Je veux tout savoir

Zéro absolu

Pin
Send
Share
Send


Zéro absolu est la température la plus basse possible, de sorte que rien ne puisse être plus froid et qu’aucune énergie thermique ne reste dans le matériau examiné. À cette température, les molécules cessent de bouger, avec un mouvement de vibration minimal ou nul, ne retenant que le mouvement de particules induit par la mécanique quantique, induit par une énergie de point zéro.

Par accord international, le zéro absolu est défini comme suit:

  • 0 K sur l'échelle de Kelvin,1 qui est une échelle de température thermodynamique (ou de température absolue), et
  • -273,15 ° C sur l'échelle Celsius.

De plus, le zéro absolu est précisément équivalent à:

  • 0 ° R sur l'échelle de Rankine, une échelle de température thermodynamique moins utilisée, et
  • -459.67 ° F sur l’échelle Fahrenheit.

le ratios de deux températures absolues, T2/T1, sont les mêmes à toutes les échelles.

Bien que les scientifiques travaillant dans le domaine de la cryogénie ne puissent pas pleinement atteindre un état de chaleur «zéro» dans une substance, ils ont fait de grands progrès pour atteindre des températures qui se rapprochent de plus en plus du zéro absolu, là où la matière présente des effets quantiques étranges. L’émergence de propriétés radicalement nouvelles de substances proches du zéro absolu illustre le fait que, dans des conditions extrêmes, de simples extrapolations des lois connues de la physique et de la chimie deviennent invalides. Ces expériences ont maintes fois montré les limites de la théorie existante et ouvert la voie à une compréhension plus profonde de la matière.

Record des températures froides approchant le zéro absolu

Les lois de la thermodynamique montrent que le zéro absolu ne peut jamais être atteint artificiellement, bien qu'il soit possible d'atteindre des températures arbitrairement proches de celui-ci grâce à l'utilisation de systèmes de refroidissement cryogéniques. C'est le même principe qui garantit qu'aucune machine ne peut être efficace à 100%.

À de très basses températures au voisinage du zéro absolu, la matière présente de nombreuses propriétés inhabituelles, notamment la supraconductivité, la superfluidité et la condensation de Bose-Einstein. Pour étudier de tels phénomènes, les scientifiques ont travaillé pour obtenir des températures de plus en plus basses.

  • En 1994, l’Institut national des normes et de la technologie (NIST) a atteint une température record de 700 nK (nanokelvin, ou 10-9 K).
  • En septembre 2003, des chercheurs du Massachusetts Institute of Technology ont annoncé une température record de 450 picokelvin (pK), soit 4,5 × 10.-10 K, dans un condensat d'atomes de sodium de Bose-Einstein. Cela a été exécuté par Wolfgang Ketterle et ses collègues du MIT.2
  • Depuis février 2003, la nébuleuse Boomerang, avec une température de 1,15 K, est l’endroit le plus froid connu en dehors des laboratoires. La nébuleuse est à cinq mille années-lumière de la Terre et se trouve dans la constellation du Centaure.
  • En novembre 2000, des expériences de températures au spin nucléaire inférieures à 100 pK avaient été signalées au laboratoire à basse température de l'université de technologie d'Helsinki. Cependant, il s'agissait de la température d'un type particulier de mouvement - une propriété quantique appelée spin nucléaire - et non de la température thermodynamique moyenne globale pour tous les degrés de liberté possibles.3

Thermodynamique proche du zéro absolu

Mouvement moléculaire dans les cristaux

À 0 K, tout mouvement moléculaire (presque) cesse et le changement d'entropie4 est zéro (S = 0) pour tout processus adiabatique.5 Les substances pures peuvent (idéalement) former des cristaux parfaits à mesure que la température approche le zéro absolu (T 0) Selon la forme forte de la troisième loi de la thermodynamique de Planck, l’entropie (S) d’un cristal parfait disparaît au zéro absolu. Cette prédiction, cependant, ne peut être valable si l'état d'énergie le plus bas pour la substance est dégénéré, c'est-à-dire si la substance peut exister à plus d'un micro-état d'énergie.

Le Nernst original théorème de la chaleur fait l'affirmation plus faible et moins controversée que la changement d'entropie (ΔS) pour tout processus isotherme proche de zéro lorsque la température approche du zéro absolu (T → 0):

Cette équation implique que l'entropie d'un cristal parfait se rapproche simplement d'une valeur constante. "Le postulat de Nernst identifie l'isotherme T = 0 comme coïncidant avec l'adiabat S = 0, bien que les autres isothermes et adiabats soient distincts. une température non nulle peut conduire à une température nulle "(Callen, 189-190). Une affirmation encore plus forte est qu '" il est impossible par toute procédure de réduire la température d'un système à zéro en un nombre fini d'opérations "(Guggenheim, 157) .

Un cristal parfait est un cristal dans lequel la structure interne du réseau s'étend sans interruption dans toutes les directions. L'ordre parfait peut être représenté par une symétrie de translation sur trois axes (généralement pas orthogonaux). Chaque élément de réseau de la structure est à sa place, qu’il s’agisse d’un seul atome ou d’un groupe moléculaire. Pour les substances ayant deux (ou plus) formes cristallines stables, telles que le diamant et le graphite pour le carbone, il existe une sorte de "dégénérescence chimique". La question reste de savoir si les deux peuvent avoir une entropie nulle à T = 0 même si chacun est parfaitement ordonné.

Les cristaux parfaits ne se produisent jamais dans la pratique. Les imperfections, et même des matériaux amorphes entiers, sont simplement "congelés" à basses températures, de sorte que les transitions vers des états plus stables ne se produisent pas.

Baisse de la chaleur spécifique et de diverses quantités thermodynamiques

En utilisant le modèle Debye, la chaleur spécifique6 et l'entropie d'un cristal pur sont proportionnelles à T 3, tandis que l'enthalpie (H)7 et potentiel chimique8 sont proportionnelles à T 4 (Guggenheim, 111). Sur la base de ce modèle, on peut prédire que lorsque la température approche le zéro absolu, ces quantités chutent vers leurs valeurs limites et s’approchent de zéro les pentes.

Dans le cas de chaleurs spécifiques au moins, la valeur limite elle-même est nulle, comme le confirment des expériences menées à moins de 10 K. Même le modèle d'Einstein, moins détaillé, montre cette chute curieuse de chaleurs spécifiques. Ces modèles indiquent que toutes les chaleurs spécifiques disparaissent au zéro absolu, pas seulement à celles des cristaux. De même pour le coefficient de dilatation thermique. Les relations de Maxwell montrent que diverses autres quantités disparaissent également. Ces phénomènes étaient imprévus.

Changements au cours des réactions chimiques

La relation entre les changements dans l’énergie libre de Gibbs (Δg),9 enthalpie (ΔH) et l'entropie (ΔS) est donnée par l'équation suivante:

De cette équation, il en résulte que comme T diminue, Δg et ΔH s'approcher les uns des autres (tant que ΔS reste inchangé). Expérimentalement, il s’est avéré que la plupart des réactions chimiques sont exothermiques dans la direction où elles se dirigent, c’est-à-dire qu’elles dégagent de la chaleur à mesure qu’elles se dirigent vers l’équilibre thermodynamique. Pour une réaction exothermique, ΔH a une valeur négative (ΔH <0). Même à la température ambiante, T est suffisamment faible pour que le fait que (Δg)T, P <0 (généralement) implique que ΔH <0. Par contre, si la réaction se déplaçait dans le sens opposé, elle absorberait de la chaleur et ΔH aurait une valeur positive.

De plus, le les pentes des dérivés de température de Δg et ΔH converger et sont égaux à zéro à T = 0. Par conséquent, Δg et ΔH sont presque les mêmes sur une plage de températures considérable. Cette relation entre Δg et ΔH justifie le principe empirique approximatif de Thomsen et Berthelot, qui dit que l'état d'équilibre dans lequel se déroule un système est celui qui dégage le plus de chaleur. En d’autres termes, un processus réel est (généralement) la le plus exothermique (Callen, 186-187).

Températures négatives

Certains systèmes semi-isolés (par exemple un système de spins sans interaction dans un champ magnétique) peuvent atteindre des températures "négatives". Cependant, ils ne sont pas réellement plus froids que le zéro absolu. Ils peuvent être considérés comme "plus chauds que T = ∞", étant donné que l'énergie circule d'un système à température négative vers tout autre système avec une température positive au contact.

Voir également

  • Celsius
  • Fahrenheit
  • Chaleur
  • Kelvin
  • Température

Remarques

  1. ↑ Notez que le symbole de degré (°) n'est pas utilisé pour l'échelle de température Kelvin.
  2. ↑ Leanhardt, A. et al. Science 301 (2003): 1513. Rapport de nouvelles en ligne: Belle Dumé, «Record de température record des condensats de Bose-Einstein». PhysicsWeb, 12 septembre 2003. Récupéré le 20 mars 2018.
  3. ↑ Les méthodes expérimentales et les résultats sont présentés en détail dans le doctorat de T. A. Knuuttila. thèse. Tauno Knuuttila, Record du monde à basses températures. Récupéré le 20 mars 2018.
  4. ↑ Une augmentation de l'entropie a souvent été définie comme un changement vers un état plus désordonné au niveau moléculaire. Inversement, une diminution de l'entropie est associée à un passage à un état moléculaire plus ordonné. Les changements spontanés se produisent avec une augmentation de l'entropie. Récemment, l'entropie a été interprétée en termes de "dispersion" d'énergie.
  5. ↑ Un processus adiabatique est un processus dans lequel aucun transfert de chaleur n'a lieu.
  6. ↑ La chaleur spécifique (ou capacité thermique spécifique) est définie comme la quantité d'énergie thermique nécessaire pour augmenter la température d'une quantité donnée d'une substance d'un degré.
  7. ↑ L'enthalpie d'un système est également appelée "contenu calorifique" d'un système. Si de la chaleur est dégagée pendant un processus chimique ou physique, la chaleur contenue dans le système diminue. inversement, si la chaleur est absorbée pendant le processus, le contenu calorifique du système augmente.
  8. ↑ Le potentiel chimique d'un système thermodynamique est défini comme la quantité dont l'énergie du système changerait si une particule supplémentaire était introduite, lorsque l'entropie et le volume restent inchangés. Si un système contient plus d’une espèce de particule, un potentiel chimique distinct est associé à chaque espèce, défini comme le changement d’énergie lorsque le nombre de particules de cette espèce est augmenté d’une unité.
  9. ↑ L'énergie libre de Gibbs d'un système est un potentiel thermodynamique qui mesure la quantité de travail "utile" pouvant être obtenue du système à une température et à une pression constantes.

Les références

  • Baierlein, Ralph. Physique thermique. Cambridge, Royaume-Uni: Cambridge University Press, 1999. ISBN 0521658381
  • Callen, Herbert B. Thermodynamique. John Wiley & Sons, Inc., 1966. ISBN 978-0471130352
  • Enss, Christian et Siegfried Hunklinger. Physique des basses températures. New York: Springer-Verlag, 2005. ISBN 3540231641
  • Guggenheim, E. A. La thermodynamique: un traitement de pointe pour les chimistes et les physiciens. John Wiley & Sons, Inc., 1986. ISBN 978-0444869517
  • Kent, Anthony. Physique expérimentale à basse température. New York: Institut américain de physique, 1993. ISBN 1563960303
  • Mendelssohn, Kurt. La quête du zéro absolu: signification de la physique des basses températures (Deuxième édition). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons, 1977. ISBN 0470991488
  • Rushbrooke, G. S. Introduction à la mécanique statistique. Clarendon Press, édition réimprimée, 1949. ASIN B0000EGLDF
  • Shachtman, Tom. Zéro absolu et la conquête du froid. Première édition Mariner Books. New York: Houghton Mifflin Co., 2000. ISBN 0618082395

Pin
Send
Share
Send