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Système et énergie microscopiqueUn système thermodynamique est une portion d'Univers délimitée par une frontière réelle ou fictive. Son énergie interne U est la somme des énergies cinétiques microscopiques d'agitation des particules et des énergies potentielles d'interaction entre elles. U ne dépend que de l'état macroscopique du système (température, pression, volume) : c'est une fonction d'état. À notre échelle, on ne peut pas mesurer U directement, mais on peut mesurer ses variations ΔU lors d'une transformation. Par exemple, chauffer de l'eau augmente l'agitation des molécules donc son énergie interne.
📢 Rappel
Un système peut être ouvert, fermé ou isolé selon les échanges de matière et d'énergie avec l'extérieur.
📖 Définition
L'énergie interne U (en joule) est la somme des énergies cinétiques et potentielles des particules du système.
🔍 Exemple
Dans un gaz parfait monoatomique, U ne dépend que de la température : U = (3/2) n R T.
💡 À retenir : L'énergie interne U est une grandeur macroscopique liée à l'agitation et aux interactions microscopiques.
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Conduction, convection, rayonnementUn transfert thermique s'effectue spontanément du corps chaud vers le corps froid. La conduction se produit dans un milieu matériel sans déplacement global de matière, par contact direct entre particules. La convection implique le déplacement de matière (liquide ou gaz) qui transporte l'énergie thermique. Le rayonnement est un transfert par ondes électromagnétiques, pouvant se propager dans le vide. Ces trois modes peuvent coexister, par exemple dans une pièce chauffée par un radiateur.
📖 Définition
La conduction est un transfert thermique par contact sans transport de matière.
🔍 Exemple
La convection est responsable des courants d'air chaud au-dessus d'un radiateur.
⭐ À retenir
Le rayonnement est le seul mode de transfert thermique possible dans le vide.
💡 À retenir : Le transfert thermique va toujours du corps le plus chaud vers le corps le plus froid.
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Premier principe de la thermodynamiqueLors d'une transformation, la variation d'énergie interne ΔU d'un système fermé est égale à la somme du travail W et du transfert thermique Q échangés avec l'extérieur. W est le travail des forces (par exemple travail de pression), Q est le transfert thermique. Par convention, W et Q sont positifs si le système reçoit de l'énergie, négatifs s'il en cède. Pour une transformation isochore (volume constant), W = 0 donc ΔU = Q. Pour une transformation adiabatique (sans transfert thermique), Q = 0 donc ΔU = W.
📢 Rappel
Le travail W se calcule souvent par W = -P ΔV pour une transformation à pression constante.
⭐ À retenir
W > 0 et Q > 0 si l'énergie est reçue par le système ; W < 0 et Q < 0 si elle est cédée.
🔍 Exemple
Comprimer un gaz (W > 0) augmente son énergie interne, donc sa température.
💡 À retenir : ΔU = W + Q : le système gagne ou perd de l'énergie sous forme de travail ou de chaleur.
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Calorimétrie et capacité thermiquePour un corps dont la température varie sans changer d'état, le transfert thermique Q est proportionnel à la masse m, à la capacité thermique massique c et à la variation de température ΔT. La capacité thermique massique c dépend de la substance : pour l'eau liquide, c = 4,18 kJ·kg⁻¹·K⁻¹. Si ΔT > 0, le corps reçoit de l'énergie (Q > 0) ; si ΔT < 0, il en cède (Q < 0). Cette relation permet de mesurer des transferts thermiques par calorimétrie, en supposant le système isolé.
📖 Définition
La capacité thermique massique c est l'énergie nécessaire pour élever 1 kg de substance de 1 K.
🔍 Exemple
Chauffer 1 kg d'eau de 20 °C à 100 °C nécessite Q = 1 × 4180 × 80 = 334 400 J.
⭐ À retenir
Lors d'un changement d'état, la température reste constante : Q = m·L (chaleur latente).
💡 À retenir : Q = m·c·ΔT relie le transfert thermique à la variation de température d'un corps sans changement d'état.