Je opent de vriezer, haalt er een paar ijsblokjes uit en gooit ze in je spa. Het plezier van een gekoeld drankje kan groot zijn. Maar de tol is veel groter: terwijl de ijsblokjes smelten, komt het heelal dichter bij totale vernietiging.
In je ijsblokjes zitten de moleculen in een ordelijk patroon aan elkaar vast, maar in je lauwe spaatje beginnen ze te smelten – de ordelijke structuren vallen uiteen en uiteindelijk zwemmen alle moleculen in het glas kriskras om elkaar heen.
De mate van wanorde in het heelal is gegroeid, en zal alleen maar toenemen. Uiteindelijk zal alles worden weggevaagd.
De wanorde beschreven door de 2e wet van de thermodynamica heet entropie en is niet zo eenvoudig te begrijpen als het zooitje in de slaapkamer van je kind.
Entropie in de natuurkunde is de maat voor de lading energie die verdeeld is over de moleculen in een gesloten systeem.
Als het gesloten systeem – zeg een goudstaaf – een energiebalans kent, dan hebben alle moleculen daarin dezelfde gemiddelde energie. Maar ze dragen steeds energie aan elkaar over, dus is het onwaarschijnlijk dat ze op een bepaald moment allemaal exact dezelfde energie hebben. En het is even onwaarschijnlijk dat één molecuul alle energie draagt.
Moleculen houden van wanorde
Stel je voor dat de goudstaaf bestaat uit slechts drie moleculen en drie eenheden energie, dan kunnen de moleculen elk één eenheid hebben, één molecuul kan ze alledrie hebben, enzovoort. In totaal zijn er hier tien mogelijke combinaties.
In echt goud zijn er echter miljarden moleculen en wel triljoenen mogelijke combinaties, en statistisch gezien is het hoogst onwaarschijnlijk dat alle energie-eenheden in één molecuul zitten.
In het echt verspreidt de energie zich vanzelf gelijkmatig over alle moleculen – de entropie zal zo hoog mogelijk zijn.
In een koude goudstaaf trillen ze maar weinig. Ze kunnen moeilijk energie uitwisselen en de entropie is vrij laag.
Nu nemen we een hete goudstaaf, de moleculen trillen en de entropie is hoog, en leggen die bovenop een koude staaf. Vrij spontaan zal de entropie toenemen. De bovenste staaf geeft warmte af aan de onderste, tot de temperatuur in balans is.
De entropie in de hete staaf neemt iets af, maar toe in de voorheen koude goudstaaf, waar de moleculen nu vrijer kunnen trillen.
Over het geheel genomen kan de energie nu op verschillende manieren worden verdeeld en is de entropie dus toegenomen. Het proces volgt precies de 2e wet van de thermodynamica.
En het kan nooit de andere kant op. Leggen we een ijskoude goudstaaf op de andere twee, dan worden ze kouder en neemt de entropie af, maar de koude staaf laat ergens anders een nog grotere puinhoop achter: de vriezer die de staaf koelde heeft warmte afgestaan aan de lucht eromheen, waar de entropie nu een stukje groter is.
Omdat entropie niet kan afnemen, zullen in theorie alle moleculen in het heelal uiteindelijk worden vermengd tot één grote, lauwe soepzooi. Gelukkig gaat dit traag. Berekeningen tonen aan dat de totale chaos pas toeslaat over 1026 jaar.