La Première loi de la thermodynamique déclare que tout changement subi par l'énergie d'un système provient du travail mécanique effectué, plus la chaleur échangée avec l'environnement. Qu'ils soient au repos ou en mouvement, les objets (systèmes) ont des énergies différentes, qui peuvent être transformées d'une classe à une autre par un certain type de processus..
Si un système est dans l'immobilité du laboratoire et que son énergie mécanique est de 0, il a toujours de l'énergie interne, du fait que les particules qui le composent subissent continuellement des mouvements aléatoires..
Les mouvements aléatoires des particules, ainsi que les interactions électriques et dans certains cas nucléaires, constituent l'énergie interne du système et lorsqu'il interagit avec son environnement, des variations de l'énergie interne se produisent..
Il existe plusieurs façons de réaliser ces changements:
- Le premier est que le système échange de la chaleur avec l'environnement. Cela se produit lorsqu'il y a une différence de température entre les deux. Ensuite, celui qui est le plus chaud cède la chaleur - un moyen de transférer de l'énergie - au plus froid, jusqu'à ce que les deux températures soient égales, atteignant l'équilibre thermique..
- En exécutant un travail, que le système l'exécute ou qu'un agent externe le fasse sur le système.
- Ajout de masse au système (la masse est égale à l'énergie).
Soit U l'énergie interne, le bilan serait ΔU = U final - U initial, il est donc pratique d'attribuer des signes qui, selon le critère IUPAC (Union internationale de chimie pure et appliquée) ils sont:
- Q et W positifs (+), lorsque le système reçoit de la chaleur et Le travail a été fait dessus (l'énergie est transférée).
- Q et W négatifs (-), si le système cède de la chaleur et agit sur l'environnement (l'énergie diminue).
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La première loi de la thermodynamique est une autre façon de dire que l'énergie n'est ni créée ni détruite, mais transformée d'un type à un autre. Cela aura produit de la chaleur et du travail, qui peuvent être utilisés à bon escient. Mathématiquement, il s'exprime comme suit:
ΔU = Q + W
Où:
- ΔU est la variation de l'énergie du système donnée par: ΔU = Énergie finale - Énergie initiale = UF - OU ALORSou alors
- Q est l'échange de chaleur entre le système et l'environnement.
- W est le travail effectué sur le système.
Dans certains textes, la première loi de la thermodynamique est présentée comme ceci:
ΔU = Q - W
Cela ne veut pas dire qu'ils se contredisent ou qu'il y a une erreur. En effet, le travail W a été défini comme le travail effectué par le système plutôt que d'utiliser le travail effectué sur le système, comme dans l'approche IUPAC.
Avec ce critère, la première loi de la thermodynamique est énoncée de cette manière:
Lorsque est transféré une quantité de chaleur Q à un corps et ceci à son tour effectuer certains travaux W, la variation de son énergie interne est donnée par ΔU = Q - W.
Être cohérent avec le choix des signes, et en tenant compte du fait que:
W effectué sur le système = - W effectué par le système
Les deux critères donneront des résultats corrects.
La chaleur et le travail sont deux moyens de transférer de l'énergie entre le système et son environnement. Toutes les quantités impliquées ont comme unité dans le système international le joule ou joule, en abrégé J.
La première loi de la thermodynamique donne des informations sur le changement d'énergie, et non sur les valeurs absolues de l'énergie finale ou initiale. Même certains d'entre eux peuvent être considérés comme 0, car ce qui compte, c'est la différence de valeurs.
Une autre conclusion importante est que chaque système isolé a ΔU = 0, car il est incapable d'échanger de la chaleur avec l'environnement, et aucun agent externe n'est autorisé à y travailler, de sorte que l'énergie reste constante. Un thermos pour garder votre café au chaud est une approximation raisonnable.
Donc, dans un système non isolé, ΔU est toujours différent de 0? Pas nécessairement, ΔU peut être égal à 0 si ses variables, qui sont généralement la pression, la température, le volume et le nombre de moles, passent par un cycle dans lequel leurs valeurs initiales et finales sont les mêmes.
Dans le cycle de Carnot par exemple, toute l'énergie thermique est convertie en travail utilisable, car elle ne tient pas compte des pertes dues au frottement ou à la viscosité.
Quant à U, l'énergie mystérieuse du système, elle comprend:
- L'énergie cinétique des particules lorsqu'elles se déplacent et celle qui provient des vibrations et des rotations des atomes et des molécules.
- Énergie potentielle due aux interactions électriques entre les atomes et les molécules.
- Interactions du noyau atomique, comme à l'intérieur du soleil.
La première loi stipule qu'il est possible de produire de la chaleur et de travailler en faisant changer l'énergie interne d'un système. L'une des applications les plus réussies est le moteur à combustion interne, dans lequel un certain volume de gaz est prélevé et son expansion est utilisée pour effectuer des travaux. Une autre application bien connue est la machine à vapeur.
Les moteurs utilisent généralement des cycles ou des processus dans lesquels le système part d'un état initial d'équilibre vers un autre état final, également d'équilibre. Beaucoup d'entre eux se déroulent dans des conditions qui facilitent le calcul du travail et de la chaleur à partir de la première loi.
Voici des modèles simples qui décrivent des situations quotidiennes courantes. Les processus les plus illustratifs sont les processus adiabatiques, isochoriques, isothermes, isobares, les processus en circuit fermé et la libre expansion. En eux, une variable système est maintenue constante et par conséquent la première loi prend une forme particulière.
Ce sont ceux dans lesquels le volume du système reste constant. Par conséquent, aucun travail n'est effectué et avec W = 0, il reste:
ΔU = Q
Dans ces processus, la pression reste constante. Le travail effectué par le système est dû au changement de volume.
Supposons un gaz confiné dans un conteneur. Puisque le travail W est défini comme:
W = Force x déplacement = F.Δl (valable pour une force constante parallèle au déplacement).
Et à son tour, la pression est:
p = F / A ⇒ F = p.A
En substituant cette force dans l'expression du travail, il en résulte:
W = p. A. Δl
Mais le produit A. Δl équivaut au changement de volume ΔV, laissant le travail comme ceci:
W = p ΔV.
Pour un processus isobare, la première loi prend la forme:
ΔU = Q - p ΔV
Ce sont ceux qui se déroulent à température constante. Cela peut se faire en mettant le système en contact avec un réservoir thermique externe et en provoquant un échange thermique très lent, de sorte que la température soit constante..
Par exemple, la chaleur peut s'écouler d'un réservoir chaud dans le système, permettant au système de fonctionner, sans variation de ΔU. Ensuite:
Q + W = 0
Dans le processus adiabatique, il n'y a pas de transfert d'énergie thermique, donc Q = 0 et la première loi se réduit à ΔU = W. Cette situation peut se produire dans des systèmes bien isolés et signifie que le changement d'énergie provient du travail effectué. à son sujet, selon la convention de signe en vigueur (IUPAC).
On pourrait penser qu'en l'absence de transfert d'énergie thermique, la température restera constante, mais ce n'est pas toujours le cas. De manière surprenante, la compression d'un gaz isolé entraîne une augmentation de sa température, tandis qu'en expansion adiabatique la température diminue.
En un processus de chemin fermé, le système revient au même état qu'il était au départ, indépendamment de ce qui s'est passé aux points intermédiaires. Ces processus ont été mentionnés auparavant lorsque l'on parle de systèmes non isolés.
En eux ΔU = 0 et donc Q = W ou Q = -W selon le critère de signe adopté.
Les processus à circuit fermé sont très importants car ils sont à la base des moteurs thermiques tels que la machine à vapeur..
Finalement, le expansion gratuite c'est une idéalisation qui a lieu dans un conteneur thermiquement isolé contenant un gaz. Le conteneur a deux compartiments séparés par une cloison ou une membrane et le gaz est dans l'un d'eux.
Le volume du récipient augmente brusquement si la membrane se rompt et le gaz se dilate, mais le récipient ne contient pas de piston ou tout autre objet à déplacer. Alors le gaz ne fonctionne pas pendant qu'il se dilate et W = 0. Parce qu'il est isolé thermiquement, Q = 0 et on en conclut immédiatement que ΔU = 0.
Par conséquent, la libre expansion ne provoque pas de changements dans l'énergie du gaz, mais paradoxalement en se dilatant il n'est pas en équilibre.
- Un processus isochore typique est le chauffage d'un gaz dans un récipient hermétique et rigide, par exemple un autocuiseur sans soupape d'échappement. De cette manière, le volume reste constant et si l'on met un tel récipient en contact avec d'autres corps, l'énergie interne du gaz ne change que grâce au transfert de chaleur dû à ce contact..
- Les machines thermiques effectuent un cycle dans lequel elles prélèvent la chaleur d'un réservoir thermique, convertissant presque tout en travail, laissant une partie pour leur propre fonctionnement et l'excès de chaleur est déversé dans un autre réservoir plus froid, qui est généralement l'environnement..
- La préparation de sauces dans une casserole découverte est un exemple quotidien de processus isobare, car la cuisson a lieu à pression atmosphérique et le volume de sauce diminue avec le temps à mesure que le liquide s'évapore..
- Un gaz idéal dans lequel un processus isotherme a lieu maintient le produit de la pression et du volume constant: P. V = constante.
- Le métabolisme des animaux à sang chaud leur permet de maintenir une température constante et d'effectuer de multiples processus biologiques, au détriment de l'énergie contenue dans les aliments.
Un gaz est comprimé à une pression constante de 0,800 atm, de sorte que son volume varie de 9,00 L à 2,00 L. Dans le processus, le gaz cède 400 J d'énergie par la chaleur. a) Trouvez le travail effectué sur le gaz et b) calculez la variation de son énergie interne.
Dans le processus adiabatique, il est satisfait que Pou alors = PF, le travail effectué sur le gaz est W = P. ΔV, comme expliqué dans les sections précédentes.
Les facteurs de conversion suivants sont requis:
1 atm = 101,325 kPa = 101,325 Pa.
1 L = 0,001 m3
Donc: 0,8 atm = 81,060 Pa et ΔV = 9 - 2 L = 7 L = 0,007 m3
En remplaçant les valeurs que vous obtenez:
W = 81060 Pa x 0,007 m3 = 567,42 J
Lorsque le système cède la chaleur, Q le signe est attribué -, par conséquent, la première loi de la thermodynamique est la suivante:
ΔU = -400 J + 567,42 J = 167,42 J.
On sait que l'énergie interne d'un gaz est de 500 J et lorsqu'il est comprimé adiabatiquement son volume diminue de 100 cm3. Si la pression appliquée au gaz pendant la compression était de 3,00 atm, calculer l'énergie interne du gaz après compression adiabatique.
Puisque la déclaration informe que la compression est adiabatique, il est vrai que Q = 0 Oui ΔU = W, ensuite:
ΔU = W = U final - OU ALORS initiale
Avec U initial = 500 J.
Selon les données ΔV = 100 cm3 = 100 x 10-6 m3 Oui 3 atm = 303975 Pa, donc:
W = P. ΔV = 303975 Pa x 100 x 10-6 m3 = 30,4 J
OU ALORS final - OU ALORS initiale = 30,4 J
OU ALORS final = U initiale + 30,4 J = 500 J + 30,4 J = 530,4 J.
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