La termodinàmica com a branca independent de la ciència física va sorgir a la primera meitat del segle XIX. L'era de les màquines ha començat. La revolució industrial va requerir l'estudi i la comprensió dels processos associats al funcionament dels motors tèrmics. A l'alba de l'era de les màquines, els inventors solitaris podien permetre's el luxe d'utilitzar només la intuïció i el "mètode poke". No hi havia ordre públic per als descobriments i invents, ni tan sols se li podia passar pel cap que poguessin ser útils. Però quan les màquines tèrmiques (i una mica més tard, elèctriques) es van convertir en la base de la producció, la situació va canviar. Finalment, els científics van resoldre gradualment la confusió terminològica que hi havia fins a mitjans del segle XIX, decidint com anomenar energia, quina força, quin impuls.
El que postula la termodinàmica
Comencem pel coneixement comú. La termodinàmica clàssica es basa en diversos postulats (principis) que es van introduir successivament al llarg del segle XIX. És a dir, aquestes disposicions no ho sóndemostrable dins d'ella. Es van formular com a resultat de la generalització de dades empíriques.
La primera llei és l'aplicació de la llei de conservació de l'energia a la descripció del comportament dels sistemes macroscòpics (constituïts per un gran nombre de partícules). Breument, es pot formular de la següent manera: l'estoc d'energia interna d'un sistema termodinàmic aïllat sempre es manté constant.
El significat de la segona llei de la termodinàmica és determinar la direcció en què avancen els processos en aquests sistemes.
La tercera llei us permet determinar amb precisió una quantitat com l'entropia. Considereu-ho amb més detall.
El concepte d'entropia
La formulació de la segona llei de la termodinàmica va ser proposada l'any 1850 per Rudolf Clausius: "És impossible transferir calor espontàniament d'un cos menys escalfat a un de més calent". Al mateix temps, Clausius va destacar el mèrit de Sadi Carnot, que ja l'any 1824 va establir que la proporció d'energia que es pot convertir en el treball d'una màquina tèrmica depèn només de la diferència de temperatura entre l'escalfador i la nevera..
En un desenvolupament posterior de la segona llei de la termodinàmica, Clausius introdueix el concepte d'entropia, una mesura de la quantitat d'energia que es transforma de manera irreversible en una forma inadequada per a la conversió en treball. Clausius va expressar aquest valor amb la fórmula dS=dQ/T, on dS determina el canvi d'entropia. Aquí:
dQ - canvi de calor;
T - temperatura absoluta (la mesurada en Kelvin).
Un exemple senzill: toca el capó del teu cotxe amb el motor en marxa. Ell és clarmés càlid que l'ambient. Però el motor del cotxe no està dissenyat per escalfar el capó o l'aigua del radiador. En convertir l'energia química de la gasolina en energia tèrmica i després en energia mecànica, fa un treball útil: fa girar l'eix. Però la major part de la calor produïda es desaprofita, ja que no se'n pot extreure cap treball útil, i el que vola fora del tub d'escapament no és en cap cas gasolina. En aquest cas, l'energia tèrmica es perd, però no desapareix, sinó que es dissipa (es dissipa). Una campana calenta, per descomptat, es refreda, i cada cicle de cilindres del motor hi torna a afegir calor. Per tant, el sistema tendeix a assolir l'equilibri termodinàmic.
Característiques de l'entropia
Clausius va derivar el principi general de la segona llei de la termodinàmica en la fórmula dS ≧ 0. El seu significat físic es pot definir com el "no decreixent" de l'entropia: en processos reversibles no canvia, en processos irreversibles. augmenta.
Cal tenir en compte que tots els processos reals són irreversibles. El terme "no decreixent" reflecteix només el fet que una versió idealitzada teòricament possible també s'inclou en la consideració del fenomen. És a dir, augmenta la quantitat d'energia no disponible en qualsevol procés espontani.
Possibilitat d'arribar a zero absolut
Max Planck va fer una contribució seriosa al desenvolupament de la termodinàmica. A més de treballar en la interpretació estadística de la segona llei, va participar activament en la postulació de la tercera llei de la termodinàmica. La primera formulació pertany a W alter Nernst i fa referència al 1906. El teorema de Nernst consideraComportament d'un sistema d'equilibri a una temperatura que tendeix al zero absolut. La primera i la segona llei de la termodinàmica fan impossible esbrinar quina serà l'entropia en condicions determinades.
Quan T=0 K, l'energia és zero, les partícules del sistema aturen el moviment tèrmic caòtic i formen una estructura ordenada, un cristall amb una probabilitat termodinàmica igual a un. Això vol dir que l'entropia també s'esvaeix (a continuació esbrinarem per què passa això). En realitat, fins i tot ho fa una mica abans, el que significa que el refredament de qualsevol sistema termodinàmic, qualsevol cos fins al zero absolut és impossible. La temperatura s'acostarà arbitràriament a aquest punt, però no arribarà.
Perpetuum mòbil: no, encara que realment ho vulguis
Clausius va generalitzar i formular la primera i la segona llei de la termodinàmica d'aquesta manera: l'energia total de qualsevol sistema tancat sempre es manté constant i l'entropia total augmenta amb el temps.
La primera part d'aquesta declaració imposa una prohibició a la màquina de moviment perpetu del primer tipus, un dispositiu que funciona sense una entrada d'energia d'una font externa. La segona part també prohibeix la màquina de moviment perpetu del segon tipus. Aquesta màquina transferiria l'energia del sistema al treball sense compensació d'entropia, sense violar la llei de conservació. Seria possible bombar calor d'un sistema d'equilibri, per exemple, per fregir ous remenats o abocar acer a causa de l'energia del moviment tèrmic de les molècules d'aigua, refredant-la així.
La segona i la tercera llei de la termodinàmica prohibeixen una màquina de moviment perpetu del segon tipus.
Ai, no es pot obtenir res de la natura, no només de forma gratuïta, també s'ha de pagar una comissió.
Mort per calor
Hi ha pocs conceptes en ciència que hagin provocat tantes emocions ambigües no només entre el públic en general, sinó també entre els mateixos científics, tant com l'entropia. Els físics, i en primer lloc el mateix Clausius, quasi immediatament van extrapolar la llei del no decreixent, primer a la Terra, i després a tot l'Univers (per què no, perquè també es pot considerar un sistema termodinàmic). Com a resultat, una magnitud física, un element important de càlcul en moltes aplicacions tècniques, va començar a ser percebuda com l'encarnació d'algun tipus de Mal universal que destrueix un món brillant i amable.
També hi ha opinions semblants entre els científics: com que, segons la segona llei de la termodinàmica, l'entropia creix de manera irreversible, tard o d'hora tota l'energia de l'Univers es degrada en una forma difusa i arribarà la "mort per calor". Què hi ha per ser feliç? Clausius, per exemple, va dubtar durant diversos anys a publicar les seves troballes. Per descomptat, la hipòtesi de la "mort per calor" va despertar immediatament moltes objeccions. Fins i tot ara hi ha seriosos dubtes sobre la seva correcció.
Sorter Daemon
El 1867, James Maxwell, un dels autors de la teoria molecular-cinètica dels gasos, en un experiment molt visual (encara que fictici) va demostrar l'aparent paradoxa de la segona llei de la termodinàmica. L'experiència es pot resumir de la següent manera.
Que hi hagi un vaixell amb gas. Les molècules que hi ha es mouen aleatòriament, les seves velocitats són diversesdifereixen, però l'energia cinètica mitjana és la mateixa a tot el vaixell. Ara dividim el recipient amb una partició en dues parts aïllades. La velocitat mitjana de les molècules a les dues meitats del vas romandrà igual. La partició està custodiada per un petit dimoni que permet que molècules més ràpides i "calentes" penetrin en una part i molècules més lentes "fredes" a una altra. Com a resultat, el gas s'escalfarà a la primera meitat i es refredarà a la segona, és a dir, el sistema passarà de l'estat d'equilibri termodinàmic a una diferència de potencial de temperatura, la qual cosa significa una disminució de l'entropia..
Tot el problema és que en l'experiment el sistema no fa aquesta transició de manera espontània. Rep energia de l'exterior, per la qual cosa la partició s'obre i es tanca, o el sistema inclou necessàriament un dimoni que gasta la seva energia en els deures d'un porter. L'augment de l'entropia del dimoni cobrirà més que la disminució del seu gas.
Molècules rebels
Agafa un got d'aigua i deixa-lo a la taula. No cal vigilar el got, n'hi ha prou amb tornar al cap d'una estona i comprovar l'estat de l'aigua que hi ha. Veurem que el seu nombre ha disminuït. Si deixeu el got durant molt de temps, no hi trobareu aigua, ja que s'evaporarà tota. Al principi del procés, totes les molècules d'aigua es trobaven en una determinada regió de l'espai limitada per les parets del vidre. Al final de l'experiment, es van escampar per tota la sala. En el volum d'una habitació, les molècules tenen moltes més oportunitats de canviar la seva ubicació sense capconseqüències per a l'estat del sistema. No hi ha manera de reunir-los en un "col·lectiu" soldat i portar-los de nou a un got per beure aigua amb beneficis per a la salut.
Això significa que el sistema ha evolucionat cap a un estat d'entropia superior. En base a la segona llei de la termodinàmica, l'entropia, o el procés de dispersió de les partícules del sistema (en aquest cas, les molècules d'aigua) és irreversible. Per què?
Clausius no va respondre aquesta pregunta, i ningú més ho va poder fer abans de Ludwig Boltzmann.
Macro i microestats
El 1872, aquest científic va introduir la interpretació estadística de la segona llei de la termodinàmica a la ciència. Després de tot, els sistemes macroscòpics amb què tracta la termodinàmica estan formats per un gran nombre d'elements el comportament dels quals obeeix lleis estadístiques.
Tornem a les molècules d'aigua. Volant aleatòriament per l'habitació, poden prendre diferents posicions, tenir algunes diferències de velocitat (les molècules xoquen constantment entre elles i amb altres partícules de l'aire). Cada variant de l'estat d'un sistema de molècules s'anomena microestat, i hi ha un gran nombre d'aquestes variants. En implementar la gran majoria d'opcions, el macroestat del sistema no canviarà de cap manera.
Res no està prohibit, però hi ha alguna cosa molt poc probable
La famosa relació S=k lnW connecta el nombre de maneres possibles en què un determinat macroestat d'un sistema termodinàmic (W) es pot expressar amb la seva entropia S. El valor de W s'anomena probabilitat termodinàmica. La forma final d'aquesta fórmula la va donar Max Planck. El coeficient k, un valor extremadament petit (1,38×10−23 J/K) que caracteritza la relació entre energia i temperatura, Planck va anomenar la constant de Boltzmann en honor al científic que va ser el primer per proposar una interpretació estadística de la segona l'inici de la termodinàmica.
És clar que W sempre és un nombre natural 1, 2, 3, … N (no hi ha un nombre fraccionari de maneres). Aleshores el logaritme W, i per tant l'entropia, no pot ser negatiu. Amb l'únic microestat possible per al sistema, l'entropia esdevé igual a zero. Si tornem al nostre got, aquest postulat es pot representar de la següent manera: les molècules d'aigua, corregint-se aleatòriament per l'habitació, van tornar al got. Paral·lelament, cadascun repetia exactament el seu camí i ocupava el mateix lloc del vidre en què es trobava abans de la sortida. Res prohibeix la implementació d'aquesta opció, en la qual l'entropia és igual a zero. Només esperar que la implementació d'una probabilitat tan petita no val la pena. Aquest és un exemple del que només es pot fer teòricament.
Tot està barrejat a casa…
Així que les molècules volen a l'atzar per l'habitació de diferents maneres. No hi ha regularitat en la seva disposició, no hi ha ordre en el sistema, no importa com canvieu les opcions dels microestats, no es pot rastrejar cap estructura intel·ligible. Va ser el mateix al vidre, però a causa de l'espai limitat, les molècules no van canviar de posició tan activament.
L'estat caòtic i desordenat del sistema com a mésel probable correspon a la seva màxima entropia. L'aigua en un got és un exemple d'estat d'entropia inferior. La transició a ell des del caos distribuït uniformement per tota la sala és gairebé impossible.
Donem un exemple més entenedor per a tots nos altres: netejar el desastre de la casa. Per posar-ho tot al seu lloc, també hem de gastar energia. En el procés d'aquest treball, ens calent (és a dir, no ens congelem). Resulta que l'entropia pot ser útil. Aquest és el cas. Encara podem dir més: l'entropia, i a través d'ella la segona llei de la termodinàmica (juntament amb l'energia) governa l'univers. Fem una altra mirada als processos reversibles. Així seria el món si no hi hagués entropia: sense desenvolupament, sense galàxies, estrelles, planetes. Sense vida…
Una mica més d'informació sobre "la mort per calor". Hi ha bones notícies. Com que, segons la teoria estadística, els processos "prohibits" són de fet poc probables, sorgeixen fluctuacions en un sistema d'equilibri termodinàmic: violacions espontànies de la segona llei de la termodinàmica. Poden ser arbitràriament grans. Quan la gravetat s'inclou al sistema termodinàmic, la distribució de partícules deixarà de ser caòticament uniforme i no s'assolirà l'estat de màxima entropia. A més, l'Univers no és immutable, constant, estacionari. Per tant, la mateixa formulació de la qüestió de la "mort per calor" no té sentit.
