5 Most SAQ’s of Thermodynamics Chapter in Inter 1st Year Chemistry (TS/AP)

4 Marks

SAQ-1 : State and explain “Hess law of constant heat summation” with example.

For Backbenchers 😎

Hess’s Law is a rule in chemistry that tells us something really cool. It says that when stuff reacts and makes heat (or absorbs heat), it doesn’t matter how it happens – in one step or many steps – the total heat change is always the same. Think of it like different paths to the same destination, where the total distance you travel remains constant. We call this heat change “enthalpy,” and Hess’s Law works because enthalpy is like a magic number that only cares about where you start and finish, not how you get there.

Why is this important? Well, sometimes we have tricky reactions that we can’t easily measure the heat for. That’s where Hess’s Law comes in handy. We can break these complicated reactions into smaller, simpler steps where we know the heat changes. Then, by adding up these known heat changes from the small steps, we can figure out the total heat change for the whole reaction.

Let’s look at an example to make it crystal clear. Imagine we want to make carbon dioxide (CO₂). It can form directly in one step or in two smaller steps. Hess’s Law tells us that the total heat for the two small steps equals the heat for the one big step. Even if we can’t measure the heat directly for CO₂, we can use this law to calculate it by adding up the heats from the two smaller steps.

In simple terms, Hess’s Law is like a super useful tool for chemists. It helps them make sense of complicated reactions by breaking them down into simpler parts with known heat changes. This way, they can figure out how much heat is involved in the reactions, even when it’s not easy to measure directly.

మన తెలుగులో

హెస్స్ లా అనేది కెమిస్ట్రీలో ఒక నియమం, అది మనకు నిజంగా మంచి విషయాన్ని తెలియజేస్తుంది. అంశాలు ప్రతిస్పందించినప్పుడు మరియు వేడిని చేసినప్పుడు (లేదా వేడిని గ్రహించినప్పుడు), అది ఎలా జరుగుతుందో పట్టింపు లేదు – ఒక దశలో లేదా అనేక దశల్లో – మొత్తం ఉష్ణ మార్పు ఎల్లప్పుడూ ఒకే విధంగా ఉంటుంది. మీరు ప్రయాణించే మొత్తం దూరం స్థిరంగా ఉండే ఒకే గమ్యస్థానానికి వేర్వేరు మార్గాల వలె ఆలోచించండి. మేము ఈ ఉష్ణ మార్పును “ఎంథాల్పీ” అని పిలుస్తాము మరియు హెస్స్ లా పని చేస్తుంది ఎందుకంటే ఎంథాల్పీ అనేది ఒక మ్యాజిక్ నంబర్ లాంటిది, ఇది మీరు ఎక్కడ ప్రారంభించి పూర్తి చేస్తారనే దాని గురించి మాత్రమే శ్రద్ధ వహిస్తుంది, మీరు అక్కడికి ఎలా చేరుకుంటారు అనే దాని గురించి కాదు.

ఇది ఎందుకు ముఖ్యమైనది? సరే, కొన్నిసార్లు మనం వేడిని సులభంగా కొలవలేని గమ్మత్తైన ప్రతిచర్యలను కలిగి ఉంటాము. అక్కడ హెస్స్ లా ఉపయోగపడుతుంది. మేము ఈ సంక్లిష్ట ప్రతిచర్యలను చిన్న, సరళమైన దశలుగా విభజించవచ్చు, ఇక్కడ మనకు వేడి మార్పులు తెలుసు. అప్పుడు, చిన్న దశల నుండి తెలిసిన ఈ వేడి మార్పులను జోడించడం ద్వారా, మేము మొత్తం ప్రతిచర్య కోసం మొత్తం ఉష్ణ మార్పును గుర్తించవచ్చు.

స్ఫటికం స్పష్టంగా చేయడానికి ఒక ఉదాహరణ చూద్దాం. మనం కార్బన్ డయాక్సైడ్ (CO₂) తయారు చేయాలనుకుంటున్నాము అని ఊహించుకోండి. ఇది నేరుగా ఒక దశలో లేదా రెండు చిన్న దశల్లో ఏర్పడుతుంది. రెండు చిన్న దశల మొత్తం వేడి ఒక పెద్ద అడుగు వేడికి సమానం అని హెస్స్ చట్టం చెబుతుంది. మనం CO₂ కోసం వేడిని నేరుగా కొలవలేకపోయినా, రెండు చిన్న దశల నుండి హీట్‌లను జోడించడం ద్వారా దానిని లెక్కించడానికి ఈ చట్టాన్ని ఉపయోగించవచ్చు.

సరళంగా చెప్పాలంటే, హెస్స్ లా రసాయన శాస్త్రవేత్తలకు చాలా ఉపయోగకరమైన సాధనం లాంటిది. తెలిసిన ఉష్ణ మార్పులతో వాటిని సరళమైన భాగాలుగా విభజించడం ద్వారా సంక్లిష్ట ప్రతిచర్యలను అర్థం చేసుకోవడానికి ఇది వారికి సహాయపడుతుంది. ఈ విధంగా, నేరుగా కొలవడం అంత సులభం కానప్పటికీ, ప్రతిచర్యలలో ఎంత వేడి పాల్గొంటుందో వారు గుర్తించగలరు.

Introduction

Hess’s Law of Constant Heat Summation states that the total enthalpy change for the reaction is the same, regardless of the number of steps the reaction is carried out in. This law is based on the principle that enthalpy is a state function.

Explanation of Hess’s Law

The law implies that the change in enthalpy for a chemical process is independent of the pathway taken from the initial to the final state. In other words, whether a reaction takes place in one step or multiple steps, the total enthalpy change remains constant. This principle is useful in calculating the enthalpy changes of reactions where direct measurement is difficult.

Application and Example of Hess’s Law

To apply Hess’s Law, one can break down a complex reaction into a series of simpler steps whose enthalpy changes are known. By summing the enthalpy changes of these steps, the overall enthalpy change of the reaction can be determined.

Example: Consider the formation of carbon dioxide (CO₂). It can occur in a single step:

$$C(s) + O₂(g) \rightarrow CO₂(g)$$

Or in two steps:

  1. $$C(s) + \frac{1}{2}O₂(g) \rightarrow CO(g)$$
  2. $$CO(g) + \frac{1}{2}O₂(g) \rightarrow CO₂(g)$$

By Hess’s Law, the total enthalpy change of these two steps will equal the enthalpy change of the direct formation of CO₂ from carbon and oxygen.

Summary

Hess’s Law is a fundamental principle in thermochemistry. It enables chemists to calculate enthalpy changes for reactions that are difficult to study directly, by using known enthalpy changes of other related reactions.

SAQ-2 : Define heat capacity? What are Cp and Cv? Show that Cp – Cv = R. 

For Backbenchers 😎

Heat Capacity (C) is like a measure of how much heat a substance can soak up before it gets hotter. It’s like asking, “How much heat does it take to make something 1 degree Celsius hotter?” That’s what heat capacity tells us. You can calculate it using the formula C = q / ΔT, where ‘q’ is the heat added, and ΔT is how much the temperature goes up.

Constant Volume (Cv): Imagine you’re heating something, but it’s in a container where the volume can’t change. So, you’re just heating it up, and the volume stays the same. The heat you add for every 1 degree Celsius it gets hotter is called constant volume heat capacity, or Cv. You can write it as Cv = (dU / dT)_v, but don’t worry too much about the math for now.

Constant Pressure (Cp): Now, think of a different situation. You’re heating something, but this time, you’re keeping the pressure the same. So, as it gets hotter, you’re adding heat, and the pressure doesn’t change. The heat you add for every 1 degree rise in temperature under these conditions is the constant pressure heat capacity, or Cp. You can define it as Cp = (dH / dT)_p, but again, no need to stress about the math right now.

Now, here’s the interesting part: there’s a connection between Cp and Cv. When you have a mole of an ideal gas (imagine air as an ideal gas), you can say that the heat at constant pressure (Cp) is related to the heat at constant volume (Cv) like this: Cp – Cv = R.

In simple terms, heat capacity tells us how much heat something can take before it gets hotter. Cv and Cp are just fancy ways of talking about how this works when the volume or pressure stays the same. And the relationship between Cp and Cv is super important in thermodynamics because it helps us understand how gases behave in different situations.

మన తెలుగులో

హీట్ కెపాసిటీ (సి) అనేది ఒక పదార్ధం వేడెక్కడానికి ముందు ఎంత వేడిని నానబెట్టగలదో కొలమానం లాంటిది. ఇది “ఏదైనా 1 డిగ్రీ సెల్సియస్ వేడి చేయడానికి ఎంత వేడిని తీసుకుంటుంది?” అని అడగడం లాంటిది. ఉష్ణ సామర్థ్యం మనకు తెలియజేస్తుంది. మీరు దానిని C = q / ΔT సూత్రాన్ని ఉపయోగించి లెక్కించవచ్చు, ఇక్కడ ‘q’ అనేది జోడించిన వేడి మరియు ΔT అనేది ఉష్ణోగ్రత ఎంత పెరుగుతుందో.

స్థిరమైన వాల్యూమ్ (Cv): మీరు ఏదైనా వేడి చేస్తున్నట్లు ఊహించుకోండి, కానీ అది వాల్యూమ్ మార్చలేని కంటైనర్‌లో ఉంది. కాబట్టి, మీరు దానిని వేడి చేస్తున్నారు మరియు వాల్యూమ్ అలాగే ఉంటుంది. ప్రతి 1 డిగ్రీ సెల్సియస్‌కు మీరు జోడించే వేడిని స్థిరమైన వాల్యూమ్ హీట్ కెపాసిటీ లేదా Cv అంటారు. మీరు దీన్ని Cv = (dU / dT)_v అని వ్రాయవచ్చు, కానీ ప్రస్తుతానికి గణితం గురించి పెద్దగా చింతించకండి.

స్థిర ఒత్తిడి (Cp): ఇప్పుడు, వేరే పరిస్థితి గురించి ఆలోచించండి. మీరు ఏదో వేడి చేస్తున్నారు, కానీ ఈసారి, మీరు ఒత్తిడిని అలాగే ఉంచుతున్నారు. కాబట్టి, అది వేడిగా ఉన్నందున, మీరు వేడిని జోడిస్తున్నారు మరియు ఒత్తిడి మారదు. ఈ పరిస్థితుల్లో ఉష్ణోగ్రతలో ప్రతి 1 డిగ్రీ పెరుగుదలకు మీరు జోడించే వేడి స్థిరమైన పీడన ఉష్ణ సామర్థ్యం లేదా Cp. మీరు దీన్ని Cp = (dH / dT)_pగా నిర్వచించవచ్చు, కానీ మళ్లీ, ప్రస్తుతం గణితాన్ని నొక్కి చెప్పాల్సిన అవసరం లేదు.

ఇప్పుడు, ఇక్కడ ఆసక్తికరమైన భాగం ఉంది: Cp మరియు Cv మధ్య కనెక్షన్ ఉంది. మీకు ఆదర్శ వాయువు (గాలిని ఆదర్శ వాయువుగా ఊహించండి) ఉన్నప్పుడు, స్థిరమైన పీడనం (Cp) వద్ద ఉన్న వేడి, స్థిరమైన ఘనపరిమాణం (Cv) వద్ద ఉండే వేడికి సంబంధించినది అని మీరు చెప్పవచ్చు: Cp – Cv = R.

సరళంగా చెప్పాలంటే, వేడిగా మారడానికి ముందు వేడి సామర్థ్యం ఎంత వేడిని తీసుకోవచ్చో తెలియజేస్తుంది. Cv మరియు Cp అనేది వాల్యూమ్ లేదా ప్రెజర్ ఒకే విధంగా ఉన్నప్పుడు ఇది ఎలా పని చేస్తుందనే దాని గురించి మాట్లాడటానికి కేవలం ఫాన్సీ మార్గాలు. మరియు Cp మరియు Cv మధ్య సంబంధం థర్మోడైనమిక్స్‌లో చాలా ముఖ్యమైనది ఎందుకంటే ఇది వివిధ పరిస్థితులలో వాయువులు ఎలా ప్రవర్తిస్తుందో అర్థం చేసుకోవడానికి మాకు సహాయపడుతుంది.

Introduction

In the realm of thermodynamics, understanding how substances absorb and store heat is crucial. This brings us to the concept of heat capacity and the specific heat capacities at constant pressure (Cp​) and constant volume (Cv​). Here’s a simplified exploration of these ideas and their relationships.

Heat Capacity Explained

Heat Capacity (C): This is a measure of how much heat a substance can absorb for its temperature to rise by 1°C. Mathematically, it’s represented as $$C = \frac{q}{\Delta T}$$ where:

  • ‘q’ is the heat absorbed.
  • ‘ΔT’ is the temperature increase.

Specific Heat Capacities: Cp​ and Cv​

  1. At Constant Volume (Cv​): Imagine you’re heating a substance, but its volume remains unchanged. The heat you add in this scenario, for every 1°C rise, is the heat capacity at constant volume. Its mathematical expression is: $$C_v = \left(\frac{dU}{dT}\right)_v​$$
  2. At Constant Pressure (Cp​): Now, think of a situation where you’re heating the substance, but the pressure stays constant. The heat added for every degree rise under this condition is the heat capacity at constant pressure. It’s mathematically defined as: $$C_p = \left(\frac{dH}{dT}\right)_p$$​

The Connection Between Cp​ and Cv​

For a mole of an ideal gas, the enthalpy (H) can be expressed as the sum of its internal energy (U) and the product of pressure (P) and volume (V). Using the ideal gas law (PV = RT), we can rewrite H as: H = U + RT
Differentiating with respect to temperature, we find: $$\frac{dH}{dT} = \frac{dU}{dT} + R$$
Using our earlier definitions of Cp​ and Cv​, we can equate the above to: Cp​ = Cv​ + R This leads to the pivotal relationship: Cp​ − Cv​ = R

Summary

The concept of heat capacity provides insight into how substances store heat, with Cp​ and Cv​ offering more specific scenarios at constant pressure and volume, respectively. The relationship between these specific heat capacities, represented by the equation Cp​ − Cv​ = R, is fundamental in thermodynamics and underscores the consistency in how gases behave under different conditions.

SAQ-3 : What are intensive and extensive properties?

For Backbenchers 😎

Intensive Properties are like the things that stay the same no matter how much of a substance you have. Imagine it’s like looking at a single piece of a puzzle; its characteristics don’t change if you have more pieces or fewer pieces. Examples of intensive properties include density (how packed together the particles are), viscosity (how thick or thin a liquid is), specific heat (how much heat a substance can take without changing temperature much), temperature (the average energy of tiny particles inside), pressure (the force pushing on an area), and vapor pressure (the pressure of a vapor in balance with its liquid).

Extensive Properties, on the other hand, are like the things that do change when you have more or less of something. They depend on the amount you have. It’s like looking at a pile of puzzle pieces; the more pieces you add, the bigger the pile becomes. Examples of extensive properties are mass (how much stuff there is), volume (how much space it takes up), internal energy (the total energy in a system), enthalpy (the heat content of a system), entropy (how messy or random things are), and heat capacity (how much heat you need to warm everything up).

In simple terms, intensive properties don’t care if you have a little or a lot; they stay the same. Extensive properties change when you have more or less stuff. This understanding helps scientists describe and figure out the unique qualities of different substances.

మన తెలుగులో

ఇంటెన్సివ్ ప్రాపర్టీస్ అంటే మీ దగ్గర ఎంత పదార్ధం ఉన్నా అలాగే ఉండేవి. ఇది ఒక పజిల్ యొక్క ఒక భాగాన్ని చూడటం లాంటిదని ఊహించుకోండి; మీరు ఎక్కువ ముక్కలు లేదా తక్కువ ముక్కలు కలిగి ఉంటే దాని లక్షణాలు మారవు. ఇంటెన్సివ్ లక్షణాలకు ఉదాహరణలు సాంద్రత (కణాలు ఎలా కలిసి ఉంటాయి), స్నిగ్ధత (ద్రవం ఎంత మందంగా లేదా సన్నగా ఉంటుంది), నిర్దిష్ట వేడి (ఉష్ణోగ్రతను ఎక్కువగా మార్చకుండా ఒక పదార్ధం ఎంత వేడిని తీసుకోగలదు), ఉష్ణోగ్రత (చిన్న కణాల సగటు శక్తి లోపల), పీడనం (ఒక ప్రాంతంపైకి నెట్టడం) మరియు ఆవిరి పీడనం (ఒక ఆవిరి దాని ద్రవంతో సమతుల్యతలో ఉన్న ఒత్తిడి).

విస్తారమైన లక్షణాలు, మరోవైపు, మీరు ఏదైనా ఎక్కువ లేదా తక్కువ కలిగి ఉన్నప్పుడు మారే విషయాలు వంటివి. అవి మీ వద్ద ఉన్న మొత్తంపై ఆధారపడి ఉంటాయి. ఇది పజిల్ ముక్కల కుప్పను చూడటం లాంటిది; మీరు ఎంత ఎక్కువ ముక్కలను జోడిస్తే, కుప్ప పెద్దదిగా మారుతుంది. విస్తృతమైన లక్షణాలకు ఉదాహరణలు ద్రవ్యరాశి (ఎంత అంశాలు ఉన్నాయి), వాల్యూమ్ (అది ఎంత స్థలాన్ని తీసుకుంటుంది), అంతర్గత శక్తి (ఒక వ్యవస్థలోని మొత్తం శక్తి), ఎంథాల్పీ (సిస్టమ్ యొక్క వేడి కంటెంట్), ఎంట్రోపీ (ఎంత దారుణంగా లేదా యాదృచ్ఛిక విషయాలు), మరియు ఉష్ణ సామర్థ్యం (మీరు ప్రతిదీ వేడెక్కడానికి ఎంత వేడి అవసరం).

సరళంగా చెప్పాలంటే, ఇంటెన్సివ్ ప్రాపర్టీలు మీకు కొంచెం లేదా చాలా ఉంటే పట్టించుకోవు; వారు అలాగే ఉంటారు. మీరు ఎక్కువ లేదా తక్కువ అంశాలను కలిగి ఉన్నప్పుడు విస్తృతమైన లక్షణాలు మారుతాయి. ఈ అవగాహన శాస్త్రవేత్తలు వివిధ పదార్ధాల ప్రత్యేక లక్షణాలను వివరించడానికి మరియు గుర్తించడంలో సహాయపడుతుంది.

Introduction

In the study of matter and its properties, it’s important to distinguish between the characteristics that depend on the amount of substance and those that don’t. This distinction leads us to two classifications: intensive and extensive properties.

Intensive Properties Explained

  1. Definition: Intensive properties are characteristics of a system that remain unchanged regardless of the amount of substance present.
  2. Examples:
    • Density: How compact a substance is.
    • Viscosity: How thick or thin a liquid is.
    • Specific Heat: Amount of heat a substance can absorb without changing its temperature significantly.
    • Temperature: Average kinetic energy of particles in a substance.
    • Pressure: Force exerted by a substance per unit area.
    • Vapor Pressure: Pressure exerted by a vapor in equilibrium with its condensed phase.

Extensive Properties Unveiled

  1. Definition: Extensive properties are those that change based on how much of the substance you have.
  2. Examples:
    • Mass: Amount of matter in a substance.
    • Volume: Space that a substance occupies.
    • Internal Energy: Total energy (kinetic + potential) of a system.
    • Enthalpy: Heat content of a system.
    • Entropy: Measure of disorder or randomness in a system.
    • Heat Capacity: Heat required to raise the temperature of the entire substance by a certain amount.

Summary

When analyzing the properties of matter, it’s crucial to understand if a particular characteristic is dependent on the quantity (extensive) or is inherent to the substance irrespective of its amount (intensive). Recognizing this difference can significantly impact how we approach and study various physical and chemical processes.

SAQ-4 : What are open, closed and isolated systems? Give one example for each?

For Backbenchers 😎

In the world of thermodynamics, we often group systems based on how they interact with their surroundings. This gives us three main types: open, closed, and isolated systems.

Open Systems are like the chatty ones at a party. They can freely talk to the outside world, both sharing stuff (like matter) and talking about their feelings (like energy). Imagine a cup of tea sitting in a saucer; the tea can lose heat to the air, and if you’re not careful, it might spill or evaporate, which is matter going out.

Closed Systems are a bit more reserved. They can only talk about their feelings (energy) but won’t share stuff (matter) with others. Think of a sealed drink bottle; the drink inside can get colder or warmer from the surroundings, but you won’t see any liquid or gas escaping.

Isolated Systems are like hermits; they want nothing to do with the outside world. They keep to themselves, not sharing feelings (energy) or stuff (matter) with anyone else. Picture hot coffee in a thermos flask; it stays hot because the thermos doesn’t let heat escape, and it’s sealed, so nothing from the environment can sneak in.

In a nutshell, understanding these three types of systems helps us in thermodynamics, the study of heat and energy. Knowing how they work and their real-life examples helps us make sense of how things change in different situations, whether it’s heating tea, chilling drinks, or keeping coffee hot.

మన తెలుగులో

థర్మోడైనమిక్స్ ప్రపంచంలో, వారు తమ పరిసరాలతో ఎలా సంకర్షణ చెందుతారు అనే దాని ఆధారంగా మేము తరచుగా వ్యవస్థలను సమూహపరుస్తాము. ఇది మాకు మూడు ప్రధాన రకాలను అందిస్తుంది: ఓపెన్, క్లోజ్డ్ మరియు ఐసోలేటెడ్ సిస్టమ్స్.

ఓపెన్ సిస్టమ్‌లు పార్టీలో చాటీ లాంటివి. వారు బయటి ప్రపంచంతో స్వేచ్ఛగా మాట్లాడగలరు, అంశాలను (పదార్థం వంటివి) పంచుకుంటారు మరియు వారి భావాల గురించి (శక్తి వంటివి) మాట్లాడగలరు. ఒక కప్పు టీని సాసర్‌లో కూర్చోబెట్టండి; టీ గాలికి వేడిని కోల్పోతుంది మరియు మీరు జాగ్రత్తగా ఉండకపోతే, అది చిందటం లేదా ఆవిరైపోవచ్చు, ఇది బయటకు వెళ్లే విషయం.

క్లోజ్డ్ సిస్టమ్‌లు కొంచెం ఎక్కువ రిజర్వ్ చేయబడ్డాయి. వారు తమ భావాలను (శక్తి) గురించి మాత్రమే మాట్లాడగలరు కానీ ఇతరులతో విషయాన్ని (విషయం) పంచుకోరు. మూసివున్న పానీయం సీసా గురించి ఆలోచించండి; లోపల ఉన్న పానీయం పరిసరాల నుండి చల్లగా లేదా వెచ్చగా ఉంటుంది, కానీ ద్రవం లేదా వాయువు బయటకు వెళ్లడం మీకు కనిపించదు.

వివిక్త వ్యవస్థలు సన్యాసుల లాంటివి; వారు బయటి ప్రపంచంతో ఏమీ చేయకూడదనుకుంటారు. వారు ఎవరితోనూ భావాలను (శక్తి) లేదా అంశాలను (విషయం) పంచుకోకుండా తమలో తాము ఉంచుకుంటారు. థర్మోస్ ఫ్లాస్క్‌లో వేడి కాఫీని చిత్రించండి; ఇది వేడిగా ఉంటుంది, ఎందుకంటే థర్మోస్ వేడిని బయటకు వెళ్లనివ్వదు మరియు అది సీలు చేయబడింది, కాబట్టి పర్యావరణం నుండి ఏదీ చొరబడదు.

క్లుప్తంగా, ఈ మూడు రకాల వ్యవస్థలను అర్థం చేసుకోవడం థర్మోడైనమిక్స్, వేడి మరియు శక్తి యొక్క అధ్యయనంలో మాకు సహాయపడుతుంది. వారు ఎలా పని చేస్తారో మరియు వారి నిజ జీవిత ఉదాహరణలను తెలుసుకోవడం, టీ వేడి చేయడం, పానీయాలు చల్లడం లేదా కాఫీని వేడిగా ఉంచడం వంటి విభిన్న పరిస్థితులలో పరిస్థితులు ఎలా మారతాయో అర్థం చేసుకోవడానికి మాకు సహాయపడుతుంది.

Introduction

In the realm of thermodynamics, systems are often classified based on their ability to exchange matter and energy with their surroundings. This classification leads to the identification of open, closed, and isolated systems.

Open Systems

  1. Definition: Open systems can freely exchange both matter and energy with the outside environment.
  2. Example:
    • A cup of tea in a saucer: In this setup, not only can heat be transferred between the tea and the environment, but there’s also potential for matter transfer, like tea spilling out or evaporating.

Closed Systems

  1. Definition: Closed systems can only exchange energy with the surroundings, but not matter.
  2. Example:
    • A chilled sealed drink bottle: While the drink inside can gain or lose heat from/to the surroundings, the matter (liquid inside) remains confined within the bottle, preventing any exchange of liquid or gas with the external environment.

Isolated Systems

  1. Definition: Isolated systems are completely cut off from their surroundings. They neither exchange energy nor matter with the outside environment.
  2. Example:
    • Hot coffee in a thermos flask: Here, the thermos prevents heat exchange between the coffee and the outside environment. At the same time, because it’s sealed, there’s no way for the coffee to spill or for anything from the environment to get in.

Summary

Understanding the distinctions between open, closed, and isolated systems provides a foundation for many concepts in thermodynamics. Recognizing the characteristics of each type of system and their real-world examples helps in comprehending various physical and chemical transformations in diverse scenarios.

SAQ-5 : State the third law of thermodynamics. What do you understand by it?

For Backbenchers 😎

In the world of thermodynamics, where we study how energy and stuff behave, there’s a special rule called the Third Law. This law is all about what happens when things get incredibly, mind-numbingly cold, like colder than you can even imagine.

So, when things get that cold, like almost reaching the coldest temperature possible called “absolute zero,” something interesting happens. The energy in those things almost disappears; it’s like everything stops moving. Imagine if you could freeze everything in the universe to almost a standstill; that’s what this law talks about.

Now, why does this matter? Well, it’s because when things are that incredibly cold, they become perfectly neat and tidy. We call it “zero entropy,” which is just a fancy way of saying there’s absolutely no chaos or mess in those things.

But here’s the cool part – this law doesn’t just tell us about freezing cold stuff. It helps us understand what happens as things warm up too. When things heat up, they start to get more chaotic, like when ice turns into water, and then into steam. So, this law sets a limit on how neat or messy things can be at different temperatures.

And if we want to figure out how neat or messy things are at any temperature, this law gives us a math trick to do it. It says that if we know how something’s “heat capacity” changes with temperature (which is like how much heat it can hold), we can use a math equation to find out how neat or messy it is at different temperatures.

In simple words, the Third Law of Thermodynamics is like a rule for when things get super-duper cold. It tells us that when stuff gets that cold, it becomes perfectly neat and orderly. But it also helps us understand how things get messier as they warm up, and it gives us a math tool to figure out how neat or messy they are at different temperatures. So, it’s all about order and chaos in the world of thermodynamics, especially when things get incredibly cold.

మన తెలుగులో

థర్మోడైనమిక్స్ ప్రపంచంలో, శక్తి మరియు అంశాలు ఎలా ప్రవర్తిస్తాయో అధ్యయనం చేసే చోట, థర్డ్ లా అనే ప్రత్యేక నియమం ఉంది. ఈ చట్టం మీరు ఊహించిన దాని కంటే విపరీతమైన, మనస్సును కదిలించే విధంగా చల్లగా ఉన్నప్పుడు ఏమి జరుగుతుందనే దాని గురించి ఉంటుంది.

కాబట్టి, “సంపూర్ణ సున్నా” అని పిలువబడే అత్యంత శీతల ఉష్ణోగ్రత దాదాపుగా చేరుకోవడం వంటి విషయాలు చల్లగా ఉన్నప్పుడు, ఆసక్తికరమైన ఏదో జరుగుతుంది. ఆ విషయాలలో శక్తి దాదాపు అదృశ్యమవుతుంది; ప్రతిదీ కదలడం ఆగిపోయినట్లే. మీరు విశ్వంలోని ప్రతిదీ దాదాపుగా నిలిచిపోయేలా స్తంభింపజేయగలరా అని ఆలోచించండి; ఈ చట్టం దాని గురించి మాట్లాడుతుంది.

ఇప్పుడు, ఇది ఎందుకు ముఖ్యమైనది? సరే, ఎందుకంటే విషయాలు చాలా చల్లగా ఉన్నప్పుడు, అవి ఖచ్చితంగా చక్కగా మరియు చక్కగా మారుతాయి. మేము దీనిని “జీరో ఎంట్రోపీ” అని పిలుస్తాము, ఇది ఆ విషయాలలో ఎటువంటి గందరగోళం లేదా గందరగోళం లేదని చెప్పడానికి కేవలం ఒక ఫాన్సీ మార్గం.

అయితే ఇక్కడ మంచి భాగం ఉంది – ఈ చట్టం కేవలం చల్లని వస్తువులను గడ్డకట్టడం గురించి మాత్రమే చెప్పదు. విషయాలు వేడెక్కినప్పుడు ఏమి జరుగుతుందో అర్థం చేసుకోవడానికి ఇది మాకు సహాయపడుతుంది. విషయాలు వేడెక్కినప్పుడు, అవి మరింత అస్తవ్యస్తంగా మారడం ప్రారంభిస్తాయి, మంచు నీరుగా మారినప్పుడు, ఆపై ఆవిరిగా మారుతుంది. కాబట్టి, వివిధ ఉష్ణోగ్రతల వద్ద విషయాలు ఎంత చక్కగా లేదా గజిబిజిగా ఉంటాయో ఈ చట్టం పరిమితిని నిర్దేశిస్తుంది.

మరియు ఏదైనా ఉష్ణోగ్రత వద్ద విషయాలు ఎంత చక్కగా లేదా గజిబిజిగా ఉన్నాయో మనం గుర్తించాలనుకుంటే, ఈ చట్టం దీన్ని చేయడానికి గణిత ఉపాయాన్ని అందిస్తుంది. ఉష్ణోగ్రతతో ఏదైనా “ఉష్ణ సామర్థ్యం” ఎలా మారుతుందో మనకు తెలిస్తే (అది ఎంత వేడిని పట్టుకోగలదు వంటిది), వివిధ ఉష్ణోగ్రతల వద్ద అది ఎంత చక్కగా లేదా గజిబిజిగా ఉందో తెలుసుకోవడానికి మనం గణిత సమీకరణాన్ని ఉపయోగించవచ్చు.

సాధారణ మాటలలో, థర్మోడైనమిక్స్ యొక్క మూడవ నియమం విషయాలు సూపర్-డూపర్ చల్లగా ఉన్నప్పుడు నియమం వలె ఉంటుంది. వస్తువులు చల్లగా ఉన్నప్పుడు, అది ఖచ్చితంగా చక్కగా మరియు క్రమబద్ధంగా మారుతుందని ఇది మాకు చెబుతుంది. అయితే విషయాలు వేడెక్కుతున్నప్పుడు అవి ఎలా గందరగోళానికి గురవుతాయో అర్థం చేసుకోవడానికి ఇది మాకు సహాయపడుతుంది మరియు వివిధ ఉష్ణోగ్రతల వద్ద అవి ఎంత చక్కగా లేదా గజిబిజిగా ఉన్నాయో గుర్తించడానికి ఇది మాకు గణిత సాధనాన్ని అందిస్తుంది. కాబట్టి, ఇది థర్మోడైనమిక్స్ ప్రపంచంలో క్రమం మరియు గందరగోళానికి సంబంధించినది, ముఖ్యంగా విషయాలు చాలా చల్లగా ఉన్నప్పుడు.

Introduction

In the study of thermodynamics, laws are established that govern the behavior of energy and matter. One such law, known as the third law of thermodynamics, has significant implications for the behavior of substances at extremely low temperatures.

Third Law of Thermodynamics

  1. Definition: The energy of a pure and perfectly crystalline substance approaches zero as the temperature gets closer to absolute zero.
  2. Implications:
    • Zero Entropy: This essentially means there’s a perfect order or the least possible disorder in the system.
    • Entropy Limitation: The law sets a lower bound on the value of entropy. As a substance heats up, its entropy increases. Conversely, as it cools, its entropy decreases.
    • Calculating Entropy: This law offers a way to determine the entropy (S) of a substance at any temperature. If the temperature dependence of heat capacity (Cp​) is known, it becomes possible to ascertain the absolute value of entropy.
    • Mathematical Representation: The entropy at any given temperature can be represented as: $$S_T = \int_0^T \frac{C_p}{T} dT$$ Here, the equation helps to integrate the temperature-dependent heat capacity over the temperature range to derive the entropy.

Summary

The third law of thermodynamics provides insights into the behavior of substances at very low temperatures, highlighting the significance of order and entropy. It lays the foundation for understanding the absolute values of entropy and offers mathematical tools to determine these values for substances across different temperatures.