Artikel zur Thermodynamik | Khan Akademie (2023)

Die Thermodynamik ist ein sehr wichtiger Zweig sowohl der Physik als auch der Chemie. Es befasst sich mit dem Studium der Energie, der Umwandlung von Energie zwischen verschiedenen Formen und der Fähigkeit der Energie, Arbeit zu verrichten. Ich bin mir ziemlich sicher, dass Ihnen beim Durchlesen dieses Artikels die Bedeutung der Thermodynamik bewusst wird und Sie bemerken, wie die Gesetze der Thermodynamik in Ihrem täglichen Leben wirken! Es gibt im Wesentlichen vier Gesetze der Thermodynamik.

„Wenn zwei Systeme mit einem dritten System im thermischen Gleichgewicht stehen, dann stehen sie auch untereinander im thermischen Gleichgewicht“

Lassen Sie uns zunächst definieren, was „thermisches Gleichgewicht“ ist. Wenn zwei Systeme miteinander in Kontakt stehen und kein Energiefluss zwischen ihnen stattfindet, dann spricht man von einem thermischen Gleichgewicht zwischen den beiden Systemen. In einfachen Worten bedeutet thermisches Gleichgewicht, dass die beiden Systeme die gleiche Temperatur haben. Das thermische Gleichgewicht ist ein Konzept, das für unser tägliches Leben so wichtig ist. Nehmen wir zum Beispiel an, Sie haben eine Schüssel heiße Suppe und stellen sie in den Gefrierschrank. Was passiert mit der Suppe? Natürlich beginnt die Suppe mit der Zeit abzukühlen. Das wissen Sie alle. Und Sie wissen wahrscheinlich auch, dass die Suppe weiter abkühlt, bis sie die gleiche Temperatur wie der Gefrierschrank erreicht. Selbst wenn Sie mit diesem Konzept vertraut sind, wissen Sie vielleicht nicht, dass es sich hierbei um ein hervorragendes Beispiel für thermisches Gleichgewicht handelt. Hierbei fließt Wärme vom System mit höherer Temperatur (Schüssel Suppe) zum System mit niedrigerer Temperatur (Gefrierschrank). Der Wärmefluss stoppt, wenn die beiden Systeme die gleiche Temperatur erreichen. Mit anderen Worten: Jetzt befinden sich die beiden Systeme im thermischen Gleichgewicht miteinander und es findet kein Wärmefluss mehr zwischen den beiden Systemen statt. Nehmen wir an, wir haben drei Systeme – System 1, System 2 und System 3. Ihre Temperaturen betragen T$_1$1​Startindex, 1, Endindex, T$_2$2​Index beginnen, 2, Index beendenund T$_3$3​Index beginnen, 3, Index beendenbzw.

Das nullte Gesetz besagt: Wenn die Temperatur von System 1 gleich der Temperatur von System 3 ist und die Temperatur von System 2 gleich der Temperatur von System 3 ist; dann sollte die Temperatur von System 1 gleich der Temperatur von System 2 sein. Man sagt, dass die drei Systeme miteinander im thermischen Gleichgewicht stehen.

Das ist; wenn T$_1$1​Startindex, 1, Endindex= T$_3$3​Index beginnen, 3, Index beendenund T$_2$2​Index beginnen, 2, Index beenden= T$_3$3​Index beginnen, 3, Index beenden, dann T$_1$1​Startindex, 1, Endindex= T$_2$2​Index beginnen, 2, Index beenden

Das nullte Gesetz ist analog zur Grundregel in der Algebra: Wenn A=C und B=C, dann ist A=B.

Dieses Gesetz weist auf eine sehr wichtige Tatsache hin: „Die Temperatur beeinflusst die Richtung des Wärmeflusses zwischen Systemen.“ Wärme fließt immer von hoher Temperatur zu niedriger Temperatur. Der Wärmefluss wird mathematisch als „Q“ bezeichnet.

Dieses Gesetz ist im Wesentlichen das „Gesetz der Energieerhaltung'. Energie kann weder erzeugt noch zerstört werden; es kann einfach von einer Form in eine andere umgewandelt werden.

In einfachen Worten besagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik, dass immer dann, wenn einem System Wärmeenergie von außen zugeführt wird, ein Teil dieser Energie im System verbleibt und der Rest in Form von Arbeit verbraucht wird. Die im System verbleibende Energie erhöht sichinnere Energievom System. Diese innere Energie des Systems kann sich in verschiedenen Formen manifestieren – kinetische Energie von Molekülen, potentielle Energie von Molekülen oder Wärmeenergie (die einfach die Temperatur des Systems erhöht).

Es ist definiert als die Gesamtsumme vonkinetische Energie, das aus der Bewegung der Moleküle resultiert, undpotenzielle EnergieDies beruht auf den chemischen Bindungen zwischen den Atomen und allen anderen möglicherweise vorhandenen intermolekularen Kräften.

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik lautet alsokonventionellausgedrückt als: „Die Änderung der inneren Energie eines geschlossenen Systems ist gleich der ihm in Form von Wärme (Q) zugeführten Energie plus der Arbeit (W), die die Umgebung auf das System verrichtet.“

Mathematisch lässt sich das so formulieren:

∆E$_{intern}$ichNTeRNAl​Index starten, i, n, t, e, r, n, a, l, Index beenden= Q + W

Die herkömmliche Definition des ersten Hauptsatzes basiert darauf, dass das System Wärme aufnimmt und die Umgebung Arbeit verrichtet. Es kann auch das umgekehrte Szenario eintreten. In diesem Fall müssen die „Vorzeichen“ in der Gleichung entsprechend geändert werden. Dies wird in Kürze besprochen.

Oftmals werden Sie feststellen, dass ∆E$_{intern}$ichNTeRNAl​Index starten, i, n, t, e, r, n, a, l, Index beendenwird auch als ∆U bezeichnet.

Jetzt fragen Sie sich bestimmt, was unter einem „geschlossenen System“ zu verstehen ist. Versuchen wir, dies anhand eines einfachen Beispiels zu verstehen. Stellen Sie sich vor, wir haben zwei Töpfe mit Wasser – 1) mit Deckel, 2) ohne Deckel. Beides wird auf einem beheizten Herd aufbewahrt.

Beide oben gezeigten Töpfe nehmen die Hitze des Herdes auf und werden erhitzt. Es findet also in beiden Fällen ein Energieaustausch vom Ofen (Umgebung) zum System (Wasser) statt. Aber bemerken Sie einen Unterschied? Der Topf mit Deckel verhindert, dass Masse hineingegeben oder entnommen wird; Beim Topf ohne Deckel hingegen können wir ganz einfach Kaffee und Zucker von außen hinzufügen und so die Masse des Inhalts verändern. Grundsätzlich verhindert der Deckel, dass Fremdkörper in den Topf gelangen und den Topf verlassen. Der Topf mit Deckel ist hier ein Beispiel für ein geschlossenes System; während der Topf ohne Deckel ein Beispiel für ein offenes System ist.

Also ein „offenes System„kann als ein System definiert werden, das sowohl Energie als auch Materie frei mit seiner Umgebung austauscht; während ein 'geschlossenes System„ist ein System, das mit seiner Umgebung nur Energie austauscht, keine Materie.

PS: Zurück zu den Vorzeichenkonventionen für den ersten Hauptsatz der Thermodynamik ( ∆E$_{intern}$ichNTeRNAl​Index starten, i, n, t, e, r, n, a, l, Index beenden= Q + W); Lassen Sie uns die folgenden Normen „sehr, sehr“ im Klaren sein:

• Wenn Wärme aus dem System abfließt, ist Q negativ
• Wenn Wärme in das System fließt, ist Q positiv
• Wenn das System Arbeit verrichtet, ist W negativ
• Wenn am System gearbeitet wird, ist W positiv

Schauen wir uns das folgende Beispiel an:

Wir haben ein Gas in einem verschlossenen Behälter (geschlossenes System; es kann kein Stoffaustausch mit der Umgebung stattfinden). Es wird ein Kolben befestigt, auf den ein Holzblock gelegt wird. Wir versorgen dieses System mit Wärme (Q) von außen. Diese Wärmeenergie führt zur Ausdehnung des Gases, was wiederum den Kolben nach oben drückt. Das Gas leistet also Arbeit (W), indem es sich ausdehnt, was dazu führt, dass der Kolben gedrückt wird.

Wenn Sie sich an die idealen Gasgesetze erinnern; Für ein ideales Gas gilt Arbeit (W) = PV = nRT

Lassen Sie uns nun die Änderung der inneren Energie des obigen Systems mathematisch definieren.

Änderung der inneren Energie eines Systems (∆E) = Q + W

Versuchen wir, die Regeln anzuwenden, über die wir zuvor gesprochen haben.

In diesem Beispiel *strömt Wärme in das System, sodass Q positiv ist und die Arbeit vom System (in diesem Fall Gas) verrichtet wird, sodass W negativ ist *

Somit ist (∆E) = Q – W = Q – P∆V

[Q ist die bereitgestellte externe Energie, P ist der Druck des Gases und ∆V ist die Volumenänderung des Gases]

Versuchen wir nun, ein paar Probleme zu lösen, die sich mit dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik befassen.Achten Sie beim Lösen von Zahlen immer darauf, dass Sie die richtigen Einheiten verwenden!!!

Problem 1: In einem exothermen Prozess dehnte sich das Volumen eines Gases bei einem konstanten Druck von 745 Torr von 186 ml auf 1997 ml aus. Dabei wurden 18,6 Kalorien Wärmeenergie freigesetzt. Wie hoch war die interne Energieänderung des Systems in Joule? Außerdem (1 L atm = 101,3 J)

Q = vom System abgegebene Wärme = 18,6 cal = 18,6 x 4,184 J (denken Sie daran: 1 cal = 4,184 J)

= 77,82 J

Da Wärme aus dem System abfließt, ist Q negativ. Also Q = -77,82 J

Arbeit (W) = P∆V, wobei P = konstanter Gasdruck, ∆V = Änderung des Gasvolumens

Lassen Sie uns zunächst Druck und Volumen in die richtigen Einheiten umrechnen

760 Torr = 1 atm, also 745 Torr Druck = 745/760 = 0,98 atm

Das Volumen sollte in Litern (L) angegeben werden, also ∆V = (1997 – 186) ml = 1811 ml = 1811 x 10$^{-3}$−3hochgestellt beginnen, minus, 3, hochgestellt endenL

Somit ist W = P∆V = 0,98 atm X 1,811 L = 1,77 atm L

Außerdem gibt die Problemstellung eine Umrechnung zwischen atm L und Joule an (1 L atm = 101,3 J). Also 1,77 atm L = 1,77 x 101,3 = 179,30 J

In diesem Beispiel leistet das System bei der Expansion des Gases Arbeit, daher ist W negativ (denken Sie daran: Wenn das System Arbeit verrichtet, ist W negativ). Daher ist W = -179,30 JSo, Nettoänderung der inneren Energie des Systems (∆U) = Q + W = -77,82 + (-179,30) =-257,12 J

Dieses Ergebnis zeigt, dass die Energie des Gases um 257,12 J abnimmt. Das bedeutet, dass das Gas am Ende des Prozesses weniger Energie hat als am Anfang.

Problem 2:Die Arbeit, die beim Komprimieren eines Gases in einer Flasche geleistet wird, beträgt 820 J. Gleichzeitig gibt das System 320 J Wärme an die Umgebung ab. Was ist die Energieveränderung dieses Systems?

Hier ist das Gas das System. Zuerst müssen Sie die Vorzeichen von „W“ und „Q“ anhand der zuvor besprochenen Konvention festlegen. Es wird Arbeit am System verrichtet, also W = + 820 J und Wärme geht vom System verloren, also Q = - 320 J.

Daher ist ∆E = Q + W = - 320 J + 820 J =500 J

Dieses Ergebnis zeigt, dass die Energie des Gases um 500 J erhöht wird. Dies bedeutet, dass das Gas am Ende des Prozesses mehr Energie hat als am Anfang.

Dieses Gesetz besagt: „Die Gesamtänderung der Entropie eines Systems und seiner Umgebung wird bei einem spontanen Prozess immer zunehmen.“

Entropie wird als „Maß für die Unordnung oder Zufälligkeit eines Systems“ definiert. Jedes System möchte einen Zustand maximaler Unordnung oder Zufälligkeit erreichen. Ein häufig beobachtetes Alltagsbeispiel dafür, dass sich etwas ständig in Richtung Zufälligkeit bewegt, ist ein „Kinderzimmer“. Jedes Mal, wenn Mama das Zimmer aufräumt, sieht das Zimmer innerhalb von Minuten so aus

Das ist der natürliche Zustand, in dem ein Kinderzimmer existieren möchte ☺

Ein weiterer häufig vorkommender entropiegetriebener Prozess ist das Schmelzen von Eis zu Wasser. Dies geschieht spontan, sobald das Eis Raumtemperatur hat. Eis ist ein Feststoff mit einer geordneten Kristallstruktur im Vergleich zu Wasser, einer Flüssigkeit, in der die Moleküle ungeordneter und zufälliger verteilt sind. Alle natürlichen Prozesse verlaufen tendenziell in eine Richtung, die zu einem Zustand führt, in dem Materie und Energie eher zufällig verteilt sind.

Alle diese Prozesse laufen spontan ab, was bedeutet, dass sie, wenn sie einmal begonnen haben, zu Ende gehen, wenn kein äußerer Eingriff erfolgt. Sie werden nie die Umkehrung dieses Prozesses erleben, bei dem sich Wasser bei Raumtemperatur wieder in Eis verwandelt. Mit anderen Worten: Es wäre unvorstellbar, dass dieser Prozess rückgängig gemacht werden könnte, ohne die äußeren Bedingungen zu verändern (Sie müssen Wasser in den Gefrierschrank geben, damit es Eis bildet). Was bestimmt also die Richtung, in die ein Prozess unter bestimmten Bedingungen verläuft? Jetzt kennen Sie die Antwort: Alle diese Prozesse werden durch Entropie angetrieben.

Mathematisch kann der zweite Hauptsatz der Thermodynamik als ∆S angegeben werden$_{Universum}$uNichveRSe​Index starten, u, n, i, v, e, r, s, e, Index beenden= ∆S$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden+ ∆S$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden> 0

Wo, ∆S$_{Universum}$uNichveRSe​Index starten, u, n, i, v, e, r, s, e, Index beenden= Nettoänderung der Entropie des Universums

∆S$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden= Nettoänderung der Entropie des Systems

∆S$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden= Nettoänderung der Entropie der Umgebung

Nachricht zum Mitnehmen: „Die Entropie des Universums nimmt ständig zu”

Nehmen Sie die Botschaft mit nach Hause: „Die Entropie des Universums nimmt ständig zu.“ Die Entropie wird mathematisch berechnet als Q/T (vom System oder der Umgebung aufgenommene oder abgegebene Wärme dividiert durch die Temperatur des Systems oder der Umgebung). Die Entropie wird in Joule pro Kelvin (J/K) ausgedrückt.

Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik ist sehr wichtig, weil er sich mit der Entropie befasst und wie wir besprochen haben: „Die Entropie bestimmt, ob ein Prozess oder eine Reaktion spontan abläuft oder nicht'.

Ich möchte, dass Sie erkennen, dass jeder natürliche Prozess, der um Sie herum abläuft, durch Entropie angetrieben wird!!

Nehmen wir ein Beispiel aus dem täglichen Leben:

Wir trinken jeden Tag Kaffee. Was passiert mit unserer Tasse heißen Kaffee in etwa 10 Minuten? Der Kaffee beginnt abzukühlen, oder thermodynamisch ausgedrückt sagen Sie mir, dass der heiße Kaffee Wärme an die Umgebung abgibt und der Kaffee dadurch abkühlt. Sie haben 100 % Recht, aber Sie haben vielleicht nicht bemerkt, dass dieses sehr offensichtliche Phänomen des täglichen Lebens durch „Entropie“ gesteuert wird. Versuchen wir, dies mathematisch zu beweisen. Wie unten gezeigt, sind die folgenden zwei Szenarien möglich

Die Temperatur der Umgebung und des Kaffees beträgt 25 °C$^o$Öhochgestellt beginnen, o, hochgestellt endenC und 45$^o$Öhochgestellt beginnen, o, hochgestellt endenC bzw.

Szenario 1: 10 J Wärme werden (aus der Umgebung) vom Kaffee absorbiert, sodass die Umgebung 10 J verliert und das System (Kaffee) 10 J gewinnt. Somit ist Q$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden= + 10 J und Q$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden= -10 J

∆S$_{Universum}$uNichveRSe​Index starten, u, n, i, v, e, r, s, e, Index beenden= ∆S$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden+ ∆S$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden

= Q$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden/ T$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden+ F$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden/ T$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden

= 10/ (45 + 273) + (-10)/ (25 + 273) [Temperaturen sind in Kelvin umzurechnen]

= -0,0021 Joule/Kelvin

Dies verstößt gegen den zweiten Hauptsatz der Thermodynamik (∆S$_{Universum}$uNichveRSe​Index starten, u, n, i, v, e, r, s, e, Index beendensollte größer als Null sein), sodass der obige Prozess nicht spontan ablaufen kann.

Szenario 2: 10 J Wärme werden durch heißen Kaffee (an die Umgebung) abgegeben, sodass die Umgebung 10 J gewinnt und das System (Kaffee) 10 J verliert. Somit ist Q$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden= - 10 J und Q$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden= +10 J

∆S$_{Universum}$uNichveRSe​Index starten, u, n, i, v, e, r, s, e, Index beenden= ∆S$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden+ ∆S$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden

= Q$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden/ T$_{System}$SjSTeM​Index starten, s, y, s, t, e, m, Index beenden+ F$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden/ T$_{Umfeld}$SuRRÖuNDichNGS​Index starten, s, u, r, r, o, u, n, d, i, n, g, s, Index beenden

= -10/ (45 + 273) + 10/ (25 + 273) [Temperaturen müssen in Kelvin umgerechnet werden]

= +0,0021 Joule/Kelvin

Dies gehorcht dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik (∆S$_{Universum}$uNichveRSe​Index starten, u, n, i, v, e, r, s, e, Index beenden>0), sodass der obige Vorgang spontan erfolgt.

Im Falle einer Tasse Kaffee war das ziemlich intuitiv. Dies gilt jedoch nicht für chemische Reaktionen. Wenn wir eine chemische Reaktion betrachten, können wir nicht vorhersagen, ob sie spontan abläuft oder nicht. Daher ist es wichtig, die Entropieänderung für diese bestimmte Reaktion zu berechnen.

Gibbs freie Energie ist definiert als „die mit einer chemischen Reaktion verbundene Energie, die zur Verrichtung von Arbeit genutzt werden kann“.Die freie Energie (G) eines Systems ist die Summe seiner Enthalpie (H) minus dem Produkt aus der Temperatur (T) und der Entropie (S) des Systems:

G = H – TS

Einzelheiten zur „Enthalpie“ finden Sie im Artikel „Endotherme und exotherme Reaktionen“.

Die freie Gibbs-Energie kombiniert den Effekt von Enthalpie und Entropie.Die Änderung der freien Energie (ΔG) ist gleich der Summe der Enthalpieänderung (∆H) minus dem Produkt aus Temperatur und Entropieänderung (∆S) des Systems.

∆G = ∆H - T∆S

*ΔG sagt die Richtung voraus, in die eine chemische Reaktion unter zwei Bedingungen verläuft: (1) konstante Temperatur und (2) konstanter Druck. *

Faustregel: Wenn ΔG positiv ist, ist die Reaktion nicht spontan (sie erfordert die Eingabe externer Energie), und wenn sie negativ ist, ist sie spontan (erfolgt ohne Eingabe externer Energie).

Versuchen wir ein Problem mit ΔG

Berechnen Sie ΔG für die folgende Reaktion bei 25$^o$Öhochgestellt beginnen, o, hochgestellt endenC

NH$_3$3​Index beginnen, 3, Index beenden(g) + HCl(g) → NH$_4$4​Index beginnen, 4, Index beendenCl(s)

Aber zuerst müssen wir die Einheiten für ΔS in kJ/K (oder ΔH in J) und die Temperatur in Kelvin umrechnen. So,

ΔS = −284,8 J/K = −0,2848 kJ/K
T = 273,15 K + 25 = 298 K

*(1 kJ = 1000 J)

Nun gilt ΔG = ΔH − TΔS

ΔG = −176,0 kJ − (298 K)(−0,284,8 kJ/K)

ΔG = −176,0 kJ − (−84,9 kJ)

ΔG = −91,1 kJ

Antwort: Ja, diese Reaktion läuft bei Raumtemperatur spontan ab, da ΔG negativ ist.

Das Schöne an der Gibbschen Gleichung für die freie Energie ist ihre Fähigkeit, die relative Bedeutung der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) des Systems zu bestimmen. Die Änderung der freien Energie des Systems misst das Gleichgewicht zwischen den beiden treibenden Kräften (ΔH und ΔS), die zusammen bestimmen, ob eine Reaktion spontan abläuft oder nicht. Lassen Sie uns diese Informationen tabellarisch darstellen, um das Verständnis von ΔG = ΔH − TΔS zu erleichtern

• Wenn ∆H < 0 und ∆S > 0, können Sie auch ohne Berechnungen sagen, dass die Reaktion spontan abläuft, da ΔG = ΔH – TΔS negativ ist
• Wenn ∆H >0 und ∆S < 0, können Sie auch ohne Berechnungen sagen, dass die Reaktion nicht spontan abläuft, da ΔG = ΔH – TΔS positiv ist
• Tatsächliche Berechnungen werden erforderlich, wenn von den beiden Parametern ∆H und ∆S einer günstig ist und der andere nicht. In einem solchen Fall muss ΔG berechnet werden, um die Spontaneität der Reaktion vorherzusagen

„Die Entropie eines perfekten Kristalls einer beliebigen reinen Substanz nähert sich Null, wenn sich die Temperatur dem absoluten Nullpunkt nähert.“

Immer wenn ich an dieses Gesetz denke, muss ich an den wunderschönen Dokumentarfilm „March of the Penguins“ über die Überlebenstaktiken der Pinguine denken. Diejenigen, die diesen Dokumentarfilm gesehen haben, werden sich erinnern: Um das extrem kalte Wetter in der Antarktis zu überleben (wo die Temperaturen -80 °F oder 210,92 K erreichen), bilden Pinguine Kolonien, die aus einer Gruppe von Gruppen bestehen; und in jeder Kolonie sind die Pinguine dicht an dicht und bewegen sich überhaupt nicht, und alle Pinguine schauen in die gleiche Richtung, wie im Bild rechts gezeigt.

Nehmen wir nun an, dass es sich bei diesen Pinguinen um Atome handelt. Analog zu den Pinguinen richten sich die Atome in einer reinen kristallinen Substanz bei einer Temperatur von null Kelvin perfekt aus und bewegen sich nicht.Materie befindet sich in einem Zustand maximaler Ordnung (geringster Entropie), wenn sich die Temperatur dem absoluten Nullpunkt (0 Kelvin) nähert. Mit anderen Worten: Die Entropie eines perfekten Kristalls nähert sich Null, wenn die Temperatur des Kristalls 0 Kelvin erreicht.Dies ist tatsächlich der dritte Hauptsatz der Thermodynamik. Die Konsequenz dieses Gesetzes ist, dass jegliche thermische Bewegung in einem perfekten Kristall bei 0 K aufhört. Umgekehrt führt eine thermische Bewegung innerhalb des Kristalls bei 0 K zu Unordnung im Kristall, da Atome beginnen, sich zu bewegen. Verletzung des dritten Hauptsatzes der Thermodynamik.