Chaleur - loirecambodge

Chaleur
Dans le langage courant, les mots chaleur et température ont souvent un sens équivalent : Quelle
chaleur !
La chaleur dans le sens commun a longtemps été confondue avec la notion de température, car à
pression constante, c'est une fonction croissante de la température : par exemple tous les corps purs
dans l'état solide, liquide ou gazeux ont une capacité calorifique molaire à pression constante CP(T),
positive. Dans ces conditions, comme à l'air libre la pression est quasi-constante P ≈ 1,013 25·105
pascals, chauffer un corps engendre une élévation de sa température. Mais cela n'est pas toujours
vrai notamment lors d'un changement d'état physique: quand on chauffe de la glace, elle fond à 0°C
sous la pression d'une atmosphère, à température constante. Il y a dans ce cas, apport de chaleur
sans augmentation de température.
Au XIXe siècle, la chaleur est assimilée à un "fluide": le calorique. Les progrès et les succès de la
calorimétrie imposent cette théorie jusqu'à la fin du XIXe siècle. Cette conception est en effet reprise
par Sadi Carnot : un moteur thermique ne peut fonctionner que si la chaleur circule d'un corps dont la
température est plus élevée vers un corps dont la température est plus froide; raisonnement
correspondant à une analogie avec une machine hydraulique qui tire son énergie du passage de l'eau
d'un réservoir d'altitude élevée vers un réservoir d'altitude inférieure.
Ce n'est qu'avec l'avènement de la thermodynamique statistique, que la chaleur sera définie comme
un transfert de l'agitation thermique des particules au niveau microscopique. Un système dont les
particules sont statistiquement plus agitées présentera une température d'équilibre, définie à l'échelle
macroscopique, plus élevée. La température est donc une grandeur macroscopique qui est le reflet
statistique des énergies cinétiques des particules à l'échelle microscopique. Au cours de chocs
aléatoires, les particules les plus agitées transmettent leur énergies cinétiques aux particules les
moins agitées. Le bilan de ces transferts d'énergies cinétiques microscopiques correspond à la
chaleur échangée entre des systèmes constitués de particules dont l'agitation thermique moyenne est
différente.
La température est donc une fonction d'état intensive d'un système thermodynamique définie
exclusivement à l'échelle macroscopique. En revanche, la chaleur est un transfert d'agitation
thermique qui par nature est désordonné. La chaleur n'est pas une fonction d'état mais une grandeur
dépendant de la nature de la transformation mise en jeu.
De plus, il est clair que le transfert ne peut se faire que dans le sens des particules statistiquement les
plus agitées vers les particules statistiquement les moins agitées; c'est à dire que la chaleur ne peut
passer que du système le plus chaud vers le système le plus froid. Cette hypothèse est confirmée par
le second principe de la thermodynamique qui introduit la fonction d'état entropie.
Chaleur et thermodynamique
Le premier principe et la chaleur
Le premier principe de la thermodynamique est un principe de conservation de l'énergie. Il introduit la
fonction d'état d'équilibre: U énergie interne.
Au cours d'une transformation d'un système thermodynamique fermé, la variation de l'énergie interne
U(B) - U(A) est due soit à :

la réalisation d'un travail macroscopique W(A → B), en général le travail des forces de
pression, ∫-pdV.

la mise en jeu d'un transfert d'énergies microscopiques ou chaleur, Q(A → B), lors de la
transformation .
ΔU = U(B) - U(A) = Q + W
On en déduit donc une définition formelle de la chaleur:
Q(A → B) = U(B)- U(A) - W(A → B) Suivant un chemin bien défini allant de A à B
Si l'on insiste sur cette expression définissant le chemin, c'est que l'intégrale curviligne permettant le
calcul du travail des forces de pression (∫ -p.dV), n'est pas indépendante du chemin suivi pour aller de
A vers B car le travail n'est pas une fonction d'état.
Il s'ensuit également que La chaleur n'est pas une fonction d'état et donc qu'elle dépend du chemin
suivi.
Néanmoins dans certaines conditions expérimentales, la chaleur mise en jeu est égale à la variation
d'une fonction d'état. C'est le cas pour une transformation d'un système fermé, effectuée soit à volume
constant: ΔU = QV ( voir énergie interne), soit à pression constante: ΔH = QP ( voir enthalpie). Cette
propriété est mise à profit dans la calorimétrie effectuée dans un calorimètre fonctionnant soit à
pression constante soit à volume constant dans le cas d'une bombe calorimétrique.
Le second principe et la chaleur
Le second principe de la thermodynamique est un principe d'évolution. Il introduit la fonction d'état
entropie qui est une mesure du désordre de la matière. Toute transformation réelle spontanée doit
accroître le désordre global et se traduire donc par un phénomène de création d'entropie. La
fonction entropie est définie à l'échelle macroscopique de telle sorte que sa variation au cours de la
transformation d'un système, correspond au rapport de la quantité de chaleur échangée avec le milieu
extérieur sur la température du système:
dS = δQrév / T (l'égalité suppose ici que la transformation est réversible: voir le second principe ).
d'où : δQrév = T.dS
Et pour une transformation finie à T constante, allant d'un état(A) à un état(B) d'équilibre:
Qrév = T.ΔS = T.(SB - SA)
La chaleur est donc associée à la notion d'entropie. Plus il y a création d'entropie, plus la
transformation est irréversible et plus le travail utile récupéré sera faible ( voir entropie). C'est ce qui
justifie le qualificatif donné à la chaleur d'être une forme dégradée de l'énergie ( voir Travail et
chaleur).