Chap.1 – Vocabulaire de la Thermodynamique

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Chap.1 – Vocabulaire de la Thermodynamique
1. Description d’un système en thermodynamique
1.1. Système et milieu extérieur
1.2. Les trois états de la matière
1.3. Les différentes échelles de description d’un système
1.4. Définition de quelques grandeurs à l’échelle mésoscopique
1.5. Passage de l’échelle mésoscopique à l’échelle macroscopique (intégrales)
1.6. Systèmes homogènes
2. Equilibre thermodynamique
2.1. Définition de l’équilibre thermodynamique
2.2. Paramètres d’état – Equation d’état
2.3. Paramètres intensifs – Paramètres extensifs
2.4. Définition d’une phase
3. Transformations du système
3.1. Transformation du système : passage d’un état d’équilibre à un autre
3.2. Evolution du système : contraintes extérieures et variables internes
Intro :
Dans le cours de physique, nous n’avons pas encore parlé de « chaleur », ni de « température ». Ces notions
relèvent du cours de thermodynamique. Ce chapitre en constitue l’introduction.
La thermodynamique ne traite pas uniquement des phénomènes thermiques et de leur rapport avec les
phénomènes mécaniques (machine thermique, centrale thermique). Elle constitue une sorte de pont entre les
différents domaines de la physique-chimie (phénomènes électriques, mécaniques, thermiques, chimique,
magnétique, lumineux, nucléaire, etc…).
En première année, on se limitera principalement aux aspects mécanique et thermique de la thermodynamique.
Les concepts de la thermodynamique seront appliqués à des systèmes simples : les corps purs dans l’état gazeux,
liquide et solide.
Le concept d’énergie est central en thermodynamique, et l’on définira aussi de nouvelles notions comme
l’entropie. Le présent chapitre introduit le vocabulaire, quelques notions de base de la thermodynamique, ainsi
que le formalisme différentiel et intégral permettant de décrire la matière à l’échelle macroscopique (et
mésoscopique).

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1. Description d’un système en thermodynamique
1.1. Système et milieu extérieur
Comme en mécanique, il est essentiel de définir précisément ce que l’on étudie : ce que l’on appelle le système.
En thermodynamique, pour définir un système, il faut identifier un certain volume de matière, délimité par une
surface fermée. Ce découpage de la matière peut être purement conceptuel, la surface délimitant le volume choisi
pouvant ne correspondre à rien de concret.
Par opposition, tout ce qui n’est pas le système est appelé le milieu extérieur.
 Exemple : On considère un gaz enfermé dans une enceinte fermée. On peut définir comme système la
totalité du gaz enfermé dans l’enceinte, volume délimité par les parois de l’enceinte. On peut aussi définir
comme système un volume donné à l’intérieur du gaz, et délimité par une surface imaginaire que l’on
peut dessiner sur un schéma.
En thermodynamique, on va étudier l’évolution du système en considérant les échanges qui s’effectuent entre le
système et l’extérieur :
o échanges de matière
o échanges d’énergie
On reviendra dans le détail sur ces types d’échange dans les chapitres ultérieurs. On notera que ces échanges sont
algébriques, et que l’on choisit toujours d’orienter le système en convention récepteur (comme pour les échanges
d’énergie en mécanique).
Un système qui n’échange ni matière ni énergie avec l’extérieur est dit isolé. Un système qui ne peut échanger de
matière (mais qui peut échanger de l’énergie) est dit fermé. Par opposition, si le système peut échanger de la
matière, il est dit ouvert.
 Exemple : On considère de l’eau s’écoulant dans une canalisation. On peut définir comme système un
volume fixe de la conduite : c’est un système ouvert. On peut aussi définir un volume d’eau dans la
conduite, et le suivre pendant l’écoulement : c’est un système fermé.
 Exemple : On considère un gaz enfermé dans une enceinte fermée par un piston. On peut définir le
système par le volume délimité par les parois de l’enceinte. Ce volume varie, et le système est fermé.
1.2. Les trois états de la matière
On peut distinguer trois états de la matière :
o l'état gazeux
o l’état liquide
o l’état solide
Par opposition aux solides, on regroupe parfois les gaz et les liquides sous l’appellation de fluides.
Par opposition aux gaz, on regroupe parfois les solides et les liquides sous l’appellation phases condensées.
En première année, dans le cours de physique, on sera surtout amené à étudier les corps purs, systèmes constitués
d’une seule espèce chimique (eau distillée, gaz N2). Nous n’étudierons pas les mélanges, ou alors nous les
assimilerons à des corps purs (ce sera le cas pour l’air par exemple).
1.3. Les différentes échelles de description d’un système
Dans le cours de Thermodynamique, on ne sera amené qu’à étudier des systèmes macroscopiques, c’est-à-dire
constituer d’un grand nombre de molécules (ou d’atomes).
Parler de molécules et d’atomes consiste à décrire la matière à l’échelle microscopique. C’est une modélisation
discrète de la matière (par opposition à modélisation continue), à l’échelle du . Or on comprend aisément que
l’étude d’un gaz ne peut pas consister à déterminer le mouvement de chacune de ses molécules. Non seulement ce
serait impossible techniquement, mais on ne saurait que faire de toute cette information.

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C’est pourquoi en Thermodynamique, on ne va s’intéresser qu’aux propriétés macroscopiques des systèmes
étudiés. L’échelle de description que l’on va adopter est donc l’échelle macroscopique. A cette échelle, on va
adopter une modélisation continue de la répartition de matière, comme si la matière n’était pas constituée
d’atomes, mais emplissait tout l’espace.
 Citer quelques grandeurs physiques qui permettent de décrire l’état macroscopique d’un gaz au repos
En considérant l’atmosphère terrestre comme le système étudié, on remarque que ces grandeurs n’ont pas
nécessairement la même valeur partout dans l’atmosphère. Comment peut-on alors parler de « la température », de
« la pression » de l’atmosphère ? On surmonte ce problème en définissant ces paramètres localement, à une
échelle intermédiaire.
On l’appelle l’échelle mésoscopique (échelle de l’ordre du ):
o assez grande devant l’échelle micro. pour adopter une modélisation continue de la matière
o assez petite devant l’échelle macro. pour considérer les propriétés du système localement uniformes
Remarque : Il est possible d’étudier des systèmes macroscopiques en se plaçant à l’échelle microscopique. On
s’intéresse alors au comportement collectif des molécules et des atomes : c’est l’objet de la physique statistique.
On aura l’occasion (une seule fois !) de modéliser la matière à cette échelle lors de l’étude du gaz parfait, pour
comprendre la signification de la pression et de la température d’un gaz à l’échelle microscopique.
1.4. Définition de quelques grandeurs à l’échelle mésoscopique
Masse volumique :
Pour définir la masse volumique en un point du système, il est nécessaire de considérer un volume élémentaire
entourant ce point. Ce volume élémentaire délimité par une surface fermée est un sous-système du système de
départ. Défini de la sorte, ce volume élémentaire est un système mésoscopique.
La masse volumique
est définie en un point du système par la relation ( en ) :
o le volume élémentaire est noté 
o la masse de ce volume élémentaire est notée 
o la masse volumique est une grandeur positive qui indique simplement qu’autour du point considéré la
masse est proportionnelle au volume considéré
Densité volumique de particules :
On considère un système constitué à l’échelle microscopique de particules (molécules ou atomes). Ici encore il
faut définir au préalable un volume élémentaire entourant le point considéré à l’intérieur du système.
La densité volumique de particules  est définie en un point du système par la relation ( en ) :
o le volume élémentaire est noté 
o le nombre de particules dans ce volume élémentaire est noté 
o la densité volumique de particules est une grandeur positive qui indique simplement qu’autour du point
considéré le nombre de particule est proportionnel au volume considéré. On note cette grandeur avec une
étoile pour la distinguer de la quantité de matière (exprimée en moles).

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Pression :
La pression P exercée par un fluide sur une surface dS est définie par la relation :
 en  (pascals ou )
o la force élémentaire 
 est exercée par le fluide sur la surface élémentaire d’aire dS
o la surface élémentaire est conventionnellement orientée vers l’extérieur du système grâce au vecteur
normal  : 
o l’expérience montre que le fluide pousse toujours vers l’extérieur,  est une donc toujours positive
o autres unités de pression :  ,   
Remarque : On admettra que la pression est définie en tout point d’un fluide. Pour se représenter concrètement ce
que cela signifie, il faut imaginer une surface élémentaire à l’intérieur du fluide, et considérer que le fluide situé
d’un côté pousse sur le fluide situé de l’autre côté.
1.5. Passage de l’échelle mésoscopique à l’échelle macroscopique (intégrales)
On ne va traiter que le cas de la masse volumique. Le raisonnement est identique pour la densité volumique de
particules. Concernant la pression, on y reviendra dans un chapitre ultérieur.
Relation masse totale / masse volumique
La masse  d’un corps de volume  est la somme des masses élémentaires  de chacune de ses parties
Pour comprendre physiquement cette relation,
l’idée clef est d’interpréter le symbole « intégrale » comme étant une somme.
Exemple :
On considère un corps dont la masse volumique est uniforme (indépendante de la position,   ).
 En regardant l’intégrale comme une somme, établir l’expression de  en fonction de  et 
Remarques :
 Dans un premier temps, il faut voir ces relations comme de simples écritures, qui symbolisent
mathématiquement cette idée de « somme »
 On note généralement cette « somme » sous la forme d’une intégrale triple, car un volume est une figure
géométrique de dimension 3
 Dans le cas général où  est une fonction de la position, il faut se donner un repère (cartésien par
exemple) pour pouvoir effectuer des calculs à partir de ces relations
Exemple de calcul :
On étudie un fluide contenu dans un récipient cubique de côté . On définit un repère cartésien, d’origine fixée au
sommet du récipient situé à l’arrière en bas à gauche, et d’axes confondus avec les arêtes du récipient.
 Dessiner le récipient et le repère.
 Dessiner un volume élémentaire cubique à l’intérieur du récipient. Son sommet arrière en bas à gauche est
à la position . Ses arêtes ont même direction que celles du récipient, et sont de longueur
. Exprimer le volume élémentaire  en fonction de .
 On suppose que la masse volumique vérifie , avec  une constante. Calculer la masse
totale du fluide contenu dans le récipient.

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1.6. Systèmes homogènes
Un système est dit homogène lorsqu’il a les mêmes propriétés en tout point. Par exemple, un gaz dont la pression,
la température et la masse volumique sont uniformes est un gaz homogène. Dans le cas contraire, on dit que le
système est hétérogène.
La plupart des systèmes que l’on sera amené à étudier seront homogènes dans les conditions de l’étude.
Lorsqu’un gaz est homogène, on peut parler de la pression du gaz, de la température du gaz, etc…
2. Equilibre thermodynamique
En première année, on s’intéressera presque exclusivement à des systèmes à l’équilibre thermodynamique.
2.1. Définition de l’équilibre thermodynamique
Un système est à l’équilibre thermodynamique lorsque toutes les grandeurs physiques qui le caractérisent
sont constantes, et s’il n’échange plus rien avec le milieu extérieur (ni matière, ni énergie).
L’expérience montre qu’un système, soumis à des conditions extérieures constantes et uniformes, évolue vers un
état d’équilibre thermodynamique qu’il ne peut plus ensuite quitter spontanément.
Pour qu’un système à l’équilibre se mette à évoluer de nouveau, il faut que les conditions extérieures soient
modifiées. Un système isolé reste donc indéfiniment dans son état d’équilibre.
 Exemple : Un gaz est enfermé dans un des deux compartiments d’une enceinte rigide isolée du milieu
extérieur. Dans ce compartiment, le gaz est à l’équilibre. Un trou est alors percé dans la paroi séparant les
deux compartiments de l’enceinte. Le gaz s’échappe du premier compartiment et tend à occuper tout
l’espace disponible. En attendant suffisamment longtemps, le gaz évolue vers un nouvel état d’équilibre :
sa pression et sa température demeurent constantes (ne varient plus dans le temps).
2.2. Paramètres d’état – Equation d’état
Pour décrire complètement un système à l’équilibre thermodynamique, l’expérience montre que seuls un petit
nombre de paramètres sont nécessaires. On les appelle les paramètres d’état (ou variables d’état).
Ces paramètres ne sont pas tous indépendants les uns des autres. A l’équilibre thermodynamique, ils sont reliés
par une équation d’état.
Exemple d’un gaz parfait : les variables d’état sont P, V, n et T. Elles sont liées par l’équation d’état PV = nRT.
 Pour un gaz parfait enfermé dans une enceinte étanche (pas de fuite de gaz possible), combien y a-t-il de
variables d’état indépendantes, et qui peuvent donc être fixées à une valeur (presque) arbitraire par
l’expérimentateur ?
2.3. Paramètres intensifs – Paramètres extensifs
On peut classer les paramètres d’état en deux catégories :
o les paramètres extensifs : ce sont les grandeurs additives par partition du système
o les paramètres intensifs : définies localement, à l’échelle mésoscopique, elles ne sont pas additives
 Citer des exemples de paramètres intensifs et extensifs