Большая Советская Энциклопедия (УР) - [3]

  У. в. непрерывно меняется. Это обусловлено тем, что истинное солнечное время, измеряемое часовым углом истинного Солнца, течёт неравномерно вследствие, во-первых, неравномерности движения Земли по орбите и, во-вторых, наклона эклиптики к экватору. Поэтому У. в. получается в результате сложения двух волн приблизительно синусоидальной формы и почти равной амплитуды (см. рис. ). Одна из этих волн имеет годичный, другая – полугодичный периоды. Четыре раза в году, а именно: около 16 апреля, 14 июня, 1 сентября и 25 декабря У. в. равно нулю и достигает 4 раза наибольшего значения (по абсолютной величине): около 12 февраля + 14,3 мин, 15 мая – 3,8 мин, 27 июля + 6,4 мин и 4 ноября – 16,4 мин. С помощью У. в. может быть найдено среднее местное солнечное время, если известно истинное солнечное время, определённое по наблюдениям Солнца, например с помощью солнечных часов; при этом пользуются формулой:

  m = m₀ + h,

  где m – среднее время, m₀ – истинное время, h – У. в. Значения У. в. на каждый день даются в астрономических ежегодниках и календарях. См. Время .

График уравнения времени: 1 — составляющая уравнения времени, определяемая неравномерностью движения Земли по орбите; 2 — составляющая уравнения времени, определяемая наклоном эклиптики к экватору; 3 — уравнение времени.

Уравнение состояния

Уравне'ние состоя'ния, связывает давление р, объём V и температуру Т физически однородной системы в состоянии равновесия термодинамического : f (p, V, Т ) = 0. Это уравнение называется термическим У. с., в отличие от калорического У. с., определяющего внутреннюю энергию системы U как функцию какого-либо двух из трёх параметров р, V, Т. Термическое У. с. позволяет выразить давление через объём и температуру р = p (V, Т ) и определить элементарную работу dA = = p dV при бесконечно малом расширении системы dV . У. с. является необходимым дополнением к термодинамическим законам, которое делает возможным их применение к реальным веществам. Оно не может быть выведено с помощью одних только законов термодинамики , а определяется или рассчитывается теоретически на основе представлений о строении вещества методами статистической физики . Из первого начала термодинамики следует лишь существование калорического У. с., а из второго начала термодинамики – связь между термическим и калорическим У. с.

, откуда вытекает, что для идеального газа внутренняя энергия не зависит от объёма

 = 0. Термодинамика показывает, что для вычисления как термического, так и калорического У. с., достаточно знать любой из потенциалов термодинамическихв виде функции своих параметров. Например, если известна Гельмгольцева энергия F как функция Т и V, то У. с. находят дифференцированием:

 

,

.

  Примерами У. с. для газов может служить Клапейрона уравнение для идеального газа p u = RT, где R – газовая постоянная , u – объём 1 моля газа;

  Ван-дер-Ваальса уравнение

, где а и b – постоянные, зависящие от природы газа и учитывающие влияние сил притяжения между молекулами и конечность из объёма, вириальное У. с. для неидеального pu / RT = 1 + B (T )/ u + С (Т )/ u² + .., где В (Т ), С (Т )... – 2-й, 3-й и т.д. вириальные коэффициенты, зависящие от сил взаимодействия между молекулами (см. Газы ). Это уравнение является наиболее надёжным и теоретически обоснованным У. с. для газов и позволяет объяснить многочисленные экспериментальные результаты на основании простых моделей межмолекулярного взаимодействия . Были предложены также различные эмпирические У. с., основанные на экспериментальных данных о теплоёмкости и сжимаемости. У. с. неидеальных газов указывает на существование критической точки (с параметрами p_k, V_k, T_k ), в которой газообразная и жидкая фазы становятся идентичными (см. Критическое состояние ). Если У. с. представить в виде приведенного У. с., т. е. в безразмерных переменных p/p_k, V/V_k, T/T_k, то при не слишком низких температурах это уравнение мало меняется для различных веществ (закон соответственных состояний ).

  Для равновесного излучения, или фотонного газа, У. с. определяется Планка законом излучения для средней плотности энергии.

  Для жидкостей из-за сложности учёта всех особенностей взаимодействия молекул пока не удалось теоретически получить общее У. с. Уравнение Ван-дер-Ваальса хотя и применяют для качественной оценки поведения жидкостей, но оно по существу неприменимо ниже критической точки, когда возможно сосуществование жидкой и газообразной фаз. У. с., хорошо описывающее свойства ряда простых жидкостей, можно получить из приближённых теорий жидкого состояния типа теории свободного объёма или дырочной теории (см. Жидкость ). Знание распределения вероятности взаимного расположения молекул (парной корреляционной функции) принципиально позволяет вычислить У. с. жидкости, но эта задача очень сложна и полностью ещё не решена даже с помощью вычислительных машин.

  Для твёрдых тел термическое У. с. определяет зависимость модулей упругости от температуры и давления. Оно может быть получено на основании теории теплового движения в кристаллах, рассматривающей