Termodinamika

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek

Termodinamika word vandag beskou as deel van die vak Fisiese Chemie, al is die Termodinamika as vakgebied streng gesproke ouer as Fisiese Chemie. Die ontstaan van Termodinamika hang nou saam met die uitvinding van die stoommasjien in die 18de eeu. Die ontwikkeling van die onderliggende teorieë vind veral in die 19de eeu plaas en word onlosmaaklik met mense soos Sadi Carnot, Clapeyron, Clausius, Gibbs, Helmholtz, Boltzmann en J.H. van 't Hoff verbind.

Temperatuur en warmte[wysig]

In die 18de eeu is die begrip temperatuur ontwikkel saam met die ontwikkeling van die termometer waarmee hierdie grootheid gemeet word. 'n Suksesvolle relatiewe skaal is ontwikkel wat die smeltpunt en kookpunte van water as ykpunte ingespan het (die Celciusskaal). Dit het later duidelik geword dat dit moontlik is om 'n absolute skaal te definieer. 'n Skaal is toe op so 'n wyse ontwikkel waar die indelings dieselfde grootte as die Celsiusskaal sou hê, maar waar die nulpunt by die absolute nulpunt sou begin, eerder as by die vriespunt van water. Dit bring mee dat temperatuurverskille wat in Kelvin en Celsius bereken word dieselfde numeriese waarde het. Die skaal word die Kelvinskaal genoem en is na Lord Kelvin vernoem.

Dit het ook duidelik geword dat hitte 'n meetbare grootheid was, wat spontaan van 'n liggaam met 'n hoër temperatuur na 'n liggaam met 'n laer temperatuur sou vloei. (Sekere mense verwys soms na hierdie verskynsel as die nulde wet van termodinamika.) Daar is toe vasgestel dat daar verskillende hoeveelhede van hierdie grootheid nodig was om dieselfde temperatuurverskil in verskillende materiale teweeg te bring. Dit neem byvoorbeeld 'n ander hoeveelheid warmte om een gram water met een graad Celsius te verhit as om een gram lood met dieselfde hoeveelheid te verhit. Dit het dan aanleiding gegee tot die ontwikkeling van die begrip van spesifieke warmtekapasiteit.

Wetenskaplikes het toe uit hulle waarnemings sekere natuurwette waargeneem en daaruit die drie grondliggende wette van termodinamika neergepen.

Die eerste wet van Termodinamika: warmte en arbeid[wysig]

Daar is geglo dat warmte 'n soort vloeistof was, wat nie vernietig of geskep kon word nie, maar dit het spoedig geblyk dat dit verkeerd was. Wanneer twee voorwerpe teen mekaar geskuur word, veroorsaak die wrywing byvoorbeeld dat warmte vloei. Daar is toe vasgestel dat die hoeveelheid warmte wat met wrywing vrygestel word ooreenkom met die hoeveelheid arbeid (=krag · afstand) betrokke by die wrywing. Warmte en arbeid (ook werk genoem) is oorspronklik in twee verskillende eenhede uitgedruk, maar dit het duidelik geword dat dit moontlik is om die twee groothede aan mekaar gelyk te stel. 'n Nuwe definisie van warmte is toe ontwikkel wat bepaal dat warmte gelykstaande is aan die werk plus die energie: Q = W + ΔU. Dit lei dan tot die Eerste Wet van Termodinamika.

In 'n geslote stelsel bly die Energie U konstant.

Later het dit duidelik geword dat daar vele ander vorms van energie, soos bewegingsenergie van 'n motor, die energie van 'n elektriese stroom of die chemiese energie wat in 'n plofstof opgesluit is, bestaan. Termodinamies kan al hierdie vorme van energie in dieselfde eenhede uitgedruk word (in die SI-stelsel word die Joule gebruik). Met die koms van Einstein se relatiwiteitsteorie het dit duidelik geword dat dit selfs geld vir die begrip van massa via E=mc2 (d.w.s massa kan in energie omgeskakel word en andersom). Energie is 'n toestandsfunksie, wat beteken dat daar vir 'n bepaalde toestand 'n bepaalde hoeveelheid energie bestaan wat onafhanklik is van hoe daardie bepaalde toestand bereik is.

'n Belangrike vorm van energie wat betrekking het op gasse is dié van volume-arbeid. Vir 'n ideale gas geld die wet pV=nRT (druk·volume)=(aantal mol·R·temperatuur) waar R die gaskonstante is. Verder hang die energie van die gas alleenlik van die temperatuur af. U=nRT . Die produk p·V is dus 'n energieterm.

Daar bestaan 'n ander toestandfunksie naamlik die Entalpie H=U+P·V wat dikwels gebruik word. In die praktyk is dit baie makliker om te werk met konstante druk as as met konstante volume. Die p·V bepaal dan die verrigte volume-arbeid. Wanneer daar geen gasse by 'n proses betrokke is nie kan die tweede term meestal verwaarloos word.

Die tweede wet van Termodinamika[wysig]

Oppervlakkig beskou kan daar uit die eerste wet verkeerdelik afgelei word dat alle vorme van energie vryelik uitruilbaar sou wees. Dit is egter nie waar nie. 'n Goeie voorbeeld is wanneer 'n motor gerem word. Dan word die bewegingsenergie (wat uit die chemiese energie van die brandstof verkry is) spontaan omgeskakel na warmte-energie toe. Die motor beweeg egter nie weer spontaan as die rem gelos word nie, aangesien (100%) van die werk in warmte omgesit is ('n proses wat dissipasie heet), maar die warmte word nie weer teruggeskakel na werk toe nie. Dit is wel moontlik om van die warmte weer terug te skakel na werk toe (deur byvoorbeeld 'n heropwekkende remstelsel te gebruik) maar dit is nie moontlik om die volle 100% weer te herwin nie. Hierdie verskynsel het gelei tot die formulering van die tweede wet van termodinamika deur Thomson en Planck wat as volg lui:

Dit is onmoontlik om 'n kringloopproses op te stel waar die enigste gevolg is dat 'n hoeveelheid
warmte uit 'n reservoir omgeskakel word na 'n ooreenkomstige hoeveelheid werk

'n Verwante misverstand is dat 'n spontane proses dieselfde is as 'n eksotermiese proses, d.w.s. 'n proses waar warmte vrygestel word. Wanneer 'n mens egter een stof soos bv. Kaliumnitraat in water oplos, verloop die proses spontaan, maar daar word warmte opgeneem: die oplossing word koud. Die eerste wet bied geen verklaring vir hierdie verskynsel nie. Dit is moontlik om hierdie tekortkoming in die eerste wet uit die weg te ruim deur 'n nuwe toestandsfunksie te definieer: die Entropie S. Hierdie funksie word gedefinieer as S = qomkeerbaar/T.

Die omkeerbare warmte qomkeerbaar is die warmte wat 'n proses afgee of opneem as die stelsel deur 'n omkeerbare roete van toestand A na toestand B gebring word. 'n Omkeerbare roete is 'n reeks toestande wat in rus (of ewewig) verkeer.

Wanneer die toestandfunksies as volg gekombineer word:

A= U-TS en
G= H-TS = U+pV-TS

kry 'n mens die toestandsfunksies van A (die Vrye Energie of Helmholtzenergie) en G (die Vrye Entalpie of Gibbsenergie). Hierdie twee funksies word dan gebruik om vas te stel of 'n proses spontaan kan verloop aldan nie:

By konstante druk is 'n proses spontaan as die Gibbsenergie afneem.

(Bostaande is basies 'n herformulering van die tweede wet).
Sien ook: Postulaat van Clausius; Dissipasie vermoede

Die derde wet van Termodinamika[wysig]

Ten slotte is daar nog een derde wet: Wanneer 'n perfekte kristal to T=0K afgekoel word benader die Entropie 'n nul waarde.

Die derde 'wet' is 'n erge idealisering, want 'n perfekte kristal bestaan nie. 'n Kristal kan by T = 0K nie groei nie en as 'n kristal by 'n hoër temperatuur groei sal dit nooit regtig perfek word nie, maar altyd bietjie wanorde inbou en 'n bietjie onvolmaak wees. As die effens onvolmaakte kristal afgekoel word na T=0K sal die entropie nie heeltemaal na nul gaan nie.

Statistiese termodinamika[wysig]

Klassieke termodinamika is geheel en al 'n verskynselgerigte teorie, wat nie die atomiese struktuur van materie in rekening bring nie. 'n Latere mikroskopiese teorie is ontwikkel, die statistiese termodinamika, waar daar aan die termodinamiese groothede 'n interpretasie verleen word, in terme van die statistiese verdeling van energie oor die energietoestande van die atome en molekules, waaruit 'n stelsel wat bestuur word bestaan.

Opsomming[wysig]

'n Baie informele en beknopte opsomming van termodinamika as vakgebied is as volg:

  1. Warmte stroom van warm na kouer en nie omgekeerd.
  2. 'n Mens kan nie energie in 'n proses skep nie, maar hoogstens met ewe veel energie opeindig.
  3. 'n Mens kan alleen met ewe veel energie opeindig by die absolute nulpunt.
  4. Dit is in beginsel onmoontlik om die absolute nulpunt te bereik.

Verwysings[wysig]

Eksterne skakels[wysig]