열역학(熱力學, thermodynamics)은 에너지, 열, 일, 엔트로피 및 과정의 자발성을 다루는 물리학의 한 분야이다. 이 학문은 열(heat)과 일(work) 간의 관계를 설명하며, 에너지가 변환되고 이동하는 방식에 대한 근본적인 법칙들을 제공한다.
열역학은 크게 고전 열역학(평형 열역학)과 비평형 열역학으로 나뉜다. 고전 열역학은 계(system)가 열역학적 평형 상태에 있을 때를 다루며, 과정이 완료되는 시간이나 속도에는 관심을 두지 않는 대신 준정적 과정(quasi-static process) 개념이 중요하게 사용된다. 비평형 열역학은 시간에 따라 변화하는 열역학적 과정을 연구한다.
열역학의 역사는 18세기 말 벤저민 럼퍼드가 열소 이론을 부정하면서 시작되었다. 이후 1824년 니콜라 레오나르 사디 카르노가 카르노 사이클을 정립하였고, 1850년 루돌프 클라우지우스가 열역학 제2법칙을, 같은 해 제1법칙을 정의하였다. 1873년 요하네스 반데르발스가 상태 방정식을, 1878년 조시아 윌러드 깁스가 깁스 자유 에너지와 상률 개념을 도입하였다.
열역학 계는 환경과의 상호작용 방식에 따라 닫힌계(closed system: 에너지 교환만 가능, 물질 교환 없음), 열린계(open system: 에너지와 물질 모두 교환 가능), 고립계(isolated system: 에너지와 물질 모두 교환 불가)로 분류된다. 계의 상태는 온도(T), 압력(p), 부피(V), 엔트로피(S), 내부 에너지(U) 등의 열역학 변수로 기술되며, 이 변수들 간의 관계는 상태 방정식으로 표현된다.
열역학의 네 가지 기본 법칙은 다음과 같다.
- 제0법칙 (열적 평형의 추이성): 두 계가 각각 세 번째 계와 열평형 상태에 있으면, 서로 간에도 열평형 상태에 있다. 이는 온도라는 물리량의 정의에 기초가 된다.
- 제1법칙 (에너지 보존): 에너지는 형태가 변환될 수 있으나 총량은 일정하게 보존된다. 수학적으로 dU = dq + dw로 표현되며, 여기서 U는 내부 에너지, q는 열, w는 일이다.
- 제2법칙 (엔트로피 증가): 고립계에서 엔트로피는 절대 감소하지 않으며, 자연 과정은 엔트로피가 증가하는 방향으로 진행된다. 열을 모두 일로 전환하는 완전 효율의 열기관(영구기관)은 존재할 수 없음을 의미한다.
- 제3법칙 (절대 영도의 불가능성): 유한한 과정을 통해 계의 온도를 절대영도(0 K)에 도달하게 하는 것은 불가능하다. 절대영도에서 완전 결정 상태의 엔트로피는 0이다.
열역학은 물리학, 화학, 기계공학, 화학공학, 재료공학, 항공우주공학, 대기과학 등 다양한 이공계 분야의 기초 학문으로 활용되며, 열기관, 냉동기, 화학 반응, 생명 현상 등 에너지 변환이 수반되는 모든 자연 현상과 공학적 시스템을 이해하는 데 필수적인 이론적 틀을 제공한다.
