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Les principes de la thermodynamique sont les principales lois (principes en fait, car non démontrées) qui régissent la thermodynamique :
On parle aussi du principe zéro de la thermodynamique, et on évoque quelques fois la théorie d'Onsager comme le Quatrième principe de la thermodynamique.
Les deux principes les plus importants sont le premier et le
second. On leur en ajoute parfois deux autres (principes zéro
et troisième).
Développement :
Le principe zéro de la thermodynamique
concerne la notion d'équilibre thermique et est à la
base de la thermométrie. Si deux systèmes sont en
équilibre thermique avec un troisième, alors ils sont
aussi ensemble en équilibre thermique.
Le premier principe de la
thermodynamique ou principe de conservation
de l'énergie affirme que l'énergie est
toujours conservée. Autrement dit, lénergie
totale dun système isolé reste constante.
Les événements qui sy produisent ne se traduisent
que par des transformations de certaines formes dénergie
en dautres formes dénergie. Lénergie
ne peut donc pas être produite ex nihilo ; elle est en
quantité invariable dans la nature. Elle ne peut que se
transmettre dun système à un autre. On ne
crée pas lénergie, on la transforme.
Ce principe est aussi une loi générale pour toutes les
théories physiques (mécanique,
électromagnétisme, physique
nucléaire,...) On ne lui a jamais trouvé la
moindre exception, bien qu'il y ait parfois eu des doutes, notamment
à propos des désintégrations radioactives.
On sait depuis le théorème de
Noether (lien)
que la conservation de l'énergie est étroitement
reliée à une uniformité de structure de
l'espace-temps.
Elle rejoint un principe promu par Lavoisier :
Le deuxième principe de
la thermodynamique ou principe
d'évolution des systèmes affirme la
dégradation de l'énergie : l'énergie d'un
système passe nécessairement et spontanément de
formes concentrées et potentielles à des formes
diffuses et cinétiques (frottement, chaleur,
etc.).
Il introduit ainsi la notion d'irréversibilité d'une
transformation et la notion d'entropie. Il affirme que l'entropie
d'un système isolé augmente, ou reste
constante.
Ce principe est souvent interprété comme une "mesure du
désordre" et à l'impossibilité du passage du
"désordre" à l'"ordre" sans intervention
extérieure. Cette interprétation est fondée sur
la théorie de l'information de Claude Shannon et la mesure de
cette "information" ou entropie de Shannon
(lien).
Ce principe a une origine statistique : à la différence
du premier principe, les lois microscopiques qui gouvernent la
matière ne le contiennent qu'implicitement et de
manière statistique. En revanche, il est assez
indépendant des caractéristiques mêmes de ces
lois, car il apparaît également si l'on suppose des lois
simplistes à petite échelle.
Le troisième principe de
la thermodynamique est plus controversé. Il est associé
à la descente vers son état quantique fondamental d'un
système dont la température s'approche d'une limite qui
définit la notion de zéro absolu. Il n'est pas
nécessaire en thermodynamique classique.
Q = M x Cp x T
Le terme Cp et la
chaleur
spécifique du
corps (taux de variation de l'énergie spécifique
variable en fonction de la température),
ou quantité de
chaleur nécessaire pour élever de 1° Celsius la
température d'1 gramme de substance.
Réciproquement,
quand la masse de corps M baisse de T°C, elle libère une
quantité de chaleur Q,
également proportionnelle à M et Cp pour T.
Rappel : la calorie (symbole : cal)
- du latin calor -
est une unité
d'énergie, définie (calorie
à 15 °C)
comme la quantité de chaleur (ou
l'énergie)
nécessaire pour élever la température d'1
(un)
gramme d'eau de 14,5 °C à 15,5 °C, sous la pression
atmosphérique "normale" (1
atm ou 1013,25 hPa).
Depuis le 1er janvier 1978, le Système international
d'unités (SI) l'a remplacé par le joule (symbole
: J). La calorie reste employée en diététique
mais est largement abandonnée dans les autres domaines,
à l'exception peut-être de la chimie.
Remarques :
1 cal (15 °C) = 4,1855 J , 1 kcal (1000 cal ou 4185,5 J) =
1,1626 Wh.
La frigorie est l'opposé de la calorie. Elle est
définie (frigorie
à 15°C) comme
la quantité de chaleur à extraire d'un gramme d'eau
pour abaisser sa température de 15,5 °C à 14,5
°C.
A noter cependant :
Peut être dans mes
pages devrais-je continuer avec 1 cal = 4,1855 J !
Exemples :
1) pour élever de 10 à 63°C la
température de 1 kg d'eau (dont la chaleur spécifique
est
de 1,000 kcal/kg à 60°C), il faut lui fournir
:
et donc, pour qu' une masse
d'eau de 1 kg descende de 63 à 10°C, elle doit
libèrer une quantité de chaleur
équivalente.
2) pour chauffer de l'eau de 15 °C à
35 °C, il faut 20 cal/g, soit approximativement 20 kcal/L.
Donc, pour un bain soit 150 L,
il faut 3 000 kcal, soit 3487,8 Wh ou 3,4878 kWh ;
et pour une douche (30 L), 600 kcal;
soit 697,56 Wh ou environ 0,7 kWh, soit donc 80% de gain
d'énergie (et donc d'argent !).
CQFD.
Chaleur spécifique Cp de
l'eau en fonction de la
température
(à pression atmosphèrique "normale et constante de
1013,25 hPa) :
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A noter qu'une bonne approximation de Cp = f(T) est donnée par :
- de 0 à 35°C > Cp = (0,000000006*T^4) - (0,0000007*T^3) + (0,00003539*T^2) - (0,0009*T) + 1,0076
- de 40 à 100°C > Cp = (0,000000007*T^3) + (0,0000007*T^2) - (0,00005*T) + 0,9986
avec Cp en kcal kg-1 et T en °C (pour obtenir le résultat en unités SI (kJ kg-1 K-1) : x par 4,1855).
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Nota : la capacité
thermique massique [chaleur massique] est
déterminée par la quantité d'énergie
à apporter par échange thermique pour élever
d'un degré la température de l'unité de masse
d'une substance.
Elle s'exprime en joule par kilogramme kelvin ( J kg-1
K-1 ).
Remarques : on définit également des capacités
thermiques molaires (valeurs
rapportées à l'unité de matière, donc 1
mole) ; il convient par
ailleurs de distinguer les capacités à volume constant
et les capacités à pression
constante (la
différence étant particulièrement importante
pour les gaz).