Derde wet van de thermodynamica: definitie, vergelijking en voorbeelden

De wetten van de thermodynamica helpen wetenschappers thermodynamische systemen te begrijpen. De derde wet definieert het absolute nulpunt en helpt verklaren dat de entropie, of wanorde, van het universum op weg is naar een constante waarde die niet nul is.

Entropie wordt vaak in woorden beschreven als een maat voor de hoeveelheid wanorde in een systeem. Deze definitie werd voor het eerst voorgesteld door Ludwig Boltzmann in 1877. Hij definieerde entropie wiskundig als volgt:

In deze vergelijking,Yis het aantal microtoestanden in het systeem (of het aantal manieren waarop het systeem kan worden besteld),kis de Boltzmann-constante (die wordt gevonden door de ideale gasconstante te delen door de constante van Avogadro: 1,380649 × 10⁻²³ J/K) enlnis de natuurlijke logaritme (een logaritme met het grondtal)e​).

Twee grote ideeën die met deze formule worden gedemonstreerd, zijn:

1. Entropie kan worden gezien in termen van warmte, met name als de hoeveelheid thermische energie in een gesloten systeem, die niet beschikbaar is om nuttig werk te doen.
   instagram story viewer
2. Hoe meer microstaten, of manieren om een ​​systeem te ordenen, hoe meer entropie het systeem heeft.

Bovendien kan de verandering in entropie van een systeem terwijl het van de ene macrotoestand naar de andere gaat, worden beschreven als:

waarTis temperatuur enVraagis de warmte die wordt uitgewisseld in een omkeerbaar proces terwijl het systeem tussen twee toestanden beweegt.

De tweede wet van de thermodynamica stelt dat de totale entropie van het heelal of een geïsoleerd systeem nooit afneemt. In de thermodynamica is een geïsoleerd systeem een ​​systeem waarin noch warmte noch materie de systeemgrenzen kan binnenkomen of verlaten.

Met andere woorden, in elk geïsoleerd systeem (inclusief het universum) is entropieverandering altijd nul of positief. Wat dit in wezen betekent, is dat willekeurige processen tot meer wanorde dan tot orde leiden.

Een belangrijke nadruk ligt op deneiging omonderdeel van die beschrijving. Willekeurige processenkonleiden tot meer orde dan wanorde zonder de natuurwetten te schenden, maar het is gewoon veel minder waarschijnlijk dat dit gebeurt.

Uiteindelijk zal de verandering in entropie voor het universum als geheel gelijk zijn aan nul. Op dat moment zal het universum thermisch evenwicht hebben bereikt, met alle energie in de vorm van thermische energie op dezelfde temperatuur niet nul. Dit wordt vaak de hittedood van het universum genoemd.

De meeste mensen over de hele wereld praten over temperatuur in graden Celsius, terwijl een paar landen de Fahrenheit-schaal gebruiken. Wetenschappers overal gebruiken echter Kelvins als hun fundamentele eenheid voor absolute temperatuurmeting.

Deze schaal is gebouwd op een bepaalde fysieke basis: het absolute nulpunt Kelvin is de temperatuur waarbij alle moleculaire beweging stopt. sinds hitteismoleculaire beweging in de eenvoudigste zin, geen beweging betekent geen warmte. Geen warmte betekent een temperatuur van nul Kelvin.

Merk op dat dit anders is dan een vriespunt, zoals nul graden Celsius - ijsmoleculen hebben nog steeds kleine interne bewegingen die ermee samenhangen, ook wel warmte genoemd. Faseveranderingen tussen vast, vloeibaar en gas leiden echter wel tot enorme veranderingen in entropie, aangezien de mogelijkheden voor verschillende moleculaire organisaties, of microtoestanden, van een stof nemen plotseling en snel toe of af met de temperatuur.

De derde wet van de thermodynamica stelt dat als de temperatuur het absolute nulpunt in een systeem nadert, de absolute entropie van het systeem een ​​constante waarde nadert. Dit was het geval in het laatste voorbeeld, waar het systeem het hele universum was. Het geldt ook voor kleinere gesloten systemen - het blijven afkoelen van een blok ijs tot koudere en koudere temperaturen vertraagt ​​de interne moleculaire meer en meer bewegen totdat ze de minst wanordelijke toestand bereiken die fysiek mogelijk is, wat kan worden beschreven met een constante waarde van entropie.

De meeste entropieberekeningen gaan over entropieverschillen tussen systemen of toestanden van systemen. Het verschil in deze derde wet van de thermodynamica is dat het leidt tot goed gedefinieerde waarden van entropie zelf als waarden op de Kelvin-schaal.

Om volkomen stil te worden, moeten moleculen zich ook in hun meest stabiele, geordende kristallijne rangschikking bevinden, daarom wordt het absolute nulpunt ook geassocieerd met perfecte kristallen. Zo'n rooster van atomen met slechts één microtoestand is in werkelijkheid niet mogelijk, maar deze ideale concepties ondersteunen de derde wet van de thermodynamica en de gevolgen ervan.

Een kristal dat niet perfect is gerangschikt, zou een inherente wanorde (entropie) in zijn structuur hebben. Omdat entropie ook kan worden omschreven als thermische energie, betekent dit dat het enige energie in de vorm van warmte zou hebben - dus beslistnietabsolute nulpunt.

Hoewel perfecte kristallen in de natuur niet bestaan, onthult een analyse van hoe entropie verandert naarmate een moleculaire organisatie nadert, verschillende conclusies:

• Hoe complexer een stof – zeg C₁₂H₂₂O₁₁ tegen H₂ - hoe meer entropie het moet hebben, omdat het aantal mogelijke microtoestanden toeneemt met de complexiteit.
• Stoffen met vergelijkbare moleculaire structuren hebben vergelijkbare entropieën.
• Structuren met kleinere, minder energetische atomen en meer gerichte bindingen, zoals waterstofbruggen, hebbenminderentropie omdat ze meer rigide en geordende structuren hebben.
  

Hoewel wetenschappers in laboratoriumomgevingen nooit het absolute nulpunt hebben kunnen bereiken, komen ze steeds dichterbij. Dit is logisch omdat de derde wet een limiet suggereert voor de entropiewaarde voor verschillende systemen, die ze benaderen als de temperatuur daalt.

Het belangrijkste is dat de derde wet een belangrijke waarheid van de natuur beschrijft: elke stof bij een temperatuur hoger dan het absolute nulpunt (dus elke bekende stof) moet een positieve hoeveelheid entropie hebben. Bovendien kunnen we, omdat het het absolute nulpunt als referentiepunt definieert, de relatieve hoeveelheid energie van elke stof bij elke temperatuur kwantificeren.

Dit is een belangrijk verschil met andere thermodynamische metingen, zoals energie of enthalpie, waarvoor geen absoluut referentiepunt bestaat. Die waarden zijn alleen zinvol ten opzichte van andere waarden.

Het samenvoegen van de tweede en derde wet van de thermodynamica leidt tot de conclusie dat uiteindelijk, als alle energie in het universum in warmte verandert, het een constante temperatuur zal bereiken. Deze toestand van het universum, thermisch evenwicht genoemd, is onveranderlijk, maar bij een temperatuurhogerdan het absolute nulpunt.

De derde wet ondersteunt ook de implicaties van de eerste wet van de thermodynamica. Deze wet stelt dat de verandering in interne energie voor een systeem gelijk is aan het verschil tussen de warmte die aan het systeem wordt toegevoegd en het werk dat door het systeem wordt gedaan:

WaarUis energie, Qis warmte enWis werk, meestal gemeten in joules, Btus of calorieën).

Deze formule laat zien dat meer warmte in een systeem betekent dat het meer energie zal hebben. Dat betekent op zijn beurt noodzakelijkerwijs meer entropie. Denk aan een perfect kristal op het absolute nulpunt - het toevoegen van warmte introduceert enige moleculaire beweging en de structuur is niet langer perfect geordend; het heeft enige entropie.