Les lois de la thermodynamique

Introduction aux lois de la thermodynamique

Avant d'entamer une discussion sur les lois de la thermodynamique, nous allons d'abord définir ce que sont les systèmes thermodynamiques.

Types de systèmes thermodynamiques

Il existe trois types différents de systèmes thermodynamiques :

• Système thermodynamique ouvert - une partie ou la totalité de la matière provenant de l'environnement peut s'écouler dans un système ouvert ; la chaleur peut également circuler à travers les parois du récipient d'un système ouvert.

• Système thermodynamiquefermé - la matière provenant de l'environnement extérieur ne peut pas s'écouler dans un système fermé ; cependant, la chaleur peut traverser les parois du récipient d'un système fermé.

• Système thermodynamique isolé - les matières provenant de l'environnement ne peuvent pas pénétrer dans un système isolé ; la chaleur ne peut pas traverser les parois du récipient d'un système isolé.

Propriétés des systèmes thermodynamiques

Maintenant, plongeons-nous dans les propriétés des systèmes ouverts, fermés et isolés.

1. Systèmes ouverts:

• Ont des parois de récipient qui échangent de la chaleur et des particules avec l'environnement.

• À l'équilibre thermique, un système ouvert ne maintient pas de différence de température entre lui et l'environnement.

• Permettent l'échange de matière avec l'environnement. Les parois des systèmes ouverts sont perméables à au moins une ou plusieurs substances chimiques provenant de l'environnement.

Figure 1 : Système thermodynamique ouvert.

2. Systèmes fermés:

• Ont des parois de récipient qui peuvent échanger de la chaleur ; ne peuvent pas échanger de particules avec l'environnement.

• Les systèmes fermés avec un seul type de particule (atome ou molécule) contiennent un nombre constant de particules à l'intérieur du récipient.

• Pour les systèmes comportant plus d'un type de particules, les réactions chimiques peuvent transformer ces particules en particules de masses différentes, mais le nombre total d'atomes composant ces particules restera constant à l'intérieur du récipient.

Figure 2 : Système thermodynamique fermé.

3. Systèmes isolés :

• Ont des parois de contenant qui ne peuvent pas échanger de chaleur avec l'environnement ; ne peuvent pas échanger de particules avec l'environnement.

• N'interagit en aucune façon avec l'environnement.

Figure 3 : Système thermodynamique isolé.

Vue d'ensemble des lois de la thermodynamique

Maintenant que nous savons ce qu'est la thermodynamique et les types de systèmes qui existent, concentrons-nous sur les lois de la thermodynamique. Mais d'abord, jette un coup d'œil à la définition de l'équilibre thermique.

Il existe quatre lois fondamentales de la thermodynamique :

• La loi Zéro de la thermodynamique - Selon cette loi, lorsqu'un système fermé à une température plus élevée interagit avec un système fermé à une température plus basse, l'énergie sous forme de chaleur se transfère au système fermé qui est à une température plus basse jusqu'à ce que l'équilibre thermique soit atteint.

• Première loi de la thermodynamique - La première loi de la thermodynamique stipule que l'énergie totale de l'univers reste constante.

• Deuxième loi de la therm odynamique - La deuxième loi stipule que le désordre de l'univers, d'un système et de son environnement, augmente toujours pour un processus qui se produit naturellement, c'est-à-dire sans apport de matière ou d'énergie extérieure dans le système.

• Troisième loi de la thermodynamique - La troisième loi de la thermodynamique stipule que le désordre d'un système se rapproche de zéro lorsque la température se rapproche de zéro.

Explication des lois de la thermodynamique

Explorons un peu plus ces lois de la thermodynamique.

La Zeroth Law of Thermodynamics (loi zéro de la thermodynamique) :

Considère l'expérience suivante, tu attrapes deux canettes de ta boisson préférée. Tu prends une canette dans un congélateur et l'autre au sommet d'une table de pique-nique exposée à la chaleur du soleil. Tu attaches ces deux canettes ensemble avec du ruban adhésif et tu attends environ 30 minutes. Que penses-tu qu'il va se passer ? Les deux boîtes vont-elles devenir plus chaudes, vont-elles toutes les deux se refroidir, ou vont-elles atteindre la même température qui se situe quelque part entre les deux ?

Tu connais probablement déjà la réponse : les boîtes atteindront la même température, entre le chaud et le froid. Cette observation peut être reformulée de la façon suivante :

• Lorsqu'un objet à une température plus élevée interagit physiquement avec un objet à une température plus basse, l'objet à une température plus élevée transfère de l'énergie, sous forme de chaleur, à l'objet à une température plus basse.

• En l'absence de pertes dans l'environnement, les deux objets, qui sont en contact physique, atteindront la même température.

• On dit que les objets sont en équilibre thermique lorsqu'ils atteignent tous deux la même température.

L'équilibre thermique est lié à la loi Zéro de la thermodynamique par l'énoncé suivant,

La première loi de la thermodynamique

Passons maintenant à la première loi de la thermodynamique. Mais d'abord, quelques définitions pertinentes.

Il peut sembler étrange de dire que "l'énergie totale de l'univers reste constante" selon la première loi de la thermodynamique. Néanmoins, cette affirmation est toujours correcte et aucun phénomène violant cette loi n'a jamais été observé dans l'ensemble de l'univers. La première loi de la thermodynamique est également appelée loi de la conservation de l'énergie et peut s'énoncer mathématiquement comme suit :

$$\Delta{U}=Q-W$$

où ,

• ΔU est le changement d'énergie interne dans un système fermé
• Q est l'énergie fournie au système
• W est la quantité de travail thermodynamique effectué par le système sur l'environnement.

Pour mieux comprendre, nous allons décomposer chaque variable.

1. Notons que la loi de la conservation de l'énergie (première loi de la thermodynamique) ne concerne que la mesure de la différence entre l'énergie interne finale, _Uf , et l'énergie interne initiale, _Ui, d'un système :

$$\Delta{U}=U_f-U_i$$

• La différence d'énergie interne, ΔU, est calculée entre un état de référence, _Ui, (c'est-à-dire dans des conditions standard) et un état thermodynamique final, _Uf .
• La différence d'énergie interne, ΔU, est un exemple de fonction d'état thermodynamique.
• Une fonction d'état ne dépend que des états initial et final et ne se préoccupe pas du chemin emprunté par le système pour passer de l'état initial à l'état final.

2. L'énergie fournie au système, Q, est l'énergie transférée au système par le milieu extérieur. Le tableau suivant présente les types d'énergie provenant de l'environnement pour divers systèmes thermodynamiques :

3. Le travail thermodynamique, W, effectué par le système sur l'environnement extérieur peut provenir des changements de volume du système, des changements de température du système qui entraînent un autre système dans l'environnement et des augmentations de pression dans le système qui sont transférées aux autres systèmes dans l'environnement.

La deuxième loi de la thermodynamique :

Nous commençons notre discussion sur la deuxième loi de la thermodynamique par une définition du désordre d'un système :

Remarque: une fonction d'état est une formule mathématique qui prend une variable d'état comme entrée et inclut généralement aussi des paramètres et des constantes d'état d'équilibre. Par exemple, considérons la loi des gaz idéaux, où nous voulons calculer le changement de température d'un système thermodynamique à l'équilibre chimique : $$\Delta{T} =\frac{V\cdot \Delta{P}}{nR}$$.

Supposons en outre que pour ce système thermodynamique particulier, le volume du système, V, et le nombre de moles, n, ne changent pas à l'équilibre. Ainsi, le volume et le nombre de moles pour cet état thermodynamique ne varient plus mais sont devenus des paramètres du système.

Il ne nous reste donc plus que la pression du système, ΔP=_Pf -_Pi, à faire varier. Dans ce cas, la pression du système est la variable d'état. La variable d'état, ΔP, est utilisée comme entrée pour calculer la fonction d'état pour le changement de température, ΔT= _Tf -_Ti. Enfin, que la constante des gaz est, R. Considérons maintenant la différence entre les fonctions d'état et les fonctions de processus :

• Une fonction d'état ne dépend que des états initial et final et ne se préoccupe pas du chemin emprunté par le système pour passer de l'état initial à l'état final. Des exemples de fonctions d'état sont la température du système, la pression du système et le volume.

• Une fonction de processus dépend du chemin parcouru entre l'état initial et l'état final. La chaleur instantanée et le travail instantané sont des exemples de fonctions de processus.

À ce stade, nous sommes maintenant en mesure de formuler mathématiquement l'entropie d'un changement spontané dans un système isolé :

$$\Delta{S_{tot}}=S_f-S_i\,>\,0$$

où ,

• L'entropie initiale de l'environnement et du système isolé est _Si

• L'entropie finale de l'environnement et du système isolé est _Sf

• L'entropie totale du système et de l'environnement est_Stot.

Remarque que la différence d'entropie est une fonction d'état. En particulier, pour les systèmes isolés subissant un changement spontané, la formule de l'entropie est équivalente à la deuxième loi de la thermodynamique.

$$\Delta{S_{tot}}=S_f-S_i\,>\,0$$

Il existe différentes formes de la deuxième loi de la thermodynamique pour différents systèmes et différentes conditions. Nous en aborderons quelques-unes dans la section "Exemples de lois de la thermodynamique".

La troisième loi de la thermodynamique :

Enfin, nous énonçons la troisième loi de la thermodynamique :

Voici quelques implications de la troisième loi de la thermodynamique :

• Lorsque la température d'un système thermodynamique approche zéro Kelvin, l'entropie du système approche également zéro et le mouvement des particules dans le système s'arrête.

• Lorsque l'entropie du système s'approche de zéro, l'énergie cinétique du système s'approche de zéro.

• Un système dont l'entropie est nulle ne contient que de l'énergie potentielle.

Exemples de lois de la thermodynamique

Voyons maintenant quelques exemples impliquant les lois de la thermodynamique.

1. L'énergie libre de Gibbs : La quantité d'énergie, G , qui est libre d'effectuer un travail sur un système thermodynamique.

L'équation de l'énergie libre de Gibbs s'applique aux systèmes thermodynamiques à l'équilibre chimique qui sont également à température et pression constantes. Mathématiquement :$$G=H-TS$$

où

• L'énergie libre de Gibbs est G

• L'enthalpie est H

• La température du système est T

• L'entropie du système est S.

Comme pour l'enthalpie, H , l'énergie libre de Gibbs et l'entropie du système ne peuvent pas être mesurées directement. Seule la différence d'énergie libre de Gibbs peut être mesurée pour un système donné :

$$\Delta{G}=\Delta{H}-T\Delta{S}$$

où ,

• ΔG est la différence d'énergie libre de Gibbs

• ΔH est la différence d'enthalpie

• T est la température du système

• ΔS est la différence d'entropie du système. Ainsi, l'énergie libre de Gibbs est une fonction d'état.

On peut maintenant se demander : "Pourquoi les lois de la thermodynamique sont-elles importantes ?" La thermodynamique montre que l'hydrolyse de l'ATP libère une grande quantité d'énergie libre qui est utilisée par l'organisme pour entraîner les réactions métaboliques qui maintiennent l'état vivant.

Les lois de la thermodynamique simplifiées

Pour finir, réalisons un tableau résumant les lois de la thermodynamique de manière simplifiée.