Processus réversibles et irréversibles en thermodynamique : systèmes dissipatifs. Entropie

Si une influence externe infinitésimale est exercée sur un système en équilibre, alors des changements infinitésimaux se produiront dans le système, l’amenant à un nouvel état d’équilibre. Sous de telles influences continues, un processus d’équilibre se produira dans le système, dans lequel le système passera continuellement par une série successive d’états infiniment proches de l’équilibre. Les traits caractéristiques du processus d'équilibre sont :

• 1. Bilatéralité, puisque la direction du processus est déterminée par l'impact infinitésimal sur le système.
• 2. Absence de pertes - dans ce cas, le système fait travail maximum.
• 3. L'égalité des forces agissant sur le système et s'opposant au système, ou plus précisément, leur différence infinitésimale.
• 4. Égalité des températures (plus précisément, leur différence infinitésimale) du système et du milieu extérieur, si le système n'est pas isolé par une coque adiabatique.
• 5. Durée de processus infiniment longue pour tout changement fini de l'état du système en raison de la vitesse infinitésimale du processus.

Un processus est hors équilibre lorsqu’il se produit à la suite d’un impact final sur un système en équilibre. Une fois apparu, il traversera le système jusqu'à ce qu'une nouvelle position d'équilibre s'y présente à nouveau, c'est-à-dire il est unilatéral, et en raison de sa vitesse finie et de la présence de pertes le travail effectué par le processus hors équilibre est inférieur au travail effectué par le processus à l'équilibre, se produisant entre les mêmes états initial et final.

Les différences entre les processus à l’équilibre et hors équilibre peuvent être illustrées par l’expérience de pensée suivante.

Riz. 1.1.

Un cylindre dont le piston se déplace sans friction contient du gaz. Sur le piston se trouvent plusieurs poids d'une certaine masse, par exemple 100 g chacun. A l'état initial, la température et la pression du gaz sont les mêmes que la température et la pression extérieures (point UN En figue. 1.1); le système est en équilibre. Si l'un des poids est retiré, la pression diminue instantanément, l'équilibre est perturbé et le gaz se dilate jusqu'à atteindre un nouvel équilibre (point b). Ces changements peuvent être classiquement représentés par une courbe brisée a1b. Lorsque les poids sont ensuite supprimés, ces processus sont répétés et le chemin général est représenté par une courbe. a1b2c3d4e. Comme le montre la figure, le système n'est en équilibre qu'à certains moments - à des points UN, b, c, d, e. En général, le travail est défini comme le produit de la force agissante et du déplacement. Le travail de détente des gaz, c'est-à-dire sur le graphique, elle sera égale à l'aire sous la courbe.

Si nous chargeons à nouveau les poids sur le piston, le cheminement du processus sera représenté par une ligne discontinue. e5d6c7b8a, et le travail des forces externes consacrées à la compression du gaz est égal à l'aire sous cette courbe, c'est-à-dire il fait plus de travail d'expansion. Ainsi, bien que le système soit revenu à son état d'origine, des changements se sont produits dans l'environnement extérieur en raison de la différence dans le travail de dilatation et de compression du gaz.

Les processus décrits peuvent être répétés en réduisant le poids de chaque poids (par exemple 50 g chacun), mais en gardant la masse totale inchangée. Le cheminement du processus direct (expansion du gaz) peut alors être classiquement représenté par une ligne brisée. a1"b"2"b3"c"4"c5"d"6"d7"e"8"e. Le travail d’agrandissement (la surface sous toiture) sera plus important que dans le cas précédent. Le chemin du processus inverse est représenté par une ligne e9"e"10"d11"d"12"c13"c"14"b15"b"16"a, et le travail dépensé est inférieur au précédent, c'est-à-dire le travail d'expansion et de contraction devient plus proche.

Enfin, les poids peuvent être remplacés par du sable de même masse et enlevés ou chargés grain par grain de sable. Dans ce cas, les écarts du système par rapport à l'état d'équilibre à tout moment seront infinitésimaux et le chemin du processus dans les sens aller et retour sera décrit par la même courbe lisse ab"bc"cd"de"e. Un tel processus est en équilibre, son travail est maximum et le même en valeur absolue dans les deux sens.

Ainsi, un système qui a terminé un processus d’équilibre peut revenir à sa position initiale en passant par les mêmes états d’équilibre dans la direction opposée à celle du processus aller. Cette propriété d'un processus d'équilibre est appelée son réversibilité. Réversible est un processus dans lequel un système peut revenir à son état d'origine sans aucun changement tant dans le système lui-même que dans l'environnement externe.

Des exemples de processus pratiquement réversibles comprennent les transformations globales de substances (évaporation et condensation, fusion et cristallisation, etc.) à des températures appropriées, la cristallisation à partir de solutions saturées.

Si, à la suite du processus se produisant dans les sens aller et retour, des changements subsistent dans l'environnement ou dans le système lui-même, alors le processus est appelé irréversible. La raison de l'irréversibilité des processus est leur déséquilibre.

En conditions réelles, dans la grande majorité des cas, des processus irréversibles se produisent, car ils se déroulent à une vitesse finie avec des différences finies entre les forces agissant sur le système et celles qui s'y opposent, et s'accompagnent de pertes irréparables (frottement, transfert de chaleur, etc. .). Cependant, l’utilisation du concept de processus réversibles en thermodynamique est conseillée pour plusieurs raisons.

Premièrement, tout processus réel peut toujours être représenté comme se produisant dans des conditions arbitrairement proches des conditions d'un processus réversible, c'est-à-dire : un processus réversible peut être considéré comme un cas limite d'un processus réel. Cela explique également l'utilisation de concepts tels que système isolé, gaz parfait, etc.

Deuxièmement, en comparant n'importe quel processus réel avec un processus réversible, il est possible dans chaque cas spécifique d'établir la possibilité d'augmenter l'efficacité du processus.

Troisièmement, ce n'est qu'avec un processus réversible que les paramètres thermodynamiques deviennent sans ambiguïté et que les calculs thermodynamiques qui déterminent les modifications de diverses propriétés du système dans un processus réversible deviennent possibles. Les changements trouvés, en raison de l'indépendance des changements dans les propriétés du système par rapport au chemin du processus, coïncideront avec les changements de propriétés dans un processus irréversible lorsque les états initial et final coïncident.

Ce qui peut passer à la fois dans le sens avant et dans le sens inverse, en passant par les mêmes états intermédiaires, et le système revient à son état d'origine sans dépense d'énergie, et aucun changement macroscopique ne reste dans l'environnement. Le critère quantitatif de réversibilité/irréversibilité d'un processus est l'apparition de l'entropie - cette valeur est nulle en l'absence de processus irréversibles dans un système thermodynamique et positive en leur présence.

Un processus réversible peut être amené à se dérouler dans la direction opposée à tout moment en modifiant n'importe quelle variable indépendante d'une quantité infinitésimale.

Les processus réversibles ont une efficacité maximale. Il est impossible d’obtenir une plus grande efficacité du système. Cela donne une importance théorique aux processus réversibles. En pratique, un processus réversible ne peut pas être réalisé. Il coule infiniment lentement et on ne peut que s'en rapprocher.

En thermodynamique, un exemple de moteur thermique fonctionnant uniquement sur des processus réversibles est la machine de Carnot, composée de deux adiabatiques et de deux isothermes. Dans les processus adiabatiques, aucun échange d’énergie avec l’environnement n’a lieu. Dans les processus isothermes, l'échange thermique entre l'environnement (réchauffeur, lors de la détente, et refroidisseur, lors de la compression) et le fluide de travail s'effectue entre des corps ayant la même température. C'est un point important, car si un échange thermique se produit entre des corps de températures différentes, il est irréversible (deuxième loi de la thermodynamique).

Il convient de noter que la réversibilité thermodynamique d’un procédé diffère de la réversibilité chimique. La réversibilité chimique caractérise le sens du processus, et la réversibilité thermodynamique caractérise le mode de sa mise en œuvre.

Les concepts d'état d'équilibre et de processus réversible jouent un rôle important en thermodynamique. Toutes les conclusions quantitatives de la thermodynamique ne sont applicables qu'aux états d'équilibre et aux processus réversibles. Dans un état d’équilibre chimique, la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse !

Parallèlement, l'expérience montre qu'il existe certaines limites associées à l'orientation des processus dans la nature. Ainsi, l'énergie est transférée spontanément d'un corps chaud à un corps plus froid par échange thermique, mais le processus inverse ne se produit pas de lui-même, c'est-à-dire c'est irréversible.

Notes terminologiques

L'appareil conceptuel utilisé dans un manuel particulier de thermodynamique classique dépend de manière significative du système de construction/présentation de cette discipline, utilisé ou sous-entendu par l'auteur d'un manuel particulier. Les adeptes de R. Clausius construisent/présentent la thermodynamique comme une théorie des processus réversibles, les adeptes de C. Carathéodory - comme une théorie des processus quasi-statiques, et les adeptes de J. W. Gibbs - comme une théorie des états et des processus d'équilibre. Il est clair que, malgré l'utilisation de diverses définitions descriptives des processus thermodynamiques idéaux - réversibles, quasi-statiques et d'équilibre - avec lesquelles fonctionnent les axiomatiques thermodynamiques mentionnées ci-dessus, dans chacune d'entre elles, toutes les constructions de la thermodynamique classique aboutissent au même appareil mathématique. . De facto, cela signifie qu'en dehors de considérations purement théoriques, c'est-à-dire en thermodynamique appliquée, les termes « processus réversible », « processus d'équilibre » et « processus quasi-statique » sont considérés comme synonymes : tout processus d'équilibre (processus quasi-statique) est réversible, et vice versa, tout processus réversible est en équilibre (quasi-statique).

Exemples

Faire une tarte est un processus irréversible. L'hydrolyse des sels est un processus réversible.

voir également

Remarques

Littérature

• Tisza Laszlo. Thermodynamique généralisée. - Cambridge (Massachusetts) - Londres (Angleterre) : Le M.I.T. Presse, 1966. - xi + 384 p.
• Carathéodory K. Sur les fondamentaux de la thermodynamique (russe) // Développement de la physique moderne : Recueil d'articles, éd. B.G. Kuznetsova. - 1964. - P. 188-222.
• Carnot S., Clausius, R., Thomson W. (Lord Kelvin), etc. Deuxième loi de la thermodynamique / Ed.

Un processus réversible (c'est-à-dire l'équilibre) est un processus thermodynamique qui peut se produire à la fois dans le sens direct et dans le sens inverse, en passant par les mêmes états intermédiaires, et le système revient à son état d'origine sans dépense d'énergie, et il ne reste plus de changements macroscopiques. dans l'environnement.

Un processus réversible peut être amené à se dérouler dans la direction opposée à tout moment en modifiant n'importe quelle variable indépendante d'une quantité infinitésimale.

Les processus réversibles produisent le plus de travail. Il est généralement impossible d'obtenir beaucoup de travail du système. Cela donne une importance théorique aux processus réversibles. En pratique, un processus réversible ne peut pas être réalisé. Il coule infiniment lentement et on ne peut que s'en rapprocher.

Il convient de noter que la réversibilité thermodynamique du procédé diffère de la réversibilité chimique. La réversibilité chimique caractérise le sens du processus, et la réversibilité thermodynamique caractérise le mode de sa mise en œuvre.

Les concepts d'état d'équilibre et de processus réversible jouent un rôle important en thermodynamique. Toutes les conclusions quantitatives de la thermodynamique ne sont applicables qu'aux états d'équilibre et aux processus réversibles.

L'irréversible est un processus qui ne peut s'effectuer en sens inverse à travers tous les mêmes états intermédiaires. Tous les processus réels sont irréversibles. Exemples de processus irréversibles : diffusion, diffusion thermique, conductivité thermique, écoulement visqueux, etc. La transition de l'énergie cinétique du mouvement macroscopique par frottement en chaleur, c'est-à-dire en énergie interne du système, est un processus irréversible.

Tous les processus physiques se produisant dans la nature sont divisés en deux types : réversibles et irréversibles.

Supposons qu'un système isolé, à la suite d'un processus, passe de l'état A à l'état B, puis revienne à l'état initial. Un processus est dit réversible s'il est possible d'effectuer une transition inverse de B à A à travers les mêmes états intermédiaires afin qu'aucun changement ne subsiste dans les corps environnants. Si une telle transition inverse ne peut pas être réalisée, si à la fin du processus certains changements subsistent dans le système lui-même ou dans les corps environnants, alors le processus est irréversible.

Tout processus accompagné de frottement est irréversible, car lors du frottement, une partie du travail se transforme toujours en chaleur, la chaleur se dissipe et une trace du processus reste dans les corps environnants - l'échauffement, ce qui rend le processus impliquant un frottement irréversible. Un processus mécanique idéal se produisant dans un système conservateur (sans la participation des forces de friction) serait réversible. Un exemple d'un tel processus est l'oscillation d'un pendule lourd sur une longue suspension. En raison de la faible résistance du milieu, l'amplitude des oscillations du pendule ne change pratiquement pas pendant longtemps, tandis que l'énergie cinétique du pendule oscillant est entièrement convertie en son énergie potentielle et vice versa.

La caractéristique fondamentale la plus importante de tous les phénomènes thermiques auxquels participent un grand nombre de molécules est leur caractère irréversible. Un exemple de processus irréversible est la détente d’un gaz, même idéal, dans le vide. Supposons que l'on nous donne un récipient fermé, divisé en deux parties égales par une valve (Figure 1). Supposons qu'il y ait une certaine quantité de gaz dans la partie I et un vide dans la partie II. L'expérience montre que si vous retirez le registre, le gaz sera réparti uniformément dans tout le volume de la cuve (il se dilatera dans le vide). Ce phénomène se produit comme « tout seul », sans intervention extérieure. Peu importe combien nous surveillerons le gaz à l’avenir, il restera toujours distribué avec la même densité dans l’ensemble du navire ; peu importe le temps que nous attendrons, nous ne pourrons pas constater que le gaz distribué dans toute la cuve I + II par lui-même, c'est-à-dire sans intervention extérieure, quitte la partie II et se concentre entièrement dans la partie I, ce qui nous donnerait le possibilité de pousser à nouveau l'amortisseur et ainsi revenir à l'état d'origine. Il est donc évident que le processus de dilatation du gaz dans le vide est irréversible.

Fig. 1.

L'expérience montre que les phénomènes thermiques ont presque toujours la propriété d'être irréversibles. Ainsi, par exemple, s'il y a deux corps à proximité, dont l'un est plus chaud que l'autre, alors leurs températures s'égalisent progressivement, c'est-à-dire que la chaleur « d'elle-même » circule du corps le plus chaud vers le corps le plus froid. Cependant, le transfert inverse de chaleur d’un corps plus froid vers un corps chauffé, qui peut être effectué dans une machine frigorifique, ne se produit pas « tout seul ». Pour mener à bien un tel processus, le travail d'un autre organe est nécessaire, ce qui entraîne un changement de l'état de cet organe. Les conditions de réversibilité ne sont donc pas remplies.

Un morceau de sucre placé dans du thé chaud s'y dissout, mais il n'arrive jamais qu'à partir d'un thé chaud dans lequel un morceau de sucre est déjà dissous, celui-ci se sépare et se réassemble sous la forme d'un morceau. Bien sûr, vous pouvez obtenir du sucre en l’évaporant de la solution. Mais ce processus s'accompagne de changements dans les corps environnants, ce qui indique l'irréversibilité du processus de dissolution. Le processus de diffusion est également irréversible. En général, vous pouvez donner autant d'exemples de processus irréversibles que vous le souhaitez. En fait, tout processus se produisant dans la nature dans des conditions réelles est irréversible.

Ainsi, dans la nature, il existe deux types de processus fondamentalement différents : réversibles et irréversibles. M. Planck a dit un jour que la différence entre les processus réversibles et irréversibles est beaucoup plus profonde que, par exemple, entre les processus mécaniques et électriques, c'est pourquoi, avec plus de justification que toute autre caractéristique, elle devrait être choisie comme premier principe lors de l'examen des phénomènes physiques.

Unité de chaudière

La signification du mot « Chaudière »

unité de chaudière, une unité de chaudière, structurellement combinée en un seul complexe de dispositifs pour produire de la vapeur ou de l'eau chaude sous pression en brûlant du combustible. La partie principale de la chambre de combustion est constituée de la chambre de combustion et des conduits de gaz, qui contiennent des surfaces chauffantes qui reçoivent la chaleur des produits de combustion du carburant (surchauffeur à vapeur, économiseur d'eau, aérotherme). Les éléments K reposent sur une ossature et sont protégés des déperditions de chaleur par un revêtement et une isolation. K. sont utilisés sur centrales thermiques pour fournir de la vapeur aux turbines ; dans les chaufferies industrielles et de chauffage pour produire de la vapeur et de l'eau chaude pour les besoins technologiques et de chauffage ; dans les chaufferies des navires. La conception d'une chaudière dépend de son objectif, du type de combustible utilisé et de la méthode de combustion, de la puissance de vapeur de l'unité, ainsi que de la pression et de la température de la vapeur générée.

Un processus réversible (c'est-à-dire l'équilibre) est un processus thermodynamique qui peut se produire à la fois dans le sens direct et dans le sens inverse, en passant par les mêmes états intermédiaires, et le système revient à son état d'origine sans dépense d'énergie, et aucun changement macroscopique ne reste dans le environnement.

Un processus réversible peut être amené à se dérouler dans la direction opposée à tout moment en modifiant n'importe quelle variable indépendante d'une quantité infinitésimale.

Les processus réversibles produisent le plus de travail. Il est généralement impossible d'obtenir beaucoup de travail du système. Cela donne une importance théorique aux processus réversibles. En pratique, un processus réversible ne peut pas être réalisé. Il coule infiniment lentement et on ne peut que s'en rapprocher.

Il convient de noter que la réversibilité thermodynamique du procédé diffère de la réversibilité chimique. La réversibilité chimique caractérise le sens du processus, et la réversibilité thermodynamique caractérise le mode de sa mise en œuvre.

Les concepts d'état d'équilibre et de processus réversible jouent un rôle important en thermodynamique. Toutes les conclusions quantitatives de la thermodynamique ne sont applicables qu'aux états d'équilibre et aux processus réversibles.

L'irréversible est un processus qui ne peut s'effectuer en sens inverse à travers tous les mêmes états intermédiaires. Tous les processus réels sont irréversibles. Exemples de processus irréversibles : diffusion, diffusion thermique, conductivité thermique, écoulement visqueux, etc. La transition de l'énergie cinétique du mouvement macroscopique par frottement en chaleur, c'est-à-dire en énergie interne du système, est un processus irréversible.

Tous les processus physiques se produisant dans la nature sont divisés en deux types : réversibles et irréversibles.

Supposons qu'un système isolé, à la suite d'un processus, passe de l'état A à l'état B, puis revienne à l'état initial. Un processus est dit réversible s'il est possible d'effectuer une transition inverse de B à A à travers les mêmes états intermédiaires afin qu'aucun changement ne subsiste dans les corps environnants. Si une telle transition inverse ne peut pas être réalisée, si à la fin du processus certains changements subsistent dans le système lui-même ou dans les corps environnants, alors le processus est irréversible.

Tout processus accompagné de frottement est irréversible, car lors du frottement, une partie du travail se transforme toujours en chaleur, la chaleur se dissipe et une trace du processus reste dans les corps environnants - l'échauffement, ce qui rend le processus impliquant un frottement irréversible. Un processus mécanique idéal se produisant dans un système conservateur (sans la participation des forces de friction) serait réversible. Un exemple d'un tel processus est l'oscillation d'un pendule lourd sur une longue suspension. En raison de la faible résistance du milieu, l'amplitude des oscillations du pendule ne change pratiquement pas pendant longtemps, tandis que l'énergie cinétique du pendule oscillant est entièrement convertie en son énergie potentielle et vice versa.

La caractéristique fondamentale la plus importante de tous les phénomènes thermiques auxquels participent un grand nombre de molécules est leur caractère irréversible. Un exemple de processus irréversible est la détente d’un gaz, même idéal, dans le vide. Supposons que l'on nous donne un récipient fermé, divisé en deux parties égales par une valve (Figure 1). Supposons qu'il y ait une certaine quantité de gaz dans la partie I et un vide dans la partie II. L'expérience montre que si vous retirez le registre, le gaz sera réparti uniformément dans tout le volume de la cuve (il se dilatera dans le vide). Ce phénomène se produit comme « tout seul », sans intervention extérieure. Peu importe combien nous surveillerons le gaz à l’avenir, il restera toujours distribué avec la même densité dans l’ensemble du navire ; peu importe le temps que nous attendrons, nous ne pourrons pas constater que le gaz distribué dans toute la cuve I + II par lui-même, c'est-à-dire sans intervention extérieure, quitte la partie II et se concentre entièrement dans la partie I, ce qui nous donnerait le possibilité de pousser à nouveau l'amortisseur et ainsi revenir à l'état d'origine. Il est donc évident que le processus de dilatation du gaz dans le vide est irréversible.

Figure 1. Un récipient fermé contenant du gaz et du vide et séparé par une cloison

L'expérience montre que les phénomènes thermiques ont presque toujours la propriété d'être irréversibles. Ainsi, par exemple, s'il y a deux corps à proximité, dont l'un est plus chaud que l'autre, alors leurs températures s'égalisent progressivement, c'est-à-dire que la chaleur « d'elle-même » circule du corps le plus chaud vers le corps le plus froid. Cependant, le transfert inverse de chaleur d’un corps plus froid vers un corps chauffé, qui peut être effectué dans une machine frigorifique, ne se produit pas « tout seul ». Pour mener à bien un tel processus, le travail d'un autre organe est nécessaire, ce qui entraîne un changement de l'état de cet organe. Les conditions de réversibilité ne sont donc pas remplies.

Un morceau de sucre placé dans du thé chaud s'y dissout, mais il n'arrive jamais qu'à partir d'un thé chaud dans lequel un morceau de sucre est déjà dissous, celui-ci se sépare et se réassemble sous la forme d'un morceau. Bien sûr, vous pouvez obtenir du sucre en l’évaporant de la solution. Mais ce processus s'accompagne de changements dans les corps environnants, ce qui indique l'irréversibilité du processus de dissolution. Le processus de diffusion est également irréversible. En général, vous pouvez donner autant d'exemples de processus irréversibles que vous le souhaitez. En fait, tout processus se produisant dans la nature dans des conditions réelles est irréversible.

Ainsi, dans la nature, il existe deux types de processus fondamentalement différents : réversibles et irréversibles. M. Planck a dit un jour que la différence entre les processus réversibles et irréversibles est beaucoup plus profonde que, par exemple, entre les processus mécaniques et électriques, c'est pourquoi, avec plus de justification que toute autre caractéristique, elle devrait être choisie comme premier principe lors de l'examen des phénomènes physiques.

Fondamentaux de la thermodynamique

Processus thermiques réversibles et irréversibles.

Le processus thermodynamique est appelé réversible, si cela peut se produire à la fois dans le sens direct et dans le sens inverse, et si un tel processus se produit d'abord dans le sens direct puis dans le sens inverse et que le système revient à son état d'origine, alors aucun changement ne se produit dans l'environnement et dans ce système .

Tout procédé qui ne satisfait pas à ces conditions est irréversible.

Tout processus d’équilibre est réversible. La réversibilité du processus d'équilibre se produisant dans le système découle du fait que tout état intermédiaire de celui-ci est un état d'équilibre thermodynamique ; que le processus soit en avant ou en arrière. Les processus réels s'accompagnent d'une dissipation d'énergie (due au frottement, à la conductivité thermique, etc.), que nous ne prenons pas en compte. Les processus réversibles sont une idéalisation des processus réels. Leur considération est importante pour 2 raisons raisons : 1) de nombreux processus naturels et technologiques sont pratiquement réversibles ; 2) les procédés réversibles sont les plus économiques ; avoir un rendement thermique maximal, ce qui permet d'indiquer des moyens d'augmenter le rendement des moteurs thermiques réels.

Le travail d'un gaz lorsque son volume change.

Le travail est effectué uniquement lorsque le volume change.

Retrouvons sous forme générale le travail extérieur effectué par un gaz lorsque son volume change. Prenons par exemple un gaz situé sous un piston dans un récipient cylindrique. Si un gaz, en expansion, déplace le piston sur une distance infinitésimale dl, alors il travaille dessus

A=Fdl=pSdl=pdV, où S est l'aire du piston, Sdl=dV est la variation du volume du système. Ainsi, A=pdV.(1)

On retrouve le travail total A effectué par le gaz lorsque son volume passe de V1 à V2 en intégrant la formule (1) : A = pdV (de V1 à V2). (2)

Le résultat de l'intégration est déterminé par la nature de la relation entre la pression et le volume du gaz. L'expression (2) trouvée pour l'ouvrage est valable pour toute modification du volume des corps solides, liquides et gazeux.

P.

Le travail total du gaz sera égal à l'aire de la figure limitée par l'axe des abscisses, la courbe et les valeurs V1, V2.

Le travail produit par un processus particulier peut être représenté graphiquement à l'aide d'une courbe aux coordonnées p, V.

Seuls les processus d’équilibre peuvent être représentés graphiquement – ​​des processus constitués d’une séquence d’états d’équilibre. Ils procèdent de telle manière que la variation des paramètres thermodynamiques sur une période de temps finie est infiniment petite. Tous les processus réels sont hors équilibre (ils se déroulent à une vitesse finie), mais dans certains cas, leur déséquilibre peut être négligé (plus le processus se déroule lentement, plus il est proche de l'équilibre).

La première loi de la thermodynamique.

Il existe 2 façons d’échanger de l’énergie entre les corps :

transfert d'énergie par transfert de chaleur (via transfert de chaleur) ;

en faisant du travail.

Ainsi, on peut parler de 2 formes de transfert d'énergie d'un corps à un autre : le travail et la chaleur. L’énergie du mouvement mécanique peut être convertie en énergie du mouvement thermique et vice versa. Lors de ces transformations, la loi de conservation et de transformation de l'énergie est observée ; par rapport aux processus thermodynamiques, cette loi est la première loi de la thermodynamique :

∆U=Q-A ou Q=∆U+A .(1)

Autrement dit, la chaleur transmise au système est dépensée pour modifier son énergie interne et lutter contre les forces externes. Cette expression sous forme différentielle ressemblera à Q=dU+A (2) , où dU est un changement infinitésimal de l'énergie interne du système, A est un travail élémentaire, Q est une quantité infinitésimale de chaleur.

De la formule (1), il s'ensuit qu'en SI la quantité de chaleur est exprimée dans les mêmes unités que le travail et l'énergie, c'est-à-dire en joules (J).

Si le système revient périodiquement à son état d’origine, alors la variation de son énergie interne est ∆U=0. Alors, d'après la 1ère loi de la thermodynamique, A=Q,

C'est-à-dire qu'une machine à mouvement perpétuel du premier type - un moteur fonctionnant périodiquement qui ferait plus de travail que l'énergie qui lui est transmise de l'extérieur - est impossible (l'une des formulations de la 1ère loi de la thermodynamique).

Application de la 1ère loi de la thermodynamique aux isoprocessus et au processus adiabatique.

Parmi les processus d'équilibre se produisant dans les systèmes thermodynamiques, se distinguent les isoprocessus dans lesquels l'un des principaux paramètres d'état reste constant.

Processus isochore (V= const)

Avec ce processus, le gaz ne travaille pas sur les corps externes, c'est-à-dire A=pdV=0.

Ensuite, de la 1ère loi de la thermodynamique il résulte que toute la chaleur transférée au corps va augmenter son énergie interne : Q=dU. Sachant que dU m =C v dT.

Ensuite, pour une masse de gaz arbitraire, nous obtenons Q=dU=m\M*C v dT.

Processus isobare (p= const).

Dans ce processus, le travail du gaz avec une augmentation de volume de V1 à V2 est égal à A = pdV (de V1 à V2) = p (V2-V1) et est déterminé par l'aire de la figure limitée par l'axe des abscisses, la courbe p = f (V) et les valeurs V1, V2. Si l’on rappelle l’équation de Mendeleev-Clapeyron pour les 2 états que nous avons choisis, alors

pV 1 = m\M*RT 1, pV 2 = m\M*RT 2, d'où V 1 - V 2 = m\M*R\p(T 2 - T 1). Alors l'expression du travail d'expansion isobare prendra la forme A=m\M*R(T 2 -T 1) (1.1).

Dans un processus isobare, lorsqu'un gaz de masse m reçoit une quantité de chaleur

Q=m\M*C p dTson énergie interne augmente du montant dU=m\M*C v dT. Dans ce cas, le gaz effectue un travail déterminé par l'expression (1.1).

Processus isotherme (T= const).

Ce processus est décrit par la loi de Boyle-Mariotte : pV=const.

Trouvons le travail de détente isotherme du gaz : A=pdV(deV1 à V2)=m/M*RTln(V2/V1)=m/M*RTln(p1/p2).

Puisqu'à T=const l'énergie interne d'un gaz parfait ne change pas : dU=m/M*C v dT=0, alors de la 1ère loi de la thermodynamique (Q=dU+A) il s'ensuit que pour un processus isotherme Q= A, c'est-à-dire que toute la quantité de chaleur transmise au gaz est dépensée pour travailler contre des forces extérieures : Q=A=m/M*RTln(p1/p2)=m/M*RTln(V2

Par conséquent, pour que la température ne diminue pas lors de la détente du gaz, une quantité de chaleur équivalente au travail externe de détente doit être fournie au gaz lors d'un processus isotherme.

Processus adiabatique.

AP est un processus dans lequel il n'y a pas d'échange thermique (Q=0) entre le système et l'environnement. Tous les processus rapides peuvent être classés comme adiabatiques. De la 1ère loi de la thermodynamique (Q=dU+A) pour un processus adiabatique, il s'ensuit queA= -dU, c'est-à-dire qu'un travail externe est effectué en raison d'un changement dans l'énergie interne du système. Ainsi, pdV= -m/M*C v dT (1).

Après avoir différencié le niveau d'état pour un gaz parfait, pV=m/M*RT, on obtient

PdV + Vdp=m/M*RdT .(2)

Excluons la température T des équations (1) et (2) : (pdV+Vdp)/(pdV)= -R/C v = -(C p -C v)/C v .

En divisant les variables et en tenant compte du fait que C p /C v =, on trouve dp/p= -dV/V.

En intégrant cette équation dans l'intervalle de p1 à p2 et, par conséquent, de V1 à V2, puis, en potentialisant, on arrive à l'expression p2/p1=(V1/V2)  , ou p1(V1)  =p2(V2 )  Puisque les états 1 et 2 sont choisis arbitrairement, alors on peut écrire

pV  =const (équation du processus adiabatique ou équation de Poisson). Ici est l'exposant adiabatique (ou coefficient de Poisson),=(i+2)/i.

Calculons le travail effectué par le gaz dans le processus adiabatique : A= -m/M*C v dT.

Si un gaz se dilate de manière adiabatique du volume V1 à V2, alors sa température diminue de T1 à T2 et le travail de détente d'un gaz parfait

A= - m/M*C v dT=m/M* C v (T1-T2).

Les processus isochoriques, isobares, isothermes et adiabatiques ont une caractéristique : ils se produisent à capacité thermique constante.

Equivalents de chaleur et de travail.

L'échange d'énergie entre un système thermodynamique et des corps extérieurs peut s'effectuer de deux manières qualitativement différentes : par exécution de travaux et par échange thermique. En l'absence de champs externes, le travail est effectué lorsque le volume ou la forme du système change. Le travail A" effectué par des organismes externes sur le système est numériquement égal et de signe opposé au travail effectué par le système lui-même.

Entropie.

En plus de l'énergie interne, qui n'est qu'un composant fonctionnel d'un système thermodynamique, la thermodynamique utilise un certain nombre d'autres fonctions qui décrivent l'état d'un système thermodynamique. Parmi eux, l’entropie occupe une place particulière. Soit Q la chaleur reçue par un système thermodynamique dans un processus isotherme, et T la température à laquelle ce transfert de chaleur s'est produit. La quantité Q/T est appelée chaleur réduite. La quantité réduite de chaleur transférée au système thermodynamique dans une section infiniment petite du processus sera égale à dQ/T. En thermodynamique, il est prouvé que dans tout processus réversible, la somme des quantités réduites de chaleur transférées au système à l'infini les petites sections du processus sont égales à zéro. Mathématiquement, cela signifie que dQ/T est la différentielle totale d'une fonction, qui est déterminée uniquement par l'état du système et ne dépend pas de la manière dont le système est passé dans un tel état. Une fonction dont la différentielle résultante est égale à dS= dQ/ T est appelée entropie. L'entropie est déterminée uniquement par l'état d'un système thermodynamique et ne dépend pas de la méthode de transition du système vers cet état. S - entropie. Pour les processus réversibles delta S = 0. Pour les processus irréversibles delta S > 0 - L'inégalité de Claudio. L'inégalité de Claudio n'est valable que pour un système fermé. Ce n'est que dans un système fermé que les processus se produisent de telle manière que l'entropie augmente. Si un système est ouvert et peut échanger de la chaleur avec son environnement, son entropie peut se comporter de n'importe quelle manière ; dQ = TdS ; Lors d'une transition d'équilibre d'un système d'un état à un autre, dQ = dU + dA ; delta S = (intégrale 1 - 2) dQ / T = (intégrale) (dU + dA) / T. Ce n'est pas l'entropie elle-même qui a une signification physique, mais la différence d'entropies lors de la transition d'un système d'un état à un autre.

Relation entre l'entropie et la probabilité de l'état du système.

La signification profonde de l’entropie est cachée dans la physique statique. L'entropie est associée à la probabilité thermodynamique de l'état du système. La probabilité thermodynamique d’un état d’un système est le nombre de façons dont un état donné d’un système macroscopique peut être réalisé. En d’autres termes, W est le nombre de micro-états qui implémentent ces macro-états.

Boltzmann, utilisant les méthodes de la physique statistique, a montré que l'entropie S du système et la probabilité thermodynamique sont liées par la relation : S= k ln (W) ; où k est la constante de Boltzmann. La probabilité thermodynamique W n'a rien de commun avec la probabilité mathématique. De cette relation, il ressort clairement que l'entropie peut être considérée comme une mesure de la probabilité de l'état d'un système thermodynamique ; l'entropie est une mesure d'un système désordonné. Plus le nombre de micro-états implémentant un macro-état donné est grand, plus son entropie est grande.

Deuxième loi de la thermodynamique.

La quantité de chaleur reçue du radiateur ne peut pas être entièrement convertie en travail mécanique par un moteur thermique fonctionnant de manière cyclique. C'est la 2ème loi : dans un moteur thermique fonctionnant de manière cyclique, un processus est impossible dont le seul résultat serait la conversion en travail mécanique de toute la quantité de chaleur reçue de la source d'énergie - le chauffage. (par Kelvin Copyright 1851). La deuxième loi est liée à l'irréversibilité des processus dans la nature. Une autre formulation est possible : un processus est impossible dont le seul résultat serait le transfert d'énergie par échange thermique d'un corps froid vers un corps chaud. La deuxième loi est probable. Contrairement à la loi de conservation de l'énergie, la deuxième loi s'applique uniquement aux systèmes constitués d'un très grand nombre de particules. Pour de tels systèmes, l'irréversibilité des processus s'explique par le fait que la transition inverse devrait amener le système à un état de probabilité négligeable, pratiquement impossible à distinguer de l'impossibilité.

Les processus spontanés dans un système isolé se déroulent toujours dans le sens d'une transition d'un état improbable à un état plus probable.

Cycle Carnot.

Pour créer un moteur thermique, il ne suffit pas d'avoir un corps chauffé (chauffage), il faut un autre 2ème corps - un réfrigérateur. Ainsi, le fluide de travail transfère la chaleur du radiateur au réfrigérateur et, en même temps, effectue un travail utile.

Sadi Carnot a choisi un gaz parfait comme fluide de travail. Il a envisagé le processus suivant :

Courbes 1-2, 3-4 – isothermes, courbes 2-3,4-1 – adiabatiques.

Sur la section 1-2 le gaz reçoit de la chaleur Q1 du radiateur et, en se dilatant, fonctionne (c'est-à-dire qu'il dépense le Q1 reçu pour effectuer le travail). Q1 = ∆U + A1, ∆U = 0, car T=const. Q1=A1.

Sur la section 2-3 : le gaz travaille effectivement A2, ce qui est égal à la perte d'énergie interne ; la température baisse. A2= - ∆U2 (la température diminue de T1 à T2).

À la section 3-4:V diminue, T2=const. Les forces externes travaillent pour comprimer le gaz A3:Q2= -A3,Q2=A′. La quantité de chaleur Q2 est évacuée du système : |Q2|=A3.

À la section 4-1:V diminue, T augmente. A'4=∆U,Q=∆U+A, 0= ∆U4 +A4 =∆U4-A'4,A'4=∆U (les forces externes ont travaillé, ce qui est allé à augmenter l'énergie interne.

Pour les isothermes A=A1+A3=Q4-|Q2|.

L’aire sous l’isotherme 3-4 est inférieure à celle sous l’isotherme 1-2 |A’3|<|A1|,Q1>Le gaz Q2 reçoit plus de chaleur du radiateur qu’il n’en donne au réfrigérateur.

Pour un cycle complet : ∆U=0, A=A1 – A’3 - ∆U2(=A2) +A’4, ∆U2=3/2*m/M*R(T2-T1).

UNE=Q1-|Q2| - 3/2*m/M*R(T2-T1) + (-3/2*m/M*R(T1-T2))=Q1-|Q2|.

Le rendement d'un moteur thermique est le rapport entre le travail utile effectué par cycle et la quantité de chaleur reçue par le système. Exprimé en pourcentage. =(Q1-|Q2|)/Q1 * 100 % (1), ou =A/Q1 *100 % (2). Ces formules peuvent être utilisées pour n'importe quel moteur thermique.

Théorème de Carnot : Q1/T1=|Q2|/T2 (pour une machine de Carnot).=(T1-T2)/T1 *100%.

L'efficacité déterminée par les formules (1) et (2) est la plus élevée possible. Dans les moteurs thermiques réels, le rendement est inférieur.

2.5. Equilibres de phases et transformations de phases.

Phase- il s'agit d'un état d'équilibre d'une substance qui diffère par ses propriétés physiques des autres états de la même substance.

La transition d'une substance d'une phase à une autre s'appelle transition de phase. Au cours de ces transitions, les propriétés mécaniques, thermiques, électriques et magnétiques de la substance changent.

Point triple.

Les courbes de fusion et de vaporisation se croisent au point A. Ce point est appelé point triple, car si à pression p tr. et la température Ttr certaines quantités de la substance à l'état solide, liquide et gazeux sont en contact, alors sans ajouter ni retirer de chaleur, la quantité de substance dans chacun des 3 états ne change pas

Le diagramme d'état montre clairement que lorsqu'une substance est chauffée, la transition d'un état solide à un état gazeux peut se produire sans passer par l'état liquide. La transition cristal-liquide-gaz à pression atmosphérique normale ne se produit que dans les substances dont la pression au point triple est inférieure à cette pression. Les substances dont la pression au point triple dépasse la pression atmosphérique ne fondent pas sous l'effet du chauffage à pression atmosphérique, mais passent à l'état gazeux.

Le point triple correspondant à une température bien précise, il peut servir de point de référence sur l’échelle thermodynamique.

De vrais gaz.

Lorsqu'une molécule s'éloigne des parois du récipient dans lequel est enfermé le gaz, les forces d'attraction des molécules voisines agissent sur elle, mais la résultante de toutes ces forces est en moyenne nulle, car une molécule est entourée de tous côtés par, en moyenne, le même nombre de voisins. Lorsqu'une certaine molécule s'approche de la paroi du récipient, toutes les autres molécules de gaz se trouvent d'un côté de celle-ci et la résultante de toutes les forces d'attraction s'avère être dirigée de la paroi du récipient vers le gaz. Cela entraîne une diminution de l'impulsion transmise par la molécule à la paroi du vaisseau. En conséquence, la pression du gaz sur les parois de la cuve diminue par rapport à ce qu'elle serait en l'absence de forces d'attraction entre les molécules : p = p idéal + delta p. Au lieu de l'équation des gaz parfaits, nous obtenons p + delta p = nkT ; delta p = a/V(st.2);

Où a est une constante selon le type de gaz. Pour une mole de gaz on obtient p+a/V(st.2) = R T / V ; Correction : à n'importe quelle pression, le volume de gaz ne peut pas devenir nul.

Équation de Van der Waals:

(p + a / V (Article 2)) (V - b) = RT, où b est ce qu'on appelle le « volume interdit »

Température critique.

Il a été découvert que n’importe quelle substance peut passer d’un état gazeux à un état liquide. Cependant, chaque substance ne peut subir une telle transformation qu'à des températures inférieures à une certaine température dite critique Tc. Au-dessus de la température critique, la substance ne se transforme en liquide ou en solide sous aucune pression. À une température critique, l'énergie cinétique moyenne du mouvement thermique des molécules d'une substance est approximativement égale à l'énergie potentielle absolue de leur liaison dans un liquide ou un solide. Étant donné que les forces d'attraction agissant entre les molécules de différentes substances sont différentes, l'énergie potentielle de leur connexion est également différente, d'où les températures critiques pour différentes substances.

Diagramme d'état de la matière.

Plus la température du liquide est élevée, plus la densité et la pression de sa vapeur sont élevées. La localisation géométrique des points marquant les états d'équilibre entre les états liquide et gazeux de la matière sur le diagramme p, T est la courbe AK (figure - graphique, le côté droit de la parabole - CB ne laisse pas zéro, mais légèrement plus haut et à droite ; du point A de cette courbe, un peu plus loin, émerge une partie encore plus large de la parabole - AK ; tout l'espace est ainsi divisé en 3 parties - solide, liquide et gaz ; axes - T et p).

Le processus d’évaporation des solides est appelé sublimation.