Tagoror  

Encyclopedie



Thermodynamica

zh-cn:热力学 Thermodynamica wordt vandaag vooral gezien als een onderwerp van de Fysische Chemie, hoewel strikt genomen de Thermodynamica ouder is dan de Fysische Chemie. Het ontstaan van de Thermodynamica hangt samen met de ontdekking van de stoommachine in de 18e eeuw. De ontwikkeling van de onderbouwende theorie vond vooral plaats in de 19e eeuw en is onlosmakelijk verbonden met mensen als Carnot, Clapeyron, Clausius, Gibbs, Helmholtz, Boltzmann, en van 't Hoff.

Table of contents
1 Temperatuur en warmte
2 De Eerste hoofdwet: warmte en werk
3 De Tweede Hoofdwet: de onvolledigheid van de Eerste Hoofdwet
4 De Derde Hoofdwet

Temperatuur en warmte

In de 18e eeuw werd het begrip temperatuur ingevoerd evenals de thermometers (meestal gebaseerd op kwik) waarmee die te meten viel. Een van de meeste succesvolle temperatuurschalen was die van Celsius. Deze schaal was relatief omdat het kookpunt en smeltpunt van water willekeurig als ijkpunten genomen werden. Later werd duidelijk dat het mogelijk is een absolute schaal te definieren, genoemd naar Lord Kelvin.

Het werd ook duidelijk dat warmte een (andere) meetbare grootheid was, die spontaan van een lichaam van hogere naar lagere temperatuur stroomde. Dit wordt wel de Nulde Hoofdwet genoemd. Men kon toen ook bepalen dat een andere hoeveelheid warmte nodig was om een gram water een graad Celsius op te warmen dan bijvoorbeeld een gram lood. Hiermee was het begrip van de specifieke warmte of warmtecapaciteit geboren.

De Eerste hoofdwet: warmte en werk

In eerste instantie dacht men dat warmte een soort vloeistof was, die noch vernietigd noch aangemaakt kon worden, maar al spoedig bleek dat onjuist te zijn. Bij wrijving bijvoorbeeld wordt warmte vrijgemaakt. Er werd ontdekt dat de hoeveelheid warmte die bij wrijving vrijkomt overeenkomt met de hoeveelheid arbeid (= kracht * afgelegde weglengte) van de wrijving. Warmte en arbeid (ook wel: werk) werden oorspronkelijk in twee verschillende eenheden uitgedrukt, maar het bleek mogelijk de calorie gelijk te stellen aan 4.2 Joules en daarmee een nieuw begrip in te voeren de Energie = werk + warmte: U= w + q. Dit leidde tot de Eerste Hoofdwet:

In een gesloten systeem is de Energie U constant.

Later werd duidelijk dat er nog veel andere vormen van energie bestaan, zoals de bewegingsenergie van een auto, de elektrische energie van stroom of de chemische energie opgeslagen in een explosief materiaal. Thermodynamisch zijn dat echter allemaal vormen van werk en al deze vormen van energie kunnen uitgedrukt worden in dezelfde eenheid (in het SI systeem de Joule). Met de komst van Einstein's relativiteitstheorie werd duidelijk dat dit zelfs gold voor het begrip massa via E = mc2.

Energie is een toestandsfunctie, dat wil zeggen dat bij een bepaalde toestand een bepaalde energie hoort en het niet uitmaakt hoe die bepaalde toestand bereikt wordt.

Er is een vorm van energie die vooral voor gassen van groot belang is en dat is de volumearbeid. Voor een ideaal gas geldt de wet PV = nRT (druk*volume)=(aantal molen*R*temperatuur) waar R de gasconstante is. Verder geldt dat de energie van het gas alleen van de temperatuur afhangt: U= nRT. Het product PV is dus een energie term.

Er is een andere toestandfunctie, de Enthalpie H= U+PV die veel gebruikt wordt. In de praktijk is het veel gemakkelijker te werken bij gelijke druk dan bij gelijkblijvend volume. De term PV korrigeert dan voor het verrichte volumewerk. Wanneer er geen gassen betrokken zijn bij het proces is deze korrektie meestal te verwaarlozen.
Zie ook: Perpetuum mobile

De Tweede Hoofdwet: de onvolledigheid van de Eerste Hoofdwet

Oppervlakkig genomen leidt de eerste hoofdwet gemakkelijk tot het misverstand dat alle vormen van energie vrijelijk uitwisselbaar zouden zijn. Dat is echter niet waar. Een goed voorbeeld is wat er gebeurt als een auto afgeremd wordt. Dan wordt spontaan de bewegingsenergie (verkregen uit de chemische energie van de benzine) omgezet in warmte. De auto komt echter niet weer spontaan in beweging als het rempedaal losgelaten wordt. Het is namelijk heel eenvoudig (voor 100%) werk in warmte om te zetten (dit proces heet dissipatie), maar niet andersom. Via bijvoorbeeld een stoommachine is het weliswaar mogelijk een deel van de warmte weer om te zetten in werk maar nooit voor 100%.

Dit leidde to de formulering van Thomson en Planck van de Tweede Hoofdwet, die zegt:

Het is onmogelijk om een kringloopproces te ondergaan met als enig gevolg dat een hoeveelheid warmte uit een reservoir wordt opgenomen en een overeenkomstige hoeveelheid werk afgegeven.

Een verwant misverstand is dat een spontaan proces hetzelfde is als een exotherm proces, d.w.z. een proces waarbij warmte vrijkomt. Wanneer men echter een stof als kaliumnitraat oplost in water, verloopt dit proces spontaan, maar er wordt warmte opgenomen: de oplossing wordt koud. De Eerst Hoofdwet heeft voor deze verschijnselen geen verklaring.

Het is mogelijk deze onvolledigheid in de thermodynamische theorie weg te nemen door een nieuwe toestandsfunctie in te voeren: de Entropie S. Deze functie is gedefinieerd als S = qreversibel/T

De reversible warmte qreversibel is die warmte die een proces afstaat of opneemt als het systeem via een reversible weg van toestand A naar toestand B gebracht wordt. Een reversible weg is daarbij een serie van toestanden van rust (of evenwicht).

Wanneer men de toestandsfuncties combineert als

A= U-TS en
G= H-TS = U+PV-TS
verkrijgt men de toestandsfuncties A (de Vrije Energie of Helmholtz Energie) en G (de Vrije Enthalpie of Gibbs Energie). Met behulp van deze functies kan de vraag of een proces spontaan zal verlopen eenvoudig beantwoord worden:
Bij constante druk is een proces spontaan als G afneemt.
(In feite is dit een herformulering van de tweede wet).
Zie ook: Postulaat van Clausius; Bewering van dissipatie

De Derde Hoofdwet

Ten slotte is er nog een derde hoofdwet: Wanneer een perfect kristal afgekoeld wordt tot T=0K benadert de Entropie de waarde nul.

Klassieke thermodynamica is geheel en al een fenomenologische theorie, die de atomaire structuur van de materie niet in rekening brengt. Een latere microscopische theorie is echter de statistische thermodynamica waarin aan de thermodynamische grootheden een interpretatie gegeven wordt in termen van de statistische verdeling van energie over de energietoestanden van de atomen en moleculen waaruit het bestudeerde systeem bestaat. De Derde Hoofdwet is het best te begrijpen vanuit deze microscopische interpretatie.
Zie ook: Wet van Nernst; Vierde hoofdwet, Reciprociteitsrelatie van Onsager

Een zeer informele maar ook erg beknopte versie van het gehele vakgebied van de thermodynamica is:

  1. Warmte stroomt van warm naar koud en niet omgekeerd.
  2. Men kan geen energie winnen, hoogstens quitte spelen
  3. Men kan alleen quitte spelen bij het absolute nulpunt
  4. Het absolute nulpunt kan men principieel niet bereiken.



Tagoror Networks: Spain  |  Philippines  |  Mexico

Los documentos de esta enciclopedia on line se publican bajo la Licencia de Documentación Libre GNU

De tekst is beschikbaar onder de licentie Creative Commons Naamsvermelding/Gelijk delen, er kunnen aanvullende voorwaarden van toepassing zijn.