Introductie toestandsgrootheden

Wat is een toestandsgrootheid?

In de thermodynamica wordt onderscheid gemaakt tussen twee soorten grootheden (een grootheid is iets wat je kunt meten), namelijk grootheden die padafhankelijk zijn, d.w.z. afhankelijk zijn van de afgelegde weg die geleid heeft tot de huidige toestand van een stof, en grootheden die dat niet zijn. Een toestandsgrootheid is onafhankelijk van de afgelegde weg en is een macroscopisch kenmerk van een stof of systeem. Er wordt dus niet naar de kenmerken van de afzonderlijke moleculen gekeken.

Toestandsgrootheden zijn dus alleen afhankelijk van de omstandigheden op dat moment, zoals druk en temperatuur en de samenstelling. Voorbeelden van toestandsgrootheden zijn druk, temperatuur en specifiek volume. Het specifieke volume is het volume van een stof per hoeveelheid van die stof. Andere voorbeelden van toestandsgrootheden zijn: inwendige energie, entropie, enthalpie, Gibbs energie en Helmholtz-energie.

Inwendige energie

De inwendige energie (symbool: U) van een stof is de energie die een stof heeft doordat de moleculen waaruit die stof bestaat een hoeveelheid energie vertegenwoordigen. Deze moleculen bezitten bijvoorbeeld energie in de vorm van rotatie- en translatie- en vibratie-energie en potentiële energie door de interacties tussen moleculen en de bindingen tussen de atomen van deze moleculen. De absolute waarde van de inwendige energie van stoffen is onbekend, maar dat is geen probleem doordat in de thermodynamica alleen de verandering in inwendige energie van belang is.

Entropie

Entropie (symbool: S) is een abstracter begrip. De entropie van een stof kan gezien worden als een maat voor de moleculaire wanorde van die stof. Doordat de moleculen van een stof in de gasfase vrijer kunnen bewegen dan de moleculen van dezelfde stof in de vloeistoffase, is de wanorde van de stof in de gasfase groter. De entropie van een stof in de gasfase is dus groter dan de entropie van een stof in een vloeistoffase en die is op zijn beurt weer groter dan die van een stof in de vaste fase.

Enthalpie

De enthalpie (symbool: H) van een stof is geïntroduceerd omdat het een handige grootheid is om te gebruiken bij thermodynamische analyses, vooral bij stoomturbines. Bij open systemen komt de combinatie van inwendige energie (U) en stromingsarbeid (pV) namelijk veel voor, wat geleid heeft tot de volgende definitie van de enthalpie van een stof:

$$ H ≡ U + pV $$
met:
$U$ = inwendige energie
$p$ = absolute druk
$V$ = volume

Als de ΔH van een proces, dus H_eind – H_begin, groter is dan nul dan betekent dit dat er warmte toegevoerd moet worden. Het proces is endotherm. In het tegengestelde geval is het proces exotherm, er moet warmte afgevoerd worden.

Gibbs energie en Helmholtz-energie

De afgeleide toestandsgrootheden Gibbs energie (symbool: G) en Helmholtz-energie (symbool: A of F) zijn ook geïntroduceerd omdat dit handige toestandsgrootheden zijn om mee te werken:

$$ G ≡ H - TS $$
$$ A ≡ U - TS $$
De Gibbs energie wordt gebruikt voor processen bij constante p en T en de Helmholtz-energie voor processen bij constante V en T. De absolute waarde van een negatieve waarde voor de ΔG of ΔA van zo'n proces is gelijk aan de maximale hoeveelheid arbeid die dat proces kan leveren. NB: Dit is een andere vorm van arbeid dan de volumearbeid, aangeduid met symbool W, die een rol speelt bij toestandsveranderingen.

Intensieve en extensieve toestandsgrootheden

De druk en temperatuur van een stof zijn onafhankelijk van de hoeveelheid van die stof. Deze toestandsgrootheden worden intensieve grootheden genoemd. De inwendige energie en het volume van een stof zijn wel afhankelijk van de hoeveelheid en worden extensieve grootheden genoemd. Bij de specifieke (waarde per kg) en molaire (waarde per mol) varianten van inwendige energie en volume is de hoeveelheid niet meer van belang; dit zijn dus ook intensieve grootheden.

In principe worden de intensieve toestandsgrootheden met een hoofdletter aangeduid als het om de absolute waarde gaat (bijv. H, met als eenheid J) en met een kleine letter als het om de specifieke of molaire waarde gaat (bijv. h, met als eenheid J/kg of J/mol). Deze regel wordt niet altijd toegepast, maar vaak blijkt ook uit de context of eenheid van de toestandsgrootheid of het om de absolute of specifieke/molaire waarde gaat.

Volgens de faseregel van Gibbs kunnen de intensieve toestandsgrootheden niet allemaal onafhankelijk van elkaar vastgelegd worden.

Achtergrondinformatie

• Youtube-filmpje over entropie^w (gaat ook in op verband G, H en S, een aanrader!)
• dossier entropie^w (entropie uitgelegd vanuit microscopische invalshoek plus hoofdwetten van de thermodynamica)