במילים פשוטות, החוק השלישי קובע כי האנטרופיה של גביש מושלם של חומר טהור מתקרבת לאפס ככל שהטמפרטורה מתקרבת לאפס. בטמפרטורה זו, הסידור של האטומים בגביש מושלם אינו מותיר דרגות חופש באשר למיקום ולנטייה של כל חלק בגביש. כאשר האנרגיה של הגביש יורדת, הויברציות של האטומים הופכות לזניחות, וסידור האטומים בגביש הופך לזהה בכל תכולתו. התהליך מודגם באיור 1.
החוק השלישי מספק נקודת התייחסות מוחלטת לקביעת האנטרופיה בכל טמפרטורה אחרת. האנטרופיה של מערכת סגורה, הנקבעת ביחס לנקודת האפס הזו, היא האנטרופיה המוחלטת של אותה מערכת. מבחינה מתמטית, האנטרופיה המוחלטת של כל מערכת בטמפרטורת אפס היא הלוגריתם הטבעי של מספר מצבי היסוד כפול קבוע בולצמן "k"B = 1.38×10−23 J K−1.
האנטרופיה של סריג גבישי מושלם לפי הגדרתו של נרנסט היא אפס בתנאי שמצב היסוד הוא יחיד, מכיוון ש-ln(1) = 0. אם המערכת מורכבת ממיליארד אטומים, אשר כולם זהים, ושוכנים בתוך מבנה של גביש מושלם, מספר קומבינציות הסידור של מיליארד האטומים הוא Ω = 1 מכיוון שלא ניתן להבדיל בין האטומים.
לכן:
ההפרש הוא אפס, לכן האנטרופיה ההתחלתית S0 יכולה לקבל כל ערך כל עוד חישובים נוספים יכללו את האנטרופיה ההתחלתית. כתוצאה מכך, ערך האנטרופיה ההתחלתית נבחר להיות אפס מטעמי נוחות.
formula_8
formula_9
דוגמה: שינוי אנטרופיה של סריג גבישי המחומם על ידי בליעת פוטון.
נניח מערכת המורכבת מסריג גבישי בנפח V בו N אטומים זהים ב T = 0 K, ופוטון המתקרב לסריג באורך גל λ ואנרגיה ε.
בהתחלה, יש רק מצב מיקרוסקופי אחד נגיש:
formula_10
כעת נניח שהסריג הגבישי סופג את הפוטון הנכנס. ישנו אטום ייחודי בסריג היוצר אינטראקציה וסופג את הפוטון הזה. אז לאחר הספיגה, יש N מצבים מיקרוסקופיים אפשריים אשר יכולים לייצג את המצב המקרוסקופי של המערכת, כאשר כל אחד מהמצבים המיקרוסקופיים מתאר אטום מעורר אחד, ואת N-1 האטומים האחרים בסריג אשר נותרו במצב היסוד. N המצבים המיקרוסקופיים מתארים את אופציות הסידור של האטום המעורר בסריג.
האנטרופיה, האנרגיה והטמפרטורה של המערכת הסגורה עולות וניתן לחשב אותן. השינוי באנטרופיה הוא:
formula_11
מהחוק השני של התרמודינמיקה:
formula_12
לכן:
formula_13
נחשב את השינוי באנטרופיה:
formula_14
כאשר מניחים N = 3 • 1022 ו-λ = 1 ס"מ. השינוי באנרגיה של המערכת נגרם כתוצאה מהבליעה של פוטון יחיד בעל אנרגיה ε. נחשב את השינוי באנרגיה באמצעות האנרגיה של פוטון יחיד:
formula_15
כאשר c מהירות האור ו-h הוא קבוע פלאנק.
הטמפרטורה של המערכת הסגורה עולה גם כן. נחשב את השינוי בטמפרטורה:
formula_16
ניתן לפרש זאת כטמפרטורה הממוצעת של המערכת בטווח שבין formula_17. הנחנו כי אטום בודד סופג את הפוטון אך השינוי בטמפרטורה ובאנטרופיה מאפיינים את המערכת כולה.
השלכות ומסקנות.
האפס המוחלט.
החוק השלישי של התרמודינמיקה שקול לכך שלא ניתן בשום תהליך, אידיאלי ככל שיהיה, להוריד את הטמפרטורה של מערכת סגורה כלשהי לאפס במספר סופי של צעדים סופיים.
הסיבה לכך שלא ניתן להגיע ל - "T" = 0 על פי החוק השלישי מוסברת באופן הבא: נניח שניתן להוריד את הטמפרטורה של חומר בתהליך איזנטרופי על ידי שינוי הפרמטר "X" מ - "X"2 ל - "X"1. אפשר לחשוב על תהליך רב-שלבי בו מפעילים ומכבים שדה מגנטי באופן מבוקר. אם היה הבדל אנטרופיה באפס המוחלט, ניתן להגיע ל - "T" = 0 במספר סופי של צעדים. עם זאת, ב - "T" = 0 אין הבדל אנטרופיה, כך שיש צורך במספר אינסופי של צעדים. התהליך מודגם באיור 2.
מקרה פרטי - הוכחה שלא ניתן להגיע לאפס המוחלט באמצעות תהליך אדיאבטי.
לפי החוק השלישי של התרמודינמיקה, האיזותרמה "T" = 0 מתלכדת עם האדיאבטה "S" = 0. אבל, כל איזותרמה חותכת כל אדיאבטה רק פעם אחת ובנוסף, אף זוג אדיאבטות לא נחתך.
לכן, אם נבצע תהליך אדיאבטי מטמפרטורה formula_18 כלשהי, החותכת אדיאבטה formula_19 כלשהי, נישאר על אותה אדיאבטה ולכן לא נגיע לאדיאבטה המתלכדת עם האיזותרמה "T" = 0. כלומר, לא נגיע לטמפרטורת האפס המוחלט באמצעות תהליך אדיאבטי. התהליך מודגם באיור 3.
קיבול חום סגולי.
תיאור לא כמותי של החוק השלישי שנתן נרנסט בתחילת הדרך היה שניתן תמיד להפוך את קיבול החום הסגולי לאפס על ידי קירור החומר במידה מספקת. להלן ניתוח מודרני, כמותי:
נניח שקיבול החום של דגם באזור של טמפרטורה הנמוכה מקיים את קשר החזקה "C"("T, X")="C"0Tα באופן אסימפטוטי כאשר "T"→0. נרצה למצוא אילו ערכים של α מסכימים עם החוק השלישי. אנו יודעים כי:
בהתאם לחוק השלישי של התרמודינמיקה ולדיון הנ"ל, האינטגרל צריך להיות חסום כאשר "T"0→0 וזה אפשרי רק כאשר α&gt;0. לכן, קיבול החום חייב לשאוף לאפס בטמפרטורת האפס המוחלט אם הוא מקיים את קשר החזקה.
אותו טיעון מוביל לכך שהוא לא יכול להיות חסום על ידי קבוע חיובי, גם אם נשמיט את ההנחה שקיבול החום מקיים קשר חזקה.
מצד שני, קיבול החום הסגולי (המולרי) בנפח קבוע עבור גז אידיאלי קלאסי חד-אטומי, כמו הליום בטמפרטורת החדר, ניתן על ידי CV=(3/2)R כאשר R הוא קבוע הגזים האוניברסלי. אבל, קיבול חום קבוע אינו תואם את משוואה (12). כלומר, גז עם קיבול חום קבוע עד להורדת הטמפרטורה לאפס המוחלט מפר את החוק השלישי של התרמודינמיקה. ניתן לאמת זאת באופן בסיסי יותר על ידי החלפת CV במשוואה (4), שמניב:
בגבול "T"0→0 ביטוי זה מתבדר, שוב בסתירה לחוק השלישי של התרמודינמיקה.
הפתרון לסתירה מגיע מתורת הקוונטים באופן הבא: בטמפרטורה מסוימת הטבע הקוונטי של החומר מתחיל לשלוט בהתנהגות. חלקיקי פרמי עוקבים אחר התפלגות פרמי-דיראק וחלקיקי בוז עוקבים אחר התפלגות בוז-איינשטיין. בשני המקרים קיבול החום בטמפרטורות נמוכות אינו תלוי עוד בטמפרטורה, אפילו עבור גזים אידיאליים. עבור גז פרמי:
עם טמפרטורת פרמי "T"F הנתונה על ידי:
כאשר "N"A הוא מספר אבוגדרו, "V"m הוא הנפח המולרי (נפח ליחידת מול) ו-"M היא המסה המולרית."
עבור גז בוז:
עם טמפרטורת בוז "T"B הנתונה על ידי:
קיבולי החום הסגוליים הניתנים במשוואות (4) ו - (6) מסכימים עם משוואה (2). בנוסף, הם מקיימים קשר חזקה עם α=1 ו-α=3/2 בהתאמה.
אפילו במסגרת קלאסית גרידא, מהסתכלות על משוואת המצב של גז אידיאלי קלאסי, צפיפות הגז במספר חלקיקים קבוע הופכת להיות גבוהה מאוד ככל ש - "T" שואף לאפס, כך שהמרחק בין החלקיקים שואף לאפס. לכן, ההנחה של חלקיקים שאינם מבצעים אינטראקציה זה עם זה ככל הנראה נשברת כאשר הם קרובים מספיק זה לזה, כך שהערך של formula_20 משתנה מהערך הקבוע האידיאלי שלו.
לחץ אדים.
החומרים היחידים שנשארים במצב צבירה נוזל ליד האפס המוחלט הם ³He ו-⁴He. חום האידוי שלהם ניתן על ידי:
כאשר "L"0 וקיבול החום בלחץ קבוע "C"p קבועים. אם נחשוב על מיכל אשר מלא בחלקו בנוזל ובחלקו האחר בגז, האנטרופיה של תערובת הנוזל והגז היא:
כאשר formula_21 היא האנטרופיה של הנוזל ו-x הוא החלק של הגז מתוך סך התערובת. ניתן לראות כי שינוי האנטרופיה במהלך מעבר הפאזה נוזל-גז מתבדר בגבול T→0, בסתירה למשוואה (8). הטבע פותר פרדוקס זה כך: בטמפרטורות מתחת ל-50mK, "לחץ האדים כל כך נמוך כך שצפיפות הגז נמוכה יותר מהואקום האידיאלי. במילים אחרות, מתחת ל-50mK", אין גז מעל הנוזל ומתקיים formula_22.
חום כמוס של התכה.
שתי עקומות ההיתוך של ³He ו-⁴He דועכות בטמפרטורת האפס המוחלט ללחץ סופי. בלחץ בו מתבצעת ההתכה, הנוזל והגז נמצאים בשיווי משקל תרמודינמי. מהחוק השלישי נגזר כי האנטרופיות של המוצק והגז יהיו שוות בטמפרטורת האפס המוחלט. כתוצאה מכך, החום הכמוס של התכה הוא אפס והשיפוע של עקומות ההיתוך צונח לאפס לפי משוואת קלאוזיוס-קלפרון.
מקדם התפשטות תרמית.
מקדם ההתפשטות התרמית מוגדר כך:
מקשרי מקסוול מתקיים:
וממשוואה (8) עם "X"="p נקבל:"
כך שמקדם ההתפשטות התרמית של כל החומרים חייב לשאוף לאפס בטמפרטורה של 0K.
מלחמת האופיום
מלחמות האופיום (בסינית מפושטת: 鸦片战争; בסינית מסורתית: 鴉片戰爭; באנגלית: Opium Wars) היו שתי מלחמות שהתנהלו בין שושלת צ'ינג למעצמות המערב באמצע המאה ה-19, ופרצו על רקע הרצון של שליטי סין למנוע סחר באופיום בשטחן.
מלחמת החץ
נור א-דין אל-אתאסי
ד"ר נור א-דין מוסטפא אל-אתאסי (בערבית: نور الدين مصطفى الأتاسي; 1929-1992) היה רופא ומדינאי סורי, אשר כיהן כנשיא סוריה מפברואר 1966 עד נובמבר 1970.
ביוגרפיה.
אתאסי, קרוב משפחתו של האשם אל אתאסי (מדינאי ונשיא סוריה), למד רפואה באוניברסיטת דמשק, והצטרף למפלגת הבעת' הסורית בראשותם של מישל עפלק וסלאח א-דין אל-ביטאר. הוא נמנה עם תומכיה העיקריים של אידאולוגיית הפאן ערביות והנאצריזם הרדיקלי.
בשנת 1951, בנצלו את עמדתו כראש אגודת הסטודנטים באוניברסיטת דמשק, אתאסי פעל יחד עם מפלגת הבעת' כנגד הדיקטטורה הצבאית של הנשיא אדיב א-שישכלי. במאי 1952 הוא נאסר וגורש לכלא תדמור. שנה מאוחר יותר הועבר לכלא מזה הידוע לשמצה, שם פתח בשביתת רעב שהביאה לשחרורו חודש מאוחר יותר.
ב-1954, בעקבות פרוץ מלחמת אלג'יריה, נסע לאלג'יר שם שימש כרופאו של מפקד ההתנגדות האלג'יראית, הווארי בומדיין. עם תום המהפכה בשנת 1962, אתאסי שב לסוריה וגיבש את זהותו הפאן-ערבית.
בשנת 1963 תפסה מפלגת הבעת' את השלטון בסוריה, והנשיא אמין אל-חאפז מינה את אתאסי לשר הפנים בממשלתו של סלאח א-דין אל-ביטאר. אתאסי נכנס לתפקיד באוגוסט ונותר לכהן עד מאי 1964. מאוקטובר אותה שנה עד ספטמבר 1965 שימש כסגנו של ראש הממשלה ביטאר והיה חבר במועצת הפיקוד המהפכני של מפלגת הבעת'.