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L'energia interna è un concetto molto comune quando affrontiamo argomenti di termodinamica. Compare nel primo principio, ma anche in numerose operazioni che servono a ricavare le operazioni che descrivono le trasformazioni termodinamiche. Eppure non è un concetto semplice ed intuitivo.

Per "energia interna" di un sistema si intende la somma dell'energia cinetica e dell'energia potenziale posseduta dalle particelle che compongono il sistema. Proprio perché è "interna", sono invece escluse tutte le forme di energia possedute dal sistema nel suo complesso, a livello macroscopico.
Le particelle del sistema possono essere atomi, molecole ed elettroni.
Tutte le particelle che costituiscono un sistema non sono mai immobili, anche nel caso di corpi solidi: gli atomi e le molecole compiono moti di traslazione, rotazione su sé stessi e vibrazioni, mentre gli elettroni sono perennemente in moto intorno ai nuclei degli atomi.
A tutte queste particelle in moto è associata una certa energia cinetica Ki.
L'energia potenziale, invece, è dovuta all'interazione fra particelle che le porta ad attrarsi o respingersi per mezzo di forze elettrostatiche.
Perciò possiamo definire l'energia interna di un sistema come:

U = Σ ( Ki + Pi )

Dove Ki e Pi sono i contributi di energia cinetica ed energia potenziale di ogni singola particella.

Nel caso dei gas ideali, si possono escludere interazioni fra le particelle, quindi P diviene nulla e l'energia interna di un gas ideale coincide con l'energia cinetica delle sue particelle.
Nel caso dei solidi, invece, le particelle possono muoversi molto di meno, pertanto, più si abbassa la temperatura e più l'energia cinetica delle particelle diventa trascurabile rispetto all'energia potenziale. L'energia interna è anche una funzione di stato, pertanto il suo valore dipende solo dallo stato iniziale e finale di una trasformazione, e non dal percorso compiuto fra detti stati.

ΔU = Uf - Ui

Esistono due modi con cui un sistema può scambiare la sua energia interna con l'ambiente o con un altro sistema. Si chiamano "lavoro" e "calore".
Attenzione: mentre l'energia interna è da considerarsi come una proprietà intrinseca di un dato sistema, calore e lavoro non lo sono affatto. Un sistema contiene energia interna, ma non contiene calore o lavoro. Esse sono solo due modalità con cui l'energia interna può essere scambiata dal sistema durante le trasformazioni. Non esistono all'infuori di tali trasformazioni e non ha senso cercare di misurare, ad esempio, il lavoro di un sasso o il calore di un muretto. Il calore è energia che può essere trasferita fra il sistema e l'ambiente (o fra due sistemi) tra i quali vi è una differenza di temperatura.
Il calore si sposta spontaneamente da una regione più calda a una più fredda, anche all'interno di uno stesso oggetto, finché viene ristabilito l'equilibrio termico. Raggiunto questo equilibrio, non vi sono differenze di temperatura. Il lavoro, invece, è l'energia scambiata tra sistema e ambiente (o tra due sistemi) quando si verifica uno spostamento per effetto di una forza. Nel caso più generale, si indica con la lettera L o W (dall'inglese work) ed è espresso come il prodotto scalare tra forza e spostamento.
Ti lascio con una frase di Gibbs:"La termodinamica è il ponte tra il microcosmo e il macrocosmo, svelando i segreti del comportamento della materia nell'intero universo."

Si ringrazia il Dott. Luigi Rescigno per il supporto scientifico.