right)dV+\left({\frac {\partial U}{\partial N}}\right)dN}$

se definen sus derivadas parciales:

• la temperatura ${\displaystyle T={\frac {\partial U}{\partial S}}}$
• la presión ${\displaystyle P=-{\frac {\partial U}{\partial V}}}$
• el potencial químico ${\displaystyle \mu ={\frac {\partial U}{\partial N}}}$.