This course entitled classical thermodynamics is intended for first-year common core students of the Faculty of Technology. It is drawn up in accordance with the framework established by the Ministry of Higher Education and Scientific Research (MESRS) of the People's Democratic Republic of Algeria.

     The course is spread over seven chapters. The first covers basic concepts and definitions, as well as terminology frequently used in thermodynamics. Towards the end of this chapter we presented the ideal gas model as an example of thermodynamic systems and the classical laws governing its behavior and at the end a synthesis of these laws which highlights the equation of state of the ideal gas PV = nRT, Some examples of the equations of state of real gases are cited for comparison and the meaning of the parameters appearing there, characterizing each real gas.

     The second chapter is devoted to thermometry, a field which concerns the identification or measurement of temperature according to the thermometric scale used. There the so-called “Zero” principle in thermodynamics is stated. It is mainly the basis of the temperature measurement technique. But its interest is not limited only to the field of thermometry. Its importance is clearer in the study of internal thermal balances of thermodynamic systems and possibly with the external environment with which they interact. In this chapter the temperature measurement scales are reviewed. Particular emphasis is placed on linear scales and more particularly those called centesimals. obviously to finish, some types of thermometers and their operating principles are explained. A particular type of thermometer called a pyrometer, whose operating principle is different, is mentioned towards the end.

Chapter three covers the first principle in thermodynamics or the principle of conservation of energy. Firstly, two transfer quantities are highlighted in this case; work and heat, which are described separately as two forms of energy, the difference between which lies in their impact on the system. Subsequently the first principle is stated by admitting the existence of a certain state function called internal energy and denoted U, the variation of which is due to the exchange of work and heat. Some consequences are immediately drawn from this principle as that of an isolated system. More particularly a new state function called enthalpy and denoted H is introduced to study monobaric or isobaric transformations. Later in this chapter, the application of the first law to the ideal gas model revealed two ideal gas laws; Joule's first and second law. These two laws allowed an easy calculation of the energy quantities of the ideal gas during simple transformations.

     Chapter four is devoted to the application of the first principle to chemical reactions commonly called thermochemistry. This is a field concerned with the calculation of the heat accompanying chemical reactions, referred to as heat of reaction. We mainly distinguish between them types of heat; the heats at constant volume and the heats at constant pressure, which are calculated by the variation of the internal energy U and the variation of the enthalpy H respectively. It is a very valuable tool as it allows us to calculate the heat of reaction without having to actually carry out the reaction in question, while basing it on a set of tabulated values called enthalpies of formation and/or heats of formation. reactions calculated or measured previously.
     If the first principle allows us to trace an energy balance at the end of a given transformation, it cannot predict the sense of spontaneity (the sense of irreversibility) of this transformation. Precisely and within the framework of the first principle both directions of the transformation are possible as long as the energy balance is well verified. Practically it has been observed that a spontaneous transformation in one direction cannot take place in the other direction. This is where the second law of thermodynamics comes in (subject of the fifth chapter). This principle provides the sense of spontaneity of a transformation, Therefore the impossibility of the other. To do this we introduced a new concept that of "Entropy", denoted S. A spontaneous transformation is always accompanied by an increase in entropy until it reaches its maximum value. It has been statistically proven that entropy is proportional to the disorder in the system, which means that the disorder will be maximum at the end of the spontaneous transformation. A mathematical formulation is highlighted to express the variation of entropy during any transformation (reversible or irreversible). Detailed calculations on entropy are carried out for the case of an ideal gas undergoing simple transformations (reversible or irreversible)
     The third principle in thermodynamics, presented in chapter six, also called Nernst's theorem, after the Nobel Prize winner who discovered it in 1906, is stated as follows: "The entropy of any system can always be taken equal to zero at the temperature of absolute zero". It follows directly from this that the variation in molar entropy of a uniform monophasic substance during an isobaric transformation which changes its temperature from T0 to T can be calculated by:
                                                                                                      
     Therefore the absolute entropy of a uniform monophasic substance can be calculated for a given temperature, something which is not possible for the internal energy U.
     In the last chapter (chapter VII) chemical equilibria in the gas phase are studied. Two state functions are used for this purpose; Helmholtz and Gibbs functions

On peut dater les premiers développements de la thermodynamique des travaux de Carnot (1824) sur les machines thermiques, qui ont conduit par la suite aux énoncés des deux principes fondamentaux. La thermodynamique est donc dès le début l'expression de la confluence entre deux disciplines jusque là disjointes, à savoir la thermique et la mécanique. Depuis, les applications de la thermodynamique se sont multipliées, de la mécanique à la chimie et à la biologie, en passant par l'électromagnétisme. Il ne s'agit pas à proprement parler d'une nouvelle science, mais bien plus d'un formalisme unificateur qui traite des transformations de l'énergie, sous toutes ses formes.

Le but de la série 02 est d'étudier le principe 0 de la thermodynamique.


Le présent cours intitulé thermodynamique classique est destiné aux étudiants de première année tronc commun de la faculté de technologie. Il est dressé conformément au canevas établi par le ministère de l'enseignement supérieure et de la recherche scientifique (MESRS) de la république algérienne démocratique et populaire.

       Le cours est réparti sur sept chapitres. Le premier traite les notions et définitions de base, ainsi que la terminologie fréquemment utilisée en thermodynamique. Vers la fin de ce chapitre on a exposé le modèle du gaz parfait comme exemple sur les systèmes thermodynamiques et les lois classiques régissant son comportement et en fin une synthèse de ces lois qui met en évidence l’équation d'état du gaz parfait PV = nRT, Quelques exemples sur les équations d'état des gaz réels sont cités à titre comparatif et la signification des paramètres y figurants, caractérisant chaque gaz réel.

       Le deuxième chapitre est consacré à la thermométrie, domaine qui s'intéresse au repérage ou à la mesure de la température selon l’échelle thermométrique utilisée. Là le principe dit "Zéro" en thermodynamique est énoncé. Il est principalement à la base de la technique de mesure de la température. Mais son intérêt ne se limite pas uniquement dans le domaine de la thermométrie. Son importance est plus claire dans l'étude des équilibres thermiques internes des systèmes thermodynamiques et éventuellement avec le milieu extérieur avec lequel ils interagissent. Dans ce chapitre les échelles de mesure de température sont passées en revue. Un accent particulier est mis sur les échelles linéaires et plus particulièrement celles appelées centésimales. évidemment pour terminer, quelques types de thermomètres et leurs principes de fonctionnement sont exposés. Un type particulier de thermomètre appelé pyromètre, dont le principe de fonctionnement est différent est cité vers la fin.

       Le chapitre trois traite le premier principe en thermodynamique ou principe de conservation de l'énergie. Dans un premier temps il est mis en évidence deux grandeurs de transfert en l’occurrence; le travail et la chaleur, qui sont décrits séparément comme étant deux formes d'énergie, dont la différence réside dans leur  impact sur le système. Par la suite le premier principe est énoncé en admetant l’existence d'une certaine fonction d'état appelée énergie interne et notée U, dont la variation est due aux échanges de travail et de la chaleur. Quelques conséquences sont tirées immédiatement de ce principe comme celui d'un système isolé. Plus particulièrement une nouvelle fonction d'état appelée enthalpie et notée H est introduite pour étudier les transformations monobares ou isobares. Plus loin dans ce chapitre, l’application du premier principe au modèle du gaz parfait a mis en évidence deux lois du gaz parfait; première et deuxième loi de Joule. Ces deux lois ont permit un calcul facile des grandeurs énergétiques du gaz parfait au cours de transformations simples.

       Le chapitre quatre est consacré à l'application du premier principe au réactions chimiques appelée communément la thermochimie. C'est un domaine qui s’intéresse au calcul de la chaleur accompagnant les réactions chimiques, désignée par chaleur de réaction. On distingue principalement entre eux types de chaleurs; les chaleurs à volume constant et les chaleurs à pression constante, qui sont calculées par la variation de l'énergie interne U et la variation de l'enthalpie H respectivement. C'est un outil très précieux du moment qu'il nous permet de calculer la chaleur de réaction sans avoir recours à effectuer réellement la réaction considérée, tout en se basant sur un ensemble de valeurs tabulées appelées enthalpies de formation et/ou les chaleurs de réactions calculées ou mesurées auparavant.

Si le premier principe nous permet de tracer un bilan énergétique au bout d'une transformation donnée, il ne peut pas prévoir le sens de spontanéité (le sens de l'irréversibilité) de celle-ci. Justement et dans le cadre du premier principe les deux sens de la transformation sont possibles du moment que le bilan énergétique est bien vérifié. Pratiquement on a constaté qu'une transformation spontanée dans un sens ne peut avoir lieu dans l'autre sens. C’est là qu'intervient le deuxième principe en thermodynamique (sujet du cinquième chapitre). Ce principe prévoit le sens de spontanéité d'une transformation, Donc l'impossibilité de l'autre. Pour se faire on a introduit un nouveau concept celui de l' "Entropie" , notée S. Une transformation spontanée est toujours accompagnée d'une augmentation de l'entropie jusqu'à atteindre sa valeur maximale. Il a été prouvé statistiquement que l'entropie est proportionnelle au désordre dans le système ce que signifie que le désordre sera maximale au bout de la transformation spontanée. Une formulation mathématique est mise en évidence pour exprimer la variation de l'entropie au cours d'une transformation quelconque (réversible ou irréversible). Des calculs détaillés sur l'entropie sont effectués pour le cas d'un gaz parfait subissant des transformations simples (réversible ou irréversible)

       Le troisième principe en thermodynamique, exposé au chapitre six, appelé encore le théorème de Nernst, du nom du Prix Nobel qui l'a découvert en 1906, s'énonce de la façon suivante : " L'entropie d'un système quelconque peut toujours être prise égale à zéro à la température du zéro absolu". Il en découle directement que la variation d'entropie molaire d'une substance monophasique uniforme au cours d'une transformation isobare qui fait passer sa température de T0 à T est calculable par :

                                 

Donc l'entropie absolue d'une substance monophasique uniforme est calculable pour une température donnée, chose qui n'est pas possible pour l'énergie interne U.

       Dans le dernier chapitre (chapitre VII) les équilibres chimiques en phase gazeuse sont étudiés. Deux fonctions d'état sont utilisées dans ce but ; fonctions de Helmholtz et de Gibbs

 


Cet enseignement qui se déroule au cours d’un semestre est destiné  aux étudiants de 1ere année ENERGIES RENOUVELABLES ET ENVIRONNEMENT; est constitué de textes de travaux dirigés élaborés pour étudier  la thermodynamique et la thermochimie