Du 04/04 au 08/04/2022

Cette semaine, les colles de Physique seront consacrées à la thermodynamique :

  • premier principe (réaliser des bilans d’énergie, hors changements d’état) ;
  • second principe (réaliser des bilans d’entropie, hors changements d’état).

Les dernières questions de cours portent également sur les machines thermiques, mais ce chapitre n’est pas encore au programme des exercices pouvant être posés en colles (voir 2e onglet ci-dessous).

Quelques précisions pour les interrogateurs :

  • L’identité thermodynamique n’est plus au programme.
  • Les transformations envisagées sont finies (pas de transformations infinitésimales).
  • L’expression de la fonction d’état entropie S en fonction des variables d’état pour le système considéré doit être systématiquement fournie.
  • L’entropie échangée s’écrit : S_{ech}=\sum_{i} \frac{Q_i}{T_i}, ce qui implique donc que les échanges ne s’effectuent qu’avec des thermostats extérieurs (T_i = cste), ou dans le cas contraire l’étudiant doit être suffisamment guidé.

Attention, les changements d’état ne sont toujours pas au programme pour l’instant.

– Définir l’échelle mésoscopique et en expliquer la nécessité.
– Connaissances : Pression, température, volume, équation d’état. Grandeur extensive, grandeur intensive.
– Utiliser le vocabulaire usuel : évolution isochore, isotherme, isobare, monobare, monotherme, transformation adiabatique, variables d’état, fonction d’état, etc.
– Connaître quelques ordres de grandeurs de libres parcours moyens.
– Connaître et utiliser l’équation d’état des gaz parfaits.
– Connaître quelques ordres de grandeur de volumes molaires ou massiques dans les conditions usuelles de pression et de température.

Description des caractères généraux de la distribution des vitesses moléculaires d’un gaz (homogénéité et isotropie). Vitesse quadratique moyenne. Pression cinétique.
– Utiliser un modèle unidirectionnel avec une distribution discrète de vitesse pour montrer que la pression est proportionnelle à la masse des particules, à la densité particulaire et à la vitesse quadratique moyenne au carré.

Température cinétique. Exemple du gaz parfait monoatomique : E_c=\frac{3}{2} k_B T.
– Calculer l’ordre de grandeur d’une vitesse quadratique moyenne dans un gaz parfait.

Energie interne d’un système. Capacité thermique à volume constant dans le cas du gaz parfait.
– Exprimer l’énergie interne d’un gaz parfait monoatomique à partir de l’interprétation microscopique de la température.
– Savoir que U_m=U_m (T) pour un gaz parfait.

Energie interne et capacité thermique à volume constant d’une phase condensée considérée incompressible et indilatable.
– Savoir que U_m=U_m (T) pour une phase condensée incompressible et indilatable.

Approximation des phases condensées peu compressibles et peu dilatables.
– Interpréter graphiquement la différence de compressibilité entre un liquide et un gaz à partir d’isothermes expérimentales.

Du gaz réel au gaz parfait.
– Comparer le comportement d’un gaz réel au modèle du gaz parfait sur des réseaux d’isothermes expérimentales en coordonnées de Clapeyron ou d’Amagat.

Transformation thermodynamique subie par le système.
– Définir le système.
– Exploiter les conditions imposées par le milieu extérieur pour en déterminer l’état d’équilibre final.
– Utiliser le vocabulaire usuel : évolutions isochore, isotherme, isobare, monobare, monotherme.

Travail des forces de pression. Transformations isochore, monobare.
– Calculer le travail par découpage en travaux élémentaires et sommation sur un chemin donné dans le cas d’une seule variable.
– Interpréter géométriquement le travail des forces de pression dans un diagramme de Clapeyron.

Transfert thermique.

Premier principe de la thermodynamique : \Delta U + \Delta E_M = Q + W.
– Définir un système fermé et établir pour ce système un bilan énergétique faisant intervenir le travail et le transfert thermique Q.
– Exploiter l’extensivité de l’énergie interne.
– Distinguer le statut de la variation d’énergie interne du statut des termes d’échange.
– Calculer le transfert thermique Q sur un chemin donné connaissant le travail W et la variation de l’énergie interne \Delta U.

Enthalpie d’un système. Capacité thermique à pression constante dans le cas du gaz parfait et d’une phase condensée incompressible et indilatable.
– Exprimer l’enthalpie H_m(T) du gaz parfait à partir de l’énergie interne.
– Comprendre pourquoi l’enthalpie H_m d’une phase condensée peu compressible peu dilatable peut être considérée comme une fonction de l’unique variable T.
– Exprimer le premier principe sous forme de bilan d’enthalpie dans le cas d’une transformation monobare avec équilibre mécanique dans l’état initial et final.
– Connaître l’ordre de grandeur de la capacité thermique massique de l’eau liquide.

Loi de Laplace.
– Connaître la loi de Laplace et ses conditions d’application.

Deuxième principe : fonction d’état entropie, entropie créée, entropie échangée. \Delta S = S_{ech} + S_{cr} avec S_{ech}=\sum_{i} \frac{Q_i}{T_i}.
– Définir un système fermé et rétablir pour ce système un bilan entropique. Relier l’existence d’une entropie créée à une ou plusieurs causes physiques d’irréversibilité.
– Interpréter qualitativement l’entropie en terme de désordre en s’appuyant sur la formule de Boltzmann (a fait l’objet en classe d’une activité documentaire).

Variation d’entropie d’un système.
– Utiliser l’expression fournie de la fonction d’état entropie.
– Exploiter l’extensivité de l’entropie.