Thermodynamie

Thèmes abordés

Thermodynamie, Principe 0, Celsius, Échelle thermodynamique macroscopique, Échelle thermodynamique microscopique, Thermomètre, Entropie, Énergie de Gibbs, Énergie libre de Gibbs, Transfert de chaleur, Loi de Fourier, Changement d'état, transition de phase, Loi de Hess, Relation de Kirchhoff, Cycle de Hess, Théorème de Nernst

Résumé du document

Un thermomètre est gradué. On s'est servi d'eau bouillante et glacée pour placer le 0 et 100°C. Puis ils ont placé les autres graduations entre les deux. Lorsque l'on utilise le thermomètre, on mesure véritablement une distance qui est proportionnelle au liquide qui se trouve à l'intérieur. Le volume lui est proportionnel à la masse volumique. La masse ne peut pas changer. Si le liquide monte c'est que la masse volumique a changé et ce qui a changé n'est pas la masse mais le volume.
On a constaté expérimentalement que cette masse volumique est très proportionnelle à la température. Donc le thermomètre permet de mesurer une température mais de manière indirecte.
La masse volumique du liquide dans le thermomètre est proportionnelle car elle dépend de l'agitation moléculaire. Quand ça ne s'agite plus, elle augmente donc le volume augmente avec l'agitation moléculaire. Cette proportionnalité n'est pas parfaite.

Extraits

[...] Elle est fondamentale pour savoir ce qui va se faire et dans quel sens. dS = 12 , rev = réversibilité / quantité de chaleur échangé dans le cas de réversibilité dS=différence d'entropie Chaleur=J Température=K Entropie=J/K Donc entre 2 états : 3 12 ΔS = ∫ en J/K ∆S > 0 : augmentation de la chaleur ∆S [...]

[...] Conséquence fondamentale de pouvoir considérer la totalité car une somme peut comporter des valeurs n'étant pas de même signe. Ça veut dire que l'on peut faire baisser l'entropie d'un système ouvert ou fermé. Et on fait à tous les jours. Ex : réfrigérateur ; système servant à faire baisser l'entropie à l'intérieur et qui en contrepartie la fait monter à l'extérieur. ΔSsyst à cause de la T° A contrario ΔSext > 0 Et les valeurs jusqu'à présent ont toujours montré que la seconde valeur est plus grande que la première. [...]

[...] L'agitation diminue. Cela rend le ΔS voisin de 0. Au fur et à mesure qu'on va descendre et qu'il n'y aura plus d'énergie interne. Il n'y a plus rien à enlever et plus rien à ajouter. On ne peut plus n'élever d'entropie il n'y en a plus. Et l'interprétation statistique convient de dire combien de manière on peut arranger les molécules. A l'immobile il n'y a qu'une manière. Quand c'est un cristal parfait, il n'y a qu'une seule manière de les disposer. [...]

[...] On crée plus d'entropie dans l'univers qu'on en enlève dans le congélateur On a le droit de faire baisser l'entropie du système à condition de la faire monter plus en dehors du système. Variation de l'entropie avec T Variation de quantité de chaleur d'un système est proportionnel à à C (capacité calorifique), à dT (différence de « C » n'est pas constante en fonction de chaque corps δqrev = n.C.dT 12 Primitive de 1/T = log T . , ΔS = $ = n. C. ln Exemple : 1L d'eau passe de T1 = 50°C à T2 = 100°C Cp = 4.18 J. g-1.K- . , ΔS = $ = n. C. [...]

[...] On ne peut pas le prouver expérimentalement car on ne sait pas atteindre le 0 absolu. On ne peut pas l'atteindre car l'énergie d'un système inclus toutes les formes d'énergie que l'on peut y faire entrer ainsi que son énergie cinétique. Comment rendre nulle l'énergie cinétique d'un corps qui n'a pas de point fixe dans l'univers ? Ce n'est pas possible. NB : l'interprétation moléculaire et statistique de l'entropie implique aussi S(0K) = 0 Interprétation physique (de ce qu'est l'entropie) : Si on fait baisser la température d'un système microscopique. [...]