Analyse de la Transformation Isobare

Contexte : La thermodynamique des gaz parfaits.

Cet exercice porte sur une transformation isobareProcessus thermodynamique qui se déroule à pression constante., un concept fondamental en thermodynamique. Nous allons étudier le comportement d'un gaz parfait contenu dans un cylindre fermé par un piston mobile, lorsqu'on lui fournit de la chaleur tout en maintenant sa pression constante. Ce type de transformation est courant dans de nombreux systèmes, comme les moteurs à combustion interne ou les réactions chimiques à l'air libre.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous permettra d'appliquer le premier principe de la thermodynamique et la loi des gaz parfaits à un cas concret. Vous apprendrez à distinguer et à calculer les différentes formes d'énergie mises en jeu : le travail, la chaleur, et la variation d'énergie interne.

Objectifs Pédagogiques

Comprendre et définir une transformation thermodynamique isobare.
Appliquer la loi des gaz parfaits (\(PV=nRT\)) pour déterminer les états d'un système.
Calculer le travail des forces de pression (\(W\)).
Calculer la variation d'énergie interne (\( \Delta U \)) et la quantité de chaleur échangée (\(Q\)).
Introduire et calculer la variation d'enthalpieFonction d'état thermodynamique, notée H, égale à la somme de l'énergie interne U et du produit de la pression P par le volume V. Pour un processus isobare, sa variation est égale à la chaleur échangée. (\( \Delta H \)).

Données de l'étude

On s'intéresse à l'expansion isobare d'une certaine quantité d'Argon (Ar), considéré comme un gaz parfait monoatomique, contenu dans un cylindre muni d'un piston mobile sans frottement.

Fiche Technique du Système

Caractéristique	Valeur
Fluide	Argon (Gaz parfait monoatomique)
Type de transformation	Isobare (pression constante)
Constante des gaz parfaits (R)	\(8.314 \text{ J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}\)
Capacités thermiques (gaz monoatomique)	\(C_v = \frac{3}{2}R\) ; \(C_p = \frac{5}{2}R\)

Schéma de la Transformation Isobare

Paramètre	Description	Valeur	Unité
\(P_1\)	Pression initiale (et constante)	2	bar
\(V_1\)	Volume initial	10	L
\(T_1\)	Température initiale	300	K
\(V_2\)	Volume final	20	L

Questions à traiter

Calculer la quantité de matière \(n\) (en moles) d'Argon dans le cylindre.
Déterminer la température finale \(T_2\) du gaz en Kelvin.
Calculer le travail \(W\) (en Joules) échangé par le gaz avec le milieu extérieur. Préciser s'il est reçu ou fourni par le système.
Calculer la variation d'énergie interne \(\Delta U\) (en Joules) du gaz.
En déduire la quantité de chaleur \(Q\) (en Joules) reçue par le gaz. Calculer également la variation d'enthalpie \(\Delta H\).

Les bases sur la Thermodynamique des Gaz Parfaits

Pour résoudre cet exercice, plusieurs concepts clés sont nécessaires. Ils découlent principalement de la loi des gaz parfaits et du premier principe de la thermodynamique.

1. Loi des Gaz Parfaits
Elle relie la pression \(P\), le volume \(V\), la quantité de matière \(n\) et la température absolue \(T\) d'un gaz. \[ PV = nRT \] Pour une transformation isobare (\(P=\text{constante}\)), cette loi implique une relation de proportionnalité entre le volume et la température : \(\frac{V}{T} = \frac{nR}{P} = \text{constante}\). Ainsi : \[ \frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2} \]

2. Premier Principe de la Thermodynamique
Il s'agit d'un principe de conservation de l'énergie. Pour un système fermé, la variation de son énergie interne \(\Delta U\) est égale à la somme du travail \(W\) et de la chaleur \(Q\) échangés avec le milieu extérieur. \[ \Delta U = W + Q \]

Correction : Analyse de la Transformation Isobare d'un Gaz Parfait

Question 1 : Calculer la quantité de matière \(n\)

Principe

Le concept physique ici est que l'état d'une quantité donnée de gaz est entièrement décrit par ses variables d'état : Pression, Volume et Température. La loi des gaz parfaits relie ces variables, nous permettant de trouver une inconnue si les autres sont connues.

Mini-Cours

La loi des gaz parfaits, \(PV=nRT\), est une équation d'état qui modélise le comportement des gaz à basse pression. \(R\) est la constante universelle des gaz parfaits, une constante physique fondamentale qui fait le lien entre l'échelle macroscopique (P, V) et l'échelle microscopique (n, T).

Remarque Pédagogique

Face à un problème de thermodynamique, le premier réflexe doit être d'identifier les états initial et final du système. Listez toutes les variables connues pour chaque état. Ici, l'état 1 est entièrement déterminé, ce qui en fait le point de départ idéal pour calculer une propriété intrinsèque du système comme \(n\).

Normes

La principale "norme" en physique est l'utilisation du Système International d'unités (SI) pour assurer la cohérence des calculs. Pression en Pascals (Pa), Volume en mètres cubes (m³), Température en Kelvin (K). C'est une convention universelle incontournable.

Formule(s)

Loi des gaz parfaits réarrangée

PV = nRT \Rightarrow n = \frac{PV}{RT}

Hypothèses

Le cadre du calcul repose sur une hypothèse majeure :

L'Argon se comporte comme un gaz parfaitModèle théorique d'un gaz où les particules sont ponctuelles et n'ont pas d'interactions entre elles. Il obéit à la loi PV=nRT.. Cela signifie que l'on néglige la taille des atomes et les forces d'interaction entre eux.

Donnée(s)

Avant de les utiliser, nous devons convertir les données initiales dans les unités du Système International (SI).

Conversion de la pression

\begin{aligned} P_1 &= 2 \text{ bar} \\ &= 2 \times 10^5 \text{ Pa} \end{aligned}

Conversion du volume

\begin{aligned} V_1 &= 10 \text{ L} \\ &= 10 \times 10^{-3} \text{ m}^3 \end{aligned}

Ces valeurs converties sont résumées dans le tableau suivant :

Paramètre	Symbole	Valeur Initiale	Conversion SI
Pression	\(P_1\)	2 bar	\(2 \times 10^5 \text{ Pa}\)
Volume	\(V_1\)	10 L	\(10 \times 10^{-3} \text{ m}^3\)
Température	\(T_1\)	300 K	300 K
Constante des gaz	\(R\)	-	\(8.314 \text{ J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}\)

Astuces

Pour vérifier l'ordre de grandeur, souvenez-vous qu'une mole de gaz parfait dans les conditions normales (0°C, 1 atm) occupe environ 22.4 L. Ici, à plus haute température et pression, l'ordre de grandeur de 1 mole pour 10 L est plausible.

Schéma (Avant les calculs)

État initial du système

Calcul(s)

Application numérique de la formule :

\begin{aligned} n &= \frac{P_1 V_1}{R T_1} \\ &= \frac{(2 \times 10^5 \text{ Pa}) \times (10 \times 10^{-3} \text{ m}^3)}{(8.314 \text{ J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}) \times (300 \text{ K})} \\ &= \frac{2000}{2494.2} \\ &\approx 0.8018 \text{ mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Quantité de matière calculée

Réflexions

Le résultat, ~0.8 mol, est une quantité fixe. Elle ne changera pas pendant la transformation car le cylindre est fermé. C'est une caractéristique intrinsèque du système étudié.

Points de vigilance

L'erreur la plus fréquente est l'oubli de la conversion des unités. La pression doit être en Pascals (Pa) et le volume en mètres cubes (m³). Rappels : \(1 \text{ bar} = 10^5 \text{ Pa}\) et \(1 \text{ L} = 10^{-3} \text{ m}^3\).

Points à retenir

La loi des gaz parfaits \(PV=nRT\) est l'outil de base pour décrire l'état d'un gaz.
La conversion en unités du Système International est une étape préliminaire non négociable.

Le saviez-vous ?

Le concept de "mole" et le nombre d'Avogadro (\(6.022 \times 10^{23}\)) ont été introduits par Amedeo Avogadro pour faire le lien entre le monde microscopique des atomes et le monde macroscopique des grammes et des litres, une révolution pour la chimie et la physique.

FAQ

Questions fréquentes pour cette étape :

Résultat Final

La quantité de matière d'Argon dans le cylindre est d'environ 0.802 mol.

A vous de jouer

Recalculez la quantité de matière \(n\) si la pression initiale était de 3 bars, en gardant les autres paramètres initiaux identiques.

Question 2 : Déterminer la température finale \(T_2\)

Principe

Pour une transformation à pression constante (isobare), le volume d'un gaz parfait est directement proportionnel à sa température absolue. C'est la loi de Gay-Lussac. Si le volume augmente, la température doit augmenter dans les mêmes proportions pour que la pression reste la même.

Mini-Cours

La loi de Gay-Lussac est un cas particulier de la loi des gaz parfaits. En partant de \(PV=nRT\), si \(P\), \(n\) et \(R\) sont constants, on peut écrire \(\frac{V}{T} = \frac{nR}{P} = \text{constante}\). Cette relation simple entre l'état 1 et l'état 2 (\(V_1/T_1 = V_2/T_2\)) est très puissante pour les processus isobares.

Remarque Pédagogique

Avant de vous lancer dans les calculs, identifiez toujours le type de transformation. Ici, le mot "isobare" est la clé. Il vous guide immédiatement vers la bonne formule simplifiée et vous évite de refaire des calculs complexes avec la loi générale des gaz parfaits.

Normes

La convention d'utiliser la température absolue (Kelvin) est ici encore plus cruciale, car la loi de proportionnalité ne fonctionne qu'avec cette échelle. Une température de 0°C n'implique pas un volume nul !

Formule(s)

Loi de Gay-Lussac réarrangée

\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2} \Rightarrow T_2 = T_1 \times \frac{V_2}{V_1}

Hypothèses

On suppose que la transformation est quasi-statique (suffisamment lente pour que P et T soient bien définis à chaque instant) et parfaitement isobare.

Donnée(s)

On utilise les volumes et la température initiale.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Volume initial	\(V_1\)	10	L
Volume final	\(V_2\)	20	L
Température initiale	\(T_1\)	300	K

Astuces

Pas besoin de convertir les volumes en m³ ici ! Comme on calcule un rapport (\(V_2/V_1\)), les unités s'annulent. Tant que \(V_1\) et \(V_2\) sont dans la même unité (ici, les Litres), le calcul est correct. C'est un gain de temps appréciable.

Schéma (Avant les calculs)

Représentation du problème

Calcul(s)

Application numérique directe :

\begin{aligned} T_2 &= T_1 \times \frac{V_2}{V_1} \\ &= 300 \text{ K} \times \frac{20 \text{ L}}{10 \text{ L}} \\ &= 300 \times 2 \\ &= 600 \text{ K} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Sur un diagramme Volume-Température (V, T), une transformation isobare d'un gaz parfait est représentée par une droite qui passe par l'origine.

Diagramme de la transformation (V, T)

Réflexions

Le résultat est cohérent : pour qu'un gaz se dilate à pression constante, il faut le chauffer. La température absolue a bien doublé, tout comme le volume, ce qui confirme la proportionnalité directe.

Points de vigilance

L'erreur classique est de faire le calcul en degrés Celsius. Si \(T_1 = 27°\text{C}\), \(T_2\) n'est PAS \(2 \times 27 = 54°\text{C}\). Il faut impérativement convertir en Kelvin, calculer (300K -> 600K), puis reconvertir si besoin (600K -> 327°C).

Points à retenir

Pour une transformation isobare d'un gaz parfait, la relation \(\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}\) est un outil de calcul rapide et efficace.

Le saviez-vous ?

Joseph Louis Gay-Lussac, chimiste et physicien français, a mené des expériences en ballon à haute altitude au début du 19ème siècle pour étudier les propriétés de l'atmosphère, contribuant ainsi à l'élaboration de ses lois sur les gaz.

FAQ

Questions fréquentes pour cette étape :

Résultat Final

La température finale du gaz est de 600 K.

A vous de jouer

Quelle serait la température finale \(T_2\) si le volume final n'était que de 15 L ?

Question 3 : Calculer le travail \(W\) échangé

Principe

Le travail des forces de pression représente l'énergie mécanique échangée entre le gaz et le milieu extérieur (ici, le piston) due à la variation de volume. Lors d'une détente, le gaz "pousse" le piston, il fournit donc de l'énergie mécanique au monde extérieur.

Mini-Cours

Le travail élémentaire est \( \delta W = -P_{\text{ext}} dV \). Pour une transformation quasi-statique, \( P_{\text{ext}} = P_{\text{int}} = P \). En intégrant de l'état 1 à 2, \( W = -\int_{V_1}^{V_2} P dV \). Si P est constante (isobare), on peut la sortir de l'intégrale : \( W = -P \int_{V_1}^{V_2} dV = -P [V]_{V_1}^{V_2} \), ce qui donne la formule finale.

Remarque Pédagogique

Visualisez le travail sur un diagramme Pression-Volume (diagramme de Clapeyron). Pour n'importe quelle transformation, le travail est l'opposé de l'aire sous la courbe. Pour une isobare, c'est simplement l'aire d'un rectangle de hauteur P et de largeur \(\Delta V\).

Normes

La convention thermodynamique standard stipule que l'énergie entrant dans un système est positive, et l'énergie sortant est négative. Comme le gaz fournit du travail au piston, on s'attend à ce que \(W\) soit négatif.

Formule(s)

Formule du travail isobare

W = -P \Delta V = -P (V_2 - V_1)

Hypothèses

La transformation est supposée réversible (ou quasi-statique), ce qui permet d'égaliser la pression interne du gaz et la pression extérieure à chaque instant.

Donnée(s)

Nous devons d'abord nous assurer que toutes les unités sont dans le Système International pour que le résultat du travail soit en Joules.

Conversion de la pression

\begin{aligned} P &= 2 \text{ bar} \\ &= 2 \times 10^5 \text{ Pa} \end{aligned}

Conversion des volumes

\begin{aligned} V_1 &= 10 \text{ L} = 10 \times 10^{-3} \text{ m}^3 \\ V_2 &= 20 \text{ L} = 20 \times 10^{-3} \text{ m}^3 \end{aligned}

Les données prêtes pour le calcul sont donc :

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité SI
Pression	\(P\)	2 bar	\(2 \times 10^5 \text{ Pa}\)
Volume initial	\(V_1\)	10 L	\(10 \times 10^{-3} \text{ m}^3\)
Volume final	\(V_2\)	20 L	\(20 \times 10^{-3} \text{ m}^3\)

Schéma (Avant les calculs)

Dans le diagramme (P,V), la transformation est un segment de droite horizontal. L'aire sous ce segment représente la valeur absolue du travail.

Diagramme (P, V) et aire du travail

Calcul(s)

Application numérique :

\begin{aligned} W &= -P (V_2 - V_1) \\ &= -(2 \times 10^5 \text{ Pa}) \times (20 \times 10^{-3} \text{ m}^3 - 10 \times 10^{-3} \text{ m}^3) \\ &= -(2 \times 10^5) \times (10 \times 10^{-3}) \\ &= -2000 \text{ J} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Visualisation du travail fourni

Réflexions

Le signe négatif est crucial. Il signifie que le système a perdu 2000 J d'énergie sous forme de travail mécanique. Cette énergie a été transférée au milieu extérieur (elle a servi à pousser le piston).

Points de vigilance

Le signe est la source d'erreur N°1. Le travail est moteur (fourni par le système, donc négatif) lors d'une détente (\(\Delta V > 0\)). Il est résistant (reçu par le système, donc positif) lors d'une compression (\(\Delta V < 0\)).

Points à retenir

La formule \(W = -P \Delta V\) est spécifique aux transformations isobares. Le travail est une énergie de "transfert" et dépend du chemin suivi, ce n''est pas une fonction d'état.

Le saviez-vous ?

Le diagramme P-V a été développé par Émile Clapeyron au 19ème siècle. Il a été l'un des fondateurs de la thermodynamique, en formalisant les travaux plus intuitifs de Sadi Carnot sur les machines thermiques.

FAQ

Questions fréquentes pour cette étape :

Résultat Final

Le travail échangé est de -2000 J, ce qui signifie qu'il a été fourni par le gaz au milieu extérieur.

A vous de jouer

Calculez le travail \(W\) si le gaz était comprimé de 10 L à 5 L (toujours à 2 bar).

Question 4 : Calculer la variation d'énergie interne \(\Delta U\)

Principe

Le concept fondamental est la première loi de Joule : pour un gaz parfait, l'énergie interne ne dépend que de la température. L'énergie interne représente l'énergie d'agitation thermique des atomes. Si la température augmente, cette énergie d'agitation augmente, donc \(\Delta U > 0\).

Mini-Cours

La capacité thermique à volume constant, \(C_v\), est le coefficient de proportionnalité entre la variation de température et la variation d'énergie interne. Pour un gaz parfait monoatomique, la théorie cinétique des gaz montre que l'énergie est uniquement sous forme de cinétique de translation selon 3 axes, ce qui mène à \(U = \frac{3}{2}nRT\) et donc \(C_v = \frac{dU}{dT} = \frac{3}{2}nR\). La formule \(\Delta U = nC_v \Delta T\) en découle directement.

Remarque Pédagogique

Retenez bien que la formule \(\Delta U = n C_v \Delta T\) est valable pour TOUTE transformation d'un gaz parfait (isobare, isochore, isotherme...), car U ne dépend que de T. Le fait que le volume change n'a pas d'impact sur la formule à utiliser, seulement sur la valeur de \(\Delta T\).

Normes

Ce calcul est une application directe des principes fondamentaux de la thermodynamique statistique et de la théorie cinétique des gaz.

Formule(s)

Définition de la variation d'énergie interne

\Delta U = n C_v (T_2 - T_1)

Hypothèses

On suppose que \(C_v\) est constant sur la plage de température [300 K, 600 K], ce qui est une excellente approximation pour les gaz parfaits.

Donnée(s)

On utilise les résultats précédents :

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Quantité de matière	\(n\)	0.802	mol
Température initiale	\(T_1\)	300	K
Température finale	\(T_2\)	600	K
Capacité thermique	\(C_v\)	\(\frac{3}{2} \times 8.314\)	\(\text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}\)

Schéma (Avant les calculs)

Augmentation de la température

Calcul(s)

Application numérique :

\begin{aligned} \Delta U &= n \times \left(\frac{3}{2}R\right) \times (T_2 - T_1) \\ &= 0.802 \times \left(\frac{3}{2} \times 8.314\right) \times (600 - 300) \\ &= 0.802 \times 12.471 \times 300 \\ &\approx 3000 \text{ J} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Augmentation de l'agitation thermique

Réflexions

L'énergie interne a augmenté de 3000 J. Cette énergie a été stockée par le gaz sous forme d'énergie cinétique de ses atomes. Cette augmentation d'énergie n'a été possible que parce que le système a reçu de l'énergie de l'extérieur (sous forme de chaleur).

Points de vigilance

L'erreur la plus commune est d'utiliser \(C_p\) au lieu de \(C_v\) pour calculer \(\Delta U\). Il faut toujours utiliser \(C_v\) pour l'énergie interne, car \(C_v\) représente l'augmentation d'énergie par degré sans contribution du travail de dilatation.

Points à retenir

Pour un gaz parfait, la variation d'énergie interne \(\Delta U\) ne dépend QUE de la variation de température \(\Delta T\), via la formule \(\Delta U = n C_v \Delta T\), quelle que soit la transformation.

Le saviez-vous ?

La théorie cinétique des gaz, développée par des scientifiques comme Ludwig Boltzmann, a permis de donner un sens physique à la température, en la reliant directement à l'énergie cinétique moyenne des particules d'un système. L'énergie interne est le pont entre ces deux mondes.

FAQ

Questions fréquentes pour cette étape :

Résultat Final

La variation d'énergie interne du gaz est de +3000 J.

A vous de jouer

Calculez \(\Delta U\) si le gaz était du diazote (\(N_2\)), un gaz diatomique pour lequel \(C_v = \frac{5}{2}R\).

Question 5 : Calculer la chaleur \(Q\) et la variation d'enthalpie \(\Delta H\)

Principe

Le premier principe de la thermodynamique est un principe de conservation : l'énergie ne se crée pas, ne se perd pas, elle se transforme. L'énergie apportée au gaz sous forme de chaleur (\(Q\)) a servi en partie à augmenter son énergie interne (\(\Delta U\)) et en partie à fournir du travail au piston (\(W\)).

Mini-Cours

Pour une transformation isobare, la chaleur échangée \(Q_p\) est égale à la variation d'enthalpie \(\Delta H\). L'enthalpie \(H = U + PV\) a été introduite justement pour simplifier les bilans énergétiques à pression constante. On peut montrer que \(\Delta H = n C_p \Delta T\). La relation de Mayer, \(C_p - C_v = R\), montre que \(C_p > C_v\) car, à pression constante, il faut fournir plus de chaleur pour élever la température de 1K, une partie de cette chaleur étant "utilisée" pour produire le travail de dilatation.

Remarque Pédagogique

Le calcul par deux méthodes différentes (premier principe et formule directe avec \(C_p\)) est un excellent moyen de vérifier la cohérence de tous vos calculs précédents. Si les deux résultats pour \(Q\) ne correspondent pas, c'est qu'il y a une erreur quelque part en amont.

Normes

Le Premier Principe de la Thermodynamique est l'une des lois les plus fondamentales de toute la physique, exprimant la conservation de l'énergie.

Formule(s)

Approche 1 : Bilan énergétique

\Delta U = W + Q \Rightarrow Q = \Delta U - W

Approche 2 : Formule directe pour isobare

Q = \Delta H = n C_p (T_2 - T_1)

Hypothèses

Le système est fermé (pas d'échange de matière, \(n\) est constant), ce qui est une condition d'application du premier principe sous cette forme.

Donnée(s)

On utilise les résultats des questions 3 et 4.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Variation d'énergie interne	\(\Delta U\)	3000	J
Travail échangé	\(W\)	-2000	J

Schéma (Avant les calculs)

Bilan énergétique à résoudre

Calcul(s)

Calcul de Q par le premier principe

\begin{aligned} Q &= \Delta U - W \\ &= (3000 \text{ J}) - (-2000 \text{ J}) \\ &= 3000 + 2000 \\ &= 5000 \text{ J} \end{aligned}

Vérification de Q avec la capacité thermique

\begin{aligned} Q &= n \times \left(\frac{5}{2}R\right) \times (T_2 - T_1) \\ &= 0.802 \times \left(\frac{5}{2} \times 8.314\right) \times (600 - 300) \\ &= 0.802 \times 20.785 \times 300 \\ &\approx 5000 \text{ J} \end{aligned}

Calcul de la variation d'enthalpie

\Delta H = Q_p = 5000 \text{ J}

Schéma (Après les calculs)

On peut représenter le bilan d'énergie du système :

Bilan Énergétique du Système (Gaz)

Réflexions

Sur les 5000 J de chaleur fournis au gaz, 3000 J ont servi à augmenter son agitation interne (hausse de température) et 2000 J ont été "dépensés" pour effectuer le travail mécanique de pousser le piston. Le bilan énergétique est bien équilibré.

Points de vigilance

La principale source d'erreur est le signe du travail dans l'équation du premier principe. N'oubliez pas que c'est \(Q = \Delta U - W\). Une erreur de signe sur \(W\) faussera entièrement le bilan de chaleur.

Points à retenir

Le premier principe \(\Delta U = W+Q\) est une équation de bilan universelle.
Pour un processus isobare, la chaleur échangée est égale à la variation d'enthalpie : \(Q_p = \Delta H = n C_p \Delta T\).

Le saviez-vous ?

Le mot "enthalpie" a été créé par le physicien néerlandais Heike Kamerlingh Onnes. Il vient du grec "enthalpos" (ἐνθάλπος), qui signifie "mettre de la chaleur à l'intérieur". C'est littéralement la chaleur "contenue" dans un système à pression constante.

FAQ

Questions fréquentes pour cette étape :

Résultat Final

La quantité de chaleur reçue est de +5000 J. La variation d'enthalpie est de +5000 J.

A vous de jouer

Si la transformation était isochore (volume constant de \(V_1\)) pour atteindre la même température finale \(T_2=600\text{ K}\), quelle serait la chaleur \(Q_v\) à fournir ? (Indice : Que vaut le travail \(W\) si \(\Delta V = 0\) ?)

Outil Interactif : Simulateur de Détente Isobare

Utilisez les curseurs pour faire varier la température initiale du gaz et le rapport de détente (\(V_2/V_1\)). Observez comment les grandeurs thermodynamiques (travail, chaleur, énergie interne) sont affectées. Le graphique montre la transformation dans un diagramme Pression-Volume.

Paramètres d'Entrée

Température Initiale \(T_1\) (K) 300 K

Rapport de Détente (\(V_2/V_1\)) 2.0

Résultats Clés

Travail Fourni (-W) (J) -

Chaleur Reçue (Q) (J) -

Variation d'Énergie Interne (\(\Delta U\)) (J) -

Glossaire

Transformation Isobare: Un processus thermodynamique au cours duquel la pression du système reste constante.
Énergie Interne (U): L'énergie totale contenue dans un système, associée à l'agitation microscopique (énergie cinétique) et aux interactions (énergie potentielle) de ses particules. Pour un gaz parfait, elle ne dépend que de la température.
Enthalpie (H): Une fonction d'état définie par \(H = U + PV\). Sa variation est égale à la chaleur échangée lors d'une transformation isobare.
Travail (W): Énergie transférée lorsqu'une force provoque un déplacement. En thermodynamique, il s'agit souvent du travail des forces de pression lié à une variation de volume.
Chaleur (Q): Énergie transférée en raison d'une différence de température. C'est un transfert d'énergie thermique.
Gaz Parfait: Un modèle théorique d'un gaz où les particules sont considérées comme ponctuelles et n'interagissent pas entre elles, sauf par des collisions élastiques. Il obéit à la loi \(PV = nRT\).