Entropie – Einführung

Hallo und herzlich willkommen! In diesem Video geht es um die „Entropie - Einführung‟. Du kennst bereits thermodynamische Systeme. Nachher kennst Du die physikalische Größe „Entropie, die Begriffe „Energieentwertung“ und „Dissipation“, die Entropie als Maß für die Unordnung und Beispiele für die Vergrößerung der Entropie. Der Film besteht aus sieben Abschnitten: Erstens, Wiederholung: System und Gleichgewicht. Zweitens, Grenzen des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik. Drittens, Energieverbrauch. Viertens, Irreversible Vorgänge. Fünftens, Entropie als quantitative Größe. Sechstens, Entropie und Ordnung. Siebtens, Zusammenfassung. Erstens, Wiederholung: System und Gleichgewicht. Ein thermodynamisches System ist durch bestimmte physikalische Größen gekennzeichnet, wie zum Beispiel den Druck, die Temperatur, das Volumen und die Energie. Das System kann in einen Austausch mit der Umgebung treten. Werden Energie und Materie ausgetauscht, so nennt man das System „offen“. Wird Energie ausgetauscht, Materie aber nicht, so nennt man das System „geschlossen“. Werden weder Energie noch Materie ausgetauscht, nennt man das System „abgeschlossen“ oder „isoliert“. Von besonderem Interesse sind die geschlossenen Systeme. Und zwar genau dann, wenn es weder Temperatur noch Druckveränderungen gibt. Man sagt dann, das thermodynamische System ist mit seiner Umgebung im Gleichgewicht. Zweitens, Grenzen des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik. Der erste Hauptsatz der Thermodynamik ist ein „Energieerhaltungssatz“. Man kann sagen, Energie verschwindet nicht und entsteht nicht. Lediglich die Energieformen ändern sich. Zum Beispiel kann Wärme in innere Energie umgewandelt werden oder Arbeit in Wärme. Schauen wir uns einmal in einem geschlossenen System eine Wärmeübertragung an. Wir haben einen heißen und einen kalten Energiespeicher. Die Wärme wird von heiß zu kalt übertragen. Das lehrt die Erfahrung. Der umgekehrte Vorgang von kalt zu heiß wird nicht beobachtet. Die Wärmeübertragung von heiß zu kalt ist ein irreversibler Prozess. Nun treffen wir allerdings folgende Situation an: Der erste Hauptsatz der Thermodynamik macht keine Aussage über die Richtung der Energieübertragung. Drittens, Energieverbrauch. Sowohl für den Staubsauger als auch für das Haus gilt: Beide geben Energie in Form von Wärme Q an die Umgebung ab. Es findet eine quantitative Erhaltung von Energie, aber eine qualitative Veränderung statt. Diesen sogenannten „Energieverbrauch“ bezeichnet man in der Physik treffender. Und zwar als „Energieentwertung“ oder „Dissipation“, was „Energiestreuung“ bedeutet. Viertens, irreversible Vorgänge. Wir haben sie bereits erwähnt und in den Beispielen aus dem vorigen Abschnitt angedeutet. Hier nun möchten wir endgültige Klarheit schaffen. Ein Stückchen Knete befindet sich in gewisser Höhe über dem Boden. Gegenüber des Bodens besitzt es potentiell Energie. Es wird fallen gelassen. Die potentielle Energie nimmt ab, die kinetische Energie zu. Beim Aufprall auf den Boden wird ein Teil der mechanischen Energie in Wärme umgewandelt. Nun kann zwar mechanische Energie in Wärme umgewandelt werden, der umgekehrte Vorgang hingegen läuft nicht ab. Die Umwandlung mechanischer Energie in Wärmeenergie ist „irreversibel“. Der Vorgang ist irreversibel, das bedeutet unumkehrbar. Mitunter sagt man auch „spontan“. Es findet eine Energieentwertung statt. Eine „Energieaufwertung“ ist nicht möglich. Die Energieentwertung bringt zum Ausdruck, dass natürliche Vorgänge von selbst nur in eine Richtung ablaufen. Der Text ist aus einem Lehrbuch und ich möchte die Quelle angeben. Als Analogie zur Energieentwertung möchte ich den sogenannten „Wasserverbrauch“ anführen. Das Wasser wird verbraucht, entwertet. Aber nicht vernichtet. Fünftens, Entropie als quantitative Größe. Bei einem heißen Teekessel kommt es, in unserer Sprache, zur Energieentwertung. Es wird Wärme an die Umgebung abgegeben. Der Kessel soll die Masse m an Wasser enthalten und die Wärme Q an die Umgebung abgeben. Wenn er die Masse 2m an Wasser enthält, dann gibt er auch eine Wärme von 2Q an die Umgebung ab. Folglich: Energieentwertungen kann man addieren. Ich möchte nun einen Tauchsieder auf zweierlei Art verwenden. In beiden Fällen haben wir Energieentwertung. Einmal wird die Umgebung beheizt, die Energieentwertung ist groß. Dann erwärmen wir Wasser in einem Topf. Das Wasser wird heiß, die Energieentwertung ist gering. Die Energieentwertung ist umso größer, je niedriger die Temperatur des Systems ist, das die Energie aufnimmt. Der Zusammenhang wird als antiproportional angenommen. So und nun kommen wir zum Kern des Videos. Die Energieentwertung wird mit der Größe „Entropie S“ quantifiziert. In der Thermodynamik ist vor allem die Differenz Delta S von Interesse. Und wir wissen bereits: Erstens, Energieentwertungen sind additiv. Und zweitens, die Energieentwertung ist antiproportional zur Temperatur. Daraus ergibt sich für die Änderung der Entropie: Delta S = Q / T. Die Entropie S eines Systems nimmt um Delta S zu, beziehungsweise ab, wenn das System bei der Temperatur T die Wärme Q aufnimmt, beziehungsweise abgibt. Sechstens, Entropie und Ordnung. Betrachten wir einmal die Vermischung zweier Gase. Links ist die Entropie klein, rechts hoch. Die Entropie strebt zu einem Maximum. Das als Vorgeschmack auf den zweiten Hauptsatz der Thermodynamik. Wenn die Entropie steigt, vermischen sich die Teilchen, die Ordnung des Systems fällt. Das ist gleichlautend mit der Aussage, dass die Teilchen in Unordnung geraten. Die Entropie ist ein Maß für die Unordnung eines Systems. Achtung, das ist eine nicht völlig korrekte Faustregel. Kommen wir zur Einheit der Entropie. Die Einheit von S ergibt sich aus den Einheiten von Q und T und das sind „Joule“ und „Kelvin“. Die Einheit von S ist Joule pro Kelvin. Die Einheit der Entropie ist Joule pro Kelvin. Betrachten wir einmal die Aggregatzustände des Wassers. Wir vergleichen miteinander festes, flüssiges und gasförmiges Wasser. Die Angaben für die Entropie S sind jeweils in Joule pro Kelvin und zwar für ein Mol Wasser. Die Werte lauten 45, 70 und 189. Und die Unordnung der Teilchen nimmt tatsächlich von links nach rechts zu. Betrachten wir nun für verschiedene Stoffe die Entropie S in Joule pro Kelvin für jeweils ein Mol. Die natürlichen Modifikationen des Kohlenstoffs haben bemerkenswerte Eigenschaften. Diamant, zwei. Fast ideale Ordnung. Graphit, sechs. Immer noch recht große Ordnung. Kochsalz, noch fest, doch erheblich mehr mit 72. Benzol ist eine Flüssigkeit, die Ordnung ist geringer, 124. Erwartungsgemäß ist die Entropie beim Gas Sauerstoff am größten, 205. In der Regel ist die Entropie für einen Feststoff am kleinsten. Für Flüssigkeiten ist sie größer und noch größer für Gase. s heißt „solid“, auf Deutsch „fest“. l „liquid“, auf Deutsch „flüssig“. Und g steht für „gasförmig“. Das ist wieder eine Faustformel, Abweichungen sind möglich. Siebtens, Zusammenfassung: Wir haben eine neue physikalische Größe, die Entropie S eingeführt. Sie dient als Maß für die Energieentwertung und als Maß für die Unordnung der Teilchen im System. Die Energieentwertung wird durch die Entropieänderung Delta S bewertet. Als Maß für die Unordnung der Teilchen im System dient S selbst. Delta S = Q / T. Q ist die aufgenommene oder abgegebene Wärme, T die Temperatur. In der Regel ist die Entropie bei Feststoffen am niedrigsten, bei Flüssigkeiten höher und bei Gasen am größten. Die Entropie S strebt in abgeschlossenen Systemen zu einem Maximum. Hinweis auf den zweiten Hauptsatz der Thermodynamik.