Etude de Chimie

Analyse de l’Énergie Interne

Analyse de l’Énergie Interne

Analyse de l’Énergie Interne

Contexte : Pourquoi l'énergie interne est-elle au cœur de la thermodynamique ?

L'énergie interne (\(U\)) d'un système représente l'énergie totale contenue dans ce système : l'énergie cinétique de ses molécules (agitation thermique) et l'énergie potentielle de leurs interactions. En chimie, on s'intéresse rarement à sa valeur absolue, mais plutôt à sa variation, \(\Delta U\). Le Premier Principe de la ThermodynamiquePrincipe de conservation de l'énergie appliqué à la thermodynamique : la variation de l'énergie interne d'un système est égale à la somme du travail et de la chaleur échangés avec l'extérieur. stipule que cette variation est égale à la somme de la chaleur (\(q\)) et du travail (\(w\)) échangés avec le milieu extérieur. Comprendre comment calculer \(\Delta U\) est donc fondamental pour quantifier les bilans énergétiques des réactions chimiques et des processus physiques.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à décomposer une transformation thermodynamique pour calculer le travail des forces de pression et la variation d'énergie interne. Vous verrez comment les conditions de la transformation (pression extérieure constante ou nulle) influencent radicalement le bilan énergétique d'un même changement d'état.

Objectifs Pédagogiques

  • Définir l'énergie interne, la chaleur et le travail.
  • Appliquer le Premier Principe de la Thermodynamique : \(\Delta U = q + w\).
  • Calculer le travail d'expansion d'un gaz : \(w = -P_{\text{ext}}\Delta V\).
  • Distinguer les conventions de signe pour le travail et la chaleur.
  • Calculer une variation de température à partir d'une variation d'énergie interne pour un gaz parfait.

Données de l'étude

On s'intéresse à une mole de gaz parfait monoatomique qui subit une détente (expansion) depuis un état initial (P₁, V₁, T₁) vers un état final caractérisé par un volume V₂.

Expansion d'un gaz dans un cylindre à piston
État Initial État Final

Données physico-chimiques :

  • Quantité de matière : \(n = 1.00 \, \text{mol}\)
  • Volume initial : \(V_1 = 10.0 \, \text{L}\)
  • Température initiale : \(T_1 = 300 \, \text{K}\)
  • Capacité thermique molaire à volume constant (gaz parfait monoatomique) : \(C_{V,m} = \frac{3}{2}R\)
  • Constante des gaz parfaits : \(R = 8.314 \, \text{J} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\)
  • Constante des gaz parfaits : \(R = 0.08206 \, \text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\)
  • Facteur de conversion : \(1 \, \text{L} \cdot \text{atm} = 101.3 \, \text{J}\)

Questions à traiter

  1. Calculer la pression initiale \(P_1\) du gaz.
  2. Le gaz se détend contre une pression extérieure constante \(P_{\text{ext}} = 1.00 \, \text{atm}\) jusqu'à un volume final \(V_2 = 24.6 \, \text{L}\). Durant ce processus, le système reçoit \(q = 1.50 \, \text{kJ}\) de chaleur. Calculer le travail \(w\) échangé, la variation d'énergie interne \(\Delta U\) et la température finale \(T_2\).
  3. En partant du même état initial, le gaz se détend maintenant de manière isotherme dans le vide (\(P_{\text{ext}} = 0\)) jusqu'au même volume final. Calculer le travail \(w\) et la variation d'énergie interne \(\Delta U\) pour cette transformation.

Récapitulatif des Résultats

Transformation Travail (\(w\)) Chaleur (\(q\)) Variation d'Énergie Interne (\(\Delta U\))
Détente contre \(P_{\text{ext}}\) constante -1.48 kJ +1.50 kJ +0.02 kJ (+20 J)
Détente isotherme dans le vide 0 J 0 J 0 J

Correction : Analyse de l’Énergie Interne

Question 1 : Calculer la pression initiale \(P_1\) du gaz

Principe (le concept chimique)
Système Volume V₁: 10.0 L Temp. T₁: 300 K Moles n: 1.00 mol P₁ V₁ = nRT ⇒ P₁ = ?

Pour un gaz parfait, les variables d'étatEnsemble de grandeurs physiques (P, V, T, n) qui décrivent l'état macroscopique d'un système thermodynamique à l'équilibre. (Pression, Volume, Température, quantité de matière) sont reliées par l'équation d'état des gaz parfaitsRelation mathématique (PV=nRT) qui lie la pression, le volume, la température et la quantité de matière d'un gaz parfait.. Connaissant n, V et T, on peut directement calculer la pression P.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

Le Gaz Parfait : Le modèle du gaz parfait est une idéalisation d'un gaz réel. Il repose sur deux hypothèses principales : les particules du gaz sont considérées comme des points matériels (volume propre nul) et il n'existe aucune interaction intermoléculaire (pas de forces d'attraction ou de répulsion). Ce modèle est une excellente approximation pour les gaz réels à basse pression et haute température.

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Point Clé : Le plus grand piège dans l'utilisation de la loi des gaz parfaits est le choix des unités de la constante RConstante des gaz parfaits. Sa valeur dépend des unités choisies pour la pression et le volume (8.314 J·K⁻¹·mol⁻¹ ou 0.08206 L·atm·K⁻¹·mol⁻¹).. Si la pression est en atmosphères (atm) et le volume en litres (L), il faut utiliser \(R = 0.08206 \, \text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\). Si vous voulez un résultat en Pascals (unité SI) avec un volume en m³, il faut utiliser \(R = 8.314 \, \text{J} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\).

Normes (la référence réglementaire)

Unités du Système International (SI) : Bien que l'atmosphère et le litre soient courants en chimie, les unités SI pour la pression et le volume sont le Pascal (Pa) et le mètre cube (m³). La conversion est essentielle pour des calculs énergétiques cohérents.

Hypothèses (le cadre du calcul)

On suppose que le gaz se comporte comme un gaz parfait dans les conditions initiales de l'expérience.

Formule(s) (l'outil mathématique)

Loi des gaz parfaits :

\[ PV = nRT \Rightarrow P = \frac{nRT}{V} \]
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
  • \(n = 1.00 \, \text{mol}\)
  • \(V_1 = 10.0 \, \text{L}\)
  • \(T_1 = 300 \, \text{K}\)
  • \(R = 0.08206 \, \text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\)
Calcul(s) (l'application numérique)
\[ \begin{aligned} P_1 &= \frac{(1.00 \, \text{mol}) \times (0.08206 \, \text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}) \times (300 \, \text{K})}{10.0 \, \text{L}} \\ &= \frac{24.618 \, \text{L} \cdot \text{atm}}{10.0 \, \text{L}} \\ &= 2.46 \, \text{atm} \end{aligned} \]
Réflexions (l'interprétation du résultat)

La pression initiale est de 2.46 atm, ce qui est supérieur à la pression extérieure de 1.00 atm. Cette différence de pression est la "force motrice" qui va provoquer la détente (l'expansion) du gaz.

Point à retenir

La loi des gaz parfaits relie les quatre variables d'état d'un gaz. Si trois sont connues, la quatrième peut être calculée.

Justifications (le pourquoi de cette étape)

La connaissance complète de l'état initial (P₁, V₁, T₁) est indispensable pour pouvoir calculer les variations des fonctions d'état comme l'énergie interne lors d'une transformation.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

Température en Celsius : La température dans la loi des gaz parfaits doit impérativement être en Kelvin. Utiliser des degrés Celsius est une erreur fréquente qui mène à des résultats complètement faux.

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

Pour les gaz réels, l'équation de van der Waals \((P + \frac{a n^2}{V^2})(V - nb) = nRT\) est une amélioration qui prend en compte les interactions intermoléculaires (terme a) et le volume propre des molécules (terme b).

FAQ (pour lever les doutes)
La loi des gaz parfaits est-elle toujours applicable ?

Elle est très fiable pour de nombreux gaz (diazote, dioxygène, gaz nobles) dans des conditions proches de la température et de la pression ambiantes. Elle devient moins précise à haute pression (où le volume des molécules n'est plus négligeable) et à basse température (où les forces intermoléculaires deviennent importantes).

Résultat Final (la conclusion chiffrée) : La pression initiale du gaz est de 2.46 atm.

À vous de jouer !

Question 2 : Calculer w, \(\Delta U\) et T₂ pour la détente à pression constante

Principe (le concept chimique)
Pext w < 0 q > 0

Le travail des forces de pressionÉnergie transférée lorsqu'un gaz se détend ou est comprimé, modifiant son volume contre une pression extérieure. effectué par le gaz qui se détend est un travail contre la pression extérieure. Ce travail mécanique est calculé par \(w = -P_{\text{ext}}\Delta V\). La variation d'énergie interne est ensuite obtenue en appliquant le Premier PrincipeLoi de conservation de l'énergie : la variation d'énergie interne \(\Delta U\) d'un système est la somme du travail \(w\) et de la chaleur \(q\) échangés., \(\Delta U = q + w\). Enfin, pour un gaz parfait, \(\Delta U\) est directement proportionnelle à la variation de température via la capacité thermique à volume constant (\(\Delta U = nC_{V,m}\Delta T\)), ce qui permet de trouver la température finale.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

Fonctions de chemin vs Fonctions d'état : Le travail (\(w\)) et la chaleur (\(q\)) sont des "fonctions de cheminGrandeur dont la valeur dépend du processus suivi pour aller d'un état initial à un état final (ex: \(w\) et \(q\)).". Leur valeur dépend de la manière dont la transformation est effectuée (ex: détente brutale ou lente). L'énergie interne (\(U\)) est une "fonction d'étatPropriété d'un système dont la variation ne dépend que de l'état initial et final, et non du chemin suivi (ex: \(\Delta U\)).". Sa variation \(\Delta U\) ne dépend que de l'état initial et de l'état final, peu importe le chemin suivi pour y parvenir.

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Point Clé : La convention de signeRègle qui définit le sens des transferts d'énergie : ce qui est reçu par le système est positif (+), ce qui est fourni par le système est négatif (-). est cruciale. Quand le système (le gaz) fournit du travail au milieu extérieur (en poussant le piston), son énergie diminue : \(w\) est négatif. Quand le système reçoit de la chaleur de l'extérieur, son énergie augmente : \(q\) est positif. \(\Delta U = q_{\text{reçu}} + w_{\text{reçu}}\).

Normes (la référence réglementaire)

Premier Principe de la Thermodynamique : C'est une formulation du principe de conservation de l'énergie. Il postule que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, mais seulement convertie d'une forme à une autre. Dans ce contexte, l'énergie interne d'un système isolé est constante.

Hypothèses (le cadre du calcul)

On suppose que la détente est un processus irréversible mené contre une pression extérieure qui reste constante tout au long de la transformation.

Formule(s) (l'outil mathématique)
\[ w = -P_{\text{ext}}\Delta V = -P_{\text{ext}}(V_2 - V_1) \]
\[ \Delta U = q + w \]
\[ \Delta U = n C_{V,m} \Delta T = n C_{V,m} (T_2 - T_1) \]
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
  • \(P_{\text{ext}} = 1.00 \, \text{atm}\)
  • \(V_1 = 10.0 \, \text{L}\) ; \(V_2 = 24.6 \, \text{L}\)
  • \(q = +1.50 \, \text{kJ} = +1500 \, \text{J}\)
  • \(C_{V,m} = \frac{3}{2}R = \frac{3}{2} \times 8.314 \, \text{J} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1} = 12.47 \, \text{J} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\)
Calcul(s) (l'application numérique)

1. Calcul du travail \(w\) :

\[ \begin{aligned} w &= -P_{\text{ext}}(V_2 - V_1) \\ &= -(1.00 \, \text{atm}) \times (24.6 \, \text{L} - 10.0 \, \text{L}) \\ &= -1.00 \, \text{atm} \times 14.6 \, \text{L} \\ &= -14.6 \, \text{L} \cdot \text{atm} \end{aligned} \]

Conversion en Joules :

\[ \begin{aligned} w &= -14.6 \, \text{L} \cdot \text{atm} \times 101.3 \, \text{J/L} \cdot \text{atm} \\ &= -1479 \, \text{J} \\ &\approx -1.48 \, \text{kJ} \end{aligned} \]

2. Calcul de la variation d'énergie interne \(\Delta U\) :

\[ \begin{aligned} \Delta U &= q + w \\ &= 1500 \, \text{J} + (-1479 \, \text{J}) \\ &= +21 \, \text{J} \end{aligned} \]

3. Calcul de la température finale \(T_2\) :

\[ \begin{aligned} \Delta T &= \frac{\Delta U}{n C_{V,m}} \\ &= \frac{21 \, \text{J}}{(1.00 \, \text{mol}) \times (12.47 \, \text{J} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1})} \\ &= 1.68 \, \text{K} \end{aligned} \]
\[ \begin{aligned} T_2 &= T_1 + \Delta T \\ &= 300 \, \text{K} + 1.68 \, \text{K} \\ &= 301.7 \, \text{K} \end{aligned} \]
Réflexions (l'interprétation du résultat)

Le travail est négatif car le gaz se détend et fournit du travail à l'extérieur. La chaleur est positive car le système en reçoit. L'énergie interne augmente très légèrement (\(\Delta U > 0\)), car la chaleur reçue est à peine supérieure au travail fourni. Par conséquent, la température finale est très légèrement supérieure à la température initiale.

Point à retenir

La variation d'énergie interne est la somme de deux transferts d'énergie distincts : la chaleur (transfert thermique) et le travail (transfert mécanique).

Justifications (le pourquoi de cette étape)

Cette étape illustre un bilan énergétique complet. Elle montre comment l'énergie peut être échangée sous différentes formes et comment la variation totale de l'énergie du système (et donc de sa température) dépend de la balance entre ces échanges.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

Conversion d'unités : L'erreur la plus commune est d'additionner des Joules (pour q) et des L·atm (pour w) sans convertir. Tous les termes d'un bilan énergétique doivent avoir la même unité, de préférence le Joule (SI).

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

Dans un moteur à combustion interne, la détente des gaz chauds après l'explosion du mélange air-carburant est une détente qui produit un travail (\(w < 0\)) sur les pistons. C'est ce travail qui est finalement transmis aux roues de la voiture. Le moteur est conçu pour maximiser ce travail utile.

FAQ (pour lever les doutes)
Pourquoi utiliser \(C_{V,m}\) si la pression n'est pas constante ?

Pour un gaz parfait, l'énergie interne ne dépend QUE de la température. Par conséquent, la formule \(\Delta U = nC_{V,m}\Delta T\) est toujours vraie, quelle que soit la transformation (isobare, isochore, etc.). La chaleur échangée, elle, dépendra du chemin suivi.

Résultat Final (la conclusion chiffrée) : \(w = -1.48 \, \text{kJ}\), \(\Delta U = +21 \, \text{J}\), \(T_2 = 301.7 \, \text{K}\).

À vous de jouer !

Question 3 : Calculer w et \(\Delta U\) pour la détente isotherme dans le vide

Principe (le concept chimique)
Vide (Pext = 0) w = 0 ΔU = 0

Une détente dans le videExpansion d'un gaz contre une pression extérieure nulle (\(P_{\text{ext}} = 0\)). Aucun travail n'est effectué. est une "détente libre" : il n'y a aucune force extérieure contre laquelle le gaz doit pousser. Le travail des forces de pression est donc nul. Pour un gaz parfait, l'énergie interne ne dépend que de la température. Si le processus est isothermeSe dit d'une transformation qui se déroule à température constante (\(\Delta T = 0\)). (\(\Delta T = 0\)), alors la variation d'énergie interne est nécessairement nulle.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

L'expérience de Joule : Historiquement, James Prescott Joule a réalisé une expérience de détente d'un gaz dans le vide (la "détente de Joule-Gay-Lussac"). Il a observé qu'il n'y avait pas de changement de température mesurable, ce qui a conduit à la première loi de JouleÉnonce que l'énergie interne d'un gaz parfait ne dépend que de sa température. pour les gaz parfaits : "L'énergie interne d'une quantité fixe de gaz parfait ne dépend que de sa température".

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Point Clé : Ne vous laissez pas piéger par le changement de volume ! Même si \(\Delta V\) est grand, le travail est nul si la pression extérieure est nulle. Le travail est un effort contre une force ; sans force (\(P_{\text{ext}}=0\)), pas de travail.

Normes (la référence réglementaire)

Première loi de Joule : C'est un corollaire du Premier Principe pour les gaz parfaits. Mathématiquement, elle s'écrit \((\frac{\partial U}{\partial V})_T = 0\), ce qui signifie que la variation de l'énergie interne avec le volume à température constante est nulle.

Hypothèses (le cadre du calcul)

On suppose que le gaz est parfait et que la transformation est strictement isotherme (\(T_{\text{finale}} = T_{\text{initiale}}\)).

Formule(s) (l'outil mathématique)
\[ w = -P_{\text{ext}}\Delta V \]
\[ \text{Pour un gaz parfait, si } \Delta T = 0 \text{ alors } \Delta U = 0 \]
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
  • \(P_{\text{ext}} = 0 \, \text{atm}\) (vide)
  • Processus isotherme : \(\Delta T = 0\)
Calcul(s) (l'application numérique)

1. Calcul du travail \(w\) :

\[ \begin{aligned} w &= -P_{\text{ext}}(V_2 - V_1) \\ &= - (0 \, \text{atm}) \times (24.6 \, \text{L} - 10.0 \, \text{L}) \\ &= 0 \, \text{J} \end{aligned} \]

2. Calcul de la variation d'énergie interne \(\Delta U\) :

Puisque le gaz est parfait et que la transformation est isotherme (\(\Delta T = 0\)), la variation de son énergie interne est nulle.

\[ \Delta U = 0 \, \text{J} \]

3. En déduire la chaleur \(q\) :

\[ \begin{aligned} \Delta U &= q + w \\ 0 &= q + 0 \\ q &= 0 \, \text{J} \end{aligned} \]
Réflexions (l'interprétation du résultat)

Dans une détente isotherme d'un gaz parfait dans le vide, il n'y a aucun échange d'énergie avec l'extérieur, ni sous forme de travail, ni sous forme de chaleur. Le gaz se détend "gratuitement". C'est un cas limite très important pour comprendre la nature de \(w\) et \(U\).

Point à retenir

Pas de force extérieure \(\Rightarrow\) Pas de travail. Pour un gaz parfait, pas de changement de température \(\Rightarrow\) Pas de changement d'énergie interne.

Justifications (le pourquoi de cette étape)

Comparer cette transformation à la précédente met en évidence le concept de fonction de chemin. Pour le même changement d'état (V₁ \(\rightarrow\) V₂), le travail \(w\) et la chaleur \(q\) sont radicalement différents, montrant qu'ils dépendent du chemin suivi.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

Généraliser aux gaz réels : Le fait que \(\Delta U = 0\) pour une détente isotherme n'est vrai que pour un gaz parfait. Pour un gaz réel, les forces intermoléculaires existent. Lors d'une détente, la distance moyenne entre les molécules augmente, ce qui modifie leur énergie potentielle d'interaction et donc l'énergie interne, même si T est constante.

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

Le principe de la détente libre d'un gaz est utilisé dans les systèmes de réfrigération et de climatisation. La détente rapide d'un fluide frigorigène à travers une valve (détente de Joule-Thomson) provoque un refroidissement important du fluide, qui peut alors absorber la chaleur de l'environnement à refroidir.

FAQ (pour lever les doutes)
Si \(\Delta U = 0\), cela signifie-t-il qu'il ne s'est rien passé ?

Non, pas du tout. Le système a subi une transformation majeure : son volume a plus que doublé et sa pression a diminué. Cependant, pour un gaz parfait, l'augmentation de l'énergie potentielle due à l'expansion est exactement compensée par une diminution de l'énergie cinétique (si le processus n'est pas isotherme), ou bien les deux restent nuls (si le processus est isotherme). Le bilan net de la variation d'énergie interne est nul, mais l'état du système a changé.

Résultat Final (la conclusion chiffrée) : Pour la détente isotherme dans le vide, \(w = 0 \, \text{J}\) et \(\Delta U = 0 \, \text{J}\).

À vous de jouer !

Mini Fiche Mémo

L'Essentiel du Premier Principe

  • Équation Fondamentale : \(\Delta U = q + w\)
  • Travail d'expansion/compression (Pext = cste) : \(w = -P_{\text{ext}}(V_2 - V_1)\)
  • Énergie Interne d'un Gaz Parfait : \(\Delta U = n C_{V,m} \Delta T\)
  • Conventions de Signe :
    • \(w > 0\) : Compression (travail reçu par le système)
    • \(w < 0\) : Détente (travail fourni par le système)
    • \(q > 0\) : Processus endothermique (chaleur reçue par le système)
    • \(q < 0\) : Processus exothermique (chaleur cédée par le système)
  • Cas Particuliers (Gaz Parfait) :
    • Processus Isotherme (\(\Delta T = 0\)) \(\Rightarrow\) \(\Delta U = 0\)
    • Détente dans le vide (\(P_{\text{ext}} = 0\)) \(\Rightarrow\) \(w = 0\)

Pièges à Éviter

  • Convention de signe : Une détente (expansion) implique \(w < 0\) (le système fournit du travail). Une compression implique \(w > 0\) (le système reçoit du travail). De même, \(q > 0\) si le système reçoit de la chaleur (endothermique) et \(q < 0\) s'il en cède (exothermique).
  • Unités d'énergie : Ne jamais additionner des Joules et des L·atm. Toujours convertir le travail en Joules (\(1 \, \text{L} \cdot \text{atm} = 101.3 \, \text{J}\)) avant de l'utiliser dans l'équation \(\Delta U = q + w\).
  • Pression interne vs. externe : Le travail des forces de pression est toujours calculé avec la pression extérieure (\(P_{\text{ext}}\)), car c'est la force contre laquelle le système doit lutter.

Outil Interactif : Calculateur du Premier Principe

Entrez les paramètres d'une transformation pour calculer le travail et la variation d'énergie interne.

Paramètres de la Transformation
Résultats du Bilan Énergétique
Travail échangé (w) -
ΔU = -

Pour Aller Plus Loin : L'Enthalpie

Au-delà de l'énergie interne : Pour les transformations à pression constante, très courantes en chimie (réactions à l'air libre), il est plus pratique d'utiliser une autre fonction d'état : l'enthalpie (\(H\)), définie par \(H = U + PV\). Pour un processus à pression constante, la variation d'enthalpie \(\Delta H\) est directement égale à la chaleur échangée (\(\Delta H = q_p\)), ce qui simplifie grandement les bilans thermiques.

Le Saviez-Vous ?

Le Premier Principe de la Thermodynamique est l'une des lois les plus fondamentales de la physique. Aucune violation de ce principe n'a jamais été observée. Il interdit l'existence d'un "mouvement perpétuel de première espèce", c'est-à-dire une machine qui produirait de l'énergie à partir de rien.

Foire Aux Questions (FAQ)

Quelle est la différence entre la chaleur et la température ?

La température est une mesure de l'agitation thermique moyenne des particules d'un système. La chaleur est un transfert d'énergie thermique entre deux systèmes à des températures différentes. Un objet peut avoir une haute température mais contenir peu d'énergie thermique (une étincelle), tandis qu'un objet à plus basse température peut en contenir beaucoup plus (un lac).

Pourquoi le travail est-il négatif lors d'une expansion ?

La convention thermodynamique est centrée sur le système. Lorsque le gaz se détend, il pousse sur l'environnement et lui transfère de l'énergie sous forme de travail. Le système perd donc de l'énergie, d'où le signe négatif. Inversement, lors d'une compression, l'environnement fournit du travail au système, qui gagne de l'énergie (\(w > 0\)).

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Lors de la compression d'un gaz, le travail \(w\) est :

  • Nul

2. Pour un gaz parfait, l'énergie interne dépend uniquement de :

  • Sa pression
Énergie Interne (U)
Somme de toutes les énergies microscopiques (cinétiques et potentielles) d'un système. C'est une fonction d'état.
Travail (w)
Transfert d'énergie ordonné entre un système et son environnement, résultant d'une force agissant sur une distance (ex: la force de pression d'un gaz poussant un piston).
Chaleur (q)
Transfert d'énergie désordonné (thermique) entre un système et son environnement, résultant d'une différence de température.
Premier Principe de la Thermodynamique
Loi de conservation de l'énergie stipulant que la variation de l'énergie interne d'un système, \(\Delta U\), est égale à la somme de la chaleur et du travail échangés : \(\Delta U = q + w\).
Analyse de l’Énergie Interne

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