De wetten van de thermodynamica helpen wetenschappers om thermodynamische systemen te begrijpen. De derde wet definieert absoluut nul en helpt te verklaren dat de entropie of stoornis van het universum op weg is naar een constante, nulwaarde.
Entropie van een systeem en de tweede wet van de thermodynamica

Entropie is vaak beschreven in woorden 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:

S \u003d k × ln (Y)

In deze vergelijking is Y
is het aantal microstaten in het systeem (of het aantal manieren waarop het systeem kan worden besteld), k
is de Boltzmann-constante (die wordt gevonden door de ideale gasconstante te delen door de constante van Avogadro: 1.380649 × 10 ^{−23 J /K) en ln
is de natuurlijke logaritme (een logaritme met de basis e
).}

Twee grote ideeën aangetoond met deze formule zijn:

1. Entropie kan worden gedacht in termen van warmte, specifiek als de hoeveelheid thermische energie in een gesloten systeem, die niet beschikbaar is om nuttig werk te doen.
   
2. Hoe meer microstaten, of manieren om een systeem te bestellen, hoe meer entropie het systeem heeft.
   
   

   Bovendien kan de verandering in entropie van een systeem tijdens het verplaatsen van de ene macrostaat naar de andere worden beschreven als:
   

   waarbij T
   temperatuur is en Q
   de warmtewisseling is ed in een omkeerbaar proces terwijl het systeem tussen twee toestanden beweegt.
   

   De tweede wet van de thermodynamica stelt dat de totale entropie van het universum of een geïsoleerd systeem nooit afneemt. In de thermodynamica is een geïsoleerd systeem een systeem waarin noch warmte noch materie de systeemgrenzen kunnen binnentreden 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 de neiging hebben om tot meer wanorde dan tot orde te leiden. Willekeurige processen kunnen
   leiden tot meer orde dan wanorde zonder de natuurwetten te overtreden, maar het is gewoon veel minder waarschijnlijk dat dit gebeurt.
   

   Uiteindelijk zal de entropieverandering voor het universum in het algemeen gelijk zijn aan nul. Op dat moment zal het universum thermisch evenwicht hebben bereikt, met alle energie in de vorm van thermische energie bij dezelfde temperatuur die niet nul is. Dit wordt vaak de warmtedood van het universum genoemd.
   Absolute nul Kelvin
   

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

   Deze schaal is op een specifieke fysieke basis gebouwd: absoluut nul Kelvin is de temperatuur waarbij alle moleculaire beweging ophoudt. Omdat warmte een moleculaire beweging in de eenvoudigste zin is, betekent geen beweging geen warmte. Geen warmte betekent een temperatuur van nul Kelvin.
   

   Merk op dat dit verschilt van een vriespunt, zoals nul graden Celsius - moleculen van ijs hebben nog steeds kleine inwendige bewegingen die ermee verbonden zijn, ook bekend als warmte. Faseveranderingen tussen vast, vloeibaar en gas leiden echter tot enorme veranderingen in entropie omdat de mogelijkheden voor verschillende moleculaire organisaties of microstaten van een stof plotseling en snel toenemen of afnemen met de temperatuur.
   De derde wet van Thermodynamica
   

   De derde wet van de thermodynamica stelt dat wanneer de temperatuur het absolute nulpunt in een systeem nadert, de absolute entropie van het systeem een constante waarde nadert. Dit was waar in het laatste voorbeeld, waar het systeem het hele universum was. Het geldt ook voor kleinere gesloten systemen - een ijsblok blijven koelen tot koudere en koudere temperaturen zullen de interne moleculaire bewegingen meer en meer vertragen totdat ze de minst ongeordende toestand bereiken die fysiek mogelijk is, die kan worden beschreven met een constante waarde van entropie.
   

   De meeste entropieberekeningen hebben betrekking op 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.
   Kristallijne stoffen
   

   Om volkomen stil te worden, moeten moleculen ook in hun meest stabiele, geordende kristallijne opstelling, daarom wordt absoluut nul ook geassocieerd met perfecte kristallen. Een dergelijk rooster van atomen met slechts één microstaat is in werkelijkheid niet mogelijk, maar deze ideale concepties ondersteunen de derde wet van de thermodynamica en de gevolgen daarvan.
   

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

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

3. Hoe complexer een stof - zeg C _{12H 22O 11 vs. H < sub> 2 - hoe meer entropie het heeft, naarmate het aantal mogelijke microstaten toeneemt met de complexiteit.}
   
4. Stoffen met vergelijkbare moleculaire structuren hebben vergelijkbare entropieën.
   
5. Structuren met kleinere, minder energetische atomen en meer directionele bindingen, zoals waterstofbindingen, hebben minder entropie omdat ze meer rigide en geordende structuren hebben.
   
   
   Gevolgen van de derde wet van de thermodynamica
   

   Hoewel wetenschappers nooit in staat zijn geweest om absoluut nul te bereiken in laboratoriumomgevingen, 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.
   

   Belangrijker nog, de derde wet beschrijft een belangrijke waarheid van de natuur: elke stof bij een temperatuur groter dan absoluut nul (dus elke bekende stof) moet een positieve hoeveelheid entropie hebben. Omdat het absoluut nul als referentiepunt definieert, kunnen we bovendien 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 logisch ten opzichte van andere waarden.
   

   Het samenvoegen van de tweede en derde wetten van de thermodynamica leidt tot de conclusie dat uiteindelijk alle energie in het universum in warmte verandert en een constante temperatuur zal bereiken. Deze toestand van het universum wordt thermisch evenwicht genoemd en is onveranderd, maar bij een temperatuur hoger
   dan absoluut nul.
   

   De derde wet ondersteunt ook 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:
   

   ΔU \u003d Q - W
   

   Waar U
   is energie_, Q_ is warmte en W
   is werk, alles 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 absoluut nul - het toevoegen van warmte introduceert enige moleculaire beweging en de structuur is niet langer perfect geordend; het heeft enige entropie.