Joule e Thomson eseguirono un’importante esperimento per determinare la dipendenza dell’energia interna di un gas ideale dalle coordinate termodinamiche..
ESPERIMENTO:
- Un contenitore a pareti rigide e diatermiche è costituito da due parti (non per forza uguali)
separate da un rubinetto.
- La
parte sinistra contiene gas, in quella destra è stato fatto il vuoto.
- Il contenitore è immerso in un calorimetro.
- Il termometro permette di rilevare l’eventuale cambiamento di temperatura del fluido calorimetrico
segnalando in tal modo uno scambio di calore tra gas e calorimetro.
- La temperatura di equilibrio sia "T".
- Si apre il rubinetto e si lascia espandere il gas nella parte destra del contenitore.
- Il processo è irreversibile.
- L'espansione è detta "libera" perchè non ci sono forze esterne agenti sul gas.
- Sperimentalmente si osserva che la temperatura rimane invariata.
- Il gas, quindi, non scambia calore con l'ambiente: [Q=0]
- Non scambia neanche lavoro con l'ambiente: [L:0]
- Dal 1°principio segue che ΔU=0
- Nell'espansione libera l'energia interna di un gas ideale non varia.
- In realtà si osserva una piccola variazione di temperatura, tanto più piccola quanto più il gas è
vicino alle condizioni del gas ideale.
- Si assume quindi che per un gas ideale si avrebbe variazione di temperatura "nulla".
- Nella trasformazione il gas cambia sia pressione che volume, ma l'energia interna non varia.
- in conclusione, "l'energia interna del gas ideale può dipendere solo dalla temperatura"
U=U(T)
