- •Все вещества состоят из атомов или молекул
- •Атомы и молекулы веществ находятся в состоянии беспорядочного движения
- •Между атомами и молекулами вещества действуют как силы притяжения, так и силы отталкивания.
- •2. Давление
- •3. Уравнение состояния идеального газа
- •4. Законы идеальных газов
- •Изотермический процесс
- •Изобарический процесс
- •Изохорический процесс
- •Закон Авогадро
- •Закон Дальтона
- •5. Барометрическая формула
- •З акон Больцмана
- •6. Распределение молекул по скоростям
- •7. Функция распределения
- •9. Формула Максвелла
- •10. Средняя арифметическая, средняя квадратичная и наивероятнейшая скорости молекул
- •11. Кинетическая теория теплоты Внутренняя энергия идеального газа
- •12. Первое начало термодинамики
- •§5. Макроскопическая работа
- •13. Различные приложения I начала термодинамики. Теплоёмкость
- •15, 16 Классическая теория теплоёмкости и её недостатки
- •19. Адиабатический процесс. Уравнение Пуассона
- •20. Работа при адиабатическом изменении объёма газа
- •21. Политропический процесс
- •22. Столкновение молекул и явления переноса
- •§2. Среднее число столкновений в единицу времени и средняя длина свободного пробега молекул
- •§3. Рассеяние молекулярного пучка в газе
- •23. Явление переноса в газах. Уравнение переноса
- •24. Диффузия
- •25. Теплопроводность газов
- •26. Вязкость газов (внутреннее трение)
- •28. Неидеальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Отклонение свойств газов от идеальности
- •29. Фаза и фазовые равновесия
- •30. Уравнение Ван-Дер-Ваальса
- •31. Изотермы Ван-дер-Ваальса
- •32. Критическая температура и критическое состояние
- •33. Приведенное уравнение Ван-дер-Ваальса. Закон соответственных состояний
- •34. Равновесные состояния
- •Обратимые и необратимые процессы
- •35. Необратимость и вероятность
- •37. Внутренняя энергия
- •38. Цикл Карно
- •39. Коэффициент полезного действия в цикле Карно
- •. Холодильная машина
- •40. Свободная энергия
- •41. Энтропия
- •42. Некоторые термодинамические соотношения
- •44 Закон возрастания энтропии. Второе начало термодинамики
- •Увеличение энтропии при теплопередаче
- •45. Энтропия и вероятность
- •46 Энтропия и беспорядок
- •47. Третье начало термодинамики
- •§9. Сжижение газов
- •48. Эффект Джоуля-Томсона
- •50. Строение жидкостей
- •51. Поверхностное натяжение
- •52. Условия равновесия на границе двух сред. Краевой угол
- •53. Силы, возникающие на кривой поверхности жидкости
- •54. Капиллярные явления
- •55. Упругость насыщенного пара над кривой поверхностью жидкости
- •56. Условия равновесия фаз химически однородного вещества
- •§3. Уравнение Клапейрона
34. Равновесные состояния
В механике равновесными называется такие состояния тела, при котором оно находиться в покое относительно какой-то системы координат. В термодинамике понятие равновесия несколько более широкое. Система находится в термодинамическом равновесии, если макроскопические величины, определяющие её состояние, остаются постоянными и равными своим средним значениям. В первую очередь это относится к давлению и температуре. В состоянии равновесия не могут происходить такие явления как теплопроводность, диффузия, химические реакции.
Термодинамическое равновесие существенно отличается от механического тем, что хотя макроскопические величины, характеризующие систему, остаются постоянными, частицы из которых состоит система не прекращают своих сложных движений. А то обстоятельство, что это не мешает системе оставаться в неизменном состоянии, обусловлено большим числом этих частиц. Например, в состоянии равновесия газ распределён равномерно по всему объёму сосуда, так что плотность во всех частях одинакова. Это связано с большим числом молекул. Если бы число молекул было бы мало, трудно было бы ожидать, что в обеих частях сосуда было бы, например, по 50 частиц. Но даже при большом числе частиц некоторые отклонения от равномерного распределения их по объёму могут иметь место в определённых частях сосуда. Одинакова и постоянна только средняя плотность газа во всём объёме.
Из этого следуют две особенности равновесного состояния:
Во-первых, понятие о термодинамическом равновесии является определённой идеализацией потому что, строго говоря, параметры состояния при равновесии не остаются постоянными, и испытывают небольшие колебания вблизи равновесных средних значений. Эти колебания называются флуктуациями.
Во – вторых, о термодинамическом равновесии можно говорить только в том случае, когда число частиц, составляющих систему, очень велико.
Обратимые и необратимые процессы
Если система по каким – либо причинам не находится в состоянии равновесия или выведена из него и предоставлена самой себе, то само собой происходит переход к равновесному состоянию. Процесс перехода к равновесному состоянию называется релаксацией, время необходимое для этого называется временем релаксации. Когда равновесие уже установилось, то система, как показывает опыт, не может сама собой возвратиться к первоначальному неравновесному состоянию. Другими словами, изменения состояния, которые претерпела система, переходя в состояние равновесия, не могут происходить в обратном направлении без внешнего воздействия. Пример: газ, накопленный в одной половине сосуда, распределяется по всему объёму сосуда, обратно нет. Все процессы, происходящие в молекулярных системах, являются необратимыми. Этим молекулярные процессы отличаются от чисто механических, для которых характерна строгая обратимость.
Обратимыми процессами называются такие изменения состояния системы, которые, будучи, проведены в обратном направлении, возвращаются в исходное состояние, так, чтобы система прошла через те же промежуточные состояния, что и в прямом процессе, но в обратной последовательности, а состояние тел вне системы осталось неизменным. Обратимыми являются все движения, рассматриваемые в механике, кроме тех, где участвует сила трения. Процессы, не удовлетворяющие приведённому выше условию обратимости, называются необратимыми.