Warmte versus temperatuur: wat zijn de overeenkomsten en verschillen? (met grafiek)

Mensen gebruiken soms de termenwarmteentemperatuur-uitwisselbaar. Ze associëren warmte met het woordheeten begrijp temperatuur ook als gerelateerd aan de "heetheid" of "koudheid" van iets. Misschien zullen ze zeggen dat de temperatuur op een lentedag precies goed aanvoelt omdat het precies de juiste hoeveelheid warmte is.

In de natuurkunde zijn deze twee grootheden echter behoorlijk van elkaar te onderscheiden. Het zijn geen metingen van hetzelfde, en ze hebben niet dezelfde eenheden, hoewel ze allebei uw begrip van thermische eigenschappen kunnen informeren.

Om warmte en temperatuur op een fundamenteel niveau te begrijpen, is het eerst belangrijk om het concept van interne energie te begrijpen. Hoewel u misschien bekend bent met objecten die kinetische energie hebben vanwege hun beweging, of potentiële energie vanwege: hun positie, binnen een bepaald object, de moleculen zelf kunnen ook een vorm van kinetiek en potentiaal hebben energie.

Deze moleculaire kinetische en potentiële energie staat los van wat je kunt zien als je bijvoorbeeld naar een baksteen kijkt. Een steen die op de grond zit, lijkt bewegingsloos te zijn, en je zou kunnen aannemen dat er geen kinetische of potentiële energie aan verbonden is. En inderdaad, het is niet in de zin van uw begrip van basismechanica.

Maar de steen zelf is samengesteld uit vele moleculen die afzonderlijk verschillende soorten kleine bewegingen ondergaan die je niet kunt zien. De moleculen kunnen ook potentiële energie ervaren vanwege hun nabijheid tot andere moleculen en de krachten die ertussen worden uitgeoefend. De totale interne energie van deze steen is de som van de kinetische en potentiële energieën van de moleculen zelf.

Zoals je waarschijnlijk hebt geleerd, wordt energie bespaard. In het geval dat er geen wrijvings- of dissipatieve krachten op een object inwerken, blijft ook mechanische energie behouden. Dat wil zeggen, kinetische energie kan veranderen in potentiële energie en vice versa, maar het totaal blijft constant. Wanneer er echter een kracht zoals wrijving optreedt, kunt u merken dat de totale mechanische energie afneemt. Dit komt omdat de energie andere vormen aannam, zoals geluidsenergie of thermische energie.

Als je op een koude dag je handen tegen elkaar wrijft, zet je mechanische energie om in thermische energie. Dat wil zeggen, de kinetische energie van je handen die tegen elkaar bewegen veranderde van vorm en werd kinetische energie van de moleculen in je handen ten opzichte van elkaar. Het gemiddelde van deze kinetische energie in de moleculen in je handen is wat wetenschappers definiëren als temperatuur.

Temperatuur is een maat voor de gemiddelde kinetische energie per molecuul in een stof. Merk op dat het niet hetzelfde is als de interne energie van de stof, omdat het niet de potentiële energie omvat en ook geen maat is voor de totale energie in de stof. In plaats daarvan is het de totale kinetische energie gedeeld door het aantal moleculen. Als zodanig hangt het niet af van hoeveel van iets je hebt (zoals de totale interne energie doet), maar eerder van hoeveel kinetische energie het gemiddelde molecuul in de stof ronddraagt.

Temperatuur kan in veel verschillende eenheden worden gemeten. Onder deze zijn Fahrenheit, die het meest voorkomt in de VS en een paar andere plaatsen. Op de schaal van Fahrenheit bevriest water bij 32 graden en kookt het bij 212. Een andere veelgebruikte schaal is de Celsius-schaal, die op veel andere plaatsen in de wereld wordt gebruikt. Op deze schaal bevriest water bij 0 graden en kookt het bij 100 graden (wat een vrij duidelijk idee geeft van hoe deze schaal is bedacht).

Maar de wetenschappelijke standaard is de Kelvin-schaal. Hoewel de grootte van een toename op de Kelvin-schaal hetzelfde is als een Celsius-graad, begint de Kelvin-schaal bij een temperatuur die het absolute nulpunt wordt genoemd, en dat is waar alle moleculaire beweging stopt. Met andere woorden, het begint bij de koudst mogelijke temperatuur.

Nul graden Celsius is 273,15 op de schaal van Kelvin. De Kelvin-schaal is niet voor niets de wetenschappelijke standaard. Stel dat iets op 0 graden Celsius is. Wat zou het betekenen om te zeggen dat een tweede object tweemaal de temperatuur heeft? Zou dat item ook 0 Celsius zijn? Welnu, op de Kelvin-schaal veroorzaakt dit idee geen problemen, en dat is precies omdat het begint bij het absolute nulpunt.

Beschouw twee stoffen of objecten bij verschillende temperaturen. Wat betekent dit? Dit betekent dat de moleculen in een van de stoffen (de hogere temperatuur) gemiddeld bewegen met een grotere gemiddelde kinetische energie dan de moleculen in de lagere temperatuur stof.

Als die twee stoffen met elkaar in contact komen, is het niet verwonderlijk dat de energie tussen de stoffen begint uit te gemiddelden als er microscopische botsingen plaatsvinden. De stof die aanvankelijk op de hogere temperatuur was, zal afkoelen als de andere stof in temperatuur stijgt totdat ze allebei dezelfde temperatuur hebben. Wetenschappers noemen deze eindtoestandthermisch evenwicht​.

De thermische energie die wordt overgedragen van het warmere object naar het koelere object, is wat wetenschappers warmte noemen. Warmte is de vorm van energie die wordt overgedragen tussen twee materialen die een verschillende temperatuur hebben. Warmte stroomt altijd van het materiaal met hogere temperatuur naar het materiaal met lagere temperatuur totdat thermisch evenwicht is bereikt.

Omdat warmte een vorm van energie is, is de SI-eenheid van warmte de joule.

Zoals je in de vorige definities hebt gezien, zijn warmte en temperatuur inderdaad twee verschillende fysieke maten. Dit zijn slechts enkele van hun verschillen:

​Ze worden gemeten in verschillende eenheden.De SI-eenheid voor temperatuur is de Kelvin en de SI-eenheid voor warmte is de joule. De Kelvin wordt beschouwd als een basiseenheid, wat betekent dat deze niet kan worden opgesplitst in een combinatie van andere fundamentele eenheden. De joule is gelijk aan een kgm²/s².

​Ze verschillen in hun afhankelijkheid van het aantal moleculen.Temperatuur is een maat voor de gemiddelde kinetische energie per molecuul, wat betekent dat het niet uitmaakt hoeveel van een stof je hebt als je het over temperatuur hebt. De hoeveelheid warmte-energie die tussen stoffen kan worden overgedragen, hangt echter sterk af van hoeveel van elke stof je hebt.

​Het zijn verschillende soorten variabelen.Temperatuur staat bekend als een toestandsvariabele. Dat wil zeggen, het definieert de staat waarin een stof of object zich bevindt. Warmte daarentegen is een procesvariabele. Het beschrijft een proces dat plaatsvindt - in dit geval de energie die wordt overgedragen. Het heeft geen zin om over warmte te praten als alles in evenwicht is.

​Ze worden anders gemeten.De temperatuur wordt gemeten met een thermometer, wat typisch een apparaat is dat gebruik maakt van thermische uitzetting om de meetwaarde op een schaal te veranderen. Warmte daarentegen wordt gemeten met een calorimeter.

Warmte en temperatuur staan ​​echter niet geheel los van elkaar:

​Het zijn beide belangrijke grootheden in de thermodynamica.De studie van thermische energie is afhankelijk van het vermogen om temperatuur te meten en het vermogen om warmteoverdrachten bij te houden.

​Warmteoverdracht wordt aangedreven door temperatuurverschillen.Wanneer twee objecten een verschillende temperatuur hebben, zal warmte-energie worden overgedragen van de warmere naar de koelere totdat het thermisch evenwicht is bereikt. Als zodanig zijn deze temperatuurverschillen de aanjager van warmteoverdracht.

​Ze hebben de neiging om samen toe en af ​​te nemen.Als er warmte aan een systeem wordt toegevoegd, gaat de temperatuur omhoog. Als warmte uit een systeem wordt verwijderd, daalt de temperatuur. (Een uitzondering hierop doet zich voor bij faseovergangen, waarbij warmte-energie wordt gebruikt om een ​​faseovergang te veroorzaken in plaats van een verandering in temperatuur.)

​Ze zijn aan elkaar gerelateerd door een vergelijking.Warmte energieVraagis gerelateerd aan een verandering in temperatuurTvia de vergelijking Q = mcΔT waarbijmis de massa van de stof encis de specifieke warmtecapaciteit (dat wil zeggen, een maat voor de hoeveelheid warmte-energie die nodig is om een ​​eenheidsmassa met een graad Kelvin te verhogen voor een bepaalde stof.)

Interne energie is de totale interne kinetische en potentiële energie, of thermische energie in een materiaal. Voor een ideaal gas, waarin potentiële energie tussen moleculen verwaarloosbaar is, interne energieEwordt gegeven door de formule E = 3/2nRT waarbijneeis het aantal mol van het gas en de universele gasconstanteR= 8,3145 J/molK.

De relatie tussen interne energie en temperatuur laat zien dat, niet verrassend, de thermische energie toeneemt naarmate de temperatuur stijgt. De interne energie wordt ook 0 bij absolute 0 Kelvin.

Warmte komt in beeld wanneer je begint te kijken naar veranderingen in interne energie. De eerste wet van de thermodynamica geeft de volgende relatie:

waarVraagis de warmte toegevoegd aan het systeem enWis het werk dat door het systeem wordt gedaan. In wezen is dit een verklaring van behoud van energie. Wanneer u warmte-energie toevoegt, neemt de interne energie toe. Als het systeem wel op zijn omgeving inwerkt, neemt de interne energie af.

Zoals eerder vermeld, resulteert warmte-energie die aan een systeem wordt toegevoegd typisch in een overeenkomstige temperatuurstijging, tenzij het systeem een ​​faseverandering ondergaat. Om dit nader te bekijken, overweeg een blok ijs dat begint onder het vriespunt terwijl warmte-energie met een constante snelheid wordt toegevoegd.

Als er continu warmte-energie wordt toegevoegd terwijl het ijsblok opwarmt tot het vriest, een faseverandering ondergaat om water te worden en dan blijft opwarmen totdat het kookt, waar het nog een faseverandering ondergaat om stoom te worden, de grafiek van temperatuur vs. warmte ziet er als volgt uit:

Terwijl het ijs onder het vriespunt is, is er een lineair verband tussen warmte-energie en temperatuur. Dit is niet verwonderlijk, gezien de vergelijking Q = mcΔT. Zodra het ijs echter de vriestemperatuur heeft bereikt, moet eventuele toegevoegde warmte-energie worden gebruikt om het van fase te laten veranderen. De temperatuur blijft constant, ook al wordt er nog steeds warmte toegevoegd. De vergelijking die warmte-energie relateert aan massa tijdens een faseovergang van vast naar vloeibaar is de volgende:

waarL_fis de latente smeltwarmte - een constante die aangeeft hoeveel energie er per massaeenheid nodig is om de verandering van vast naar vloeibaar te veroorzaken.

Dus tot een hoeveelheid warmte gelijk aanml_fis toegevoegd, blijft de temperatuur constant.

Zodra al het ijs is gesmolten, stijgt de temperatuur weer lineair tot het kookpunt bereikt is. Ook hier treedt weer een faseverandering op, dit keer van vloeistof naar gas. De vergelijking met betrekking tot warmte en massa tijdens deze faseverandering lijkt erg op:

waarL_vis de latente verdampingswarmte - een constante die aangeeft hoeveel energie er per massaeenheid nodig is om de overgang van vloeistof naar gas te veroorzaken. De temperatuur blijft dus weer constant totdat er voldoende warmte-energie is toegevoegd. Merk op dat het deze keer langer constant blijft. Dat is omdatL_vis meestal hoger danL_fvoor een stof.

Het laatste deel van de grafiek laat weer dezelfde lineaire relatie zien als voorheen.