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Die Temperatur ist ein Maß für die durchschnittliche Bewegungsenergie von Teilchen, während Wärme die Energie bezeichnet, die aufgrund von Temperaturunterschieden zwischen Systemen übertragen wird. Die zugeführte Wärme Q ist über die Wärmekapazität C mit der Temperaturänderung ΔT verknüpft: Q = C * ΔT. Aggregatzustände (fest, flüssig, gasförmig) und ihre Phasenübergänge sind zentrale Konzepte der Wärmelehre.
Die Temperatur ist eine intensive Zustandsgröße, die die mittlere kinetische Energie (Bewegungsenergie) der Teilchen in einem Stoff beschreibt. Man kann sie sich bildlich als die 'Heftigkeit' der ungeordneten Teilchenbewegung vorstellen: Je schneller die Atome oder Moleküle schwingen oder flitzen, desto höher ist die gemessene Temperatur.
Thermodynamische Systeme bestehen aus einer unvorstellbar großen Anzahl von Teilchen. Um damit umzugehen, verwendet man die Stoffmenge in Mol: Ein Mol ist die Menge eines Stoffs, die genau 6,022 · 10²³ Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen) enthält – die Avogadro-Konstante NA.
Die Innere Energie (U) hingegen ist die Summe aller im System enthaltenen mikroskopischen Energien. Dazu zählen sowohl die kinetische Energie (Temperatur-Anteil) als auch die potentielle Energie, die durch Bindungen und Wechselwirkungen zwischen den Teilchen entsteht. Die Innere Energie ist das 'Energiekonto' eines Systems.
Achtung: Zur Inneren Energie zählen alle mikroskopischen Energieformen – also auch chemische Bindungsenergien oder Kernbindungsenergie. Nicht dazu gehören die makroskopische kinetische Energie (wenn sich der ganze Körper bewegt) oder die potentielle Energie im Schwerefeld, da diese nicht 'im' Stoff stecken, sondern dem System als Ganzem zugeschrieben werden.
Wärme (Q) ist im Gegensatz dazu eine Prozessgröße. Sie beschreibt die Energie, die allein aufgrund eines Temperaturunterschieds von einem System auf ein anderes übertragen wird. Ein Körper 'besitzt' also keine Wärme, sondern er besitzt Innere Energie, die als Wärme abgegeben werden kann.
Möchte man die Temperatur eines Körpers um ΔT ändern, benötigt man die Wärme Q = C * ΔT. Dabei ist C die Wärmekapazität des Körpers. Für ein Material ist die spezifische Wärmekapazität c praktischer: Sie gibt die Wärmeenergie an, die 1 kg des Stoffes um 1 K erhöht (Einheit J/(kg·K)).
Zur Veranschaulichung dient die Wasser-Analogie: Die Temperatur entspricht dem Wasserstand (Potenzial), während die Wärme der fließenden Wassermenge (Übertragung) entspricht. Die Innere Energie wäre die gesamte Wassermenge, die sich in einem Behälter befindet.
Die Kelvin-Skala ist die absolute Temperaturskala der Physik. Ihr Nullpunkt, der absolute Nullpunkt (0 K, was -273,15 °C entspricht), markiert den Zustand minimaler Teilchenbewegung. Da Kelvin eine absolute Skala ist, gibt es keine negativen Werte.
Die Temperatur misst man mit Thermometern, die auf der thermischen Ausdehnung von Flüssigkeiten (z.B. Quecksilber, Alkohol) oder der Bimetall-Biegung beruhen. Wichtig: Ein Temperaturunterschied von 1 Kelvin ist exakt gleich 1 Grad Celsius; die Skalen sind nur im Nullpunkt verschoben (0 °C = 273,15 K).
Die Innere Energie eines Systems kann auf zwei Arten verändert werden: durch die Zufuhr oder Abfuhr von Wärme (Q) oder durch das Verrichten von mechanischer Arbeit (W). Dies bildet die Grundlage für den ersten Hauptsatz der Thermodynamik.
Wenn zwei Systeme mit unterschiedlichen Temperaturen in Kontakt treten, fließt Energie so lange in Form von Wärme, bis beide die gleiche Temperatur aufweisen. Diesen Endzustand ohne weiteren Netto-Energiefluss nennt man thermisches Gleichgewicht.
Die drei klassischen Aggregatzustände sind fest, flüssig und gasförmig. Festkörper haben feste Form und festes Volumen; Flüssigkeiten formen sich dem Gefäß an, behalten aber ihr Volumen; Gase füllen jedes Volumen aus und passen sich in Form und Größe an.
Den Wechsel des Aggregatzustands nennt man Phasenübergang. Schmelzen (fest → flüssig) und Verdampfen (flüssig → gasförmig) benötigen Energiezufuhr (Schmelzwärme bzw. Verdampfungswärme). Umgekehrt wird beim Erstarren und Kondensieren Energie frei. Die Beträge der Schmelz- und Erstarrungswärme sind gleich. Sublimation (fest → gasförmig) und Resublimation kommen vor allem bei niedrigem Druck vor.
Die Übergangstemperaturen hängen vom Druck ab; Normaldruck beträgt 1 bar (= 10⁵ Pa). Phasendiagramme stellen die Gleichgewichte grafisch dar. Der Tripelpunkt ist jener Punkt, an dem alle drei Phasen im Gleichgewicht stehen, der kritische Punkt das Ende der Phasengrenze zwischen Flüssigkeit und Gas.
Wasser zeigt eine Anomalie: Seine höchste Dichte liegt bei 4 °C. Unterhalb von 4 °C dehnt es sich aus, weshalb Eis eine geringere Dichte als flüssiges Wasser hat und schwimmt. In einem See sinkt das 4 °C kalte Wasser auf den Grund, während kälteres Wasser oben gefriert – dies ermöglicht das Überleben von Lebewesen unter der Eisdecke.
Nichtklassische Aggregatzustände sind z.B. Plasma (ionisiertes Gas), suprafluide Phasen (reibungsfreie Flüssigkeiten), Bose-Einstein-Kondensate (Quantenzustand tiefer Temperatur) und das Quark-Gluon-Plasma.
