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2ème Année Licence physique Centre universitaire Ahmed Zabana, Relizane. Départ

2ème Année Licence physique Centre universitaire Ahmed Zabana, Relizane. Département de Physique Cours de Thermodynamique « 7 chapitres » Abdelwahed Semmah Année 2020 Chap. I/ Thermodynamique : Quelques Notions de Bases I/1- Définition de la Thermodynamique : Branche de la physique qui étudie les propriétés des systèmes où interviennent les notions de température et de chaleur. Le mot thermodynamique signifié : Thermo : énergie thermique et Dynamique : énergie mécanique. I/2- Système Thermodynamique : Une portion limitée de l’univers à laquelle on applique les lois de la thermodynamique est nommée système thermodynamique. La zone de l’univers qui entoure le système thermodynamique représente son entourage. Un système thermodynamique peut échanger de la matière et de l’énergie avec son entourage. L’échange de l’énergie peut se faire sous forme de travail ou de chaleur Fig. I/1- Système Thermodynamique Système thermodynamique isolé : Un système thermodynamique qui n’échange ni matière, ni énergie avec son entourage. Système thermodynamique fermé : Un système thermodynamique qui n’échange pas de matière avec son entourage. Système thermodynamique ouvert : Un système thermodynamique qui échange de la matière et de l’énergie avec son entourage. Système thermodynamique à l’équilibre: Un système thermodynamique qui atteint un état de repos apparent durant son évolution. I/3- Description macroscopique et microscopique : a- L’échelle macroscopique : Est l’échelle de l’être humain, son ordre de grandeur est le mètre. La matière nous parait continue à cette échelle. A l’échelle macroscopique : - Un solide possède un volume propre et forme propre. - Un liquide possède un volume propre mais ne possède pas de forme propre (il prend la forme du récipient qui le contient). - Un gaz ne possède pas de volume propre ni de forme propre. Echange (-) Extérieur (Entourage) Système Frontière Echange (+) b- L’échelle microscopique : Est l’échelle des particules élémentaires du système, son ordre de grandeur est ⩽ 10-10, la matière est discontinue à cette échelle. I/4- Variables thermodynamiques : On appelle variable thermodynamique une grandeur macroscopique mesurable qui sert à définir l’état d’un système. I/4-a. Type de variables thermodynamiques : Soit un système (S) homogène et en équilibre thermodynamique décrit avec un ensemble de variables. Exemple : n (nombre de mode), V (volume), T (température), P (pression). Fig. I/2.a- Système thermodynamique homogène et en équilibre Coupons ce système (S) en deux parties (S1) et (S2) qui reste en équilibre. Fig. I/2.b- Système thermodynamique découpé en deux parties homogènes et en équilibres On peut mesurer : n1, V1, T1, P1 et n2, V2, T2, P2. Si X est l’une des variables : 1- X est extensive si X= X1 + X2. Exemple V, n, S (entropie), M (masse). 2- X est intensive si X= X1 = X2 Exemple P, T, (potentiel chimique). I/5- Energie interne : L’énergie interne d’un système thermodynamique est une fonction d’état extensive, associée à ce système, elle correspond à l’énergie intrinsèque du système définie à l’échelle microscopique. A l’exclusion de l’énergie cinétique ou potentielle d’interaction du système avec son environnement à l’échelle macroscopique : L’énergie interne est donc une composante de l’énergie totale d’un système définie par la relation suivante : (S) (S1) (S2) I/6- Fonction d’état : Lors d’une transformation thermodynamique un corps (gaz, fluide) passe d’un état thermodynamique à un autre état thermodynamique. Soit un système décrit par un ensemble de variables α1, …, αn, on appelle fonction d’état toute fonction des seules variables d’état α1, …, αn. On distingue deux sortes de fonction d’état : a- Fonction d’état extensive : ce sont les fonctions dont la valeur dépend de la masse du corps : le volume (V), l’enthalpie (H), l’entropie (S). b- Fonction d’état intensive : ce sont les fonctions dont la valeur ne dépend pas de la masse du corps : la pression (P), la température (T). I/7- Equation d’état : Fonction reliant diverses grandeurs thermodynamique entre elles : - PV=nRT loi des gaz parfaits. - PV= cte loi de Boyle-Mariotte. - V/T=cte loi de Gay-Lussac. I/8- Définition de l’équilibre thermique : Lorsque deux corps de températures différentes entrent en contact, ils échangent de l’énergie thermique de sorte à ce que leurs températures respectives s’égalisent. En physique statistique et en thermodynamique l’équilibre thermique représente la situation où la température au sein d’un système est uniforme. I/9- Principe de conservation de l’énergie : La conservation de l’énergie est un principe physique selon le quel l’énergie totale d’un système isolé est invariante au cours du temps c.à.d. l’énergie totale initiale du système isolé soit égale à l’énergie totale final. I/10- Principe zéro de la thermodynamique : Deux systèmes thermodynamiques A et B en équilibre avec un troisième C sont en équilibre entre eux. Fig. I/3- Système Principe Zéro de la thermodynamique A B C Chap. II/ Chaleur et Travail II/1- Notion de chaleur : II/1-a. Est-ce que la chaleur et température ont le même sens ? Prenons un récipient rempli d'eau et de glace (T = 0°C), et exposons le à une source chaude (figure II/1). On remarque que la température du bain (qui a reçu Q) reste à 0°C (lecture du thermomètre), La chaleur Q a simplement fait fondre la glace sans changer la température T du bain ⇒ ce n'est pas parce qu'un corps (ici le bain) reçoit de la chaleur que sa température augmente. Fig. II/1- Relation entre la chaleur et la température Conclusion (1) : Température et chaleur sont donc deux grandeurs différentes (Q ≠ T). II/1-b. Est-ce que la chaleur est une grandeur mesurable ? Prenons un entonnoir rempli de glace pilée (glace fondante 0°C) et réalisons 4 expériences 1 et 2 ⇒ Q ∝ (proportionnel à) la masse M 1 et 3 ⇒ Q ∝ ΔT 1 et 4 ⇒ Q liée au corps Fig. II/2- Mesure de la quantité de chaleur (Q) Entonnoir Bécher Q cédée On constate alors que dans le cadre particulier (sans transformation chimique et sans changement de phase du corps plongé dans la glace) d'un échauffement (ou refroidissement) : 1. Q proportionnel à M : Q = k1 × M avec k1 = Cte 2. Q proportionnel à ΔT (différence entre la température initiale et la température finale du cuivre) : Q = k2 × ΔT avec k2 = Cte 3. Q liée au corps. Conclusion (2) : On en déduit que Q est une grandeur physique mesurable et cela se résume par la relation Q[kcal] = M[kg].C[kcal.kg-1.K-1].ΔT[K], avec C "chaleur massique" ou "capacité calorifique massique" c'est-à-dire la faculté qu'à le corps de céder de la chaleur Q pour un refroidissement ΔT donné (C=Q/M. ΔT). Remarque : un corps ne possède pas une quantité de chaleur déterminée (contrairement à la température). Il perd ou gagne de la chaleur en fonction des corps avec lesquels il entre en contact et en fonction du type "transformation". On dira que la chaleur Q n'est pas une "fonction d'état". II/1-c. Est-ce que la chaleur est une énergie ? Si on remue de l'eau avec une grosse cuillère, alors la température de l'eau va augmenter de ΔT (frottement de la cuillère contre les molécules d'eau). Joule a eu l'idée de comparer l'élévation de température ΔT à l'énergie mécanique dépensée pour obtenir ΔT. Pour cela il a fixé des pales en bois à l'axe d'une poulie entraînée par une masse (figure II/3) : la masse qui tombe libère son énergie potentielle (travail mécanique m·g·h) et provoque une élévation de température ΔT de l'eau du bac. Cette élévation ΔT de température est provoquée cette fois-ci par une énergie mécanique (travail des forces de frottement) et non plus directement par un apport de chaleur. Fig.II/3-Expérience de Joule (1850) Conclusion (3) : Nous avons, W=mgh [J] et Q=MCΔT [Kcal] cause même élévation de température ΔT. On en déduit que Q et W sont de même nature (c.à.d. Q est une énergie) Il faut alors convertir Q en Joule grâce à la constante de conversion Jc : Q = W ⇔ M.C.ΔT × Jc = mgh ⇔ Jc = mgh/(M.C.ΔT) L'expérience montre que J ≈ 4180 J/kcal entre 14,5°C et 15,5°C ⇒ Q = 4180×M.C.ΔT joules = M.C'.ΔT joules avec C' en [J.kg-1.K-1]. II/1-d. Signe de la chaleur Q et énergie interne U En thermodynamique, la chaleur reçue par un système sera comptée positivement, une chaleur cédée sera comptée négativement. Fig. II/4- Signe de la chaleur On appelle "énergie interne" U l'énergie thermique totale que peut fournir un corps immobile (absence d'énergie potentielle et d'énergie cinétique macroscopique) sans perdre de matière, c'est à dire ne perdant d'énergie que sous forme de chaleur (sa température tombant néanmoins à 0 K s’il a perdu U). II/1-e. Chaleur latente QL et chaleur de combustion QC La chaleur latente sert à créer un changement de phase (solide → liquide) et non à augmenter la température. Pour faire fondre M = 1 kg de glace (à 0°C) il faudra apporter la chaleur QL = 352.103×M. le chiffre 352.103 s'appelle "chaleur latente de fusion" (sous - entendu "massique") de la glace et on la note Lf. QL = M (glace) × L (fusion) → [J/kg] Si la source chaude est due uploads/Finance/ dr-semmah-cours-de-thermodynamique.pdf