Cours de thermodynamique Chimique

Avant propos :
Ce cours de thermodynamique est destiné aux étudiants de 1 ère année
d’enseignement supérieur de spécialité génie des procédés et science de la
matière. Le premier chapitre introduit les notions fondamentales et les premières
définitions utilisées en thermodynamique, ainsi que l’énoncé du principe zéro. Le
deuxième chapitre développe les différentes formes d’énergie, leurs transferts et
l’énoncé du premier principe. Le troisième chapitre est consacré à la
thermochimie et l’application du premier principe de la thermodynamique en
chimie. Le quatrième et dernier chapitre présente le deuxième principe de la
thermodynamique, les notions et les différentes expressions de l’entropie, ainsi
qu’une introduction aux machines thermiques et les cycles thermodynamiques.
Cette présentation résulte de la lecture de nombreux ouvrages et documents dont
la plupart ne sont pas cités dans la bibliographie.
Tables des matières

CHAPITRE I : Notions fondamentales de la thermodynamique

I. 1. Introduction générale……………………………………………………………
01 I.1.1. Notion de la température…………………………………………………… 02
I.1.2. Notion de la pression………………………………………………………. 03
I.1.3. Echange d’énergie…………………………………………………………. 05 I.1.4.
Unités………………………………………………………………………. 05
I.2. Systèmes thermodynamiques et états d’équilibre……………………………….. 06
I.2.1. Définition du système………………………………………………………. 06
I.2.3. Evolution ou transformation du système……………………………………. 07
I.2.4. Equations d’état du système…………………………………………………. 08
I.2.5. Représentations graphiques des évolutions du système…………………….. 10
I.2.6. Fonctions d’état…………………………………………………………….. 11
I.2.7. Principe zéro………………………………………………………………… 12

CHAPITRE II : Echanges d’énergie : travail, chaleur, énergie interne

II.1. Introduction………………………………………………………………………. 13
II.2. L’énergie interne (U)……………………………………………………………... 13
II.2.1. Propriétés de l’énergie interne……………………………………………… 13
II.3. La chaleur (Q) ……………………………………………………………………. 14
II.3.1. Chaleur sensible…………………………………………………………….. 14
II.3.2. Chaleur latente……………………………………………………………… 15
II.3.3. Calorimétrie………………………………………………………………… 16
II.4. Le travail (W)…………………………………………………………………….. 19
II.5. Convention du signe d’énergie…………………………………………………… 21
II.6. Le 1er principe de la thermodynamique…………………………………………... 22
II.6.1. Enoncé du 1er principe de la thermodynamique……………………………. 22
II.7. L’enthalpie H…………………………………………………………………….. 23
II. 8. Capacité calorifique………………………………………………………………
24
II.9. Les transformations réversibles…………………………………………………... 26
 II.9.1. T ransformation isochore (à volume constant)........................……………..... 26
II.9.2. Transformation isobare (à pression constante).....…………………………... 27
II.9.3. Transformation isotherme (à température constante)……....………….……. 29
II.9.4. Transformation adiabatique (chaleur Q constante)………………....……….. 30
CHAPITRE III : Thermochimie : Application du 1er principe à la chimie

III. 1. Etat standard et chaleur de réaction…………………………………………….. 36

III. 2. Relation entre l’enthalpie et l’énergie interne d’une réaction chimique………... 38
III.3. Enthalpie standard de réaction…………………………………………………… 39
III.4. Loi de HESS…………………………………………………………………….. 40
III.5. Loi de KIRCHOFF……………………………………………………………… 43
III.6. Energie de la liaison covalente…………………………………………………... 45

CHAPITRE IV : 2ème principe de la thermodynamique

IV.1. Introduction……………………………………………………………………… 47
IV.2. Nécessité d’un deuxième principe……………………………………………….. 47
IV.3. Enoncés du second principe……………………………………………………... 48
IV.3.1. Enoncé de CLAUSIUS……………………………………………………… 48
IV.3.2. Enoncé de KELVIN………………………………………………………… 48
IV.3.3. Enoncé mathématique………………………………………………………. 49
IV.4. Notion d’entropie………………………………………………………………... 51
IV.5. Calcul de la variation d’entropie………………………………………………… 53
IV.5.1. Transformation isotherme réversible………………………………………. 53
IV.5.2. Transformation isobare réversible………………………………………….. 53
IV.5.3. Transformation isochore réversible………………………………………… 54
IV.5.4. Transformation adiabatique…………………………………………………. 54
IV.5.5. Au cours d’un changement d’état…………………………………………… 54
IV.6. Nouvelles expressions de l’entropie……………………………………………... 55
IV.7. La notion d’entropie créée……………………………………………………….. 57
IV.8. La variation d’entropie lors d’une réaction chimique…………………………… 60
IV. 9. L’enthalpie libre d’une réaction chimique……………………………………… 60
IV.10. Les machines thermiques………………………………………………………. 62
IV.10.1. Machines thermodynamiques (T.D)……………………………………….. 62
IV.10.2. Machines dynamo-thermiques (D.T)…………………………………….. 63
IV.11. Cycles thermodynamiques……………………………………………………... 64
IV.11.1. Cycle de Carnot………………………………………………………….. 65
IV.11.2. Cycle de Beau Rochas (OTTO)………………………………………….. 66
IV.11.3. Cycle de Diesel…………………………………………………………… 66
IV.11.4. Cycle de Rankine………………………………………………………… 67
IV.11.5. Cycle de Stirling………………………………………………………….. 68

Références bibliographiques…………………………………………………………. 71
CHAPITRE I : Notions fondamentales de la thermodynamique

I. 1. Introduction générale
La thermodynamique est une science qui nait à la fin du 17ème siècle. L’essentiel à l’époque était de
construire des machines indispensables à l’industrie naissante.

On rapporte que Denis PAPIN (Physicien français, 1647-1714) a eu l’idée de construire une
machine utilisant de la vapeur d’eau en regardant l’eau bouillit dans un récipient. En voyant la
vapeur soulevant le couvercle, il a constaté qu’elle pourrait donc aussi repousser un piston et
ainsi fournir du travail.

La motivation initiale était donc de répondre à un besoin industriel essentiel à l’époque : trouver
les conditions optimales pour transformer la chaleur en travail. On trouve dans cette phrase
les trois (03) mots fondateurs de la thermodynamique. Ce non (thermodynamique) vient du grec
signifiant respectivement chaleur et force. On peut décrire la thermodynamique de deux (02)
manières ou selon deux (02) aspects différents :

a. L’aspect macroscopique : on s’intéresse aux propriétés de la matière de la manière où le

système à l’échelle globale ou macroscopique, alors les propriétés sont décrites par des
variables d’état macroscopiques (P, V, T, m, …).

b. L’aspect microscopique : on s’intéresse aux propriétés de la matière à l’échelle

microscopique ou atomique en utilisant comme variables les grandeurs cinétiques
individuelles des molécules ou des atomes (Pi, Vi, Ei, …)

Selon que l’on considère l’un ou l’autre de ces deux aspects, on distingue alors entre la thermodynamique
classique ou statique.

a. Thermodynamique classique

Elle explique le comportement de la matière ou des systèmes en fonction de leurs variations

d’énergie et d’entropie. Elle décrit uniquement les états initiaux et finaux des systèmes en

1
évolution et dresse le bilan énergétique du système. Le chemin suivi par la transformation du
système peut jouer un rôle (la notion de réversibilité ou d’irréversibilité des transformations).

b. Thermodynamique statique

Elle cherche à expliquer l’origine et la signification des variables macroscopiques (P, T) et des
notions de chaleurs, de travail et e l’entropie en les reliant directement au mécanisme de
l’agitation moléculaire. Ainsi on distingue les notions de température, de pression et de chaleur.

I. 1. 1. Notion de température

La température est reliée au degré d’agitation moléculaire de la matière. Si la vitesse Vi des

molécules et donc leur énergie cinétique Ei augmentent, alors le degré d’agitation thermique du
milieu est plus grand.

A la température 0 K (Zéro absolu à -273°C), les atomes et les molécules qui constituent la matière
sont figées.

Exemple :
Un gaz contenu dans une enceinte. A l’échelle microscopique, les molécules du gaz se déplacent dans
l’enceinte de façon totalement aléatoire avec des vitesses Vi.

Gaz dans une enceinte

Donc la température est définie par la relation suivante:

Où :

2
M est la masse des particules.

V est la vitesse des particules qui constituent la matière.

k est une constante.

T est la température de la matière.

On peut définir plusieurs échelles de température, telles que l’échelle Celsius qui précède toute
autre échelle.

Cette relation définit l’échelle de température absolue (K) en kelvin en fonction du Celsius.

La température est mesurée au moyen d’un thermomètre selon une échelle prédéfinie.

Il existe différents types de thermomètres utilisés dans la pratique, ci-dessous quelques exemples les plus
utilisé :

• Les thermomètres à mercure.

• Les résistances de platine utilisables entre de 200 à 630°C.
• Les thermocouples basés sur l’effet SEEBECK de 600 à 1300°C.
• Les résistances à semi-conducteurs en Germanium (Ge) pour T< 77 K

I. 1. 2. Notion de la pression

La pression est due aux nombreux chocs des atomes ou molécules de la matière sur les parois du
récipient.

Exemple :
Dans l’enceinte, il y a N molécules de gaz en agitation permanente.

3
 Pression dans une enceinte
Soit = N/V : le nombre de molécules de gaz dans l’enceinte par unité de volume.

Donc, on définit la pression par la relation suivante:

Où :
P est la pression du gaz au sein de l’enceinte.
M est la masse des molécules de gaz.
V est la vitesse des molécules de gaz.

On distingue entre pression absolue et relative et entre pression totale et partielle

Où :
Pabs : Pression absolue.
Prel : Pression relative.
Patm : Pression atmosphérique.

Où :

4
Pi : Pression partielle.
Xi : Fraction molaire.
PT : Pression totale.

Donc :

5
I.

1. 3. Echange d’énergie

Les échanges de l’énergie de la matière se présentent sous deux formes possibles; la chaleur
(Q) ou le travail (W). Ces deux formes sont interprétées à l’échelle microscopique comme une
manifestation de l’agitation des molécules et des atomes sous forme désordonnée (chaleur Q),
ou ordonnée (travail W).

Déplacement du piston

Transfert de chaleur (Q) Transfert de travail (W) par

déplacement du piston

I. 1. 4. Unités

La majorité des unités en Système international [S. I] utilisés dans ce cours sont les suivants :

• Temps : en secondes [s]

• Température : en degré Kelvin [K] Pression : en Pascal [Pa] ou [N/m2]

1 Pa = 1 N/m2 ; 1atm = 1,013bar = 1,013105 Pa = 760 Torr = 76 cmHg

1 bar = 105 Pa = 750 Torr

• Energie: en Joule [J] et

1 calorie = 4,184 Joules
• Puissance : en Watt [W] et 1W = 1 J/s

6
I.

2. Systèmes thermodynamiques et états d’équilibre

I. 2. 1. Définition du système

Pour décrire thermodynamiquement un système, il faut à la fois :

• Définir le système en délimitant ses frontières par rapport au milieu extérieur.

• Déterminer l’état du système défini par ses variables.

Le système est défini comme une partie de matière (de masse donnée) délimitée par rapport au
milieu extérieur. Le milieu extérieur est le reste de l’espace entourant le système.

Milieu

Système

Extérieur

Délimitation du système

Il existe différents types de systèmes thermodynamiques qui sont représentés dans le tableau
ci-dessous:

7
I.

Echange de
Système Echange d’énergie Exemple
matière

Isolé Non Non Calorimètre

Fermé Non Oui Piles électriques

Ouvert Oui Oui Être vivant

2. 2. Etat du système

L’état du système est définit ou décrit par des variables macroscopiques (m, P, T, V,…etc) dites
aussi variables d’état. A un système donné, il est aussi associé tout un ensemble d’états
possibles.

On dit qu’un système est à l’état d’équilibre thermodynamiquement si ses variables d’état ont
des valeurs bien définies et constantes.

On distingue alors selon le cas entre :

• Variables ou grandeurs thermiques (P, V, T) ou calorifiques (U, H, W, Q, S).
• Variables extensives, c’est-à dire proportionnelles à la quantité de matière telle que (m, V,
U,..etc) ou variables intensives, c’est-à dire indépendantes de la masse telle que (P,T,
concentration,…etc).

On définit souvent des grandeurs massiques, c’est-à dire rapportées à l’unité de masse du
système telle que : le volume massique.

I. 2. 3. Evolution ou transformation du système

Sous l’influence d’échanges ou transfert d’énergie entre le système et le milieu extérieur, le

s e
système évolue et les variables d’état du système sont modifiées. On dit que le système tra

8
I.

nsforme ou change d’état en passant d’un état d’équilibre initial (1) à un autre état d’équilibre
final (2).

(W ou Q cédés) Ou (W ou Q reçus)

P1, V1, T1 Evolution P2, V2, T2

Etat (1) Etat (2)

Transformation du système par échange d’énergie (Q ou W) avec le milieu extérieur

9
Au cours d’une transformation, les variables d’état du système varient pour atteindre un autre
état d’équilibre. Le passage de l’état d’équilibre (1) à l’état d’équilibre (2) se déroule en général
hors équilibre. On distingue alors entre :

• Transformations réversibles ou (idéales) : ce sont les transformations infiniment lentes d’une

succession d’états d’équilibres.

• Transformations irréversibles (réelles) : ce sont des transformations rapides et brutales hors

équilibre.

La réversibilité d’une transformation exige que le système passe par une infinité d’états
intermédiaires peu différents d’états d’équilibre (états quasi-statiques). Les transformations
naturelles spontanées sont irréversibles; elles ne peuvent évoluer que dans un seul sens.

PP
2
2

1
1
VV
(a) (b)

Transformations: (a) irréversible et (b) réversible

I. 2. 4. Equations d’état du système

Les variables d’état ne sont pas toutes indépendantes, mais liées entre elles par des équations dites
équations d’état du type :

Exemple :
L’équation qui décrit le comportement d’un gaz considéré comme parfait :

10
Où :
P : Pression du gaz V :
volume du gaz n : nombre de
moles du gaz R : constante
des gaz parfaits

T : température du gaz

Dans cette équation dite équation d’état des gaz parfaits, chaque variable d’état (pression, volume ou
température) dépend des deux autres variables;

D’où : ou ou

Application :
Sachant qu’une mole de gaz occupe un volume de 22,4 l dans les conditions normales (T= 0 °C et
P = 1atm), calculer la valeur de la constante des gaz parfaits R :

1) Lorsque la pression est mesurée en (atm) et le volume en (l).

2) Lorsque la pression est mesurée en (cm Hg) et le volume en (l).
3) Lorsque la pression est mesurée en (atm) et le volume en (cm3 ).
4) Lorsque la pression est mesurée en (dyne/ cm2 ) et le volume en (cm3 ).
5) En système international.

Solution :
1) La pression est mesurée en (atm) et le volume en (l) :

2) La pression est mesurée en (cm Hg) et le volume en (l) :

11
 3) La pression est mesurée en (atm) et le volume en (cm3) :

4) La pression est mesurée en (dyne/ cm2) et le volume en (cm3) :

5) En système international :

I. 2. 5. Représentations graphiques des évolutions du système

Les variations d’état du système à, la suite d’une transformation sont représentées dans divers
diagrammes permettant ainsi de suivre l’évolution du système. On utilise ainsi les diagrammes
suivants : diagramme de Clapeyron (P,V) ou d’Amagat (PV, P), les diagrammes isentropiques
(T, S), le diagramme (H,S) et de Mollier (P, H).

Dans la figure ci-dessous, on représente le diagramme le plus utilisé Clapeyron et la diagramme

d’Amagat.

12
 P
PV

Isobare

RT

Isotherme

Isochore
V V

Diagramme de Clapeyron Diagramme d’Amagat

On distingue différentes types de transformations ou évolutions suite à un échange d’énergie du
système avec le milieu extérieur. Ces évolutions sont facilement représentées dans ces
diagrammes par des droites verticales ou horizontales, à savoir :

• Une transformation isochore (V = constante)

• Une transformation isobare (P = constante)
• Une transformation isotherme (T = constante)
• Une transformation isentropique (adiabatique) (S = constante) ou (Q = constante)

I. 2. 6. Fonctions d’état

Le système peut réaliser des transformations entre l’état thermodynamique d’équilibre initial (1)
et l’état final (2) de plusieurs façons différentes, c’est-à-dire en empruntant des chemins
différents.

En général, la variation ∆X d’une grandeur X dépend du chemin suivi pour aller de l’état initial
(1) à l’état final (2), mais en thermodynamique, il existe des fonctions f liées aux variables
d’état dont les variations ∆f au cours d’une transformation sont indépendantes du chemin suivi.
Ces grandeurs ou fonctions sont dites fonctions d’état. Elles sont caractérisées par :

Leur indépendance du chemin suivi par la transformation.

est une différentielle totale exacte

13
 Alors, on peut écrire:

Et ceci quel que soit le chemin suivi par l’évolution.

Exemple :
L’énergie interne (U), l’enthalpie (H) et l’entropie (S) sont des fonctions d’état c'est-à-dire
qu’elles ne dépendent pas du chemin suivi; mais le travail (W) et la chaleur (Q) ne sont pas des
fonctions d’état, donc ils dépendent du chemin suivi.

I. 2. 7. Principe zéro (équilibre thermique)

Soit deux systèmes A et B séparés par une paroi diathermique. L’ensemble A+B étant adiabatiquement
isolé du milieu extérieur.

A B

Si les états initiaux des deux systèmes mis en contact étaient différents, il se produirait un
échange de chaleur entre eux. Au bout d’un certain temps, on n’observe plus d’échange de
chaleur entre ces deux systèmes: on dit qu’ils sont en équilibre thermique.

Ceci nous permet de postuler l’existence d’un paramètre intensif d’état appelé température.
Cette dernière prend la même valeur pour les deux systèmes lorsque l’équilibre thermique est atteint.

Donc, le principe zéro peut s’énoncer comme suit :

14
« Deux systèmes en équilibre thermique avec un troisième, sont en équilibre entre eux ».

CHAPITRE II : Echanges d’énergie : travail, chaleur, énergie interne

II. 1. Introduction

Le but de la thermodynamique est l’étude des propriétés des systèmes et leurs évolutions en fonction des
échanges d’énergie avec le milieu extérieur.

Un système peut échanger de la masse et de l’énergie avec le milieu extérieur, alors son état
thermodynamique change par gain ou par perte de masse ou d’énergie. On dit que le système
subit une transformation qui entraine une variation des variables d’état.

Chaque système a un certain contenu en énergie sous forme d’énergie mécanique (cinétique ou
potentielle) à l’échelle microscopique.

II. 2. Energie interne (U)

L’énergie interne d’un système est son contenu en énergie pour ce système. Chaque système
(solide, liquide ou gazeux) est une collection d’objets tels des atomes, des molécules,…etc. Ces
particules à l’échelle microscopique sont toujours animées de mouvements incessants et
aléatoires (agitation moléculaire); dite vibration pour les solides et agitation thermique pour les
liquides et les gaz.

15
A ces mouvements microscopiques est associé de l’énergie cinétique Eci pour chaque particule.
De plus, entre ces atomes peuvent exister des forces d’interaction (attraction et répulsion) aux
quelles on associe une énergie potentielles Epi pour chaque particule.

A l’échelle microscopique, l’énergie interne (U) du système est définie comme la somme
algébriques des énergies cinétiques Eci et potentielles Epi, de toutes les particules formant le
système.

II. 2. 1. Propriétés de l’énergie interne

A l’équilibre thermique, l’énergie interne (U) :

• C’est une énergie exprimée en Joule [J] ou en [cal].
• Elle a une valeur bien définie.
• C’est une fonction d’état (qui ne dépend que l’état thermodynamique initial et final).
L’énergie interne caractérise le niveau énergétique du système thermodynamique. L’énergie
interne d’un système peut varier suite à des échanges d’énergie avec le milieu extérieur. Les
énergies sont principalement échangées sous forme de chaleur (Q) et de travail (W).

II. 3. La Chaleur (Q)

La chaleur est une forme spéciale de l’énergie :

• C’est une énergie exprimée en [J] ou en [kcal].
• Elle est échangée à l’échelle microscopique sous forme désordonnée par agitation moléculaire
(c’est-à-dire par choc entre les molécules en mouvement.

• Elle s’écoule toujours d’une source chaude vers une source froide.
• La chaleur n’est pas une fonction d’état, c'est-à-dire dépend du chemin suivi.

On peut définir deux types de chaleurs distinctes:

II. 3. 1. Chaleur sensible

16
Elle est liée à une variation de température (∆T) du système à la suite d’un réchauffement ou
d’un refroidissement de ce dernier. Elle est proportionnelle à la quantité de la matière (masse ou
nombre de moles) et à la différence de température (∆T).

• Pour une transformation infinitésimale:

ou

Où :

m : La masse de la matière du système. n

: Le nombre de moles du système.

C : La capacité calorifique massique ou molaire de la matière exprimée respectivement

en [J. Kg -1. K-1] ou [J. mol -1. K-1]. Elle peut être à pression constante (Cp) ou à volume
constant (Cv)

• Pour une transformation finie :

La chaleur Q échangée lors d’une transformation finie entre l’état (1) et l’état (2) est :

Si on considère que la capacité calorifique du système est indépendante de la température. Dans

le cas contraire, C = f (T) on aura :

On remplace la formule de la capacité puis on fait l’intégrale complète.

II. 3. 2. Chaleur latente

17
La quantité de chaleur latente est la chaleur nécessaire pour qu’une quantité de matière puisse
changer son état physique à une température constante. Elle est proportionnelle à la quantité de
matière (masse ou nombre de moles) et la valeur de la chaleur latente liée à ce changement d’état
physique.

ou

Pour chaque type de matière, il existe trois types de chaleurs latentes liées aux six changements d’état
physiques (Ls, Lv et Lf).

Où Ls, Lv ou Lf : est la chaleur massique ou molaire associée respectivement à une sublimation,

vaporisation ou fusion.

Différents types de transformations d’états physiques de matière

II. 3. 3. Calorimétrie

Les mesures calorimétriques permettent de déterminer les quantités de chaleurs spécifiques, les
chaleurs latentes et les pouvoirs calorifiques. Le principe qui régisse la calorimétrie est le
principe de l'égalité des échanges de chaleur: quand un système échange de la chaleur avec un
autre, et rien que de la chaleur, la quantité de chaleur gagnée (Q1> 0) par l'un est égale à la
quantité de chaleur perdue par l'autre (Q2< 0). Principe des transformations inverses: la quantité
de chaleur qu'il faut fournir à un système pour le faire passer d'un état 1 à un état 2 est égale à
celle qu'il restitue lorsqu'il revient de l'état 2 à l'état 1.

18
Par contact du mélange de deux corps à des températures différentes, il y a transfert de chaleur:
à l’équilibre thermique, les deux corps sont alors la même température Tm=Teq (température
d’équilibre du mélange). Cette température s’obtient à partir du bilan énergétique des deux
systèmes.

Exemple : Si le système est adiabatiquement isolé du milieu extérieur on aura :

Ta, ma, Ca Tb, mb, C b

(froid) (chaud)

Système adiabatique

Un système isolé adiabatiquement du milieu extérieur: Σ = 0

Exemple 1: On mélange de l’eau à 20°C et de l’eau avec la même quantité à 60°C. Calculer la
température d’équilibre si on considère que le mélange est un système adiabatique.

19
Exemple 2 : On mélange 20 g d’eau à 20°C et 40 g d’eau à 60°C. Calculer la température d’équilibre si on
considère que le mélange est un système adiabatique.

Application :
Nous possédons une masse Mess= 260g d’essence que l’on brule pour échauffer une masse M=4 kg
de glace initialement pris à -20°C sous une pression atmosphérique.

Quelle est la température finale de la vapeur obtenue ?

Données :
Chaleur latente de fusion de glace : Lf = 352 kJ/kg.
Chaleur latente de vaporisation de l’eau : Lv = 2256 kJ/kg.
Capacité calorifique massique de la glace : Cg = 2.103J/kg.K.
Capacité calorifique massique de l’eau : Cl = 2.103J/kg.K.
Capacité calorifique massique de la vapeur d’eau : Cv = 2020 J/kg.K.
Capacité calorifique massique de l’essence : Less = 48.103 J/kg.K.

Solution :
Σ =0

20
 (quantité de chaleur apportée par l’essence) = Q2 (quantité de chaleur nécessaire pour évaporer
la glace)

T = 127°C

II. 4. Le travail (W)

Le travail est une autre forme d’énergie (énergie mécanique) :

• C’est une énergie exprimé en [J] ou en [cal].

• A l’échelle microscopique; c’est une énergie échangée de façon ordonnée (grâce au déplacement
par exemple d’un piston qui imprime une certaine direction aux atomes.

• Ce n’est pas une fonction d’état.

Le travail résulte le plus souvent d’une variation de volume d’un système déformable (non rigide), par
exemple le cas du déplacement d’un piston. On parle alors de travail définit par :

21
 dx

Un travail résultant d’un déplacement de piston

On définie la pression exercée par une force (F) sur la surface (S) du piston par :

Donc le travail exercé sur ce piston est la force (F) par un déplacement (dx):

D’où le travail élémentaire est défini par la relation :

Remarque :

• Le signe (-) est imposé par la convention de signe d’énergie.

• Si le piston se déplace vers la droite ( > 0) et le travail est cédé ou fourni par le système au
milieu extérieur donc le travail < 0 (négatif). Si le piston se déplace vers la gauche ( 0) et le
travail est reçu par le système du milieu extérieur donc le travail > 0 (positif).

Pour une transformation finie entre l’état initial (1) et l’état final (2); la variation du travail est :

22
On distingue plusieurs types de transformation, où on peut à chaque fois calculer le travail reçu ou
cédé par le système lors de ces évolutions :

a) Pour une transformation isobare (P = cste)

b) Pour une transformation isotherme ( T = cste)

P ≠ constante ;

On a:

Donc :

23
 c) Pour une transformation isochore (V = cste)

Pas de variation de volume, donc dV = 0

II. 5. Convention du signe d’énergie

• Les énergies (W, Q) reçues par le système sont > 0 (positives) et affectées de signe (+).

• Les énergies (W, Q) cédées par le système sont < 0 (négatives) et affectées de signe
(-).

W>0 Energie reçue Energie cédée W<0

Q >0 Q<0
II. 6. Le 1er principe de la thermodynamique

Le premier principe de la thermodynamique dit aussi principe de conservation d’énergie stipule que :

• L’énergie du système se conserve en cours des transformations du système (c’est-à dire, ne

se dégrade pas).

• L’énergie du système est seulement transformée d’une forme d’énergie en une autre
forme (équivalence des formes d’énergie).
• L’énergie d’un système isolé reste constante (∆U= 0).
• L’énergie d’un système non isolé peut varier par suite d’échange d’énergie (Q, W) avec le
milieu extérieur, alors le système évolue d’un état d’équilibre initial (1) à un autre état
d’équilibre final (2): on dit que le système a subit une transformation.

24
 • La variation d’énergie interne du système en cours d’une transformation est égale à la somme
algébrique des énergies échangées W + Q.

• L’énergie interne du système varie donc pendant la transformation entre l’état (1) et l’état (2):

Si la transformation est élémentaire (infinitésimale):

II. 6. 1. Enoncé du 1er principe de la thermodynamique

La somme algébrique du travail (W) et de la chaleur (Q) échangés par le système avec le milieu
extérieur est égale à la variation (∆U) de son énergie interne.

• Cette variation est indépendante de la nature des transformations, c’est- à dire du chemin suivi
par cette transformation.

• Cette variation ne dépend que de l’état initial (1) et de l’état final (2).
• En d’autres termes, l’énergie interne est une fonction d’état, sa variation ne dépend pas du
chemin suivi par la transformation.
Le premier principe de la thermodynamique s’annonce comme suit :

« Au cours d'une transformation quelconque d'un système non isolé, la variation de

son énergie interne est égale à la quantité d'énergie échangée avec le milieu extérieur,
par transfert thermique (chaleur) et transfert mécanique (travail)».

II. 7. Enthalpie (H)

25
La fonction enthalpie désignée par la lettre (H) correspond à l'énergie totale d'un système
thermodynamique. Elle comprend l'énergie interne (U) du système, à laquelle est additionné le
travail que ce système doit exercer contre la pression extérieure pour occuper son volume.
L'enthalpie est un potentiel thermodynamique. Il s'agit d'une fonction d'état qui est une grandeur
extensive.

L'enthalpie est couramment utilisée lors de l'étude des changements mettant en jeu l'énergie d'un
système dans de nombreux processus chimiques, biologiques et physiques. La variation
d'enthalpie correspond à la chaleur absorbée (ou dégagée), lorsque le travail n'est dû qu'aux
forces de pression. Dans ce cas, la variation d'enthalpie est positive ou négative dans le cas où
la chaleur est libérée.

L’enthalpie (H) est définie par la relation suivante:

• C’est une énergie exprimée en [Joules] ou en [calories]

• C’est aussi une fonction d’état, comme l’énergie interne.

On a déjà vu que pour une transformation infinitésimale :

Or :

26
II. 8. Capacité calorifique

La capacité calorifique ou thermique massique ou molaire est aussi appelée chaleur massique
ou chaleur spécifique. Elle est déterminée par la quantité d'énergie à apporter par échange
thermique pour élever d'un kelvin la température de l'unité de masse d'un système. C'est donc
une grandeur intensive qui dépend de la masse du système étudié.

Son unité en système international est le [J/Kg.K] si elle massique ou bien [J/mol.K] si elle est molaire.

a) Pour une transformation isochore (V = cste)

(dV = 0, donc dW = 0)

D’où :

Ce qui donne :

Cv : Capacité calorifique à volume constant.

b) Pour une transformation isobare (P = cste)

(dP = 0)

D’où :

27
Ce qui donne :

Cp: Capacité calorifique à pression constante.

d) Relation entre Cp et Cv (relation de MAYER):

Sachant que : )

Et que : et

Donc on aura : )

Et : ;

Donc : )=

On aura la relation de MAYER:

II. 9. Les transformations réversibles

Les transformations réversibles d’un système sont des transformations idéales, et dans les
systèmes fermés, la masse de matière peut subir différentes transformations de cette nature. Dans
les paragraphes qui suit de ce chapitre, on a va étudier les quatre transformations

(isotherme, isochore, isobare et adiabatique). L’étude comporte la définition de l’équation d’état

qui régit l’évolution, la représentation graphique de cette transformation dans un digramme de

28
Clapeyron, la définition des deux fonctions d’état (énergie interne et enthalpie) et les deux
formes de l’énergie (travail et chaleur).

II. 9. 1. Transformation isochore (V = cste)

Soit un gaz supposé parfait et enfermé dans une enceinte rigide non déformable (dV =0).

Echange d’énergie
sous forme de chaleur

P
L’équation d’état d’un gaz parfait : ; donc : P1 1

Etat initial (1) :

Etat final (2):

P2 2
Puisque : V = cste, donc : dV = 0 (V1= V2), on aura :
V
Transformation isochore

• Calcul du travail (W):

• Calcul de quantité de chaleur (Q):

29
Donc :

• Calcul de l’énergie interne et l’enthalpie :

II. 9. 2. Transformation isobare (P = cste)

Soit un gaz supposé parfait et enfermé dans une enceinte à volume déformable, il subit une transformation
à pression constante.

Echange d’énergie sous forme

de (Q et W) 1 2

V1 V2

Transformation isobare

L’équation d’état d’un gaz parfait : ; donc :

Etat initial (1) :

Etat final (2):

Puisque : P = cste donc ; dP = 0 et P1 = P2 , on aura :

• Calcul du travail (W):

30
Ou bien :

• Calcul de quantité de chaleur (Q):

• Calcul de l’énergie interne et l’enthalpie :

Donc :

II. 9. 3. Transformation isotherme (T= cste)

31
Soit un gaz supposé parfait qui subit une transformation à température constante.

P
1
Etat initial (1) :

Etat final (2):

Avec : T1 = T2 ; donc : 2

Transformation isotherme

Donc, l’équation d’état des isothermes est :

• Calcul du travail :

• Calcul de quantité de chaleur :

T = cste ; ; donc : ; donc :

Calcul de l’énergie interne et l’enthalpie :

32
 car ;

et car

II. 9. 4. Transformation adiabatique réversible (dQ= 0)

Soit un gaz supposé parfait qui subit une transformation adiabatique (isentropique) c'est-àdire sans
changement de quantité de chaleur.

On a :

Donc :
or

Alors:

……………………(1)

On a aussi:

or

Donc :

…………………. ..(2)

On peut diviser l’équation (1) sur (2) :

33
On pose que : constante adiabatique ;

Alors :

Donc :

Donc on aura cette formule qui décrit l’équation d’état des adiabatiques, appelée aussi la formule de
LAPLACE :

34
On peut aussi décrire l’équation d’état des adiabatiques en fonction de température et volume ainsi
que température en fonction de pression:

On a :

On a aussi :

Donc :

Ou bien :

On a :

t:

• Calcul du travail :

35
On a:

Donc :

On a :

et

Donc :

36
 • Calcul de la quantité de chaleur :

La transformation est adiabatique, donc pas de variation de la quantité de chaleur.

• Calcul de l’énergie interne et l’enthalpie :

Donc ; =

Application :
Un mélange (air-essence) subit une transformation de l’état (1) à l’état (2) suivant trois chemins
différents (a, b et c) avec :

La 1ére transformation est isochore puis isobare (chemin a), la 2éme est isobare puis isochore (chemin b)
et la 3éme est telle que PV=cste (chemin c).

Etat (1) : P1 = 1 bar ; V1= 3 l Etat

(2) : P1 = 3 bar ; V1= 1 l

1) Représenter les trois transformations en coordonnées de Clapeyron.

2) Calculer entre l’état (1) et l’état (2).

37
3) Calculer le travail dans les trois cas et déduisez les chaleurs échangées; sont-elles reçues ou cédées
par le système?

Solution :

1) : Diagramme de Clapeyron

P(bar)
2 1’
P1

C
a
P2 b
2 1
V(l)
V2 V1

2)

ne dépend pas du chemin suivi car c’est une fonction d’état ; donc:

3) Calcul des travaux au cours des trois chemins (a, b et c) :

• Pour le chemin (a) :

= 0 (isochore) et (isobare)

38
 • Pour le chemin (b) :

=0

• Pour le chemin (c) :

Les quantités de chaleur pour les chemins a, b et c :

Puisque donc ; et :

0; ; O ; c’est des chaleurs perdues.

39
Remarque :
D’après cet exercice, on prouve qu’effectivement la variation de l’énergie interne est une
fonction d’état qui ne dépend que de l’état initial et l’état final, par contre le travail et la quantité
de chaleur ne sont pas des fonctions d’état qui dépend réellement du chemin suivi.

CHAPITRE III : Thermochimie Application du 1er principe à la chimie

III. 1. Etat standard et chaleur de réaction

Dans le cas général où les réactions chimiques sont effectuées à volume constant ou à pression
constante, la quantité de chaleur absorbée ne dépend que de l’état initial et l’état final.

Cette propriété permet de calculer la quantité de chaleur mise en jeu dans certaines réactions où
elle n’est pas accessible à la mesure directe.

Exemple :
C(g) (g) CO ?

La quantité de chaleur ( mis en jeu de cette réaction ne peut être déterminé

expérimentalement car la combustion du carbone conduit également à la formation de la
molécule du par contre, il est possible de déterminer de cette réaction en connaissant
celles des réactions suivantes :

C(g) + O2(g) CO . mole-1

CO (g) CO2(g) = -283 kJ. mole-1

40
 Δ 1
Donc: C(g) + O2 (g) CO2(g)

Δ x Δ 2

CO(g) + O2(g)

. mole-1
Nous avons déjà signalé que pour la transformation à volume constant et à pression constante, la
quantité de chaleur est donnée comme suit:

Il est aussi nécessaire de préciser les conditions dans lesquelles ces réactions sont effectuées; on
définit donc un état standard.

Un corps est à l’état standard lorsqu’il est pris à l’état pur, sous la pression d’une atmosphère
(1atm) et à la température standard de 25 °C. L’enthalpie standard de la réaction est notée
; ceci représente donc la variation d’enthalpie d’une réaction effectuée à la température
de 298 K ainsi que les réactifs et les produits sont pris dans leurs états standards à 298 K.

III. 2. Relation avec la variation de l’énergie interne ∆U

La relation suivante peut être établie entre l’enthalpie standard d’une réaction et la variation d’énergie
interne standard :

41
Sachant que : )

Alors :

Donc pour une réaction chimique :

III.3. Enthalpie standard de réaction

Soit l’exemple à déterminer la chaleur de formation de l’Ethylène. On peut considérer les deux
chemins de réactions suivantes que nous supposons les effectuer dans les conditions standards :

Chemin 1 :

2C(g) + 2 H 2(g) C 2 H 4(g) =?

C2 H 4(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 2 H 2O (liq) = -337, 238 Kcal

2C(g) + 2 H2(g) + 3 O2(g) 2 CO 2(g) + 2 H2O(liq)

Donc on aura : …………(1)

Chemin 2 :

2C(g) + 2 O2(g) 2CO2(g) = - 188,104 Kcal

42
 2 H 2 (g)+ O2(g) 2 H 2O (liq) = -136, 634 Kcal

2C(g) + 2 H2(g) + 3 O2(g) 2 CO 2(g) + 2 H2O(liq)

Donc on aura : …………..(2)

(1) = (2) donc :

Remarque :
• La réaction de formation de l’Ethylène est une réaction endothermique > 0, car
l’enthalpie de la réaction exothermique, < 0.

• Pour déterminer l’enthalpie standard d’une réaction chimique, il suffit de disposer de

quelques réactions chimiques intermédiaires, ou bien la loi de Hess développée dans le
paragraphe suivant.

III. 4. Loi de HESS

Par définition, on appelle enthalpie standard de formation d’un corps dans un état physique
donné, la variation d’enthalpie correspondante à la réaction de sa formation dans les conditions
standards d’une mole de ce corps à partir des corps simples pris également dans les conditions
standards et symbolisés par ; elle est nulle pour un corps simple tel que :

43
Exemple:

On veut calculer de la réaction suivante en utilisant d’autres réactions chimiques:

CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2O (liq) =?

Sachant que :

C (g) + 2 H2 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2O (liq)

C (g) + 2 H 2 (g) CH 4 (g)

En utilisant les trois réactions, on aura :

Δ 1

C (g) + 2 H 2 (g) + 2 O2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2O (liq)

:

Δ 2 Δ x

CH4 (g) + 2 O2 (g)

Donc on faisant un bilan énergétique on aura :

ΔH1 = ΔH2 + ΔHx ΔHx = ΔH1 ΔH2

Or on a :

Et

Donc:

44
 ΔHx = ΔH1 ΔH2 = CO2)(g) + (H2O)(liq) - (CH4)(g)

Donc, à partir de cette équation on remarque que l’enthalpie standard d’une réaction chimique (
peut être aussi est égale à la somme des enthalpies de formation des produits moins celles
des réactifs qu’on peut exprimer par la relation générale suivante dite la Loi de HESS.

(Produits) - (Réactifs)

Exemple :

Calculer l’enthalpie standard de la réaction suivante en appliquant la loi de Hess.

C 2 H 4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H 2O (liq) =
?

En appliquant la Loi de HESS :

(Produits) (Réactifs)

)g

Sachant que : (corps pur)

On aura : - - (12,5)

-1
Kc al .m ol e < 0 Réaction exothermique

45
Le tableau ci-dessous récapitule les enthalpies de formation de quelques composés dans un état
physique donné et à l’état standard.

Réactif Composé (Kcal/mol)

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) - 57,80

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) - 68,30

C(gr) + O2(g) CO2(g) - 94,05

C(gr) + ½ O2(g) CO(g) - 26,42

C(gr) + 2H2(g) CH4(g) - 17,89

2C(gr) + 2H2(g) C2H4(g) 12,50

2C(gr) + 3H2(g) C2H6(g) - 24,82

III. 5. Loi de KIRCHOFF (variation de chaleur de réaction avec la température)

Soit une transformation faisant passer un système thermodynamique d’un état initial (1) à un
état final (2). Supposant qu’elle s’effectue à pression constante T où elle absorbe une quantité
de chaleur Q.

Q +dQ

Cp1 - Cp 2 dT
dT

1 Q 2

46
Faisant un bilan énergétique sur ce système, on
peut écrire :

Q = Cp1 2 dT

dQ = Cp2 Cp1dT = (Cp2 Cp1) dT

Si on considère que ce système thermodynamique est une réaction chimique, la quantité de chaleur (Q)
n’est que la variation d’enthalpie ; donc

(Équation de KIRCHOFF)

Avec : ;
Sans oub er es coeff c ents stœch ométr ues es ro u ts et réact fs e a réact on.

L’intégration de l’équation de KIRCHOFF donne :

• Si Cp = f (T) ; ΔCp = a + b.T +c.T2 …….

• Si Cp ≠ f (T) ;

47
Exemple :
Calculer la variation d’enthalpie de la réaction suivante à la température 500 °C.

N2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH3 (g) 22,1 k cal

Sachant que : ;

On applique la loi de KIRCHOFF :

Dans ce cas : ≠f

Donc :

Kcal

III. 6. Energie de la liaison covalente

L’énergie d’une liaison covalente A-B est l’énergie qui apparait lors de la formation de cette liaison à
partir des atomes libres Ȧ et Ḃ à l’état gazeux.

Par définition, elle est égale à la variation d’enthalpie nécessaire pour effectuer la réaction de
formation cette liaison chimique.

Ȧ(g) + Ḃ(g) A− B à T = 298 °C et 1atm

Ces énergies sont exprimées en calories ou en joules. Le tableau suivant récapitule les valeurs des
enthalpies de formation de quelques exemples de liaisons chimiques.

48
Liaison C=C O=C
H−H C−H C−C C−C C≡C

ΔH (Kcal/mol) −104 −99 −83 − 147 −118 −84 −194

Les enthalpies de formation de liaison (ΔH) sont toujours négatives, cela veut dire que les atomes
pris à l’état libre se combinent entre eux en dégageant toujours des quantités d’énergies
importantes.

Énergie

Ȧ+Ḃ (atomes libres)

État initial

ΔH < 0

A−B (atomes liés)

État final

Dégagement d’énergie lors de la formation d’une liaison

Exemple :
Calculer l’enthalpie standard de cette réaction à partir des atomes libres.

6Ḣ Ċ C2H6(g)

2 C (graphite) + 3 H2 (g) C2H6(g) ; ≠

49
Remarque:
Il y a une grande différence entre l’énergie de formation et l’énergie de liaison.

Application :
Quelle est la différence entre les enthalpies des deux réactions suivantes ?

H2 (g)+ ½ O2(g) H2O (g) ; = 58 k cal (enthalpie de formation)

2 Ḣ(g) Ȯ(g) H2O (g) ; .

Les deux réactions n’ont pas la même enthalpie et la différence ( correspond à la

dissociation des liaisons des molécules réactifs (H2 et O2).

H2 (g)+ ½ O2(g) H 2O(g)

2 Ḣ(g) + Ö(g)

Donc: =
Chapitre IV : Deuxième principe de la thermodynamique

IV.1. Introduction

Le premier principe qui affirme l’équivalence entre les différentes formes d’énergie, ne peut pas
nous renseigner sur les sens d’une évolution donnée.

L’expérience montre que lorsqu’on met en contact un corps chaud A à la température TA avec
un corps froid B à la température TB ; tout de suite le corps A se refroidit tandis que le corps B
se réchauffe et cela se poursuit jusqu’à ce que les deux corps soient à la même température
(équilibre thermique).
50
 A + B ( A + B)
TA TB Te

La transformation inverse ci-dessous, n'est pas interdite par le premier principe ; d’où le besoin
de disposer d’un deuxième principe qui pourra nous renseigner sur le sens des évolutions des
systèmes.

(A + B) A + B
Te TA TB

IV. 2. Nécessité d’un deuxième principe

Le premier principe qui stipule la conservation de l’énergie n’explique pas l’irréversibilité de certaines
transformations spontanées ou naturelles.

Il faut donc introduire un second principe dit aussi principe d’évolution déduit des faits
expérimentaux, qui permettra de prévoir les évolutions des systèmes et qui permet donc de
préciser la nature d’une transformation (réversible, irréversible), à travers une nouvelle fonction
d’état dite entropie (S).

Physiquement, l’entropie est une grandeur abstraite qui mesure le degré de désordre d’un système à
l’échelle microscopique et décrit son comportement par sa maximalisation.
• L’entropie S d’un système croit si le système tend vers son équilibre d’où : ΔS > 0.
• L’entropie est maximum si le système atteint un état d’équilibre.

Contrairement au premier principe qui fait l’objet d’un seul énoncé, le second principe fait l’objet de
plusieurs énoncées.

IV. 3. Enoncés du second principe

51
La thermodynamique classique cherche à explique le sens privilégié des transformations
naturelles ou spontanées, mais elle postule simplement l’irréversibilité de ces transformations
observées expérimentalement.

IV. 3. 1. Enoncé de CLAUSIUS

Il est déduit de l’exemple suivant :

Expérimentalement, une quantité de chaleur ne peut jamais être transférée spontanément d’une source
froide vers une source chaude.

Source chaude à T2 > T1

Q (Impossible)

Source froide à T1

V. 3. 2. Enoncé de KELVIN

Il est déduit de l’exemple expérimental suivant :

Une roue de voiture est progressivement freinée jusqu’à son arrêt avec comme résultat un
échauffement des freins et de la jante. Jamais on ne voit cette roue se mettre seule en mouvement
en absorbant la chaleur dégagée par le freinage et remontant une pente.

Source ’éner e

52
 Impossible Travail (W)

Roue de voiture sur une pente

Cela veut dire qu’il est impossible de prélever une quantité de chaleur d’une source d’énergie et
de la transformer intégralement en travail ; une quantité d’énergie doit être absolument perdue
vers le milieu extérieur, d’où la notion de rendement.

IV. 3. 3. Enoncé mathématique

Compte tenu des deux postulats de Clausius et de Kelvin, imaginons un cycle de transformation au cours
duquel :

• Une machine prélève de la chaleur Q à une source froide à la température T2 < T1 et la cède
intégralement à une source chaude à la température T1.

• Comme T2 < T1, ce transfert de chaleur est impossible d’après l’énoncé de Clausius et ce cycle est
donc irréversible dans la pratique.

Q
1 T2 < T

12
Q

T1
Cycle imaginaire d’une machine thermique

53
Le bilan énergétique effectué sur cette machine s’écrit comme suit:

Etant donné que le processus de transférer une quantité de chaleur d’une source froide et la céder
intégralement à une autre source chaude est impossible selon Clausius, on déduit que pour un
cycle réel d’une machine, il faut donc :

Théorème de CLAUSIUS

Donc, on peut déduire que pour un cycle réversible :

Et pour un cycle irréversible :

54
55
IV.

4. Notion d’entropie

Considérons un cycle thermodynamique formé de deux transformations réversibles allant de A

à B (transformation 1) et de B à A (transformation 2).

2
B

1
A

Cycle d’une transformation réversible

Faisant un bilan énergétique sur le cycle :

On déduit que l’intégrale pour une transformation réversible :

56
IV.

• Ne dépend que de l’état initial (A) et l’état final (B).

• Ne dépend pas du chemin suivi.

• Donc ; est une fonction d’état qu’on va nommée entropie (S).

Donc, si on pose que :

Alors la variation d’entropie :

Considérant maintenant un cycle irréversible formé d’une transformation irréversible de l’état

initial (A) à l’état final (B) et d’une transformation réversible de (B) à (A).

réversible
B

irréversible

A
V
P

57
Faisant un bilan énergétique sur le cycle :

5. Calcul de la variation d’entropie

On peut calculer l’entropie d’un système thermodynamique selon le type et la nature de la

transformation qu’il subisse.

IV. 5. 1. Transformation réversible isotherme

T = cste

Donc :

58
IV.

On aura :

IV. 5. 2. Transformation réversible isobare

à P = cste ; =

Si Cp = cste , on aura :

59
IV.

5. 3. Transformation réversible isochore

à V = cste ; =

Si CV = cste , on aura :

IV. 5. 4. Transformation réversible adiabatique

IV. 5. 5. Au cours d’un changement d’état

La quantité de chaleur qui accompagne un changement d’état physique de matière est la chaleur
latente.

Donc :

60
IV.

Avec :
Chaleur latente de Vaporisation, fusion ou sublimation.
T : température du changement d’état physique de matière.
6. Nouvelles expressions de l’entropie

a) Entropie en fonction des variables T et V :

Selon le 1er principe de la thermodynamique :

Donc :

Selon le 2éme principe de la thermodynamique :

Pour une mole de gaz parfait :

Donc :

61
b) Entropie en fonction des variables T et P :

Selon le 1er principe de la thermodynamique :

Or :

Pour une mole de gaz parfait :

Donc :

c) Entropie en fonction des variables V et P

L’expression (1) et (2) représentent la variation d’entropie (ds) ; donc :

Or, selon la relation de MAYER :

62
IV.

Donc :

Remplaçant (3) dans (1) ou (2) :

63
Ou bien :

IV. 7. La notion d’entropie créée

En effet, toute transformation réelle d'un système doit s'effectuer dans le sens d'un bilan
entropique global sur le système et son échange avec le milieu extérieur positif, autrement dit
d'une création d'entropie.

L’entropie créée ne peut pas être calculée directement mais simplement déduite des deux
entropies (du système et l’échangé avec le milieu extérieur).

Avec :

: La variation d’entropie créée.

: La variation d’entropie du système.
: La variation d’entropie échangée avec le milieu extérieur.

Or :

64
Avec :
Téch : Température du milieu extérieur échangé avec le système, est généralement elle est
constante.

Remarque :
Lorsque la transformation est réelle (irréversible), la variation d’entropie créée est positive, par
contre si la transformation est idéale cette variation est nulle.

Application :

1. a) Calculer la variation d’entropie de 2 moles de gaz parfait qui se détend de 30 à 50litres de

manière isotherme et irréversible.

b) Calculer l’entropie créée.

2. Même question que celle de 1-a, mais la détente n’est plus isotherme, la température passant
de 300K à 290K. On donne Cv = 5 cal.mol-1.K-1

Solution :

1. a) Variation d’entropie du système :

T = cste

Donc :

65
b) Entropie Créée :

On a:

2. Variation d’entropie du système :

66
IV. 8. La variation d’entropie lors d’une réaction chimique

La fonction d’entropie permet de prévoir l’évolution d’un système thermodynamique. Elle peut
être positive ou nulle. Le cas des réactions chimiques, l’entropie peut être positive si la réaction
est spontanée et nulle si elle réversible (équilibrée).

La relation suivante donne la variation d’entropie d’une réaction chimique dans les conditions
standards (P =1 atm et T = 298K) mise en jeu.

La variation d’entropie d’une réaction chimique à une nouvelle température est donnée par la
relation de Kirchoff :

Avec :

IV. 9. L’enthalpie libre d’une réaction chimique

L’enthalpie libre (G) est une fonction indispensable pour l’étude des réactions chimiques ; elle
permet de prévoir si une réaction chimique effectuée à T et P est théoriquement possible et dans
quel sens elle évolue.

67
La relation suivante représente la fonction d’état dite de GIBBS appelée enthalpie libre.

ΔG° peut être aussi calculé selon l’expression suivante :

ΔG° peut être calculé aussi à une température T est donnée par la relation suivante :

Avec et sont calculées en appliquant la loi de Kirchoff.

L’enthalpie libre standard de tous les corps simples est nulle ; = 0.

Si la réaction est spontanée, < 0.

Si la réaction est équilibrée, = 0.

Si la réaction a besoin d’un catalyseur, > 0.

68
IV. 10. Les machines thermiques

Puisqu’il est impossible d’après le deuxième principe de prélever de la chaleur et de la

transformer intégralement en chaleur, une machine thermique doit nécessairement fonctionner
entre au moins deux sources de chaleur.

• La transformation de chaleur (Q) en travail (W) à partir d’une source chaude n’est
donc possible qu’à la condition de rejeter une partie de la chaleur à une autre source
froide (cycle ditherme). Cette chaleur rejetée est donc perdue et influera sur les
performances de la machine thermique, d’où la notion de rendement thermique.

• Un transfert de chaleur ne s’effectue jamais d’une source froide vers une autre chaude,
d’où la nécessité d’un travail de moteur supplémentaire.

• Donc, on peut distinguer entre deux types de machines thermiques avec deux principes
de fonctionnement distincts.

IV. 10. 1. Machines thermodynamiques (T.D)

Les machines thermodynamiques (T.D) sont des machines thermiques produisant du travail,
dite machines motrices. Ces des machines thermiques qui transforment une partie de la quantité
de chaleur prélevée d’une source chaude en travail mécanique et le reste sera perdue.

Source chaude à T2 > T1

Q2

Q1

Source froide à T1

69
 Principe de fonctionnement d’une machine thermodynamique

Exemples de machine thermodynamiques :

• Machines à vapeur.
• Moteurs à combustion à essence ou à diesel.
• Centrales thermiques ou nucléaires de production d’électricité.

Si on fait un bilan énergétique sur cette machine (T.D) ; on peut écrire :

Selon le 1er principe de la thermodynamique: Q2 = W + Q1

Selon le 2éme principe de la thermodynamique :

Le rendement de cette machine (T.D) est toujours inférieur à l’unité, puisque la quantité de
chaleur prélevée de la source chaude n’est jamais transformée intégralement en travail (énoncé
de Kelvin).

IV. 10.2. Machines dynamo-thermiques (D.T)

Les machines dynamo-thermiques (D.T) dites machines réceptrices, sont des machines de
transfert de chaleur d’une source vers une autre chaude avec la nécessité d’avoir un travail
supplémentaire pour assurer ce transfert, c’est le cas des :

70
 • Machines frigorifiques ou les pompes à chaleur.
• Liquéfacteurs de gaz.

Source chaude T2 > T1

Q2

Q1

Source froide T1

Principe de fonctionnement d’une machine dynamothermique

Si on fait un bilan énergétique sur cette machine (D.T) ; on peut écrire :

Selon le 1er principe : Q2 = W + Q1

Selon le 2éme principe :

IV. 11. Cycles thermodynamiques

Les machines thermodynamiques fonctionnent avec plusieurs transformations successives

formant ainsi un cycle.

71
Dans la pratique, ces transformations ne sont pas réversibles, alors on remplace ces processus
irréversibles par des transformations réversibles plus facilement calculables, d’où on obtient
des machines idéales.

Il existe plusieurs cycles thermodynamiques :

IV. 11. 1. Cycle de Carnot

C’est un cycle de rendement maximal et le plus efficace. L'efficacité des autres cycles et des
machines réelles est toujours comparée à celle du cycle de Carnot par le biais du rendement. Le
cycle de Carnot est un cycle thermodynamique théorique pour un moteur fonctionnant entre
deux sources de chaleur, constitué de quatre processus réversibles :

• 1→2: Détente isotherme (avec apport de chaleur).

• 2→3: Détente adiabatique.
• 3→4: compression isotherme (avec refroidissement).
• 4→1: Compression adiabatique.

3
V

Cycle théorique de moteur de Carnot

Le rendement du cycle de Carnot pour une machine thermodynamique est :

72
Avec :
Q1 est la quantité de chaleur perdue à la source froide de température Tf; donc Q1 = Qf Q2
est la quantité de chaleur prélevée de la source chaude de température Tc; donc Q2 = Qc
Donc :

IV. 11. 2. Cycle de Beau Rochas (OTTO)

C’est un cycle théorique des moteurs à combustion interne à allumage commandé. Exemple du
moteur à essence. Ce cycle appelé cycle de Beau Rochas ou Otto (1862) est aussi dit cycle de
moteur à essence.

2 4

1
V

Cycle théorique de Beau Rochas

Le cycle théorique est composé des transformations suivantes :

• 1→2 : compression adiabatique du mélange (air-carburant). Le rapport de compression
(V1/V2) est entre 4 et 10.

• 2→3 : Combustion (apport de chaleur) isochore.

• 3→4 : détente adiabatique.
• 4→1 : refroidissement (mise à l’atmosphère) isochore.

73
IV. 11. 3. Cycle de Diesel

Le moteur Diesel est conçu par Rudolf Diesel (1893-1897). Le moteur Diesel est un moteur à
combustion interne dont l'allumage est spontané au contraire du moteur à essence.

Le cycle théorique du moteur Diesel est composé de quatre transformations réversibles

représenté dans le diagramme de Clapeyron ci-dessous :

P
Q1
3
2

Q2

1
V

Cycle de moteur de Diésel

• 1→2 : compression adiabatique qui s’effectue seulement sur l’air. Le rapport de

compression (V1/V2) est entre 14 et 25.

• En point 2, le carburant est injecté dans la chambre de combustion remplie d’air porté à la
température T2 < Ti (température d’inflammation du carburant).

• 2→3 : combustion du carburant (apport de chaleur) isobare.

• 3→4 : détente adiabatique.
• 4→1 : mise à l’atmosphère par échappement (refroidissement) isochore.

74
IV. 11. 4. Cycle de Rankine

Il est à la base des machines utilisant la vapeur d’eau dans les centrales thermiques ou
nucléaires, comme les turbines à vapeur il comprend :

Le cycle théorique est composé de quatre transformations réversibles suivantes :

• 1→2 : Compression adiabatique.
• 2→3 : Vaporisation isobare .
• 3→4 : Détente adiabatique.
• 4→1 : Liquéfaction isobare.

IV. 11. 5. Cycle de Stirling

C’est le cycle du moteur à air chaud qui comprend :

• Deux transformations isothermes (compression et détente).

• Deux transformations isochores.

Application :

On se propose d’étudier le fonctionnement et les performances d’une machine thermique

(turbine à gaz à combustion externe) dans laquelle un gaz que l’on supposera parfait décrit en
circuit fermé les opérations réversibles suivantes :

- Le gaz initialement dans l’état (P1, T1) traverse un compresseur dans lequel il subit une
évolution adiabatique jusqu’à l’état 2 (P2, T2),

- Il se trouve alors en contact avec " une " source chaude où il se réchauffe à pression
constante P2 jusqu’à la températureT3, il est alors dans l’état 3 (P2,T3),

- Le gaz pénètre ensuite dans la turbine où il se détend de manière adiabatique jusqu’à la

pression P1; en fin de détente il est dans l’état 4 (P1, T4),

- Il achève de se refroidir à la pression P1, au contact " d’une " source froide jusqu’à la
températureT1 où il se trouve dans l’état 1.

75
1) Tracer en diagramme (P, V ) le cycle théorique de cette machine et déterminer en fonction
de P1, P2, T1, T3 les volumes V1, V2, V3, V4 d’une mole de gaz dans les états 1, 2, 3, 4 ainsi
que les températures T2 et T4.

2) Préciser les quantités de chaleur Q1 et Q2 échangées par une mole de gaz avec les sources
chaude et froide, ainsi que le travail global W de cette mole au cours du cycle.

3) Sachant que le rendement théorique de cette machine est Rthe= 1- a(1-ɣ/ɣ avec (a=P2/P1),
.
Le rapport a étant imposé par les limites de résistance de l’installation, avec lequel des trois gaz
suivants obtiendra-t-on le meilleur rendement ? Argon ɣ = 1,667; Air ɣ = 1,40; Dioxyde de
Carbone ɣ = 1,31

4) Préciser alors pour le gaz ainsi choisi et pour les valeurs a=4, P1=105Nm-2, T1=300K,
T3=900K, les valeurs de Rthe, V1, V2, V3, V4,T2 ,T4 et W.

5) Comparer le rendement au rendement d’une machine fonctionnant selon le cycle de

Carnot entre deux sources aux températures uniformes T1 et T3.

76
Solution :

(2) (3)
P2

(1) (4 )
P1

V
V2 .V V3
1 V4

1)

77
2)

3)

Argon : ; Air : ; Dioxyde de Carbone :

Le meilleur rendement sera obtenu avec l’Argon

4)

Argon : ; Air : ; Dioxyde de Carbone :

Pour l’Argon :

; ; ;

5)

78
Références Bibliographiques

[1] C. COULON, S. LE BOITEUX et P. SEGONDS

THERMODYNALMIQUE PHYSIQUE Cours et exercices avec solutions

Edition DUNOD

[2] H.B. Callen

THERMODYNALMICS, Cours , Edition John Wiley and Sons, 1960

[3] R. CLERAC, C. COULON, P. GOYER, S. LE BOITEUX et C. RIVENC

THERMODYNALMICS, Cours et travaux dirigés de thermodynamique

Université Bordeaux 1, 2003

[4] O. PERROT,COURS DE THERMODYNALMIQUE

I.U.T. de Saint-Omer Dunkerque, 2011

[5] C. LHUILLIER, J. ROUS,

Introduction à la thermodynamique, Edition Dunod

79