Informations du cours

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