Bei mechanischer Arbeit ist auffällig, dass bei ihrer Verrichtung ständig Wärme entsteht. Nicht immer, aber oft. Das ist einleuchtend, wenn man bedenkt, dass es sich sowohl bei Arbeit, als auch bei Wärme um verwandte Prozesse handelt, die Energie übertragen und keine Zustände sind - im Gegensatz zur Temperatur. Diese ist eine physikalische Zustandsgröße und sagt aus, wie "warm" oder "kalt" etwas ist. Idealerweise in Kelvin (K) oder in Grad Celsius (°C). Temperatur wird auch als intensive Größe bezeichnet, sie ändert sich nicht, wenn man einen Körper halbiert.
Der Unterschied
Ganz anders verhält es sich mit Wärme, sie wird als extensive Größe bezeichnet. Halbiert man einen Körper, verringert sich sehr wohl die Wärme, die gespeichert oder abgegeben werden kann. Sie ist Energie, die übertragen wird. Genauer ausgedrückt umfasst sie einen Teil der Energie, der bei Vorgängen in thermodynamischen Systemen abgegeben oder aufgenommen werden kann. Der andere Teil ist die physikalische Arbeit. Die Einheit dafür ist mittlerweile Joule (J), egal ob für (mechanische) Arbeit, (elektrische) Energie oder die Wärmemenge (thermische Energie). Formeln und Umrechnung dafür gibt es hier in: "Arbeit, was ist das eigentlich?"
Lange Zeit wurde zwischen Wärme und Temperatur nicht unterschieden, auch wenn es in der Antike bereits sehr verschiedene Erklärungsansätze dafür gab. Die schauen wir uns dann besser in einem späteren Beitrag zur Temperatur genauer an. Eine Wende hin zur Trennung der beiden Größen begann sich ab ca. 1750 abzuzeichnen. Die ersten Kalorimeter kamen auf, mit denen (Gleichgewichts-)Temperaturen nach Mischung von Stoffen verschiedener Ausgangstemperaturen gemessen, so wie die spezifische Wärmekapazität eines Stoffs bestimmt werden konnten.
Mit dem Auftauchen der ersten Dampfmaschinen im frühen 18. Jahrhundert rückte der Fokus der Forschenden zunehmend auf den Zusammenhang von Energie, Wärme und Arbeit. Dass Wärme durch Reibung immer wieder aus dem selben Körper gewonnen werden kann, fiel 1798 Lord Rumford (bürgerlicher Name Sir Benjamin Thompson, 1753-1814) beim Bohren von Kanonenläufen auf. Die Wärmeabgabe ließ sich beliebig oft an der selben Kanone wiederholen und das so gut wie unabhängig von deren Temperatur. Der Gedanke, es handle sich daher um zwei verschiedene Größen war naheliegend und wäre Wärme eine Substanz, müsste diese doch irgendwann zur Neige gehen - tut sie aber nicht.
Kalorie
Die (mittlerweile veraltete) Einheit für die Wärme- und Energiemenge Kalorie stammt von Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794). Der Name leitet sich vom französischen "calorie" (lat. "calor") für "Wärme" ab. Ihre Definition: 1 Kalorie ist die Wärmezufuhr, die die Temperatur von 1g Wasser um 1°C erhöht. Der daraus abgeleitete Erhaltungssatz "abgegebene Wärme = aufgenommene Wärme" gilt bis heute. Wer aber heute von Kalorie im Zusammenhang mit dem Energiegehalt von Nahrung spricht, kann nicht lesen oder plappert Unsinn nach. Auf den Lebensmittelpackungen steht stets eindeutig und einigermaßen gut leserlich: Kilokalorie, Herrgottnochmal!
Joule
Der erste, dem um 1850 eine exakte Messung des mechanischen Äquivalents zur Wärme gelang, war James Prescott Joule (1818-1889). Er galt als ein entschiedener Gegner der Wärmestofftheorie, die von de Lavoisier vertreten wurde und deren Ursprünge in den Arbeiten Roger Bacons (1220-1292) und ab dem 17.Jahrhundert in Francis Bacon, Johannes Kepler und Daniel Bernoulli weitere Anhänger fand. Auch Nicolas Léonard Sadi Carnot (1796-1832) ging noch davon aus, es handle sich bei Wärme um eine Substanz. Trotz späterer Widerlegung dieser Vorstellung gelangte er 1824 zur Erkenntnis, dass der maximale Wirkungsgrad einer (Dampf- oder Wärmekraft-)Maschine prinzipiell begrenzt sein muss und immer unter 100% liegt. Die bei hoher Temperatur aufgenommene Wärme muss nämlich stets bei niederer Temperatur wieder abgegeben werden und eine einfache Umkehr des Wärmeflusses ist ohne Aufwand von zusätzlicher Energie nicht möglich.
Wärme ist Energie
Das endgültige Aus verpassten der Wärmestofftheorie Hermann von Helmholtz (1821-1894) und anschließend Rudolf Clausius (1822-1888). Helmholtz formulierte 1847 den Energieerhaltungssatz allgemein: die Gesamtenergie eines geschlossenen Systems bleibt über die Zeit erhalten und Energie ist daher eine Erhaltungsgröße. Clausius formulierte darauf aufbauend 1850 den
1. Hauptsatz der Thermodynamik:
Energie kann weder erschaffen noch vernichtet werden – sie kann nur von einer Form in eine andere umgewandelt werden.
Weiters führte er eine mengenartige Größe ein, die Entropie. Diese entspricht teilweise dem "Caloricum" der Wärmestofftheorie und unterscheidet sich aber dadurch, dass der Erhaltungssatz für sie nur eingeschränkt gilt. Das ergibt den
2. Hauptsatz der Thermodynamik:
Die Entropie eines abgeschlossenen Systems kann nur gleich bleiben oder zunehmen – nie von selbst abnehmen. Das bedeutet für Wärme, dass diese nie von kältere in wärmere Körper übergehen kann, wenn nicht gleichzeitig eine andere damit zusammenhängende Änderung eintritt. Das erklärt, warum Prozesse wie Schmelzen oder Reibung irreversibel sind.
Entropie ist eine Zustandsgröße und kann weder erschaffen, noch zerstört werden. Sie hängt nur vom aktuellen Zustand ab – nicht davon, wie das System dorthin gekommen ist. Weiters ist Entropie ein Maß für Unordnung: Sie quantifiziert, wie „ungeordnet“ oder „statistisch verteilt“ die Energie im System ist. Die Einheit dafür ist Joule pro Kelvin (J/K). Jetzt fehlt noch ein
Nullter Hauptsatz der Thermodynamik:
Wenn zwei Systeme jeweils mit einem dritten System im thermischen Gleichgewicht stehen, dann stehen sie auch miteinander im Gleichgewicht.
Diese Bezeichnung wurde um 1931 vom britischen Physiker Ralph H. Fowler (1889-1944) geprägt und ist ihrer Bedeutung nach noch vor dem 1.Hauptsatz einzureihen und trägt daher die Nummerierung "0". Der Satz klingt simpel, erlaubt aber erstmals vollständig Temperatur als messbare Eigenschaft zu definieren – nur so macht ein Thermometer überhaupt Sinn.
Der 3. Hauptsatz der Thermodynamik (auch bekannt als Nernstsches Theorem) darf im Zusammenhang mit Wärme ruhig unterschlagen werden. Er beschreibt das Verhalten der Entropie eines Systems beim Annähern an den absoluten Nullpunkt der Temperatur bei 0 Kelvin (oder -273,15°C) und hat nicht mehr direkt mit Wärmeübertragung zu tun. Diese erfolgt übrigens stets durch Wärmeleitung, Wärmestrahlung oder Konvektion. Das spezielle Verhalten von Materie und Teilchen kurz vorm absoluten Nullpunkt ist eine ganz andere Baustelle auf dem Gebiet der Tieftemperatur- und Quantenphysik, die wir sicher zum gegebenen Zeitpunkt auch noch aufreißen werden.