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    Faculté : SCIENCE ET TECHNOLOGIE


    Département : Socle commun


    Niveau d'étude : première année licence


    Semestre : deuxième semestre


    Crédits : 6 crédits


    Coefficient : 3


    Volume horaire : 67heures 30 minutes soit 15 semaines d'étude


    Volume horaire hebdomadaire : 4 heures 30 minutes


    Nom et prénom de l'enseignant : BOURSAS Abdelhakim


    Adresse e-mail : abdelhakim.boursas@univ-msila.dz


    Objectifs du cours :


                                             PROGRAMME DE THERMODYNAMIQUE


    CHAPITRE I : Généralités sur la thermodynamique
    Introduction
    I/Propriétés fondamentales des fonctions d’état
    1) Rappel de définitions mathématiques
    2) Différentielle d’une fonction d’état (1ère dérivée et 2ème
    dérivée croisée)
    3) Condition mathématique d’une fonction d’état (D.T.E)
    II/ Définitions des systèmes thermodynamiques et le milieu extérieur
    1) Les constituants ou la composition d’un système
    2) Les différents types de systèmes (ouvert, fermé, isolé)
    III/ Description d’un système thermodynamique
    1) État d’un système thermodynamique
    2) Variables (paramètres ou grandeurs) d’état
    3) Fonctions d’état
    4) Grandeurs extensives et intensives
    5) Équation d’état des gaz parfaits
    6) Équation d’état des gaz réels (Van der Waals, Berthelot,)
    IV/Évolution et états d’équilibre thermodynamique d’un système
    1) État d’équilibre mécanique
    2) État d’équilibre thermique
    3) État d’équilibre chimique
    V/ Transferts possibles entre le système est le milieu extérieur
    1) Transferts ou échanges d’énergie (travail, chaleur)
    2) Transferts ou échanges de matière
    VI/ Transformations de l’état d’un système (opération, évolution)
    VI-I/ Transformations d’un gaz parfait
    1) Transformation isochore d’un gaz parfait
    2) Transformation isobare d’un gaz parfait
    3) Transformation isotherme d’un gaz parfait
    4) Transformations adiabatiques d’un gaz parfait
    5) Transformations (ouvertes, fermées ou cycliques)
    6) Transformations monothermes
    7) Transformations infinitésimales
    8) Transformations quasistatiques
    9) Les transformations réversibles et irréversibles
    VI– II/ Transformations physiques ou Transformations de changement d’état
    physique(Fusion, vaporisation, sublimation, condensation,…)
    VI– III/ Transformations chimiques ou réactions chimiques
    (Combustion, estérification, explosion, corrosion, décoloration,…)
    VI–IV/ Représentation graphique des Transformations des gaz parfaits
    a) Diagramme de Clapeyron : p=f(V) dans le plan (p,V)
    b) Diagramme d’Amagat : pV=f(p) dans le plan (pV,p)
    VII/ Rappel des lois des gaz parfaits
    1) Loi de Boyle-Mariotte :pV=cste à T cste
    2) loi de Gay-Lussac :V/T=cste à p=cste
    3) loi de Charles : P/T =cste à V =cst
    4) loi de Dalton ; les pressions partielles : Pi = xi Pt


    CHAPITRE II
    I/ Notion de température
    1) La thermométrie
    2) Le principe zéro de la thermodynamique
    3) Échelles de température : centésimales, absolues et Fahrenheit
    4) Conception d’un thermomètre à mercure
    5) Les différents types de Thermomètres
    II/ Notion de chaleur ou de quantité de chaleur Q
    1) Expression générale de la quantité de chaleur Q
    2) Différentes expressions de la chaleur pour les systèmes f(P,V,T)=0
    3) La capacité calorifique thermique C (j/K ou cal/K)
    4) Les différents types de capacité calorifique thermique
    i) capacité calorifique thermique massique (j/kg.K)
    ii) capacité calorifique thermique molaire (j/mol.K)
    iii) capacité calorifique thermique molaire ou massique
    isobare
    iv) capacité calorifique thermique molaire ou massique
    isochore
    4. I. capacité calorifique thermique pour les gaz parfaits
    i. gaz parfaits monoatomiques
    ii. gaz parfaits diatomiques
    iii. relation entre et pour un gaz parfait, relation
    de Mayer
    iv. et pour un mélange de gaz parfaits
    4.II. capacité calorifique thermique pour les liquides et les solides
    5. capacité calorifique thermique pour les solides
    6. Calcul de la quantité de chaleur pour différentes transformations
    III/ Calorimétrie
    1) Le calorimètre
    2) Les différents types de calorimètres
    3) La valeur ou la masse en eau du calorimètre μ
    4) Calcul de la température d’équilibre
    5) Calcul de la chaleur de combustion à pression constante
    6) Calcul de la chaleur de combustion à volume constant
    7) Chaleurs latentes de changement d’état physique ( L(vap), L(Liq), L(sol)
    ,…)
    IV/ L e travail
    1) Expression générale du travail des forces de pression
    2) Travail réversible
    3) Travail irréversible
    4) Application de calcul du travail pour les différentes transformations


    CHAPITRE III : Premier principe de la thermodynamique
    1) Équivalence entre chaleur et travail
    2) Énoncé du premier principe
    3) Expression générale du premier principe
    4) Définition de l’énergie interne U
    5) Expression différentielle de l’énergie interne
    6) Expression différentielle du premier principe
    7) Calcul de la variation de l’énergie interne ΔU
    a) 1ére loi de Joule ; la variation de l’énergie interne d’un gaz
    parfait
    b) Transformation isochore
    c) Transformation isobare
    d) Relation entre et
    i) pour un gaz parfait (relation de Mayer)
    ii) pour les réactions chimiques
    e) Travail adiabatique réversible .Équation de Laplace
    f) Travail adiabatique irréversible
    8) Notion de l’enthalpie H
    a) La fonction enthalpie
    b) Expression différentielle de l’enthalpie
    c) 2éme loi de Joule ; la variation de l’enthalpie des gaz parfaits


    CHAPITRE IV : Applications du premier principe de la thermodynamique
    à la thermochimie
    1) Chaleurs de réaction : ; ;
    2) L’état standard
    3) L’enthalpie standard de formation
    4) L’enthalpie de dissociation
    5) L’enthalpie de changement d’état physique (ΔH(vap), ΔH(subli)
    ,ΔH(sol) ,…)
    6) L’enthalpie d’une réaction chimique
    a) Loi de Hess
    b) Énergie de liaison ou enthalpie de liaison
    c) Énergie réticulaire (cycle de Born-Haber)
    d) L’enthalpie de formation des atomes gazeux (atomes,
    gazeux)
    e) Loi de Kirchhoff.
    f) Variation des chaleurs de réactions en fonction de la
    température
    g) Température de flamme et température d’explosion


    CHAPITRE V : 2ème principe de la thermodynamique
    I/ Introduction
    1) Irréversibilité et évolution des phénomènes naturels
    2) Énoncés du second principe de la thermodynamique
    II/ Notion d’entropie
    1) Introduction de la fonction entropie S d’un système
    2) Expression générale du second principe de la
    thermodynamique
    3) la fonction entropie S dépend de p et de T ; S =f(p,T)
    4) L’entropie d’un solide
    5) L’entropie d’un liquide
    6) L’entropie d’un gaz parfait
    7) L’entropie d’un mélange de gaz parfaits
    8) L’entropie de changement d’état physique (ΔS(vap) , ΔS(Liq)
    ,ΔS(sol) ,…)
    9) L’entropie des transformations adiabatiques réversibles et
    irréversibles
    10) Création d’entropie due aux transformations irréversibles
    11) Bilan entropique
    12) Critères d’évolution d’un système isolé ( )
    III/ Machines thermiques
    1. Applications du cycle de Carnot : moteurs
    thermiques ; machines frigorifiques, Le
    rendement thermique d’une machine
    2. Application à quelques cycles moteurs
    a. Cycle de Joule (ou cycle de Brayton)
    b. Cycle d’Otto (ou cycle de Beau de
    Rochas)
    c. Cycle Diesel
    d. Cycle de Stirling


    CHAPITRE VI : 3ème Principe et entropie absolue
    1) Énoncé du 3ème Principe, l’entropie absolue à zéro Kelvin
    (0K)
    2) L’entropie absolue molaire standard d’un corps pur
    3) L’entropie absolue molaire standard à T Kelvin (TK)
    4) L’entropie absolue molaire standard d’un (solide,
    liquide, gaz) pur
    5) La variation d’entropie d’une réaction chimique Δ
    6) La variation d’entropie d’une réaction chimique à une température T ; ΔS(T)


    CHAPITRE VII : Énergie et enthalpie libres – Critères d’évolution d’un
    système
    I/ Introduction
    II/ Énergie et enthalpie libre
    III/ Les équilibres chimiques
    i) Lois d’action de masse et les constantes d’équilibre
    ii) Relation de Guldberg et Waage pour des équilibres
    homogènes
    iii) Influence de la température sur les constantes d’équilibre :
    relation de VANT’HOFF
    iv) Lois de déplacement de l’équilibre
    v) Aspect complémentaire de l’étude des équilibres
    1) Coefficient de dissociation ou degré de dissociation α
    2) Degré d’avancement d’une réaction chimique
    3) Le rendement d’une réaction chimique
    4) Variance d’un système en équilibre et règles des phases.

  • CHAPTER- I Generalities in thermodynamics

    This chapter is a general introduction to classical thermodynamics. A set of basic notions and definitions are presented, the objective of which is to familiarize the student with the terminology used in the field so that they can describe thermodynamic systems, as well as the different transformations which affect them.

  • CHAPTER- II Thermometry

    The 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 more marked during the study of the internal thermal balances of thermodynamic systems and possibly with the external environment with which they interact. In this chapter the temperature measurement scales are presented. 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.

  • CHAPTER- III First principle in thermodynamics

    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 easy calculation of the energy quantities of the ideal gas during simple transformations.

  • CHAPTER-IV Application of first principle to chemical reactions

    Chapter Four is dedicated to the application of the first principle to chemical reactions, commonly known as thermochemistry. It is a field that focuses on calculating the heat associated with chemical reactions, referred to as reaction heat. We primarily distinguish between two types of heat: constant volume heat and constant pressure heat, which are calculated based on the variations in internal energy U and enthalpy H, respectively. Thermochemistry is a valuable tool because it allows us to compute the reaction heat without actually performing the specific reaction. Instead, we rely on a set of tabulated values known as formation enthalpies and/or previously calculated or measured reaction heats1.

  • CHAPITRE-5 Deuxième principe de la thermodynamique

    we have seen in the previous chapters that the first principle simply expresses an energy balance for the thermodynamic system during its evolution. This balance is expressed as the sum of heat exchange and work. However, in reality, the first principle does not distinguish between these two entities: work and heat. Within the framework of this principle, it is the balance of energy exchanges that matters most. Yet, in nature, several examples demonstrate that for a spontaneous system, the conversion of work into heat is possible, but the reverse is not true. To achieve such a conversion (heat → work), an external means must intervene—the heat engine. This principle (the principle of evolution) was first formulated by Sadi Carnot in 1824

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      thermodynamic exam of 2023

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