الهدف من العلاقة هو التوازن الديناميكي الحراري. الحالة الديناميكية الحرارية للتوازن الكيميائي
التوازن الديناميكي الحراريهي حالة مستقرة تمامًا يمكن أن يبقى فيها النظام لفترة زمنية غير محدودة. عندما يخرج نظام معزول عن التوازن فإنه يميل إلى العودة إلى هذه الحالة تلقائيا (الترمس مع الماء الساخنوقطعة من الثلج).
في حالة التوازن الديناميكي الحراري في النظام، لا تكون جميع المعلمات ثابتة في الوقت المناسب فحسب، بل لا توجد أيضًا تدفقات ثابتة بسبب عمل أي مصادر خارجية.
للفتح و أنظمة مغلقةالحالة الثابتة المميزة (لا تتغير معلمات النظام بمرور الوقت).
نظام التوازن- المعلمات في أجزاء مختلفة من النظام هي نفسها. لا توجد قوى دافعة. إذا تم عزل مثل هذا النظام، فيمكن أن يبقى في حالة توازن إلى أجل غير مسمى.
نظام غير متوازن- تختلف معلماتها عند نقاط مختلفة من الحجم، مما يؤدي إلى وجود تدرجات وقوى ثابتة، وتدفقات المادة والطاقة التي تنشأ بسبب إمداد الطاقة من البيئة الخارجية. إذا تم عزل مثل هذا النظام، فإنه يتطور بشكل لا رجعة فيه إلى حالة توازن TD.
7. القانون الأول للديناميكا الحرارية. تاريخ الاكتشاف. الصياغة والمعنى الفيزيائي والبيولوجي.
يرتبط اكتشاف القانون الأول للديناميكا الحرارية تاريخياً بتأسيس معادلة الشغل الحراري والميكانيكي. يرتبط هذا الاكتشاف بأسماء R. Mayer و D. Joule. تم نشر العمل الرئيسي لماير، الذي طور فيه أفكاره بالتفصيل وبشكل منهجي، في عام 1845 وكان يسمى "الحركة العضوية فيما يتعلق بعملية التمثيل الغذائي". صاغ ماير على الفور القانون الأول للديناميكا الحرارية كمبدأ يحكم أي شكل من أشكال الحركة في الطبيعة. وأشار إلى أن مصدر التأثيرات الميكانيكية والحرارية في الكائن الحي ليست القوة الحيوية كما يدعي الحيويون، بل العمليات الكيميائية التي تحدث فيه نتيجة امتصاص الأكسجين والغذاء.
لقد توصل جول إلى إثبات معادلة الشغل الحراري والميكانيكي بالحث، أي بالحث. القياس التجريبي المباشر لتحول الحركة الميكانيكية إلى حرارة.
ويصاغ القانون الأول للديناميكا الحرارية على النحو التالي: "إن الطاقة الإجمالية في نظام معزول هي كمية ثابتة ولا تتغير مع مرور الوقت، ولكنها تنتقل فقط من شكل إلى آخر.
تعمل الحرارة σQ التي يمتصها النظام من البيئة الخارجية على زيادة الطاقة الداخلية dU للنظام وتنفيذ العمل σA ضد القوى الخارجية.
إذا تم نقل الحرارة في النظامالذي - التي Δس > 0.
إذا تم نقل الحرارة نظام،الذي - التي Δس< 0.
تم العمل نظاميعتبر إيجابيا.
تم العمل فوق النظام -سلبي.
القانون الأول للديناميكا الحرارية يوضح استحالة وجود آلة ذات حركة أبدية من النوع الأول، أي. مثل هذا المحرك الذي من شأنه أن يؤدي العمل دون إنفاق الطاقة.
في القرن التاسع عشر، ثبت أن القانون الأول للديناميكا الحرارية ينطبق على الأنظمة الحية. وينعكس هذا الدليل في العمل "على الحرارة"، 1873. لافوازييه، لابلاس - مسعر الجليد لتحديد كمية الحرارة المنبعثة. كان الهدف من التجربة هو أن التنفس يشبه الاحتراق البطيء (عملية متعددة المراحل). تعمل عملية التنفس كمصدر للحرارة للكائنات الحية. كما تم استخدام تركيب هوائي في التجارب، مما جعل من الممكن حساب كمية المنبعثة ثاني أكسيد الكربون.
عند حرق الكربوهيدرات في المسعر
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O – تتأكسد الكربوهيدرات إلى ثاني أكسيد الكربون والماء.
وتبلغ كمية الطاقة المنطلقة من كل جرام من الجلوكوز في هذا التفاعل 4.1 سعرة حرارية.
إن مسارات التحول الغذائي في العمليات الأيضية في الكائنات الحية وفي التفاعلات الكيميائية خارج الخلية الحية متكافئة من حيث التأثيرات الحرارية الكلية.
(ومن هنا جاءت النتيجة الطبيعية للقانون الأول لـ TD - قانون هيس: التأثير الحراري لا يعتمد على مراحله الوسيطة، بل يتم تحديده فقط من خلال الحالات الأولية والنهائية للنظام.)
وظائف الديناميكا الحرارية للدولة (الإمكانات الديناميكية الحرارية). طاقة جيبس الحرة أمثلة على استخدام المفاهيم الديناميكية الحرارية.
الغرض من إدخال إمكانات الديناميكا الحرارية هو استخدام مثل هذه المجموعة من المتغيرات الطبيعية المستقلة التي تصف حالة النظام الديناميكي الحراري، وهو الأكثر ملاءمة في موقف معين، مع الحفاظ على المزايا التي يمنحها استخدام الوظائف المميزة مع بعد الطاقة . على وجه الخصوص، فإن الانخفاض في إمكانات الديناميكا الحرارية في عمليات التوازن التي تحدث عند قيم ثابتة للمتغيرات الطبيعية المقابلة يساوي العمل الخارجي المفيد.
تم تقديم الإمكانات الديناميكية الحرارية بواسطة دبليو جيبس.
تتميز الإمكانات الديناميكية الحرارية التالية:
الطاقة الداخلية
المحتوى الحراري
هيلمهولتز الطاقة الحرة
إمكانات جيبس
إمكانات ديناميكية حرارية عالية
يتم تحديد الطاقة الحرة (Gibbs G) للنظام البيولوجي من خلال وجود التدرج وحجمه:
G = RT ln Ф1/Ф2
R - ثابت الغاز العالمي،
T – درجة الحرارة الديناميكية الحرارية بالكلفن
Ф1 و Ф2 - قيم المعلمة التي تحدد التدرجات.
أمثلة: القانون الأول للديناميكا الحرارية– قانون حفظ الطاقة : الطاقة لا تخلق ولا تفنى.لأي شخص عملية كيميائيةتظل الطاقة الإجمالية في النظام المغلق ثابتة دائمًا. علم البيئة يدرس العلاقة بين ضوء الشمسوالأنظمة البيئية التي تحدث فيها تحولات الطاقة الضوئية. لا يتم إنشاء الطاقة من جديد ولا تختفي في أي مكان. يمكن تحويل الضوء كشكل من أشكال الطاقة إلى عمل أو حرارة أو طاقة محتملة المواد الكيميائيةطعام. ويترتب على ذلك أنه إذا تلقى أي نظام (غير حي أو حي) الطاقة أو أنفقها، فيجب إزالة نفس كمية الطاقة من بيئته. لا يمكن إعادة توزيع الطاقة أو تحويلها إلى شكل آخر إلا حسب الموقف، لكنها في الوقت نفسه لا يمكن أن تظهر من العدم أو تختفي دون أثر.
تميل الطاقة الإشعاعية للشمس التي تضرب الأرض إلى التحول إلى طاقة حرارية متفرقة. إن جزء الطاقة الضوئية الذي تحوله النباتات الخضراء إلى الطاقة الكامنة في كتلتها الحيوية أقل بكثير من تلك التي تتلقاها (qconc< Qсол). Незначительная часть энергии отражается, основная же ее часть превращается в теплоту, покидающую затем и растения, и экосистему и биосферу.
القانون الثاني للديناميكا الحراريةالدول: العمليات المرتبطة بتحول الطاقة يمكن أن تحدث بشكل عفوي فقط إذا انتقلت الطاقة من شكل مركز إلى شكل مشتت (يتحلل). يسمى هذا القانون قانون الانتروبيا.لا تنتقل الحرارة تلقائيًا من الجسم البارد إلى الجسم الأكثر سخونة (على الرغم من أن القانون الأول لا يحظر مثل هذا الانتقال). هناك العديد من الأمثلة على العمليات أحادية الاتجاه في الطبيعة. على سبيل المثال، يتم خلط الغازات في وعاء، ولكنها لا تنفصل عن نفسها؛ حيث تذوب قطعة من السكر في الماء، ولكن لا يتم إطلاقها مرة أخرى على شكل قطعة. مقياس لكمية الطاقة المقيدة التي تصبح غير متاحة للاستخدام هو إنتروبيا(من اليونانية الداخل والتحول). أولئك. الإنتروبيا هي مقياس للفوضى، وهو مقياس لكمية الطاقة المقيدة التي تصبح غير متاحة للاستخدام. في الأنظمة المغلقة، لا يمكن للإنتروبيا (S) أن تنخفض؛ يكون تغيره (ΔS) صفرًا للعمليات القابلة للعكس أو أكبر من الصفر للعمليات غير القابلة للانعكاس. النظام وبيئته، إذا تركا لأجهزتهما الخاصة، يميلان إلى حالة من الإنتروبيا القصوى (الفوضى). هكذا،.
يمكن أيضًا صياغة القانون الثاني للديناميكا الحرارية على النحو التالي: نظرًا لأن بعض الطاقة تتبدد دائمًا في شكل فقد طاقة حرارية غير قابلة للاستخدام، فإن كفاءة تحويل الطاقة الضوئية إلى طاقة محتملة للمركبات الكيميائية تكون دائمًا أقل من 100٪. هناك صيغة أخرى للقانون: أي نوع من الطاقة ينتقل في النهاية إلى الشكل الأقل ملاءمة للاستخدام والأكثر سهولة في التبدد.
إن العلاقة بين النباتات المنتجة والمستهلكة للحيوانات تحكمها تدفق الطاقة المتراكمة في النباتات، والتي تستخدمها الحيوانات بعد ذلك. يتلقى العالم الحي بأكمله الطاقة اللازمة منه مادة عضوية، التي أنشأتها النباتات، وبدرجة أقل، الكائنات الحية الكيميائية. يحتوي الغذاء الناتج عن نشاط التمثيل الضوئي للنباتات الخضراء على طاقة محتملة من الروابط الكيميائية، والتي عندما تستهلكها الكائنات الحيوانية، تتحول إلى أشكال أخرى. تقوم الحيوانات، التي تمتص طاقة الطعام، بتحويل معظمها إلى حرارة، وجزء أصغر إلى طاقة الوضع الكيميائية للبروتوبلازم الذي تقوم بتصنيعه.
المحتوى الحراري. قانون هيس. أمثلة على الاستخدام في النظم البيولوجية.
المحتوى الحراريهي خاصية للمادة التي تشير إلى كمية الطاقة التي يمكن تحويلها إلى حرارة. هي وظيفة الدولة. يُشار إليه بـ ΔH، ويُقاس بـ J/kg. وحدة القياس غير النظامية هي كيلو كالوري/كجم.
قانون هيس:لا يعتمد التأثير الحراري لعملية متعددة المراحل على مراحلها الوسيطة، بل يتحدد فقط من خلال الحالة الأولية والنهائية للنظام. وبالتالي فإن التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي يعتمد فقط على نوع وحالة المواد البادئة ولا يعتمد على مسار حدوثه.
السعرات الحرارية- وحدة غير نظامية لكمية الحرارة. متوسط قيمة الطاقة المتاحة من الناحية الفسيولوجية في 1 جرام (بالسعرات الحرارية): البروتينات – 4.1; الكربوهيدرات - 4.1؛ الدهون – 9.3.
إن كمية الطاقة التي تمتصها الكائنات الحية مع العناصر الغذائية تساوي الحرارة المنبعثة خلال نفس الوقت. ولذلك، فإن الكائنات الحية نفسها ليست مصدرا لأي شكل جديد من أشكال الطاقة.
أنواع الحرارة وإنتاج الحرارة. إنتاج حرارة محددة. أمثلة.
كمية من الحرارة- الطاقة التي يتلقاها الجسم أو يفقدها أثناء انتقال الحرارة. كمية الحرارة هي إحدى الكميات الديناميكية الحرارية الأساسية. إن كمية الحرارة هي دالة للعملية، وليست دالة للحالة (أي أن كمية الحرارة التي يتلقاها النظام تعتمد على الطريقة التي وصل بها إلى حالته الحالية).
إنتاج الحرارة، وتوليد الحرارة، وإنتاج الحرارة في الجسم نتيجة تحولات الطاقة في الخلايا الحية؛ يرتبط بالتوليف الكيميائي الحيوي المستمر للبروتينات والمركبات العضوية الأخرى، مع العمل التناضحي (نقل الأيونات ضد تدرج التركيز)، مع العمل الميكانيكي للعضلات (عضلة القلب، العضلات الملساء لمختلف الأعضاء، العضلات الهيكلية). حتى مع الراحة العضلية الكاملة، فإن هذا العمل في المجمل كبير جدًا، ويمكن لشخص متوسط الوزن والعمر درجة الحرارة المثلىتطلق البيئة حوالي 1 كيلو كالوري (4.19 كيلوجول) لكل كيلوجرام من وزن الجسم خلال ساعة واحدة.
في الحيوانات التي تتمتع بدرجة حرارة ثابتة في حالة الراحة:
50% من الحرارة تتولد في أعضاء البطن
20% - في العضلات الهيكلية،
10% - أثناء عمل أعضاء الجهاز التنفسي والدورة الدموية.
(في حالة الراحة، يتم تكوين حوالي 50% من إجمالي الحرارة في أعضاء البطن (بشكل أساسي في الكبد)، و20% في كل من العضلات الهيكلية والعضلات المركزية. الجهاز العصبيوحوالي 10% أثناء عمل أعضاء الجهاز التنفسي والدورة الدموية. T. ويسمى أيضًا التنظيم الحراري الكيميائي.)
جميع العمليات الحقيقية تكون مصحوبة بتبدد بعض الطاقة إلى حرارة.حرارة- شكل متدهور من الطاقة. حرارة– هذا النوع الخاص من الطاقة (منخفضة الجودة) لا يمكن تحويله إلى أنواع أخرى من الطاقة دون خسارة. ترتبط الطاقة الحرارية بالحركة الفوضوية للجزيئات، وتعتمد أنواع الطاقة الأخرى على الحركة المنظمة للجزيئات.
ويوجد تصنيف لأنواع الطاقة حسب قدرة نوع الطاقة على التحول إلى أنواع أخرى من الطاقة.
أ.- أقصى فعالية، يتحول إلى جميع أنواع الطاقة الأخرى. الجاذبية، النووية، الخفيفة، الكهربائية،
ب- الكيميائية،
ج- الحرارية.
تتميز بالحرارة الأولية والثانوية، وكذلك إنتاج الحرارة النوعية.
الحرارة الأولية- هذا نتيجة لتبديد الطاقة الحتمي أثناء تفاعلات التشتت بسبب التفاعلات الكيميائية الحيوية التي تحدث بشكل لا رجعة فيه. يتم إطلاق الحرارة الأولية مباشرة بعد أن يمتص الجسم الأكسجين والغذاء، بغض النظر عما إذا كان يعمل أم لا. يسخن الجسم ويتبدد في الفضاء المحيط به.
اختيار الحرارة الثانوية يتم ملاحظتها فقط عندما يتم تحقيق طاقة المركبات عالية الطاقة (ATP، GTP). يذهب للقيام بعمل مفيد.
إنتاج الحرارة النوعية هو كمية الحرارة المنبعثة لكل وحدة كتلة من الحيوان لكل وحدة زمنية:
ف = كيو تي / μT،،أين:
كيو تي- كمية الحرارة المنبعثة لكل وحدة زمنية،
μT- وحدة الكتلة،
س- إنتاج حرارة محددة.
يتناسب إنتاج الحرارة مع كتلة الحيوان:
ف = أ + ب/م 2/3،أين:
أ هو عدد الخلايا،
ب - مساحة السطح،
M هو وزن جسم الحيوان.
(ينخفض إنتاج الحرارة النوعية مع زيادة وزن الحيوان).
يتم تحديد ظروف التوازن في عمليات نقل الحرارة (التوازن الحراري) من خلال قياسات بسيطة نسبيا لدرجات حرارة مراحل الاتصال. يتم الكشف عن التوازن الميكانيكي (أثناء نقل الزخم) من خلال مساواة الضغوط المقاسة مباشرة في مراحل الاتصال. من الأصعب بكثير تحديد حالة توازن النظام في عمليات النقل الجماعي. لذلك هنا هذا النوعسيكون التوازن هو التركيز الرئيسي.
عملية الانتقال الجماعي من مرحلة إلى أخرى في نظام مغلق معزول يتكون من مرحلتين أو أكثرالمراحل، تحدث تلقائيًا وتستمر حتى يتم إنشاء توازن الطور المتحرك بين المراحل في ظل ظروف معينة (درجة الحرارة والضغط). ويتميز بحقيقة أنه لكل وحدة زمنية، يمر نفس عدد جزيئات المكون من الطور الأول إلى الثاني كما من الثاني إلى الأول (أي، لا يوجد انتقال تفضيلي للمادة من مرحلة إلى أخرى ). بعد أن وصل إلى حالة التوازن، يمكن للنظام أن يبقى فيه دون تغييرات كمية ونوعية للمدة المرغوبة، حتى يخرجه بعض التأثير الخارجي من هذه الحالة. وبالتالي، فإن حالة النظام المعزول عند التوازن يتم تحديدها فقط من خلال الظروف الداخلية. لذلك، يجب أن تكون تدرجات المعلمات المكثفة والتدفقات المقابلة مساوية للصفر:
دي تي = 0؛ موانئ دبي = 0؛ دم ط = 0
حيث T هي درجة الحرارة؛ ف - الضغط. m i هي الإمكانات الكيميائية للمكون i.
تسمى هذه التعبيرات شروط التوازن الحراري والميكانيكي والكيميائي (المادي) على التوالي. جميع العمليات التلقائية تسير في اتجاه تحقيق التوازن. كلما انحرفت حالة النظام عن التوازن كلما زادت سرعة عملية انتقال المواد بين الأطوار بسبب زيادة القوة الدافعة التي تحدد هذه العملية. لذلك، من أجل تنفيذ عمليات نقل المواد، من الضروري منع إنشاء حالة من التوازن، والتي يتم من خلالها توفير المادة أو الطاقة للنظام. من الناحية العملية، في الأنظمة المفتوحة، يتم تحقيق هذا الشرط عادةً عن طريق إنشاء حركة نسبية للأطوار في الأجهزة ذات أنماط التدفق المعاكس أو المتزامن أو غيرها من أنماط التدفق.
يترتب على القانون الثاني للديناميكا الحرارية أنه في العمليات التلقائية تزداد الإنتروبيا S للنظام وفي ظل ظروف التوازن تصل إلى قيمتها القصوى، أي. في هذه الحالة دي إس = 0.
تحدد هذه الحالة، بالإضافة إلى الحالات الثلاثة السابقة، حالة توازن النظام.
يتم تعريف الإمكانات الكيميائية dm i على أنها الزيادة في الطاقة الداخلية U للنظام عند إضافة عدد لا نهائي من مولات المكون i إلى النظام، المرتبط بهذه الكمية من المادة، مع حجم ثابت V، إنتروبيا S و عدد مولات كل من المكونات المتبقية n j (حيث n = l , 2, 3, …, j).
بشكل عام، يمكن تعريف الإمكانات الكيميائية على أنها زيادة أي من الإمكانات الديناميكية الحرارية للنظام عند معلمات ثابتة مختلفة: طاقة جيبس ز- عند ضغط ثابت P ودرجة الحرارة T وn j؛ المحتوى الحراري H – عند ثابت S وP وn j.
هكذا
لا تعتمد الإمكانات الكيميائية على تركيز مكون معين فحسب، بل تعتمد أيضًا على نوع وتركيز المكونات الأخرى للنظام. بالنسبة لخليط من الغازات المثالية، m i يعتمد فقط على تركيز المكون المعني ودرجة الحرارة:
حيث تكون قيمة mi i في الحالة القياسية (عادة عند P i = 0.1 MPa)، تعتمد فقط على درجة الحرارة؛ P i - الضغط الجزئي لمكون الخليط i؛ - ضغط المكون i في الحالة القياسية.
تصف الإمكانات الكيميائية قدرة المكون المعني على ترك مرحلة معينة (عن طريق التبخر، والتبلور، وما إلى ذلك). في نظام يتكون من مرحلتين أو أكثر، يمكن أن يحدث انتقال لمكون معين تلقائيًا فقط من مرحلة تكون فيها إمكاناته الكيميائية أكبر إلى مرحلة ذات إمكانات كيميائية أقل. في ظل ظروف التوازن، تكون الإمكانات الكيميائية للمكون في كلا المرحلتين هي نفسها.
بشكل عام، يمكن كتابة الإمكانات الكيميائية على النحو التالي:
حيث i هو نشاط المكون الأول للخليط؛ x i و g i هما على التوالي الكسر المولي ومعامل النشاط للمكون i.
معامل النشاط g i هو مقياس كمي للسلوك غير المثالي للمكون i في الخليط. بالنسبة لـ g i > 1، يسمى الانحراف عن السلوك المثالي إيجابيًا؛< 1 - отрицательным. Для отдельных систем g i £ 1. Тогда а i = х i ‚ и уравнение принимает вид:
بالنسبة للأنظمة المثالية، يمكن أيضًا التعبير عن الإمكانات الكيميائية باستخدام تقلب المكون:
أين هو تقلب المكون i في ظل الظروف القياسية. تم العثور على قيم a i و f i في الأدبيات المرجعية.
عند إجراء العمليات التكنولوجيةالوسائط العاملة (الغاز، البخار، السائل) في حالة عدم توازن، والتي لا يمكن وصفها بواسطة المعلمات الديناميكية الحرارية. لوصف حالة عدم التوازن للأنظمة، تم تقديم معلمات عدم توازن إضافية أو تبديدية، والتي تستخدم كتدرجات للكميات الديناميكية الحرارية المكثفة - درجة الحرارة والضغط والإمكانات الكيميائية وكثافة التدفقات التبددية المقابلة المرتبطة بنقل الطاقة والكتلة و دَفعَة.
حكم المرحلة
إن وجود مرحلة معينة في النظام أو توازن الطور أمر ممكن فقط في ظل ظروف معينة. عندما تتغير هذه الظروف، يختل توازن النظام، ويحدث تحول في الطور، أو يحدث انتقال للمادة من مرحلة إلى أخرى. يتم تحديد احتمال وجود مرحلة معينة في حالة توازن مع الآخرين من خلال قاعدة المرحلة، أو قانون جيبس لتوازن الطور:
ج + و = ك + ن
حيث C هو عدد درجات الحرية (الضغط ودرجة الحرارة والتركيز) - الحد الأدنى لعدد المعلمات التي يمكن تغييرها بشكل مستقل عن بعضها البعض دون الإخلال بتوازن نظام معين؛ Ф - عدد مراحل النظام؛ k هو عدد المكونات المستقلة للنظام؛ n هو عدد العوامل الخارجية التي تؤثر على موضع التوازن في نظام معين.
بالنسبة لعمليات نقل الكتلة n = 2، حيث أن العوامل الخارجية في هذه الحالة هي درجة الحرارة والضغط. ثم يأخذ التعبير النموذج
ج + و = ك + 2
من هنا ج = ك - Ф + 2.
وبالتالي، تسمح لك قاعدة الطور بتحديد عدد المعلمات التي يمكن تغييرها دون الإخلال بتوازن الطور في النظام. على سبيل المثال، بالنسبة لنظام التوازن "السائل – البخار" المكون من مكون واحد، فإن عدد درجات الحرية سيكون:
ج = 1 - 2 + 2 = 1
وهذا هو، في هذه الحالة، يمكن تعيين معلمة واحدة فقط بشكل تعسفي - الضغط أو درجة الحرارة. وهكذا، بالنسبة لنظام مكون واحد هناك علاقة فريدة بين درجة الحرارة والضغط في ظل ظروف التوازن. كمثال، يمكننا الاستشهاد بالبيانات المرجعية المستخدمة على نطاق واسع - العلاقة بين درجة الحرارة وضغط بخار الماء المشبع.
لنظام توازن مكون واحد يتكون من ثلاث مراحل " صلب– السائل – البخار”، عدد درجات الحرية صفر: C = 1 - 3 + 2 = 0.
على سبيل المثال، يكون نظام "الماء - الجليد - بخار الماء" في حالة توازن عند ضغط 610.6 باسكال ودرجة حرارة 0.0076 درجة مئوية.
بالنسبة لنظام التوازن المكون من عنصرين "السائل - البخار"، فإن عدد درجات الحرية هو C = 2 - 2 + 2 = 2. وفي هذه الحالة، يتم تحديد إحدى الكميات المتغيرة (مثل الضغط) ولا لبس فيها العلاقة بين درجة الحرارة والتركيز أو (عند درجة حرارة ثابتة) بين الضغط والتركيز. يتم رسم العلاقة بين المعلمات (درجة الحرارة - التركيز، الضغط - التركيز) في إحداثيات المستوى. تسمى هذه المخططات عادة مخططات الطور.
وبالتالي، تحدد قاعدة الطور إمكانية تعايش الطور، ولكنها لا تشير إلى التبعيات الكمية لنقل المادة بين المراحل.
حالة النظام الديناميكي الحراري الذي يأتي إليه تلقائيًا بعد فترة زمنية طويلة بما فيه الكفاية في ظل ظروف العزلة عن البيئة، وبعد ذلك لم تعد معلمات حالة النظام تتغير بمرور الوقت. عملية انتقال النظام إلى حالة التوازن تسمى الاسترخاء. عند التوازن الديناميكي الحراري، تتوقف جميع العمليات التي لا رجعة فيها في النظام - التوصيل الحراري، والانتشار، التفاعلات الكيميائيةإلخ. يتم تحديد حالة توازن النظام من خلال قيم معلماته الخارجية (الحجم أو الكهرباء أو المجال المغنطيسيالخ)، وكذلك قيمة درجة الحرارة. بالمعنى الدقيق للكلمة، فإن معلمات حالة نظام التوازن ليست ثابتة تمامًا - ففي الأحجام الصغيرة يمكن أن تواجه تقلبات صغيرة حول قيمها المتوسطة (التقلبات). يتم عزل النظام بشكل عام باستخدام جدران ثابتة لا يمكن اختراقها من قبل المواد. في الحالة التي تكون فيها الجدران الثابتة العازلة للنظام غير موصلة حرارياً عمليًا، يحدث عزل ثابت الحرارة، حيث تظل طاقة النظام دون تغيير. مع وجود جدران موصلة للحرارة (ثنائية الحرارة) بين النظام والبيئة الخارجية، حتى يتم تحقيق التوازن، يكون التبادل الحراري ممكنًا. مع الاتصال الحراري المطول لمثل هذا النظام مع البيئة الخارجية، التي تتمتع بقدرة حرارية عالية جدًا (ثرموستات)، تتساوى درجات حرارة النظام والبيئة ويحدث التوازن الديناميكي الحراري. مع جدران المادة شبه المنفذة، يحدث التوازن الديناميكي الحراري إذا تم تعادل الإمكانات الكيميائية للبيئة والنظام نتيجة لتبادل المادة بين النظام والبيئة الخارجية.
أحد شروط التوازن الديناميكي الحراري هوالتوازن الميكانيكي، حيث لا توجد تحركات مجهرية لأجزاء من النظام ممكنة، ولكن حركة إلى الأماموتناوب النظام ككل مسموح به. في غياب المجالات الخارجية ودوران النظام، فإن شرط توازنه الميكانيكي هو ثبات الضغط في كامل حجم النظام. للآخرين شرط ضروريالتوازن الديناميكي الحراري هو ثبات درجة الحرارة والإمكانات الكيميائية في حجم النظام. يمكن الحصول على الظروف الكافية لتحقيق التوازن الديناميكي الحراري من القانون الثاني للديناميكا الحرارية (مبدأ الإنتروبيا القصوى)؛ وتشمل هذه، على سبيل المثال، زيادة الضغط مع انخفاض الحجم (عند درجة حرارة ثابتة) والقيمة الإيجابية للسعة الحرارية عند الضغط الثابت. بشكل عام، يكون النظام في حالة توازن ديناميكي حراري عندما تكون الإمكانات الديناميكية الحرارية للنظام، المقابلة للمتغيرات المستقلة في ظل الظروف التجريبية، في حدها الأدنى. على سبيل المثال:
معزول (لا يتفاعل مطلقًا مع بيئة) النظام - الانتروبيا القصوى.
النظام المغلق (يتبادل الحرارة فقط مع منظم الحرارة) هو الحد الأدنى من الطاقة المجانية.
النظام ذو درجة الحرارة والضغط الثابتين هو الحد الأدنى من إمكانات جيبس.
النظام ذو الإنتروبيا والحجم الثابت لديه حد أدنى من الطاقة الداخلية.
نظام ذو إنتروبيا وضغط ثابتين - الحد الأدنى من المحتوى الحراري.
13. مبدأ لو شاتيليه براون
إذا تأثر النظام الموجود في توازن مستقر من الخارج عن طريق تغيير أي من ظروف التوازن (درجة الحرارة والضغط والتركيز)، فسيتم تكثيف العمليات في النظام التي تهدف إلى التعويض عن التأثير الخارجي.
تأثير درجة الحرارةيعتمد على العلامة التأثير الحراريردود الفعل. مع ارتفاع درجة الحرارة، ينزاح التوازن الكيميائي في اتجاه التفاعل الماص للحرارة، ومع انخفاض درجة الحرارة، في اتجاه التفاعل الطارد للحرارة. في الحالة العامة، عندما تتغير درجة الحرارة، يتحول التوازن الكيميائي نحو عملية تتزامن فيها إشارة تغير الإنتروبيا مع إشارة تغير درجة الحرارة. على سبيل المثال، في تفاعل تصنيع الأمونيا:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q - التأثير الحراري في ظل الظروف القياسية هو +92 كيلوجول/مول، والتفاعل طارد للحرارة، وبالتالي فإن زيادة درجة الحرارة تؤدي إلى تحول في التوازن نحو المواد البادئة وانخفاض في ناتج منتج.
يؤثر الضغط بشكل كبيرعلى وضع التوازن في التفاعلات التي تنطوي على مواد غازية، مصحوبة بتغير في الحجم بسبب تغير في كمية المادة أثناء الانتقال من المواد الأولية إلى المنتجات: مع زيادة الضغط، يتحول التوازن في الاتجاه الذي يكون فيه العدد الإجمالي للمواد تتناقص مولات الغازات والعكس صحيح.
في تفاعل تصنيع الأمونيا، يتم تقليل كمية الغازات إلى النصف: N2 + 3H2 ↔ 2NH3، مما يعني أنه مع زيادة الضغط يتحول التوازن نحو تكوين NH3.
يعمل أيضًا إدخال الغازات الخاملة في خليط التفاعل أو تكوين غازات خاملة أثناء التفاعلوكذلك انخفاض الضغط حيث ينخفض الضغط الجزئي للمواد المتفاعلة. وتجدر الإشارة إلى أنه في هذه الحالة يعتبر الغاز الذي لا يشارك في التفاعل غازًا خاملًا. في الأنظمة التي ينخفض فيها عدد مولات الغازات، تعمل الغازات الخاملة على تحويل التوازن نحو المواد الأم، لذلك، في عمليات الإنتاج التي يمكن أن تتشكل أو تتراكم فيها الغازات الخاملة، يلزم التطهير الدوري لخطوط الغاز.
تأثير التركيزتخضع حالة التوازن للقواعد التالية:
عندما يزداد تركيز إحدى المواد البادئة، ينتقل التوازن نحو تكوين نواتج التفاعل؛
عندما يزداد تركيز أحد نواتج التفاعل، ينتقل التوازن نحو تكوين المواد الأولية.
) في ظروف العزلة عن البيئة. بشكل عام، هذه القيم ليست ثابتة، فهي تتقلب (تتأرجح) فقط حول قيمها المتوسطة. إذا كان نظام التوازن يتوافق مع عدة حالات، في كل منها يمكن أن يبقى النظام إلى أجل غير مسمى، يقال أن النظام في حالة توازن شبه مستقر. في حالة التوازن، لا توجد تدفقات للمادة أو الطاقة في النظام، ولا توجد إمكانات توازن (أو قوى دافعة)، أو تغيرات في عدد المراحل الموجودة. التمييز بين التوازن الحراري والميكانيكي والإشعاعي (المشع) والكيميائي. ومن الناحية العملية، تعني حالة العزل أن عمليات تحقيق التوازن تسير بشكل أسرع بكثير من التغيرات التي تحدث عند حدود النظام (أي التغيرات في الظروف الخارجية للنظام)، ويتبادل النظام المادة والطاقة مع بيئته. وبعبارة أخرى، يتم تحقيق التوازن الديناميكي الحراري إذا كان معدل عمليات الاسترخاء مرتفعا بما فيه الكفاية (كقاعدة عامة، وهذا هو الحال بالنسبة للعمليات ذات درجة الحرارة المرتفعة) أو أن الوقت اللازم لتحقيق التوازن طويل (تحدث هذه الحالة في العمليات الجيولوجية).
في العمليات الحقيقية، غالبا ما يتحقق التوازن غير الكامل، ولكن درجة عدم الاكتمال يمكن أن تكون كبيرة أو غير ذات أهمية. في هذه الحالة، هناك ثلاثة خيارات ممكنة:
- يتم تحقيق التوازن في أي جزء (أو أجزاء) من نظام كبير نسبيا - التوازن المحلي،
- ويتحقق التوازن غير الكامل بسبب اختلاف معدلات عمليات الاسترخاء التي تحدث في النظام - التوازن الجزئي،
- يحدث التوازن المحلي والجزئي.
في الأنظمة غير المتوازنة، تحدث تغييرات في تدفق المادة أو الطاقة، أو على سبيل المثال، في المراحل.
استقرار التوازن الديناميكي الحراري
تسمى حالة التوازن الديناميكي الحراري مستقرة إذا لم يكن هناك تغيير في المعلمات العيانية للنظام في هذه الحالة.
معايير الاستقرار الديناميكي الحراري للأنظمة المختلفة:
- نظام معزول (لا يتفاعل على الإطلاق مع البيئة).- الانتروبيا القصوى.
- نظام مغلق (يتبادل الحرارة فقط مع منظم الحرارة).- الحد الأدنى من الطاقة المجانية.
- نظام درجة حرارة وضغط ثابت- الحد الأدنى من إمكانات جيبس.
- نظام ذو إنتروبيا وحجم ثابتين- الحد الأدنى من الطاقة الداخلية.
- نظام ذو إنتروبيا وضغط ثابتين- الحد الأدنى من المحتوى الحراري.
انظر أيضا
مؤسسة ويكيميديا.
2010.
- (انظر التوازن الحراري). بدني القاموس الموسوعي. م: الموسوعة السوفيتية. رئيس التحرير أ.م.بروخوروف. 1983. التوازن الديناميكي الحراري ... الموسوعة الفيزيائية
انظر التوازن الديناميكي الحراري... القاموس الموسوعي الكبير
التوازن الديناميكي الحراري - (2) … موسوعة البوليتكنيك الكبيرة
التوازن الديناميكي الحراري- حالة التوازن الديناميكي الحراري: غياب السائل المسخن والبخار فائق التبريد. [أ.س. غولدبرغ. قاموس الطاقة الإنجليزي الروسي. 2006] موضوعات الطاقة بشكل عام مرادفات حالة التوازن الديناميكي الحراري EN الحرارة... ... دليل المترجم الفني
انظر التوازن الديناميكي الحراري. * * * التوازن الديناميكي الحراري التوازن الديناميكي الحراري، انظر التوازن الديناميكي الحراري (انظر التوازن الديناميكي الحراري) ... القاموس الموسوعي
التوازن الديناميكي الحراري- هي حالة النظام التي لا تتغير فيها معلماته العيانية بمرور الوقت. في هذه الحالة من النظام، لا توجد عمليات مصحوبة بتبديد الطاقة، على سبيل المثال، تدفقات الحرارة أو التفاعلات الكيميائية. من نقطة مجهرية...... علم الحفريات المغناطيسية وعلم المغناطيسية النفطية والجيولوجيا. كتاب مرجعي القاموس.
التوازن الديناميكي الحراري- تعمل أنظمة التدفئة الحرارية على تحسين حالة المواد الكيميائية التي لا تحتاج إلى استخدام وسائل الطاقة. السمات: الإنجليزية. التوازن الديناميكي الحراري روس. التوازن الديناميكي الحراري... تنتهي الكيمياء بحياة جديدة
التوازن الديناميكي الحراري- termodinaminė pusiausvyra Statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. التوازن الديناميكي الحراري vok. الديناميكا الحرارية Gleichgewicht، n rus. التوازن الديناميكي الحراري، ن برانك. équilibre thermodynamique, m… Fizikos terminų žodynas
تخضع جميع الأنظمة الديناميكية الحرارية للقانون العام لعدم الرجوع العياني، وجوهره هو كما يلي: إذا كان النظام مغلقًا (لا يتبادل الطاقة مع البيئة) ويوضع في ظروف خارجية ثابتة، بغض النظر عن الحالة التي يأتي منها، ونتيجة للعمليات الداخلية، وبعد فترة زمنية معينة، سيصل النظام بالتأكيد إلى حالة من الراحة العيانية، تسمى التوازن الديناميكي الحراري.
في التوازن الديناميكي الحراري، تتوقف أي عمليات مجهرية (الحركة الميكانيكية، نقل الحرارة، التفاعلات الكيميائية، التفريغ الكهربائي، وما إلى ذلك). ومع ذلك، فإن العمليات المجهرية لا تتوقف (تتحرك الذرات، وتستمر التفاعلات الكيميائية التي تشمل الجزيئات الفردية، وما إلى ذلك). يتم إنشاء التوازن العياني، ولكن ليس المجهري، في النظام. وتستمر العمليات المجهرية في الحدوث، ولكن في اتجاهين متعاكسين. ولهذا السبب فإن التوازن الكلي له طبيعة متحركة، حيث يتم موازنة عدد الأفعال المباشرة للحركة أو التفاعل مع عدد الأفعال العكسية. يتجلى التوازن المتحرك المجهري من الناحية العيانية على أنه راحة كاملة، مثل توقف أي عمليات ديناميكية حرارية.
إذا وصل النظام إلى حالة التوازن الديناميكي الحراري، فلن يتركه من تلقاء نفسه، أي. إن عملية انتقال النظام إلى حالة التوازن لا رجعة فيها. ومن هنا جاء اسم القانون - قانون اللارجعة العيانية. قانون اللارجعة العيانية ليس له استثناءات. يتعلق الأمر بجميع الأنظمة الديناميكية الحرارية دون استثناء، ويمكن أن تكون الأنظمة متنوعة للغاية. ولذلك، فإن مفهوم التوازن الديناميكي الحراري في الديناميكا الحرارية يحتل مكانا مركزيا. إنه بسيط في المحتوى وواسع النطاق للغاية، لأنه يتضمن العديد من حالات التوازن الخاصة. دعونا ننظر إلى بعض منهم.
يمكن أن يحدث التوازن الديناميكي الحراري في الأنظمة الميكانيكية. على سبيل المثال، إذا تم تحريك سائل في وعاء، فعند تركه لنفسه، بسبب لزوجته، سيصل إلى حالة من الراحة الميكانيكية أو التوازن الميكانيكي. إذا تم وضع الأجسام الباردة والساخنة على اتصال حراري، فبعد مرور بعض الوقت، ستتساوى درجات الحرارة بالتأكيد - سيحدث التوازن الحراري.
إذا كان هناك سائل في وعاء مغلق يتبخر، فستأتي لحظة يتوقف فيها التبخر. في الوعاء، سيتم إنشاء توازن الطور بين السائل وبخاره. إذا بدأت عملية تفكك الجزيئات (المصحوبة بالعملية العكسية لإعادة تركيبها) في سائل أو غاز، فسيتم إنشاء التوازن الأيوني، حيث يكون متوسط عدد الأيونات في السائل ثابتًا. إذا حدثت تفاعلات كيميائية في خليط معين من المواد، فبعد فترة زمنية معينة، في ظل ظروف خارجية ثابتة (درجة حرارة وضغط ثابتين)، سيتم إنشاء توازن كيميائي، حيث لن تتغير كميات الكواشف الكيميائية.
إذا كانت جدران بعض التجويف المغلق تبعث الضوء (داخل التجويف)، يتم إنشاء توازن الضوء في التجويف، حيث تنبعث جدران التجويف من الضوء في وقت معين بقدر ما تمتصه. وكما نرى فإن مفهوم التوازن الديناميكي الحراري يشمل عدد كبيرأنواع معينة من التوازن. في مسائل محددة، نتعامل عادة مع نوع أو نوعين من التوازن. عند النظر في القضايا النظرية العامة، يمكننا الحديث عن التوازن الديناميكي الحراري بالمعنى الواسع للكلمة. تسمى عملية انتقال النظام من حالة عدم التوازن إلى حالة التوازن بعملية الاسترخاء، ويسمى وقت الانتقال بوقت الاسترخاء. يمكن تحديد قانون اللارجعة العيانية. يتم وضع كل نظام ديناميكي حراري في ظروف خارجية معينة. ومن الناحية الكمية، تتميز الظروف الخارجية بعدد من الكميات، والتي تسمى بالمعلمات الخارجية.
كقاعدة عامة، أحد المعلمات الخارجية هو حجم النظام V، والذي يتم تحديده عادةً بواسطة الوعاء الذي يوجد به النظام. من ناحية أخرى، إذا كان النظام مغلقا، فإن حالته الداخلية تتميز بالطاقة الثابتة U. مواصفات قانون اللارجعة الديناميكية الحرارية هي كما يلي.
إذا بدأ نظام مغلق من حالة عدم توازن معينة مع معلمات خارجية ثابتة، فإن التوازن الذي سيصل إليه بالتأكيد سيتم تحديده بشكل فريد من خلال المعلمات الخارجية والطاقة. وهذا يعني أنه بغض النظر عن حالات عدم التوازن الأولية مع المعلمات الخارجية المعينة والثابتة والطاقة التي يبدأ منها النظام، فإنه سيصل إلى نفس حالة التوازن. يتم تحديد التوازن بالكامل من خلال المعلمات الخارجية والطاقة. إذا كانت المعلمة الخارجية هي حجم النظام والحجم فقط، فسيتم تحديد حالة التوازن فقط من خلال الحجم والطاقة. جميع المعلمات الأخرى للنظام (على سبيل المثال، الضغط ودرجة الحرارة وما إلى ذلك) في حالة التوازن هي وظائف لهذين الاثنين - الحجم والطاقة.
دعونا نفكر، على سبيل المثال، في السائل أو الغاز كنظام ديناميكي حراري. في حالة التوازن، جميع خصائص السائل أو الغاز هي دالة للحجم والطاقة. على وجه الخصوص، هذه هي الضغط p ودرجة الحرارة T. لتحقيق التوازن، يمكن كتابة العلاقات التالية:
(6.1)
(6.2)
إذا استبعدنا الطاقة من هاتين المعادلتين (ليس من السهل عادةً قياسها بشكل مباشر)، فسنحصل على معادلة واحدة تربط بين أهم ثلاث معلمات لحالة المادة: الحجم V، والضغط p، ودرجة الحرارة T.
(6.3)
وتسمى هذه المعادلة معادلة الحالة. وبطبيعة الحال، معادلات الحالة للسائل والغاز مختلفة، ولكن الشيء المهم هو وجود مثل هذه المعادلات. في أي حالة توازن للمادة، هناك فقط معلمتين مستقلتين. ويمكن العثور على الثالث من معادلة الحالة.
ما هي درجة الحرارة؟ دعونا نفكر في هذه المشكلة بمزيد من التفصيل. ولا يكفي أن نقول إن "درجة الحرارة هي درجة تسخين الجسم". في هذه العبارة لا يوجد سوى استبدال مصطلح بمصطلح آخر وليس أكثر قابلية للفهم. عادة المفاهيم الفيزيائيةترتبط ببعض القوانين الأساسية وتكتسب معنى فقط فيما يتعلق بهذه القوانين. يرتبط مفهوم درجة الحرارة بمفهوم التوازن الحراري، وبالتالي بقانون اللارجعة العيانية.
دعونا نفكر في جسمين معزولين حرارياً في اتصال حراري. إذا لم تكن الجثث في حالة توازن حراري، فإن تدفق الطاقة بسبب نقل الحرارة سوف يندفع من جسم إلى آخر. في هذه الحالة، يتم تعيين درجة حرارة أعلى للجسم الذي يتم توجيه التدفق منه من الجسم الذي يتم توجيهه إليه. يضعف تدفق الطاقة تدريجيًا، ثم يتوقف تمامًا - ويأتي التوازن الحراري. ومن المفترض أنه في هذه العملية يتم تعادل درجات الحرارة وفي حالة التوازن يكون للأجسام نفس درجة الحرارة، وتقع قيمها في الفترة الفاصلة بين درجات الحرارة الأولية.
وبالتالي، فإن درجة الحرارة هي مقياس عددي معين للتوازن الحراري.
أي قيمة t تفي بالمتطلبات:
1) t+1 > t2، إذا انتقلت الحرارة من الجسم الأول إلى الجسم الثاني؛
2) t"1 = t"2 = t، t1 > t > t2 عند تحقيق التوازن الحراري - يمكن اعتبارها درجة حرارة. من المفترض أن التوازن الحراري للأجسام يخضع لقانون العبور: إذا كان هناك جسمان في توازن مع جسم ثالث، فإنهما في توازن حراري مع بعضهما البعض.
الميزة الأكثر أهمية في التعريف أعلاه لدرجة الحرارة هو غموضها. ويمكننا اختيار الكميات التي تلبي المتطلبات بطرق مختلفة (والتي ستنعكس على طرق قياس درجة الحرارة)، والحصول على مقاييس درجات الحرارة المتباينة. دعونا نوضح هذه الفكرة بأمثلة محددة.
كما تعلمون، فإن جهاز قياس درجة الحرارة يسمى مقياس الحرارة. دعونا نفكر في نوعين من موازين الحرارة بأجهزة مختلفة تمامًا. في "مقياس الحرارة" التقليدي، يتم لعب دور درجة حرارة الجسم من خلال طول عمود الزئبق في الشعيرات الدموية لمقياس الحرارة، عندما يصل الأخير إلى التوازن الحراري مع الجسم المحدد. من السهل التحقق من أن طول عمود الزئبق في حالة توازن مع الأجسام يلبي المتطلبات المذكورة 1) و2) لدرجة الحرارة، وبالتالي يمكن اعتباره درجة حرارة الجسم.
هناك طريقة أخرى لقياس درجة الحرارة: باستخدام المزدوجات الحرارية. المزدوجة الحرارية عبارة عن دائرة كهربائية تحتوي على جلفانومتر، والتي تحتوي على تقاطعين من معادن مختلفة (على سبيل المثال، النحاس والكونستانتان) (الشكل 6.2)، يتم وضع تقاطع واحد في بيئة ذات درجة حرارة ثابتة، على سبيل المثال، في ذوبان الجليد، والآخر في بيئة مطلوب تحديد درجة حرارتها.
في هذه الحالة، مؤشر درجة الحرارة هو القوة الدافعة الكهربية للمزدوجة الحرارية. وهو، مثل طول عمود الزئبق في "مقياس الحرارة"، يلبي المتطلبات الضرورية ويمكن قياسه كدرجة حرارة. وهكذا، نحصل على طريقتين مختلفتين تماما لتحديد درجة الحرارة. هل سيعطون نفس النتائج، أي. هل يحددون نفس مقاييس درجة الحرارة؟ بالطبع لا. للانتقال من درجة حرارة واحدة ("مقياس الحرارة") إلى درجة حرارة أخرى (المزدوجة الحرارية)، تحتاج إلى إنشاء منحنى معايرة يحدد اعتماد القوة الدافعة الكهربية للمزدوجة الحرارية على طول عمود الزئبق في "المزدوجة الحرارية" (الشكل 6.3) ).
ولا يوجد سبب للاعتقاد بأن هذا المنحنى سيكون بالضرورة خطًا مستقيمًا. ثم يتم تحويل المقياس الموحد على مقياس الحرارة إلى مقياس غير متساو على المزدوجة الحرارية (أو العكس). يشكل المقياس الموحد لـ "مقياس الحرارة" والمزدوجات الحرارية مقياسين مختلفين تمامًا لدرجة الحرارة، حيث يكون لجسم في نفس الحالة درجات حرارة مختلفة. يمكنك أن تأخذ موازين حرارة من نفس التصميم، ولكن مع "أجسام حرارية" مختلفة (على سبيل المثال، "مقياسان حرارة"، لكن أحدهما يحتوي على الزئبق والآخر يحتوي على الكحول). كما أن مقاييسها المواضيعية (الموحدة) لن تتطابق أيضًا. لن يكون الرسم البياني لاعتماد طول عمود الزئبق على طول عمود الكحول خطيًا.
يتضح من الأمثلة المذكورة أعلاه أن مفهوم درجة الحرارة المقدم (المبني على قوانين التوازن الحراري) غامض بالفعل. يعتمد ذلك بشكل كبير على طريقة قياس درجة الحرارة. وتسمى درجة الحرارة هذه التجريبية. يتم دائمًا اختيار الصفر في مقياس درجة الحرارة التجريبي بشكل تعسفي. وفقًا لتعريف درجة الحرارة التجريبية، فإن فرق درجة الحرارة وتغيرها فقط وليس قيمتها المطلقة لها معنى فيزيائي.
مقالات حول هذا الموضوع
