De
thermodynamica
De
eerste hoofdwet van de thermodynamica
Naast de wet van behoud van massa is de wet van behoud van energie
één van de basiswetten van de klassieke chemie en fysica.
Men kon destijds hiermee echter niet verklaren dat bij allerlei processen
de zichtbare energie langzaam maar zeker geheel verloren ging, denk bijvoorbeeld
aan een bewegende slinger die op een bepaald moment stopt.
Pas in de negentiende eeuw kwam men er achter, dat dit slechts een
schijnbaar verlies is, omdat de zichtbare energie ten slotten geheel wordt
omgezet in een overeenkomstige hoeveelheid warmte -energie. In het geval
van de slinger is dit de onzichtbare potentiële en kinetische energie
van de atomen en moleculen van de slinger en de omringende lucht.
Er kan dus inderdaad geen energie verloren gaan of uit het niets te
voorschijn komen. Dit principe van de constante hoeveelheid energie is
geformuleerd in de eerste hoofdwet van de thermodynamica.
|
In
een geïsoleerd systeem is de totale hoeveelheid energie constant.
|
Een geïsoleerd systeem zou men opgebouwd kunnen denken uit een
open- of gesloten systeem en de bijbehorende omgeving. De zon(ster) is
bijvoorbeeld te beschouwen als een geïsoleerd systeem. De energie
E die bij de verbranding vrijkomt, wordt gebruikt om de planeten (samen
de omgeving) te verwarmen.
De energie wordt hierbij alleen maar herverdeeld, dus de totale hoeveelheid
verandert niet.
De wet van behoud van energie bezit een groot gebied van geldigheid.
De wet geldt niet alleen voor mechanische en thermische processen, maar
ook voor chemische, electromagnetische en biologische processen.
Toch is in deze eeuw gebleken, dat zowel de wet van energiebehoud als
de wet van massabehoud niet onder alle omstandigheden geldig is ( denk
hierbij bijvoorbeeld aan kernreacties waarbij energie vrijkomt onder gelijktijdig
massaverlies).
Pas de combinatie van beide wetten levert een wet die volgens alle
huidige criteria geldigheid bezit: de equivalentie van massa en energie.
Massa is te beschouwen als een vorm van energie, door Einstein als volgt
geformuleerd.
Dus deze eerste Wet is universeel.
Entropie
De eerste hoofdwet van de thermodynamica, de wet van behoud van energie,
leert ons dat energie kan worden omgezet van de ene vorm in de andere,
maar niet kan onstaan of verloren gaan. De eerste hoofdwet van de thermodynamica
doet echter geen uitspraak over de richting waarin de processen kunnen
verlopen. Men zou kunnen veronderstellen dat, net als bij verbrandingsreacties,
de reactie altijd die richting kiest waarbij warmte vrij komt. Dit is niet
het geval, er blijken ook spontaan verlopende endotherme reacties te bestaan.
Tijdens deze spontaan verlopende processen wordt energie uit de omgeving
opgenomen; denk bijvoorbeeld aan het fotosyntheseproces waarbij stralingsenergie
wordt opgenomen.
Het smelten van ijs is ook een voorbeeld van een spontaan verlopend
endotherm proces. IJs neemt warmte uit de omgeving op bij het smelten,
toch smelt ijs spontaan boven het vriespunt.
Het is dus onjuist te beweren dat een systeem onder alle omstandigheden
naar een minimale energie streeft. Er is dus blijkbaar nog een andere drijfveer
die een rol speelt bij het verlopen van processen.
Entropie kan beschouwd worden als een maat voor het aantal realiseringsmogelijkheden
waarin een systeem onder gegeven omstandigheden kan verkeren. Men noemt
de entropie van een systeem groter naarmate er meer wanorde heerst of naarmate
er meer mogelijkheden zijn de toestand van de systeem op atomair als op
moleculair niveau te realiseren.
De
tweede hoofdwet van de thermodynamica
In alle systemen is een zekere neiging tot wanorde, ofwel een streven
naar het maximale aantal realiseringsmogelijkheden aanwezig.
Op grond van deze verschijnselen is de tweede hoofdwet van de thermodynamica
als volgt gedefinieerd:
Een
fysisch proces kan slechts verlopen als de totale entropie, dat is de entropie
van het systeem en die van de omgeving ( in een totaal een geïsoleerd
systeem), toeneemt of op zijn minst gelijk blijft, wiskundig geformuleerd.
S(geïsoleerd
systeem)= S (systeem) + S (omgeving) >= 0 |
Levende organisme zijn uitstekende voorbeelden van systemen die gekenmerkt
worden door een prachtige ordening en dus lage entropie. Tijdens de groei
van een organisme worden kleine moleculen omgezet is grotere moleculen;
er onstaat dus orde uit wanorde. Dit gebeurt echter uitsluitend ten koste
van een entropietoestand van de omgeving, een toename die de entropieafname
meer dan compenseert. Men denkt hierbij aan de toenemende verontreiniging
in onze samenleving. De milieuproblematiek is overigens iets nieuws, aangezien
iedere vorm van leven vanaf het eerste begin wanorde in zijn omgeving,
het milieu, heeft veroorzaakt.
Vrije
-enthalpie - en entropieberekeningen