Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

Законы термодинамики называют также ее началами. На самом деле начало термодинамики представляет собой не что иное, как совокупность тех или иных постулатов, которые лежат в основе соответствующего раздела молекулярной физики. Данные положения устанавливали в течение научных исследований. В то же время они были доказаны экспериментальным путем. Почему же законы термодинамики принимают за постулаты? Все дело в том, что таким образом термодинамику можно строить аксиоматическим путем.

Основные законы термодинамики

Немного о структуризации. Законы термодинамики разделяются на четыре группы, каждая из которых имеет определенный смысл. Итак, что могут поведать нам начала термодинамики?

Первое и второе

Первое начало расскажет о том, как применяется закон сохранения энергии по отношению к той или иной термодинамической системе. Второе начало выдвигает некоторые ограничения, которые применяются к направлениям термодинамических процессов. Более конкретно, они запрещают самопроизвольную передачу тепла, совершаемую от менее нагретого к более нагретому телу. Есть у второго закона термодинамики и альтернативное название: закон возрастания энтропии.

Третье и четвертое

Третий закон описывает поведение энтропии вблизи абсолютного температурного нуля. Есть еще одно начало, последнее. Оно носит название “нулевой закон термодинамики”. Смысл его заключается в том, что любая замкнутая система придет к состоянию термодинамического равновесия и из него выйти уже самостоятельно не сможет. При этом ее начальное состояние может быть любым.

Зачем нужны начала термодинамики?

Законы термодинамики были изучены для того, чтобы описывать макроскопические параметры тех или иных систем. При этом конкретные предложения, имеющие связь с микроскопическим устройством, не выдвигаются. Этот вопрос изучается отдельно, но уже другим ответвлением науки - статистической физикой. Законы термодинамики независимы друг от друга. Что это может означать? Это нужно понимать так, что ни одно начало термодинамики из другого вывести невозможно.

Первое начало термодинамики

Как известно, термодинамическая система характеризуется несколькими параметрами, в числе которых есть и внутренняя энергия (обозначается буквой U). Последняя формируется из кинетической энергии, которую имеют все частицы. Это может быть энергия поступательного, а также колебательного и вращательного движения. На этом моменте вспомним о том, что энергия может быть не только кинетической, но и потенциальной. Так вот, в случае идеальных газов потенциальной энергией пренебрегают. Именно поэтому внутренняя энергия U будет складываться исключительно из кинетической энергии движения молекул и зависеть от температуры.

Эта величина - внутренняя энергия - называется иными словами функцией состояния, поскольку она определяется состоянием термодинамической системы. В нашем случае она определяется температурой газа. Следует отметить, что внутренняя энергия не зависит от того, каким был переход в состояние. Допустим, что термодинамическая система совершает круговой процесс (цикл, как его называют в молекулярной физике). Иными словами, система, выйдя из начального состояния, подвергается определенным процессам, но в результате возвращается в первичное состояние. Тогда нетрудно догадаться, что изменение внутренней энергии будет равно 0.

Как изменяется внутренняя энергия?

Изменить внутреннюю энергию идеального газа можно двумя способами. Первый вариант - совершить работу. Второй - сообщить системе то или иное количество теплоты. Логично, что второй способ подразумевает не только сообщение теплоты, но и ее отнятие.

Формулировка первого начала термодинамики

Их (формулировок) может быть несколько, так как все любят говорить по-разному. Но на самом деле суть остается той же. Она сводится к тому, что количество теплоты, которое было подведено к термодинамической системе, расходуется на совершение идеальным газом механической работы и изменение внутренней энергии. Если говорить о формуле или математической записи первого начала термодинамики, то она выглядит следующим образом: dQ = dU + dA.

Все величины, которые входят в состав формулы, могут иметь разные знаки. Ничто не запрещает им быть отрицательными. Допустим, что к системе подводится количество теплоты Q. Тогда газ будет нагреваться. Возрастает температура, а значит, увеличивается и внутренняя энергия газа. То есть и Q, и U будут иметь положительные значения. Но если внутренняя энергия газа увеличивается, он начинает вести себя активнее, расширяться. Следовательно, работа также будет положительной. Можно сказать, что работу совершает сама система, газ.

В случае если у системы забирают определенное количество теплоты, внутренняя энергия уменьшается, а газ сжимается. В таком случае можно говорить уже о том, что работу совершают над системой, а не она сама. Предположим опять, что некоторая термодинамическая система совершает цикл. В таком случае (как уже было сказано ранее) изменение внутренней энергии будет равно 0. Значит, работа, совершаемая газом или над ним, будет численно равна подведенной или отведенной к системе теплоте.

Математическую запись этого следствия называют еще одной формулировкой первого начала термодинамики. Примерно она звучит следующим образом: “В природе невозможно существование двигателя первого рода, то есть, двигателя, который совершал бы работу, превосходящую полученную извне теплоту”.

Второе начало термодинамики

Нетрудно догадаться, что термодинамическое равновесие характерно для системы, в которой макроскопические величины остаются неизменными во времени. Это, конечно же, давление, объем и температура газа. Их неизменность может быть построена на нескольких условиях: на отсутствии теплопроводности, химических реакций, диффузии и других процессов. Если под действием внешних факторов система была выведена из термодинамического равновесия, она к нему со временем вернется. Но если эти факторы будут отсутствовать. Причем произойдет это самопроизвольно.

Мы пойдем немного другим путем, отличным от того, что рекомендуют многие учебники. Для начала ознакомимся со вторым началом термодинамики, а уже потом разберемся, что за величины в него входят, и что они обозначают. Итак, в замкнутой системе при наличии любых протекающих в ней процессов энтропия не убывает. Записывается второе начало термодинамики следующим образом: dS >(=) 0. Здесь знак > будет связан с необратимым процессом, а знак = - с обратимым.

Что же называется в термодинамике обратимым процессом? А это такой процесс, при котором система возвращается (спустя череду каких-то процессов) к своему первоначальному состоянию. Причем в этом случае ни в системе, ни в окружающей среде никаких изменений не остается. Иными словами, обратимый процесс - это такой процесс, для которого возможно возвращение в начальное состояние через промежуточные состояния, идентичные прямому процессу. В молекулярной физике таких процессов очень мало. Например, переход количества теплоты от более нагретого тела к менее нагретому будет необратимым. Аналогично и в случае диффузии двух веществ, а также распространения газа на весь объем.

Энтропия

Энтропия, имеющая место во втором законе термодинамики, равна изменению количества теплоты, деленному на температуру. Формула: dS = dQ/T. Она имеет определенные свойства.

Термодинамика - это наука о тепловых явлениях. В противоположность молекулярно-кинетической теории, которая делает выводы на основе представлений о молекулярном строении вещества, термодинамика исходит из наиболее общих закономерностей тепловых процессов и свойств макроскопических систем. Выводы термодинамики опираются на совокупность опытных фактов и не зависят от наших знаний о внутреннем устройстве вещества, хотя в целом ряде случаев термодинамика использует молекулярно-кинетические модели для иллюстрации своих выводов.

Термодинамическая система - это совокупность тел, способных обмениваться энергией между собой и с другими системами. Замкнутая термодинамическая система не обменивается энергией с другими системами

Термодинамическое равновесие - это состояние, при котором параметры системы имеют определенные, не меняющиеся со временем значения

Внутренняя энергия (U) может изменяться только под влиянием внешних воздействий, то есть в результате сообщения системе количества теплоты Q и совершения над ней работы (–А):

U 2 – U 1 = Q + (–A)

Q = A + ΔU - это математическая формулировка первого закона термодинамики:

Количество тепла, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.

Уравнение dU = Q – A называется первым законом термодинамики.

Изменение внутренней энергии термодинамической системы dU равно разности полученного количества теплоты Q и работы A, совершенной системой.

Первый закон термодинамики является законом сохранения энергии для тепловых процессов.

Вечный двигатель первого рода не возможен – таков вывод из первого закона термодинамики.

Применим первое начало термодинамики для получения выражений для теплоемкости идеального газа.

Теплоемкость системы численно равна количеству теплоты, которое необходимо сообщить системе, чтобы ее температура увеличилась на 1 Кельвин.

Если система получила количество тепла dQ, и ее температура изменилась на dT, то теплоемкость (С) этой системы будет равна:

При механической обработке деталей (например, при сверлении) они нагреваются. Это означает, что изменяется их внутренняя энергия. Другим примером может служить опыт Джоуля (1843 г.) по определению механического эквивалента теплоты (рис.1). При вращении вертушки, погруженной в жидкость, внешние силы совершают положительную работу (A > 0); при этом жидкость из-за наличия сил внутреннего трения нагревается, то есть увеличивается ее внутренняя энергия. В этих двух примерах процессы не могут быть проведены в противоположном направлении. Такие процессы называются необратимыми.

На рисунке 2 изображены энергетические потоки между выделенной термодинамической системой и окружающими телами. Величина Q > 0, если тепловой поток направлен в сторону термодинамической системы. Величина A > 0, если система совершает положительную работу над окружающими телами.

Меру изменения внутренней энергии при теплообмене называют количеством теплоты (Q). Теплота передаётся от более нагретого тела к менее нагретому.

Теплоту можно определить через умножение удельной теплоёмкости (C) на массу (m) и на разность температур (ΔT).

Теплоёмкость единицы количества вещества называется удельной теплоёмкостью.

Различают три вида удельной теплоёмкости:

С (КДж / кг К) - массовая (читается Ц)

С’ (КДж / м3 К) - объёмная (читается Ц со штрихом)

μС (КДж / моль К) - мольная (читается мю Ц)

В термодинамике принято удельную теплоёмкость называть просто теплоёмкостью.

Теплоёмкость газов с повышением температуры увеличивается.

Если 1 кг газа нагревается от t 1 o С до t 2 o C с подводом теплоты (q, КДж), то средняя теплоёмкость определяется из формулы:

С = q / (t 2 – t 1)

Количество теплоты определяется в изобарном (Р=const) и в изохорном (V=const) процессах, поэтому в уравнении определения количества теплоты (Q) ставятся индексы того уравнения, в котором происходит процесс.

Соответственно у теплоёмкостей тоже ставятся индексы, того же процесса, в котором определяется теплота.

Например, в изобарном процессе (Р=const):

Q р = С р m ΔТ; Q р = С’ р Vну ΔТ

С р - массовая теплоёмкость при постоянном давлении

(читается Ц–П или Ц с индексом П),

С’ p - объёмная теплоёмкость при постоянном давлении

(читается Ц со штрихом П или Ц штрих П),

μС р - мольная теплоёмкость при постоянном давлении

(читается мю–Ц–П).

В изохорном процессе (V=const):

Q v = С v m ΔТ; Q v = С’ v Vну ΔТ

С v - массовая теплоёмкость при постоянном объёме

(читается Ц–В или Ц с индексом В),

C’ v - объёмная теплоёмкость при постоянном объёме

(читается Ц штрих В),

μС v - мольная теплоёмкость при постоянном объёме

(читается мю–Ц–В).

Если количество теплоты определяется через объёмную теплоёмкость - (С ’ р) или (С ’ v), то вместо массы в формулу ставится Vну - объём при нормальных условиях.

Нормальные физические условия соответствуют:

Р = 101325 Н / м 2 =760 мм рт. ст.; t н = 0 o C и V μ = 22,4м 3 / кмоль

V μ - объём моля газа;

μ - молекулярная масса

R - газовая постоянная для каждого газа, а если её умножить на μ, то

μR - это универсальная газовая постоянная, имеющая одинаковое значение для всех газов, а именно: 8314,3 Дж / (кмоль К) или 8,3143 КДж / (кмоль К). А чтобы определить R, надо универсальную газовую постоянную разделить на молекулярную массу того газа, параметры которого определяются:

R = μR / μ (Дж / кг К) или (КДж / кг К)

R и μ можно взять из таблицы №1.

1. Основное уравнение молекулярно-кинетической теории газов

Р = (n m 0 <υ кв > 2 )/3 = (2/3)n,

Р = nkT,

где Р – давление;n – число молекул в единице объема;m 0 – масса одной молекулы газа; <υ кв > – средняя квадратичная скорость молекулы;k –постоянная Больцмана;Т – абсолютная температура.

2. Концентрация молекул

n = N/V,

где N – число молекул, содержащихся в данной системе;V – объем.

3. Средняя кинетическая энергия поступательного движения молекулы

= (3/2 ) kT.

4. Средняя кинетическая энергия молекулы

= (i/2 ) kT,

где i

5. Средняя квадратичная скорость молекулы

<υ кв > ==
,

где k – постоянная Больцмана;Т – абсолютная температура;m 0 – масса молекулы;μ – молярная масса;R – универсальная газовая постоянная.

6. Средняя арифметическая скорость молекулы

<υ> =
=
.

7. Наиболее вероятная скорость молекулы

υ в =
=
.

8. Количество вещества

 = m/ μ = N/N A ,

где m – масса вещества;μ – его молярная масса;N – число молекул;N A – число Авогадро.

9. Уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева –Клапейрона)

PV= (m/μ ) RT,

где Р – давление газа в сосуде;V – объем сосуда;m – масса газа, содержащегося в данном сосуде;μ – молярная масса газа;R – универсальная газовая постоянная;Т – абсолютная температура.

10. Изотермический процесс (Т = const,m = const)

P 1 V 1 = P 2 V 2 .

11. Изохорический процесс (V = const,m = const)

P = P 0 (1+ t ) или P 1 /P 2 = T 1 /T 2 ,

где t – температура по шкале Цельсия;T – температура по шкале Кельвина; – температурный коэффициент.

12. Изобарический процесс (Р = const,m = const)

V = V 0 (1+ t ) или V 1 /V 2 = T 1 /T 2 .

13. Работа расширения газа:

в общем случае

A=
;

при изобарическом процессе

A = P V;

при изотермическом процессе

A= νRT ln(V 2 /V 1 );

при адиабатическом процессе

A= – ν С V ΔТ,

где  V – изменение объема;R – универсальная газовая постоянная; ν – количество вещества; С V – теплоемкость при постоянном объеме; Т – изменение температуры.

14. Внутренняя энергия идеального газа

U= (ν RT )(i/2 ) = ν С V Т,

где i – число степеней свободы молекулы.

15. Удельные теплоемкости газа:

при постоянном объеме

с v = (i/2 ) (R/μ ),

при постоянном давлении

с р = (i+2/2 ) (R/μ ).

16. Уравнение Майера для удельных теплоемкостей

с р – с v = R/μ.

17. Уравнение Пуассона

(PV ) γ = const,

где γ = С р / С v = (i + 2 )/i , С р ,С v – молярные теплоемкости при постоянном давлении, объеме.

18. Связь между удельной (с ) и молярной (С ) теплоемкостями

c = С/μ.

19. Уравнение теплового баланса

Q=cm (t 2 –t 1 ),

где Q – количество теплоты, необходимое для нагревания тела массойm от температурыt 1 до температурыt 2 ;c – удельная теплоемкость вещества.

20. Теплота плавления

Q = m,

где  – удельная теплота плавления вещества.

21. Теплота парообразования

Q = r m,

где r – удельная теплота парообразования вещества.

22. Первый закон термодинамики

Q = U + A,

где Q – количество теплоты, сообщенное термодинамической системе; U – изменение внутренней энергии системы;А – работа, совершенная системой против внешних сил.

23. Коэффициент полезного действия цикла Карно

 = (Q 1 –Q 2 )/Q 1 = (T 1 –T 2 ) /T 1 ,

где Q 1 – количество теплоты, полученное от нагревателя;Q 2 – количество теплоты, переданное холодильнику;Т 1 – абсолютная температура нагревателя;Т 2 – абсолютная температура холодильника.

24. Разность энтропий двух состояний В иА

.

25. Закон распределения молекул по скоростям (закон Максвелла)

N=N f(u ) u

f(u ) = (4/
)
u 2 ,

где ΔN – число молекул, относительные скорости которых лежат в интервале отu до (u + Δu );u =υ/υ в – относительная скорость, гдеυ – данная скорость,υ в – наиболее вероятная скорость молекул;Δu – величина интервала относительных скоростей, малая по сравнению со скоростьюu .

26. Барометрическая формула

P h =P 0 e ( –μ gh / RT ) ,

где P h – давление газа на высотеh ;P 0 – давление на высотеh = 0 ;g – ускорение свободного падения.

27. Средняя длина свободного пробега молекул газа

<λ> = <υ>/ = 1/ (
πσ 2 n ),

где <υ > – средняя арифметическая скорость; <z > – среднее число столкновений каждой молекулы с остальными в единицу времени;σ – эффективный диаметр молекулы;n – число молекул в единице объема.

28. Общее число столкновений всех молекул в единице объема за единицу времени

Z= (1/2 ) n.

В термодинамике изучают самые общие законы и физические процессы преобразований внутренней энергии. При этом считается, что любое материальное тело имеет тепловую энергию $U$, которая зависит от его температур.

Перед тем, как рассмотреть основные термодинамические формулы необходимо дать определение термодинамике.

Определение 1

Термодинамика - это обширный раздел физики, который исследует и описывает процессы, происходящие в системах, а также их состояния.

Указанное научное направление опирается на обобщенные факты, которые были получены опытным путем. Происходящие в термодинамических концепциях явления описываются посредством использования макроскопических величин.

В их список входят такие параметры, как:

• давление;
• температура;
• концентрация;
• энергия;
• объем.

К отдельным молекулам данные параметры неприменимы, а сводятся к детальному описанию системы в общем ее виде. Много решений, которые основаны на термодинамических законах, можно встретить в сфере электроэнергетики и тепловой техники. Что и свидетельствует о понимании фазовых переходов, химических процессов и явлений переноса. В некотором роде термодинамика тесно “сотрудничает” с квантовой динамикой.

Уравнение идеального газа в термодинамике

Рисунок 1. Работа в термодинамике. Автор24 - интернет-биржа студенческих работ

Определение 2

Идеальный газ – это некая идеализация, такая же, как и материальная точка.

Молекулы такого элемента являются материальными точками, а соударения частиц – абсолютно упругие и постоянные. В задачах по термодинамике реальные газы зачастую принимаются за идеальные. Так гораздо легче составлять формулы, и не нужно иметь дела с огромным количеством новых величин в уравнениях.

Итак, молекулы идеального газа движутся, а вот чтобы узнать с какой скоростью и массой, необходимо использовать уравнение состояния идеального газа, или формулу Клапейрона-Менделеева: $PV = \frac{m}{M}RT$. Здесь $m$ – масса исследуемого газа, $M$ – его изначальная молекулярная масса, $R$ – универсальная постоянная, равная 8,3144598 Дж/(моль*кг).

В этом аспекте массу идеального газа также можно вычислить, как произведение объема и плотности $m = pV$. Существует некая связь между средней кинетической энергией $E$ и давлением газа. Эта взаимосвязь называется в физике основным уравнением молекулярно-кинетической теории и имеет вид: $p = \frac{2}{3}nE$, где $n$ – концентрация движущихся молекул по отношению к общему объему, $E$ – коэффициент средней кинетической энергии.

Первое начало термодинамики. Формулы для изопроцессов

Рисунок 2. Уравнение состояния идеального газа. Автор24 - интернет-биржа студенческих работ

Первый термодинамический закон гласит: количество внутренней теплоты, переданное газу, идёт только на изменение общей энергии газа $U$ и на совершение веществом работы $A$. Формула первого начала термодинамики записывается так: $Q = ΔU + A$.

как известно, с газом в системе всегда что-то происходит, ведь его можно сжать или нагреть. В данном случае необходимо рассмотреть такие процессы, которые протекают при одном стабильном параметре. Первое начало термодинамики в изотермическом случае, который протекает при постоянной температуре, задействует закон Бойля-Мариотта.

В результате изотермического процесса давление газа обратно пропорционально его изначальному объёму: $Q = A.$

Изохорный – наблюдается при постоянном объеме. Для этого явление применим закон Шарля, согласно которому, давление прямо пропорционально общей температуре. В изохорном процессе все подведенное к газу тепло идет на изменение его внутренней энергии и записывается в таком виде: $Q = ΔA.$

Изобарный процесс – происходит при постоянном давлении. Закон Гей-Люссака предполагает, что при неизменном давлении идеального газа его начальный объём прямо пропорционален итоговой температуре. При изобарном процессе тепло идет на совершение газом работы и на изменение внутреннего энергетического потенциала: $Q = \Delta U+p\Delta V.$

Формула теплоемкости и главная формула КПД в термодинамике

Замечание 1

Удельная теплоемкость в термодинамической системе всегда равна количеству теплоты, которое выделяется для нагревания одного килограмма действующего вещества на один градус Цельсия.

Уравнение теплоемкости записывается таким образом: $c = \frac{Q}{m\Delta t}$. Помимо указанного параметра, существует и молярная теплоемкость, которая работает при постоянном объеме и давлении.

Ее действия видно в следующей формуле: $C_v = \frac {i}{2}R$ где $i$ – количество степеней свободы молекул газа.

Тепловая машина, в самом простейшем случае, состоит из холодильника, нагревателя и рабочего материального тела. Нагреватель изначально сообщает тепло физическому веществу и совершает определенную работу, а затем постепенно охлаждается холодильником, и все повторяется по кругу. Типичным примером тепловой машины выступает двигатель внутреннего сгорания.

Коэффициент полезного действия теплового устройства вычисляется по формуле: $n = \frac {Q_h-Q_x }{Q_h }.$

При изучении основ и уравнений термодинамики следует понять, что на сегодняшний день существует два метода описания физических процессов, происходящих в макроскопических материальных телах: статистический и термодинамический.

Методы термодинамики и ее формулы позволяет раскрыть и описать смысл экспериментальных закономерностей в виде закона Менделеева-Клапейрона. Важно понять, что в термодинамических концепциях, в отличие от систем молекулярной физики, не изучаются конкретные взаимодействия, происходящие с определенными молекулами или атомами, а рассматривается постоянные взаимопревращения и связь разнообразных видов теплоты, энергии и работы.

Уравнение состояния и его функции

Рисунок 4. Термодинамические уравнения состояния. Автор24 - интернет-биржа студенческих работ

При исследовании макросостояний применяются функции состояния, которые предполагают показатель, демонстрирующий определённые состояния термодинамического равновесия, независящий от предыстории концепции и метода её перехода в абсолютное состояние.

Основными функциями состояния при грамотном построении термодинамики являются:

• внутренняя энергия;
• энтропия;
• температура;
• термодинамические потенциалы.

Однако функции состояния в термодинамики не являются полностью независимыми, и для однородной системы любой термодинамический принцип может быть записан как выражение двух самостоятельных переменных. Такие функциональные взаимосвязи называются уравнениями общего состояния.

На сегодняшний день различают такие виды уравнений:

• термическое уравнение состояние - определяющее связь между давлением, температурой и объёмом;
• калорическое уравнение - выражающее внутренний энергетический потенциал, как функцию от объёма и температуры;
• каноническое уравнение состояние - записываемое в качестве термодинамического потенциала в соответствующих переменных.

Знание уравнения состояния очень важно для использования на практике общих принципов термодинамики. Для каждой конкретной термодинамической концепции такие выражения определяются из опыта или способами статистической механики, и в пределах термодинамики оно считается заданным при изначальном определении системы.

Что такое термодинамика? Это раздел физики, который занимается изучением свойств макроскопических систем. При этом под изучение также попадают способы превращения энергии и методы ее передачи. Термодинамика - это который изучает процессы, происходящие в системах, и их состояния. О том, что еще попадает в список изучаемых ей вещей, мы сегодня и поговорим.

Определение

На картинке ниже можно увидеть пример термограммы, полученной при изучении кувшина с горячей водой.

Термодинамика - это наука, которая опирается на обобщенные факты, полученные опытным путем. Происходящие в термодинамических системах процессы описываются при помощи использования макроскопических величин. В их список входят такие параметры, как концентрация, давление, температура и тому подобные. Понятное дело, что к отдельным молекулам они неприменимы, а сводятся к описанию системы в общем ее виде (в отличие от тех величин, которые используются в электродинамике, например).

Термодинамика - это раздел физики, который также имеет и свои законы. Они, подобно остальным, носят общий характер. Конкретные детали строения того или иного выбранного нами вещества не окажут значительного влияния на характер законов. Именно поэтому говорят, что данный раздел физики является одним из наиболее применимых (или, вернее сказать, успешно применимых) в науке и технике.

Применение

Перечислять примеры можно очень долго. Например, много решений, основанных на термодинамических законах, можно встретить в области тепловой техники или электроэнергетики. Что и говорить об описании и понимании химических реакций, явлений переноса. В некотором роде термодинамика “сотрудничает” с квантовой динамикой. Сфера их соприкосновения - это описание явления черных дыр.

Законы

Картинка выше демонстрирует суть одного из термодинамических процессов - конвекции. Теплые слои вещества поднимаются наверх, холодные - опускаются вниз.

Альтернативное название законов, которое, кстати, употребляется не в пример чаще, это начала термодинамики. На сегодняшний день их известно три (плюс одно “нулевое“, или “общее”). Но перед тем как говорить о том, что предполагает каждый из законов, попытаемся ответить на вопрос о том, что такое начала термодинамики.

Они представляют собой совокупность определенных постулатов, которые ложатся в основу понимания происходящих в макросистемах процессов. Положения начал термодинамики устанавливались эмпирическим путем по мере проведения целых серий опытов и научных исследований. Таким образом, существуют определенные доказательства, позволяющие нам взять постулаты на вооружение без единого сомнения в их точности.

Некоторые люди задаются вопросом о том, зачем термодинамике нужны эти самые законы. Ну, можно сказать, что необходимость их использования обусловлена тем, что в данном разделе физики макроскопические параметры описываются в общем виде, без какого-либо намека на рассмотрения их микроскопической природы или особенностей того же плана. Это сфера не термодинамики, а уже статистической физики, если говорить конкретнее. Еще одной важной вещью является тот факт, что начала термодинамики не зависят друг от друга. То есть одно из второго вывести не получится.

Применение

Применение термодинамики, как было сказано ранее, идет по многим направлениям. За основу берется, кстати, одно из ее начал, которое иначе интерпретируется в форме закона сохранения энергии. Термодинамические решения и постулаты успешно внедряются в такие отрасли, как энергетическая промышленность, биомедицина, химия. Вот в биологической энергетике повсеместно используется закон сохранения энергии и закон вероятности и направленности термодинамического процесса. Наряду с этим, там используются три наиболее распространенных понятия, на которых базируется вся работа и ее описание. Это термодинамическая система, процесс и фаза процесса.

Процессы

Процессы в термодинамике имеют разную степень сложности. Их насчитывается семь штук. Вообще, под процессом в таком случае следует понимать не что иное, как изменение макроскопического состояния, в которое система была приведена ранее. Следует понимать, что разница между условным начальным состоянием и конечным результатом может быть ничтожной.

Если разница бесконечно мала, то произошедший процесс мы вполне можем назвать элементарным. Если мы будем обсуждать процессы, то придется прибегнуть к упоминанию дополнительных терминов. Один из них - это “рабочее тело”. Рабочим телом называется система, в которой происходит один тепловой процесс или несколько.

Условно процессы подразделяются на неравновесные и равновесные. В случае с последним все состояния, через которые предстоит пройти термодинамической системе, являются, соответственно, неравновесными. Зачастую изменение состояний идет в таких случаях быстрыми темпами. А вот равновесные процессы близки к квазистатическим. В них изменения проходят на порядок медленнее.

Тепловые процессы, происходящие в термодинамических системах, могут быть как обратимыми, так и необратимыми. Для того чтобы понять суть, разобьем в своем представлении последовательность действий на определенные промежутки. Если мы можем сделать тот же процесс в обратном направлении с теми же “промежуточными станциями”, то его можно назвать обратимым. В противном случае сделать это не получится.