La termodinámica como rama independiente de la ciencia física surgió en la primera mitad del siglo XIX. La era de las máquinas ha amanecido. La revolución industrial requirió el estudio y la comprensión de los procesos asociados con el funcionamiento de los motores térmicos. En los albores de la era de las máquinas, los inventores solitarios podían permitirse el lujo de usar solo la intuición y el "método del empuje". No había orden público para los descubrimientos y las invenciones, ni siquiera se le podía ocurrir a nadie que pudieran ser útiles. Pero cuando las máquinas térmicas (y un poco más tarde, eléctricas) se convirtieron en la base de la producción, la situación cambió. Los científicos finalmente resolvieron gradualmente la confusión terminológica que prevaleció hasta mediados del siglo XIX, decidiendo qué llamar energía, qué fuerza, qué impulso.
Lo que postula la termodinámica
Comencemos con el conocimiento común. La termodinámica clásica se basa en varios postulados (principios) que se fueron introduciendo sucesivamente a lo largo del siglo XIX. Es decir, estas disposiciones no sondemostrable dentro de ella. Fueron formulados como resultado de la generalización de datos empíricos.
La primera ley es la aplicación de la ley de conservación de la energía a la descripción del comportamiento de los sistemas macroscópicos (compuestos por un gran número de partículas). Brevemente, se puede formular de la siguiente manera: el stock de energía interna de un sistema termodinámico aislado siempre permanece constante.
El significado de la segunda ley de la termodinámica es determinar la dirección en la que proceden los procesos en tales sistemas.
La tercera ley te permite determinar con precisión una cantidad como la entropía. Considéralo con más detalle.
El concepto de entropía
La formulación de la segunda ley de la termodinámica fue propuesta en 1850 por Rudolf Clausius: "Es imposible transferir calor espontáneamente de un cuerpo menos calentado a uno más caliente". Al mismo tiempo, Clausius enfatizó el mérito de Sadi Carnot, quien ya en 1824 estableció que la proporción de energía que se puede convertir en trabajo de una máquina térmica depende únicamente de la diferencia de temperatura entre el calentador y el refrigerador.
En un mayor desarrollo de la segunda ley de la termodinámica, Clausius introduce el concepto de entropía, una medida de la cantidad de energía que se transforma irreversiblemente en una forma inadecuada para convertirla en trabajo. Clausius expresó este valor mediante la fórmula dS=dQ/T, donde dS determina el cambio de entropía. Aquí:
dQ - cambio de calor;
T - temperatura absoluta (la medida en Kelvin).
Un ejemplo sencillo: toca el capó de tu coche con el motor en marcha. el es claramentemás cálido que el ambiente. Pero el motor del automóvil no está diseñado para calentar el capó o el agua del radiador. Al convertir la energía química de la gasolina en energía térmica y luego en energía mecánica, realiza un trabajo útil: hace girar el eje. Pero la mayor parte del calor producido se desperdicia, ya que no se puede extraer ningún trabajo útil de él, y lo que sale volando por el tubo de escape no es en absoluto gasolina. En este caso, la energía térmica se pierde, pero no desaparece, sino que se disipa (se disipa). Un capó caliente, por supuesto, se enfría y cada ciclo de cilindros en el motor le agrega calor nuevamente. Así, el sistema tiende a alcanzar el equilibrio termodinámico.
Características de la entropía
Clausius derivó el principio general de la segunda ley de la termodinámica en la fórmula dS ≧ 0. Su significado físico se puede definir como el "no decreciente" de la entropía: en procesos reversibles no cambia, en procesos irreversibles aumenta.
Cabe señalar que todos los procesos reales son irreversibles. El término "no decreciente" refleja únicamente el hecho de que una versión idealizada teóricamente posible también se incluye en la consideración del fenómeno. Es decir, la cantidad de energía no disponible en cualquier proceso espontáneo aumenta.
Posibilidad de llegar al cero absoluto
Max Planck hizo una importante contribución al desarrollo de la termodinámica. Además de trabajar en la interpretación estadística de la segunda ley, participó activamente en la postulación de la tercera ley de la termodinámica. La primera formulación pertenece a W alter Nernst y se refiere a 1906. El teorema de Nernst consideracomportamiento de un sistema en equilibrio a una temperatura que tiende al cero absoluto. La primera y la segunda ley de la termodinámica hacen imposible averiguar cuál será la entropía en determinadas condiciones.
Cuando T=0 K, la energía es cero, las partículas del sistema detienen el movimiento térmico caótico y forman una estructura ordenada, un cristal con una probabilidad termodinámica igual a uno. Esto significa que la entropía también se desvanece (más adelante descubriremos por qué sucede esto). En realidad, incluso hace esto un poco antes, lo que significa que el enfriamiento de cualquier sistema termodinámico, cualquier cuerpo, al cero absoluto es imposible. La temperatura se acercará arbitrariamente a este punto, pero no lo alcanzará.
Perpetuum mobile: no, incluso si realmente quieres
Clausius generalizó y formuló la primera y la segunda ley de la termodinámica de esta manera: la energía total de cualquier sistema cerrado siempre permanece constante y la entropía total aumenta con el tiempo.
La primera parte de esta declaración impone una prohibición a la máquina de movimiento perpetuo del primer tipo: un dispositivo que funciona sin la entrada de energía de una fuente externa. La segunda parte también prohíbe la máquina de movimiento perpetuo del segundo tipo. Tal máquina convertiría la energía del sistema en trabajo sin compensación de entropía, sin violar la ley de conservación. Sería posible extraer calor de un sistema en equilibrio, por ejemplo, para freír huevos revueltos o verter acero debido a la energía del movimiento térmico de las moléculas de agua, enfriándolo así.
La segunda y tercera leyes de la termodinámica prohíben una máquina de movimiento perpetuo del segundo tipo.
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Muerte por calor
Hay pocos conceptos en la ciencia que hayan causado tantas emociones ambiguas no solo entre el público en general, sino también entre los propios científicos, tanto como la entropía. Los físicos, y en primer lugar el propio Clausius, extrapolaron casi de inmediato la ley del no decrecimiento, primero a la Tierra, y luego a todo el Universo (por qué no, porque también puede considerarse un sistema termodinámico). Como resultado, una cantidad física, un elemento importante de los cálculos en muchas aplicaciones técnicas, comenzó a percibirse como la encarnación de algún tipo de mal universal que destruye un mundo brillante y amable.
También existen tales opiniones entre los científicos: dado que, de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica, la entropía crece irreversiblemente, tarde o temprano toda la energía del Universo se degrada en una forma difusa, y llegará la "muerte térmica". ¿Qué hay para ser feliz? Clausius, por ejemplo, dudó durante varios años en publicar sus hallazgos. Por supuesto, la hipótesis de la "muerte por calor" inmediatamente suscitó muchas objeciones. Hay serias dudas sobre su corrección incluso ahora.
Clasificador de demonios
En 1867, James Maxwell, uno de los autores de la teoría cinética molecular de los gases, en un experimento muy visual (aunque ficticio) demostró la aparente paradoja de la segunda ley de la termodinámica. La experiencia se puede resumir de la siguiente manera.
Que haya un recipiente con gas. Las moléculas en él se mueven al azar, sus velocidades son variasdifieren, pero la energía cinética promedio es la misma en todo el recipiente. Ahora dividimos el recipiente con una partición en dos partes aisladas. La velocidad promedio de las moléculas en ambas mitades del recipiente seguirá siendo la misma. La partición está protegida por un pequeño demonio que permite que las moléculas "calientes" más rápidas penetren en una parte y las moléculas "frías" más lentas en otra. Como resultado, el gas se calentará en la primera mitad y se enfriará en la segunda mitad, es decir, el sistema pasará del estado de equilibrio termodinámico a una diferencia de potencial de temperatura, lo que significa una disminución de la entropía.
Todo el problema es que en el experimento el sistema no hace esta transición espontáneamente. Recibe energía del exterior, por lo que la partición se abre y se cierra, o el sistema necesariamente incluye un demonio que gasta su energía en las funciones de un guardián. El aumento de la entropía del demonio cubrirá con creces la disminución de su gas.
Moléculas rebeldes
Toma un vaso de agua y déjalo sobre la mesa. No es necesario mirar el vaso, basta con volver al cabo de un rato y comprobar el estado del agua que contiene. Veremos que su número ha disminuido. Si deja el vaso durante mucho tiempo, no se encontrará agua en él, ya que se evaporará por completo. Al principio del proceso, todas las moléculas de agua estaban en una determinada región del espacio limitada por las paredes del vaso. Al final del experimento, se dispersaron por toda la habitación. En el volumen de una habitación, las moléculas tienen muchas más oportunidades de cambiar su ubicación sin ningúnconsecuencias para el estado del sistema. No hay forma de que podamos juntarlos en un "colectivo" soldado y volver a meterlos en un vaso para beber agua con beneficios para la salud.
Esto significa que el sistema ha evolucionado a un estado de mayor entropía. Basado en la segunda ley de la termodinámica, la entropía, o el proceso de dispersión de las partículas del sistema (en este caso, moléculas de agua) es irreversible. ¿Por qué es eso?
Clausius no respondió a esta pregunta, y nadie más pudo hacerlo antes de Ludwig Boltzmann.
Macro y microestados
En 1872, este científico introdujo en la ciencia la interpretación estadística de la segunda ley de la termodinámica. Al fin y al cabo, los sistemas macroscópicos de los que se ocupa la termodinámica están formados por un gran número de elementos cuyo comportamiento obedece a leyes estadísticas.
Volvamos a las moléculas de agua. Volando aleatoriamente alrededor de la habitación, pueden tomar diferentes posiciones, tener algunas diferencias en las velocidades (las moléculas chocan constantemente entre sí y con otras partículas en el aire). Cada variante del estado de un sistema de moléculas se denomina microestado, y existe una gran cantidad de tales variantes. Al implementar la gran mayoría de opciones, el macroestado del sistema no cambiará de ninguna manera.
Nada está fuera de los límites, pero algo es muy poco probable
La famosa relación S=k lnW conecta el número de formas posibles en las que un determinado macroestado de un sistema termodinámico (W) puede expresarse con su entropía S. El valor de W se denomina probabilidad termodinámica. La forma final de esta fórmula fue dada por Max Planck. El coeficiente k, un valor extremadamente pequeño (1,38×10−23 J/K) que caracteriza la relación entre energía y temperatura, Planck lo llamó constante de Boltzmann en honor al científico que fue el el primero en proponer una interpretación estadística del segundo el comienzo de la termodinámica.
Está claro que W es siempre un número natural 1, 2, 3, …N (no hay número fraccionario de formas). Entonces el logaritmo W, y por tanto la entropía, no pueden ser negativos. Con el único microestado posible para el sistema, la entropía se vuelve igual a cero. Si volvemos a nuestro vaso, este postulado se puede representar de la siguiente manera: las moléculas de agua, corriendo al azar por la habitación, regresaron al vaso. Al mismo tiempo, cada uno repitió exactamente su camino y tomó el mismo lugar en el vaso en el que estaba antes de partir. Nada impide la implementación de esta opción, en la que la entropía es igual a cero. Solo espere a que la implementación de una probabilidad tan pequeña que se desvanece no valga la pena. Este es un ejemplo de lo que solo se puede hacer teóricamente.
Todo está revuelto en la casa…
Así que las moléculas están volando al azar alrededor de la habitación de diferentes maneras. No hay regularidad en su disposición, no hay orden en el sistema, no importa cómo cambie las opciones de microestados, no se puede rastrear una estructura inteligible. Ocurrió lo mismo en el vaso, pero debido al espacio limitado, las moléculas no cambiaron su posición tan activamente.
El estado caótico y desordenado del sistema como el máslo probable corresponde a su máxima entropía. El agua en un vaso es un ejemplo de un estado de baja entropía. La transición desde el caos distribuido uniformemente por toda la habitación es casi imposible.
Démosle un ejemplo más comprensible para todos nosotros: limpiar el desorden de la casa. Para poner todo en su lugar, también tenemos que gastar energía. En el proceso de este trabajo, nos calentamos (es decir, no nos congelamos). Resulta que la entropía puede ser útil. Este es el caso. Podemos decir aún más: la entropía y, a través de ella, la segunda ley de la termodinámica (junto con la energía) gobiernan el universo. Echemos otro vistazo a los procesos reversibles. Así sería el mundo si no hubiera entropía: sin desarrollo, sin galaxias, estrellas, planetas. Sin vida…
Un poco más de información sobre la "muerte por calor". Hay buenas noticias. Dado que, según la teoría estadística, los procesos "prohibidos" son de hecho improbables, en un sistema de equilibrio termodinámico surgen fluctuaciones: violaciones espontáneas de la segunda ley de la termodinámica. Pueden ser arbitrariamente grandes. Cuando la gravedad se incluye en el sistema termodinámico, la distribución de partículas ya no será caóticamente uniforme y no se alcanzará el estado de máxima entropía. Además, el Universo no es inmutable, constante, estacionario. Por lo tanto, la misma formulación de la cuestión de la "muerte por calor" no tiene sentido.
