De wetten van de thermodynamica zijn enkele van de belangrijkste wetten in de hele fysica, en het begrijpen van de toepassing ervan is een cruciale vaardigheid voor elke student natuurkunde.

De eerste wet van de thermodynamica is in wezen een verklaring van het behoud van energie, maar er zijn veel toepassingen voor deze specifieke formulering die u moet begrijpen als u problemen met zaken als warmtemotoren wilt oplossen.

Leren wat adiabatische, isobare, isochorische en isotherme processen zijn, en hoe de eerste wet van de thermodynamica in deze situaties kan worden toegepast, helpt u het gedrag van een thermodynamisch systeem wiskundig te beschrijven naarmate het zich ontwikkelt in de tijd.
Interne energie, werk en warmte

De eerste wet van de thermodynamica - net als de andere wetten van de thermodynamica - vereist een begrip van enkele belangrijke termen. De interne energie van een systeem
is een maat voor de totale kinetische energie en potentiële energie van een geïsoleerd systeem van moleculen; intuïtief kwantificeert dit alleen de hoeveelheid energie in het systeem.

Thermodynamisch werk
is de hoeveelheid werk die een systeem doet aan het milieu, bijvoorbeeld door de warmte-geïnduceerde expansie van een gas dat een zuiger naar buiten duwt. Dit is een voorbeeld van hoe warmte-energie in een thermodynamisch proces kan worden omgezet in mechanische energie, en het is het kernprincipe achter de werking van veel motoren.

Op zijn beurt, warmte
of < em> thermische energie
is de thermodynamische energieoverdracht tussen twee systemen. Wanneer twee thermodynamische systemen met elkaar in contact zijn (niet gescheiden door een isolator) en bij verschillende temperaturen zijn, vindt warmteoverdracht op deze manier plaats van het warmere lichaam naar het koudere. Al deze drie hoeveelheden zijn vormen van energie, en worden dus gemeten in joules.
De eerste wet van de thermodynamica

De eerste wet van de thermodynamica stelt dat de warmte die aan het systeem wordt toegevoegd, bijdraagt aan de interne energie, terwijl het werk dat door het systeem wordt gedaan de interne energie vermindert. In symbolen gebruikt u ∆U
om de verandering in interne energie aan te duiden, Q
voor warmteoverdracht en W
voor het werk dat door het systeem is gedaan, en dus de eerste wet van de thermodynamica is:
∆U \u003d Q - W

De eerste wet van de thermodynamica relateert daarom de interne energie van het systeem aan twee vormen van energieoverdracht die kunnen plaatsvinden, en als zodanig is het de beste gedachte van als een verklaring van de wet van behoud van energie.

Alle wijzigingen in de interne energie van het systeem zijn afkomstig van warmteoverdracht of werk dat is uitgevoerd, met warmteoverdracht naar het systeem en werk gedaan op het systeem waardoor de interne energie wordt verhoogd, en warmteoverdracht van het systeem en het werk wordt gedaan doordat het de interne energie vermindert. De uitdrukking zelf is eenvoudig te gebruiken en te begrijpen, maar in sommige gevallen kan het vinden van geldige uitdrukkingen voor de warmteoverdracht en het verrichte werk in sommige gevallen een uitdaging zijn.
Voorbeeld van de eerste wet van de thermodynamica

Warmte motoren zijn een veelgebruikt type thermodynamisch systeem dat kan worden gebruikt om de basisbeginselen van de eerste wet van de thermodynamica te begrijpen. Warmtemotoren zetten in wezen warmteoverdracht om in bruikbaar werk via een proces in vier stappen waarbij warmte wordt toegevoegd aan een gasreservoir om de druk te verhogen, waardoor het in volume uitzet, de druk wordt verlaagd als warmte wordt onttrokken aan het gas en ten slotte het gas wordt gecomprimeerd (dat wil zeggen in volume verlaagd) terwijl er aan wordt gewerkt om het terug te brengen naar de oorspronkelijke staat van het systeem en het proces opnieuw te starten.

Ditzelfde systeem wordt vaak geïdealiseerd als een < em> Carnot cyclus
, waarin alle processen omkeerbaar zijn en geen verandering in entropie met zich meebrengen, met een fase van isotherme (dwz bij dezelfde temperatuur) expansie, een fase van adiabatische expansie (zonder warmteoverdracht), een fase van isotherme compressie en een fase van adiabatische compressie om het terug te brengen naar de oorspronkelijke staat.

Beide processen (de geïdealiseerde Carnot-cyclus en de cyclus van de warmtemotor) worden meestal uitgezet op een PV
-diagram (ook wel een druk-volumeplot genoemd) en t Deze twee hoeveelheden zijn gerelateerd door de ideale gaswet, die bepaalt:
PV \u003d nRT

Waar P
\u003d druk, V
\u003d volume, n
\u003d het aantal mol van het gas, R
\u003d de universele gasconstante \u003d 8.314 J mol ^{−1 K −1 en T
\u003d temperatuur. In combinatie met de eerste wet van de thermodynamica kan deze wet worden gebruikt om de stadia van een cyclus van een warmtemotor te beschrijven. Een andere nuttige uitdrukking geeft de interne energie U
voor een ideaal gas:
U \u003d \\ frac {3} {2} nRT De Heat Engine Cycle}

Een eenvoudige benadering voor het analyseren van de warmte motorcyclus is om het proces voor te stellen dat plaatsvindt op een rechthoekige doos in de PV
plot, waarbij elke fase plaatsvindt bij een constante druk (een isobaar proces) of een constant volume (een isochorisch proces) .

Eerst wordt vanaf V
_{1 warmte toegevoegd en stijgt de druk van P
1 naar P
2, en omdat het volume constant blijft, weet u dat het uitgevoerde werk nul is. Om deze fase van het probleem aan te pakken, maak je twee versies van de ideale gaswet voor de eerste en tweede staat (onthoudend dat V
en n
constant zijn): P
1 V
1 \u003d nRT
1 en P
2 V
1 \u003d nRT
2 en trek vervolgens de eerste af van de tweede om te krijgen:
V_1 (P_2-P_1) \u003d nR (T_2 -T_1)}

De verandering in oplossen temperatuur geeft:
(T_2 - T_1) \u003d \\ frac {V_1 (P_2 - P_1)} {nR}

Als u op zoek bent naar de verandering in interne energie, kunt u dit vervolgens invoegen in de uitdrukking voor interne energie < em> U
om te krijgen:
\\ begin {uitgelijnd} ∆U & \u003d \\ frac {3} {2} nR∆T \\\\ \\\\ & \u003d \\ frac {3} {2} nR \\ bigg ( \\ frac {V_1 (P_2 - P_1)} {nR} \\ bigg) \\\\ \\\\ & \u003d \\ frac {3} {2} V_1 (P_2 -P_1) \\ end {alignment}

Voor de tweede fase in de cyclus, wordt het volume van het gas groter (en dus werkt het gas) en wordt meer warmte toegevoegd in het proces (om een constante temperatuur te handhaven). In dit geval is het werk W
dat wordt uitgevoerd door het gas eenvoudig de verandering in volume vermenigvuldigd met de druk P
_{2, wat geeft:
W \u003d P_2 (V_2 -V_1)}

En de verandering in temperatuur wordt gevonden met de ideale gaswet, zoals eerder (behalve dat P
_{2 constant wordt gehouden en wordt onthouden dat het volume verandert):
T_2 - T_1 \u003d \\ frac {P_2 (V_2 - V_1)} {nR}}

Als u de exacte hoeveelheid toegevoegde warmte wilt weten, kunt u de specifieke warmtevergelijking bij een constante druk gebruiken om deze te vinden. U kunt de interne energie van het systeem op dit moment echter direct als volgt berekenen:
\\ begin {uitgelijnd} ∆U & \u003d \\ frac {3} {2} nR∆T \\\\ \\\\ & \u003d \\ frac { 3} {2} nR \\ bigg (\\ frac {P_2 (V_2 - V_1)} {nR} \\ bigg) \\\\ \\\\ & \u003d \\ frac {3} {2} P_2 (V_2 - V_1) \\ end {uitgelijnd}

De derde fase is in wezen het omgekeerde van de eerste fase, dus de druk neemt af met een constant volume (dit keer V <2) en warmte wordt aan het gas onttrokken. U kunt hetzelfde proces doorlopen op basis van de ideale gaswet en de vergelijking voor de interne energie van het systeem om te krijgen:
∆U \u003d - \\ frac {3} {2} V_2 (P_2 - P_1)

Let op het eerste minteken dit keer omdat de temperatuur (en dus de energie) is gedaald.

Ten slotte ziet de laatste fase het volume afnemen terwijl er wordt gewerkt aan het gas en de warmte die wordt geëxtraheerd in een isobaar proces, waardoor een zeer vergelijkbare uitdrukking als de vorige keer voor het werk, behalve met een minteken vóór:
W \u003d -P_1 (V_2 -V_1)

Dezelfde berekening geeft de verandering in interne energie als:
∆U \u003d - \\ frac {3} {2} P_1 (V_2 - V_1) Andere wetten van de thermodynamica

De eerste wet van de thermodynamica is misschien wel de meest praktische voor een fysicus, maar de andere drie belangrijke wetten zijn het kort waard vermelden ook (hoewel ze in andere artikelen gedetailleerder worden behandeld). De nulwet van de thermodynamica stelt dat als systeem A in thermisch evenwicht is met systeem B en systeem B in evenwicht is met systeem C, dan systeem A in evenwicht is met systeem C.

De tweede wet van thermodynamica stelt dat de entropie van elk gesloten systeem de neiging heeft toe te nemen.

Ten slotte stelt de derde wet van de thermodynamica dat de entropie van een systeem een constante waarde nadert als de temperatuur het absolute nulpunt nadert.