Équilibre thermodynamique

état d'un système dans lequel aucune modification macroscopique n'a lieu dans le temps
Exemple d'équilibre thermodynamique de deux systèmes, en l'occurrence deux phases : l'équilibre liquide-vapeur du brome.

En thermodynamique, un équilibre thermodynamique correspond à l'état d'un système ne subissant aucune évolution à l'échelle macroscopique. Les grandeurs intensives caractérisant ce système (notamment la pression, la température, les potentiels chimiques) sont alors homogènes dans l'espace et constantes dans le temps. Cet équilibre est stable s'il n'est pas susceptible d'évoluer sur une échelle de temps infinie, ou sous le coup d'une perturbation extérieure ou d'une fluctuation locale interne.

Tout système évolue selon les premier et deuxième principes de la thermodynamique, qui définissent les fonctions d'état énergie interne et entropie. Un équilibre thermodynamique est stable lorsque le système ne peut plus évoluer, car cela impliquerait une diminution de l'entropie contraire au deuxième principe. L'équilibre thermodynamique d'un système isolé (qui n'échange ni travail, ni chaleur, ni matière avec l'extérieur) est caractérisé par un maximum de l'entropie et un minimum de l'énergie interne. L'équilibre d'un système fermé (qui n'échange pas de matière avec l'extérieur) sous contrainte est caractérisé par le minimum d'un potentiel thermodynamique spécifique, qui est également une fonction d'état, qui correspond à un maximum de l'entropie globale du système et de son extérieur.

L'entropie et les potentiels thermodynamiques possèdent en conséquence des caractéristiques de concavité ou de convexité qui déterminent le signe de certains coefficients calorimétriques et thermoélastiques, ainsi que certaines propriétés des potentiels chimiques des espèces constituant le système. D'autre part, deux systèmes en équilibre l'un avec l'autre ont atteint simultanément :

  • un équilibre mécanique lorsque les deux systèmes ont la même pression ;
  • un équilibre thermique lorsque les deux systèmes ont la même température ;
  • un équilibre diffusif lorsque chaque espèce chimique a le même potentiel chimique dans les deux systèmes.

Les équilibres de phases et les équilibres chimiques sont des exemples d'équilibres thermodynamiques. Ces principes expliquent également la coalescence des milieux dispersés, ceux-ci tendant à minimiser leur surface.

Principes générauxModifier

Éléments de définition d'un équilibre thermodynamiqueModifier

Définition de l'équilibre thermodynamiqueModifier

Les états d'équilibre sont les objets d'étude de la thermodynamique. Un processus thermodynamique est une transformation d'un système passant d'un état d'équilibre à un autre. Une transformation réversible est effectuée par l'intermédiaire d'équilibres successifs, tandis qu'une transformation irréversible est effectuée via des états hors équilibre. Dans les faits, la définition d'un état d'équilibre est bien souvent circulaire : un système à l'équilibre thermodynamique est un système qui peut être décrit par les lois de la thermodynamique, tandis qu'un échec de la thermodynamique peut être interprété comme une preuve que le système n'est pas à l'équilibre[1].

L'équilibre thermodynamique peut être défini ainsi[1],[2],[3] :

Équilibre thermodynamique
État que tout système isolé atteint après un temps suffisamment long
et caractérisé macroscopiquement par un nombre fini de variables d'état.

Les variables, ou grandeurs, décrivant le système sont extensives : en général on considère le volume , l'énergie interne et les quantités , etc. des espèces chimiques constituant le système. Les variables décrivant l'équilibre sont intensives : en général on considère la pression , la température et les potentiels chimiques , etc. des espèces[2],[4]. Ces grandeurs intensives ne sont définies et mesurables qu'à l'équilibre[3].

On ajoute à cette définition la nécessité pour le système d'être homogène et isotrope, c'est-à-dire le fait que les grandeurs intensives sont identiques en tout point du système et ne dépendent pas de la direction selon laquelle le système est observé. Dans les faits, un système peut être à l'équilibre sans être homogène, comme dans le cas d'une colonne de liquide dans laquelle la pression dépend de l'emplacement dans la colonne. Le critère de l'homogénéité permet de simplifier la description thermodynamique du système et de son équilibre. D'autre part, les grandeurs décrivant l'équilibre sont invariantes dans le temps : le système n'évolue plus et ne peut plus évoluer.

Cette définition est issue d'observations courantes qui montrent qu'un système isolé a tendance à évoluer vers un état indépendant de son histoire. Dans la pratique, cette définition pose certaines difficultés, notamment quant à l'établissement d'un système isolé et quant à la durée d'observation nécessaire à l'obtention de l'équilibre.

Systèmes thermodynamiques fermé et isoléModifier

Dans la colonne d'un baromètre à mercure, la pression est quasi nulle au sommet et égale à la pression atmosphérique au pied, par effet de la gravité.

Un système thermodynamique, ou système, est une portion de l'Univers délimitée par la pensée du reste de l'Univers, appelé système extérieur ou extérieur[5],[4]. La paroi, aussi appelée enceinte ou enveloppe, qui marque la frontière entre le système et l'extérieur, qui peut être virtuelle, détermine la nature du système selon les échanges qu'elle rend possibles au cours d'une transformation du système. Un système ouvert peut échanger de l'énergie (sous forme de travail et de chaleur) et de la matière avec l'extérieur. Un système fermé peut échanger de l'énergie mais pas de matière. Un système isolé n'échange ni énergie ni matière[4].

Tous ces types de système sont supposés être homogènes, c'est-à-dire que les grandeurs intensives (pression, température, potentiels chimiques) qui décrivent un système sont identiques en tout point de ce système. Ceci implique que le système ne baigne pas dans un champ de force extérieur, notamment un champ électromagnétique ou gravitationnel. La gravité induit que la pression n'est pas homogène dans un système réel : dans une colonne de liquide, en raison des lois de l'hydrostatique, la pression est plus forte au fond de la colonne qu'en surface. Par exemple, 10 m de colonne d'eau induisent une différence de pression d'environ 1 bar, et la loi de Henry induit que les concentrations en gaz dissouts dans une telle colonne sont deux fois plus importantes au fond de la colonne qu'en surface. La gravité induit des gradients de pression et de concentration dans une colonne de liquide, qui n'est donc pas homogène. La gravité est un facteur moins influent pour les gaz, qui ont des masses volumiques plus faibles que les liquides. Le volume du système étudié doit par conséquent être suffisamment petit pour pouvoir, expérimentalement, négliger l'influence de champs de forces extérieurs, et notamment de la gravité.

Le volume doit toutefois rester suffisamment important pour éviter les effets de surface. En effet, la matière peut avoir un comportement altéré aux interfaces entre phases : entre un gaz et un liquide, entre les parois d'un récipient et son contenu. Des gradients de concentration peuvent, par exemple, s'établir à ces interfaces, des forces particulières (tension superficielleetc.) peuvent y agir. Ces phénomènes sont cependant très localisés et négligeables sur des volumes suffisamment importants[6].

Un piston est un système fermé. Son enceinte ne laisse ni entrer ni sortir la matière. Par contre elle est déformable et laisse passer la chaleur.

Un système fermé n'échange aucune matière avec l'extérieur. Sa paroi est imperméable, aucune matière ne peut la traverser. Par contre, cette paroi peut être déformable, le volume du système peut ainsi évoluer au cours de la transformation par le travail des forces de pression. De même, cette paroi peut laisser passer de la chaleur par conduction ou rayonnement. Un piston est un exemple typique de système fermé. Expérimentalement, l'obtention d'une étanchéité parfaite est le point le plus délicat d'un tel système. De plus, la paroi elle-même ne doit pas subir de dégradation au cours du temps, sous l'effet des déformations ou de la chaleur. Son matériau doit être inerte, il ne doit pas relarguer de composants vers le système, ou absorber des composants du système, ou réagir avec le contenu.

Un tube en aluminium (5 mm d'épaisseur) ayant subi une pression extérieure de 700 bar.

L'absence d'échange de travail avec l'extérieur suppose, outre l'absence d'un champ de force extérieur, que les forces de pression ne peuvent pas déformer le système, et donc que son volume reste constant au cours de la transformation. La paroi du système doit pouvoir résister, le cas échéant, à un vide poussé ou à de fortes pressions, tant à l'intérieur qu'à l'extérieur du système.

Le vase de Dewar est un récipient aux parois adiabatiques.

L'absence d'échange de chaleur du système avec son environnement est approximativement réalisable à l'aide d'isolants thermiques. Il n'existe pas d'isolant parfait, tout matériau laissant passer, à des degrés divers, de la chaleur par conduction ou rayonnement. La capacité d'un matériau à s'opposer à un flux thermique est appelée résistance thermique ; une transformation effectuée en l'absence d'échange de chaleur avec l'extérieur est dite « adiabatique » et suppose que les parois du système isolé ont une résistance thermique infinie. De tels matériaux n'existent pas, et les déperditions thermiques du système ne peuvent être négligées que sur des temps d'observation réduits[7].

Dans la pratique, un système isolé ne peut donc être réalisé que sur de petits volumes, afin de négliger l'influence de la gravité, mais suffisamment importants pour rendre les effets de surface négligeables. Sa paroi doit être totalement imperméable et inerte vis-à-vis du contenu et de l'extérieur du système, et résister à la différence de pression entre contenu et extérieur. Elle doit de plus empêcher toute déperdition thermique. Dans les faits, un tel système est idéal et n'existe pas, mais on peut obtenir des systèmes s'en approchant sur des temps relativement courts.

Échelle macroscopique, équilibre stationnaireModifier

À l'échelle microscopique les molécules se déforment en permanence.
À l'échelle microscopique les molécules se déplacent en permanence (mouvement brownien).

En thermodynamique, la matière étudiée est le plus souvent constituée de particules telles que des molécules ou des ions. Ces structures composées d'atomes se déforment en permanence selon leurs degrés de liberté internes. Dans un fluide (liquide, gaz) ces espèces chimiques se déplacent en permanence (mouvement brownien) dans l'espace. Dans un solide les atomes vibrent en permanence autour d'une position moyenne. De même, dans les équilibres chimiques des espèces se transforment en permanence, des réactifs donnant des produits et réciproquement. Dans les équilibres de phases, des particules passent en permanence d'une phase à l'autre au niveau de l'interface entre phases. À l'échelle microscopique, les composants d'un système thermodynamique quelconque ne sont donc jamais figés dans l'espace et le temps. À cette échelle, un système thermodynamique subit en permanence des fluctuations spatiales et temporelles des grandeurs qui le décrivent[1],[2].

À l'échelle macroscopique aucun mouvement n'est observé.

À l'échelle macroscopique ces fluctuations et mouvements ne sont pas perceptibles directement, mais sont reflétés par des grandeurs intensives telles que la pression, la température, les potentiels chimiques des espèces chimiquesetc. Lorsque ces grandeurs sont homogènes dans l'espace et constantes dans le temps, l'état du système est décrit comme étant celui d'un équilibre[2],[4]. Cet équilibre est qualifié d'équilibre stationnaire ou d'équilibre dynamique, car à l'échelle microscopique les échanges entre particules et les mouvements de celles-ci ont toujours lieu (au contraire d'un équilibre statique).

Ce sont donc les moyennes des grandeurs intensives mesurées qui décrivent son équilibre : localement, ces grandeurs fluctuent dans le temps et l'espace[2]. Ainsi, la thermodynamique décrit les états macroscopiques de la matière et énonce les lois qui régissent les échanges d'énergie entre de grands ensembles de particules. Elle ne dit rien sur le détail des interactions et mouvements à l'échelle microscopique, dont l'étude relève d'autres domaines de la physique.

Équilibre stableModifier

Exemple d'équilibre chimique instable. Le diamant (à gauche) est une forme instable du carbone. Sur une très longue échelle de temps, le diamant se transforme en graphite (à droite).

Certaines transformations extrêmement lentes conduisent à l'observation d'états hors équilibre, dits équilibres instables, qui peuvent paraitre stables sur une échelle de temps relativement longue[1]. Ainsi le diamant est-il une forme instable du carbone : il tend naturellement à se transformer en graphite, qui est la forme stable dans les conditions normales de température et de pression, mais cette réaction n'est observable qu'à des échelles de temps géologiques. De même, des phénomènes de diffusion de la matière peuvent être extrêmement lents et non observables sur des temps courts, l'équilibre apparent observé est également instable.

Exemple d'équilibre de phase métastable. La perturbation appliquée à cette eau liquide à température négative, en état de surfusion, déclenche son passage à l'état solide.

Certains états observés sont des états hors équilibre qui perdurent dans le temps jusqu'à ce qu'une perturbation déclenche une transformation souvent violente : ces états sont dits équilibres métastables[4]. Par exemple, un mélange d'hydrogène et d'oxygène peut rester stable dans le temps, mais une simple étincelle déclenche une réaction violente qui produit de l'eau. De même, l'eau peut être maintenue liquide en dessous de 0 °C à pression atmosphérique : cet état est appelé état de surfusion, il suffit alors de l'introduction d'une poussière ou d'une fluctuation de température pour que l'eau se solidifie brutalement. Des solutions liquides peuvent contenir un soluté (gaz ou solide) dissout en état de sursaturation, c'est-à-dire à des concentrations plus importantes que celles décrites par la thermodynamique, jusqu'à ce qu'une perturbation déclenche un phénomène brutal de désaturation (respectivement un dégazage et une précipitation) permettant d'établir l'état d'équilibre stable de la solution, l'état de saturation prédit par la thermodynamique.

Un équilibre stable peut donc se définir comme étant un état non susceptible d'évoluer sur une échelle de temps infinie, ni sous le coup d'une perturbation extérieure ou d'une fluctuation locale interne[2],[4].

Principes de la thermodynamiqueModifier

Premier principe de la thermodynamiqueModifier

Le premier principe de la thermodynamique est un principe de conservation de l'énergie interne, notée .

Premier principe de la thermodynamique

Au cours d'une transformation quelconque, la variation de l'énergie interne d'un système fermé
est égale à la somme du travail et de la chaleur échangés par le système avec l'extérieur :

En conséquence, l'énergie interne d'un système isolé ne varie pas au cours de la transformation, soit :

L'énergie interne d'un système isolé est invariante : .

Deuxième principe de la thermodynamiqueModifier

Le deuxième principe de la thermodynamique est un principe d'évolution de la transformation thermodynamique ayant lieu dans le système. Ce principe introduit la notion d'entropie, notée .

Pour un système thermodynamique échangeant de la chaleur avec un autre système, l'entropie est définie par l'inégalité de Clausius :

Entropie, inégalité de Clausius :

avec la température absolue. La transformation est :

  • réversible si  ;
  • irréversible si .

Le deuxième principe de la thermodynamique énonce que :

Deuxième principe de la thermodynamique

Au cours d'une transformation quelconque, l'entropie d'un système isolé ne peut qu'augmenter :

Potentiels thermodynamiquesModifier

Considérons un système fermé et son extérieur formant globalement un système isolé et subissant une transformation quelconque. Nous posons :

  • la pression, en considérant que le système et l'extérieur sont constamment à la même pression, celle-ci pouvant évoluer ;
  • la température, en considérant que le système et l'extérieur sont constamment à la même température, celle-ci pouvant évoluer ;
  • le volume du système ;
  • le volume de l'extérieur.

Le système global isolé n'échange pas de travail avec son propre extérieur. Il n'y a donc aucune force de pression pour déformer son volume global  : le travail . Le volume du système étudié peut donc évoluer au cours de la transformation en respectant la contrainte :

Pour le système, nous considérons :

  • qu'il produit un travail des forces de pression égal à  ;
  • qu'il est le siège d'une transformation potentiellement irréversible, soit  ; il peut s'agir, entre autres :
    • du travail d'une force utile non récupéré, qui est alors dégradé en chaleur ;
    • de travaux de forces non récupérables, telles que les frottements ou la viscosité, qui sont également dégradés en chaleur ;
    • d'une réaction chimique ou d'un phénomène diffusif.

On pose : .

La variation de l'énergie interne du système vaut en conséquence :

Pour le système : (1)

Pour l'extérieur, nous considérons :

  • qu'il produit un travail des forces de pression égal à  ;
  • qu'il reçoit la chaleur émise par le système et que la transformation est réversible : .

La variation de l'énergie interne de l'extérieur vaut en conséquence :

Pour l'extérieur :

En application du premier principe, puisque le système et l'extérieur forment un système isolé, l'énergie globale est conservée :

(2)

En application du deuxième principe, puisque le système et l'extérieur forment un système isolé, l'entropie globale ne peut que croître :

(3)

À partir des relations (1), (2) et (3), on appelle potentiel thermodynamique une fonction d'état, notée de façon générique , telle que :

Potentiel thermodynamique

On vérifie l'inégalité de Clausius .

Les divers potentiels thermodynamiques sont créés en fixant certaines conditions de la transformation :

à volume et entropie constants :  ;
à volume et température constants :  ;
  • enthalpie  :
à pression et entropie constantes :  ;
à pression et température constantes : .

Au cours de cette transformation, l'une des deux entropies et peut décroître, du moment que l'entropie globale du système isolé croît. Les potentiels thermodynamiques ne peuvent que décroître.

Concavité de l'entropie et convexité de l'énergie interneModifier

Concavité de l'entropieModifier

Exemple de fonction concave à deux variables présentant un maximum.

Les variables de l'entropie sont toutes extensives : volume , énergie interne , quantité de matière etc. On les note de façon générique . À l'équilibre, l'entropie est elle-même une fonction extensive.

Considérons deux systèmes thermodynamiques isolés notés et , par exemple deux phases différentes. Chacun de ces deux systèmes est à l'équilibre thermodynamique indépendamment de l'autre. Ils ont respectivement pour entropie[8] :

On prélève une fraction quelconque (comprise entre 0 et 1) du système et une fraction du système . Les variables de l'entropie étant extensives, ces fractions de systèmes et sont définies respectivement par des fractions des variables initiales. L'entropie étant elle-même extensive à l'équilibre, les entropies de ces deux fractions de systèmes sont des fractions des entropies des systèmes et initiaux et valent respectivement[8] :

Ces deux fractions sont mises en contact de façon à former un nouveau système isolé . Puisque les variables de l'entropie sont toutes extensives, elles s'additionnent : les volumes s'additionnent, les énergies internes s'additionnent, les quantités des constituants s'additionnent, etc. En particulier, en vertu du premier principe de la thermodynamique, le nouveau système étant isolé, son énergie interne ne peut pas évoluer et ne peut qu'être égale à . Le nouveau système est par conséquent défini par les sommes des variables des deux fractions, et son entropie est une fonction telle que[8] :

Si les deux fractions sont déjà à l'équilibre thermodynamique entre elles au moment de leur mise en contact, alors le nouveau système n'évolue pas et a pour entropie . Si les deux fractions ne sont pas immédiatement à l'équilibre entre elles, alors le nouveau système est le siège d'une transformation thermodynamique (par exemple un transfert de chaleur ou de matière d'un sous-système à l'autre, une réaction chimique…). En vertu du deuxième principe de la thermodynamique, l'entropie du nouveau système ne peut qu'augmenter au cours de cette transformation et, lorsque celui-ci a atteint l'équilibre, ne peut qu'être supérieure à la somme des entropies des deux fractions. À l'équilibre de ce nouveau système on a par conséquent[8] :

L'entropie est donc une fonction concave[9] par rapport à ses variables naturelles. En termes mathématiques, la matrice hessienne de l'entropie est définie négative[9], d'où[8],[10],[11] :

L'entropie est une fonction concave :

Convexité de l'énergie interneModifier

Exemple de fonction convexe à deux variables présentant un minimum.

On considère un système fermé siège d'une transformation quelconque, que l'on traduit par le terme dans la différentielle du premier ordre de [12] :

Les variables sont les mêmes pour l'énergie interne et l'entropie. Les variables de l'énergie interne (volume, entropie, quantité de matièreetc.) sont par conséquent toutes extensives. On a la différentielle du deuxième ordre de l'énergie interne :

Pour l'entropie on a de même :

Par substitution de on obtient :

Par conséquent :

Puisque la température thermodynamique ne peut être que positive, alors et sont de signes opposés. L'entropie étant une fonction concave, l'énergie interne est une fonction convexe[9] par rapport à ses variables naturelles. En termes mathématiques, la matrice hessienne de l'énergie interne est définie positive[9], d'où[13] :

L'énergie interne est une fonction convexe :

Conditions d'établissement d'un équilibre stableModifier

Entropie et énergie interneModifier

Soit un système fermé, n'échangeant que le travail des forces de pression et de la chaleur avec l'extérieur. On suppose que son énergie interne varie selon :

et par conséquent que l'entropie varie selon :

Le terme générique représente le travail de forces autres que les forces de pression, ou une réaction chimique, etc. Ces phénomènes ne sont pas échangés avec l'extérieur, ils restent internes au système. Les variables sont supposées être toutes extensives.

Le système évolue selon les premier et deuxième principes de la thermodynamique :

Évolution

L'entropie est concave :

L'énergie interne est convexe :

Équilibre d'un système isoléModifier

Évolution d'un système isoléModifier

Un système isolé n'échange ni travail, soit , ni chaleur, soit , ni matière avec l'extérieur. En l'absence d'un travail de forces de pression échangé avec l'extérieur, soit , le système évolue à volume constant, soit . En l'absence de tout autre échange avec l'extérieur, l'énergie interne et l'entropie de celui-ci ne varient pas. Selon le premier principe de la thermodynamique, le système isolé évolue à énergie interne constante. On obtient :

Le système isolé évolue selon :

Évolution

Les différentielles du deuxième ordre donnent :

À l'équilibre l'entropie du système n'évolue plus, soit . Ainsi, à l'équilibre :

À l'équilibre

On étudie la variation d'un paramètre quelconque du système à partir de cet équilibre.

Principe de l'entropie maximaleModifier

Figure 1 - Condition d’équilibre stable d'un système isolé selon l'entropie.
À partir du point d'équilibre stable E, à énergie interne constante (plan jaune), toute variation d'un paramètre de l'équilibre ne peut induire qu'une diminution de l'entropie : l'entropie a atteint un maximum au point E.

À l'équilibre on a et , qui se traduisent, à volume et énergie interne constants, pour toute variation d'un paramètre quelconque, par :

À l'équilibre l'entropie atteint donc un maximum (voir la figure 1). Toute variation à partir de cet équilibre, à volume et énergie interne constants, d'un paramètre quelconque ne peut que faire diminuer l'entropie, ce qu'interdit le deuxième principe de la thermodynamique. Le système ne peut plus évoluer, l'équilibre est stable, d'où le principe de l'entropie maximale[14],[15],[16] :

Principe de l'entropie maximale

L'état d'équilibre stable d'un système isolé est caractérisé par une entropie maximale :
condition d'équilibre,
condition de stabilité.

Principe de l'énergie interne minimaleModifier

Figure 2 - Condition d’équilibre stable d'un système isolé selon l'énergie interne.
À partir du point d'équilibre stable E, à entropie constante (plan jaune), toute variation d'un paramètre de l'équilibre ne peut induire qu'une augmentation de l'énergie interne : l'énergie interne a atteint un minimum au point E.

À l'équilibre on a et , qui se traduisent, à volume et entropie constants, pour toute variation d'un paramètre quelconque, par :

À l'équilibre, l'énergie interne correspond donc à un minimum (voir la figure 2). Toute variation à partir de cet équilibre, à volume et entropie constants, d'un paramètre quelconque ne peut que faire augmenter l'énergie interne, ce qu'interdit le premier principe de la thermodynamique. Le système ne peut plus évoluer, l'équilibre est stable, d'où le principe de l'énergie minimale[17],[18] :

Principe de l'énergie interne minimale

L'état d'équilibre stable d'un système isolé est caractérisé par une énergie interne minimale :
condition d'équilibre,
condition de stabilité.

Équilibre d'un système fermé sous contrainteModifier

Évolution d'un système ferméModifier

Un système fermé échange du travail et de la chaleur avec l'extérieur, mais pas de matière[4]. On considère qu'il forme avec l'extérieur un système isolé, aussi évolue-t-il selon :

entropie globale croissante :
énergie interne globale invariante :

soit :

Évolution

À l'équilibre on a :

À l'équilibre
entropie globale maximale : et
énergie interne globale minimale : et

L'extérieur constitue un réservoir qui permet de maintenir constantes certaines caractéristiques du système fermé étudié. Ce réservoir est supposé suffisamment grand, en regard du système étudié, pour que les échanges avec le système ne modifient pas de façon significative ses propres caractéristiques, qui sont donc considérées comme constantes au cours de la transformation. Par exemple, un réacteur (système étudié) en équilibre de pression et de température avec l'atmosphère (extérieur) reste constamment à pression et température atmosphériques, qui ne varient pas. L'atmosphère reçoit le travail des forces de pression et la chaleur du réacteur, mais cet apport d'énergie est bien insuffisant pour modifier sa pression et sa température. L'extérieur impose donc des contraintes au système fermé étudié.

Au cours de cette transformation, l'une des deux entropies et peut décroître, du moment que l'entropie globale du système isolé croît.

À volume et entropie constantsModifier

Pour un système évoluant à volume et entropie du système constants, soit et , on a :

Évolution

L'entropie du système est constante, mais l'entropie de l'extérieur augmente. Le système évolue spontanément dans le sens d'une diminution de l'énergie interne , mais l'énergie interne globale est constante. Dans ces conditions, l'énergie interne est convexe. Lorsque l'équilibre est atteint, ne varie plus, alors :

À l'équilibre
et

Par conséquent[18] :

Dans une transformation à volume et entropie constants, l'énergie interne d'un système fermé diminue.
L'équilibre stable est caractérisé par un minimum de .

À volume et température constantsModifier

On introduit l'énergie libre du système :

Pour un système évoluant à volume et température constants, soit et , on a :

Évolution

L'entropie globale augmente. Le système évolue spontanément dans le sens d'une diminution de l'énergie libre . Dans ces conditions, l'énergie libre est convexe. Lorsque l'équilibre est atteint, ne varie plus, alors :

À l'équilibre
et

Par conséquent[19] :

Dans une transformation à volume et température constants, l'énergie libre d'un système fermé diminue.
L'équilibre stable est caractérisé par un minimum de .

À pression et entropie constantesModifier

On introduit l'enthalpie du système :

Pour un système évoluant à pression et entropie constantes, soit et , on a :

Évolution

L'entropie du système est constante, mais l'entropie de l'extérieur augmente. Le système évolue spontanément dans le sens d'une diminution de l'enthalpie . Dans ces conditions, l'enthalpie est convexe. Lorsque l'équilibre est atteint, ne varie plus, alors :

À l'équilibre
et

Par conséquent[20] :

Dans une transformation à pression et entropie constantes, l'enthalpie d'un système fermé diminue.
L'équilibre stable est caractérisé par un minimum de .

À pression et température constantesModifier

On introduit l'enthalpie libre du système :

Pour un système évoluant à pression et température constantes, soit et , on a :

Évolution

L'entropie globale augmente. Le système évolue spontanément dans le sens d'une diminution de l'enthalpie libre . Dans ces conditions, l'enthalpie libre est convexe. Lorsque l'équilibre est atteint, ne varie plus, alors :

À l'équilibre
et

Par conséquent[21] :

Dans une transformation à pression et température constantes, l'enthalpie libre d'un système fermé diminue.
L'équilibre stable est caractérisé par un minimum de .

ImplicationsModifier

Conditions de stabilitéModifier

Expression des conditions de stabilitéModifier

La concavité de l'entropie et la convexité de l'énergie interne induisent que leurs dérivées secondes, ainsi que celles des autres potentiels thermodynamiques, doivent répondre à certaines contraintes, notamment quant à leur signe. Un système dans lequel l'une de ces dérivées secondes ne vérifie pas ces contraintes ne peut être stable, car il enfreint le deuxième principe de la thermodynamique. Ainsi les critères de convexité de l'entropie et des potentiels thermodynamiques induisent-ils les conditions de stabilité d'un système. Les conditions données ci-dessous sont toutefois nécessaires, mais pas suffisantes.

Dans les expressions ci-dessous, le théorème de Schwarz permet d'écrire, pour l'entropie comme pour tout potentiel thermodynamique, et pour deux variables quelconques : . Ainsi, les conditions données pour sont également valables pour .

Les conditions de stabilité relatives aux dérivées partielles secondes de l'entropie sont :

Conditions de stabilité selon l'entropie
(csS1) :  ; (csS2) :  ; (csS3) :
(csS4) :  ; (csS5) :
(csS6) :  ; (csS7) :

L'entropie est une fonction concave par rapport à toutes ses variables, qui sont toutes extensives[10].

Les conditions de stabilité relatives aux dérivées partielles secondes des potentiels thermodynamiques par rapport à une unique variable sont :

Conditions de stabilité selon les potentiels thermodynamiques
(csU1) :  ; (csU2) :  ; (csU3) :
(csF1) :  ; (csF2) :  ; (csF3) :
(csH1) :  ; (csH2) :  ; (csH3) :
(csG1) :  ; (csG2) :  ; (csG3) :

Pour un potentiel thermodynamique , étant une variable naturelle de  :

  • si est intensive (pression, température) :
Les divers potentiels thermodynamiques sont concaves par rapport à leurs variables naturelles intensives[22] ;
  • si est extensive (volume, entropie, quantité de matière) :
Les divers potentiels thermodynamiques sont convexes par rapport à leurs variables naturelles extensives[22].

Les conditions de stabilité relatives aux dérivées partielles secondes croisées des potentiels thermodynamiques sont :

Conditions de stabilité selon les potentiels thermodynamiques
(csU4) :  ; (csU5) :
(csU6) :  ; (csU7) :


(csF4) :  ; (csF5) :


(csH4) :  ; (csH5) :


(csG4) :  ; (csG5) :

Pour un potentiel thermodynamique , et étant des variables naturelles de  :

  • si est intensive et extensive il n'y a pas de condition sur la dérivée croisée .

Coefficients calorimétriques et thermoélastiquesModifier

Capacité thermique.
En raison de sa capacité thermique positive, une bouillote accumule de la chaleur lorsque sa température augmente.
Compressibilité.
En raison de sa compressibilité positive, le volume d'un corps diminue lorsque la pression extérieure augmente.

Parmi les coefficients calorimétriques et thermoélastiques sont définis :

Les conditions de stabilité (csF2) et (csU2) donnent[23],[24] :
Condition de stabilité (csCV) :
Les conditions de stabilité (csH1) et (csU1) donnent[23],[24] :
Condition de stabilité (csChiS) :
  • un coefficient sans nom  ; étant donné l'équation d'état (edeP) on a :
La condition de stabilité (csU4) donne :
Condition de stabilité (csLambda) :
Les conditions de stabilité (csG2) et (csH2) donnent[23],[24] :
Condition de stabilité (csCP) :
Les conditions de stabilité (csG1) et (csF1) donnent[23],[24] :
Condition de stabilité (csChiT) :
La condition de stabilité (csG4) donne :
Condition de stabilité (csAlpha) :

Les capacités thermiques et positives correspondent aux observations communes : un corps absorbe de la chaleur lorsque sa température augmente et en restitue lorsqu'elle diminue. De même, le volume d'un corps diminue sous l'effet de la pression : les coefficients de compressibilité et sont positifs. La thermodynamique n'interdit pas que ces coefficients soient négatifs, mais un corps présentant de telles propriétés serait instable considéré seul car il diminuerait l'entropie, en contradiction avec le deuxième principe de la thermodynamique : une telle situation est donc difficilement observable. Cependant des coefficients négatifs peuvent être observés dans un contexte impliquant des phénomènes compensant cette instabilité. En physique stellaire la stabilité des étoiles est expliquée par une capacité thermique négative due à l'attraction gravitationnelle entre ses constituants. Une étoile génère par fusion nucléaire plus d'énergie qu'elle ne peut en rayonner, ce qui, avec une capacité thermique positive, induirait une telle accumulation de chaleur, et donc une telle augmentation de température, que l'étoile serait instable et mourrait rapidement. La capacité thermique négative permet d'accumuler la chaleur tout en maintenant une température stable[25]. D'autre part, des coefficients de compressibilité négatifs ont été observés sur des mousses métalliques et des cristaux composés d'eau et de méthanol, ces phénomènes étant expliqués par l'architecture des cristaux à l'échelle moléculaire[26],[27],[28].

Potentiel chimiqueModifier

Les conditions de stabilité (csU3), (csF3), (csH3), (csG3), avec les définitions (mu), donnent respectivement[29] :

Conditions de stabilité
(csMu1) :  ; (csMu2) :
(csMu3) :  ; (csMu4) :

Le potentiel chimique d'une espèce chimique quelconque augmente lorsque l'on augmente la quantité de cette espèce, les quantités des autres constituants restant constantes (en l'absence de réaction chimique), et ce quelles que soient les autres conditions opératoires également maintenues constantes.

Les conditions de stabilité (csU5), (csU6), (csF4) et (csH4), avec les définitions (mu), les équations d'état (edeP) et (edeT), et le théorème de Schwarz, donnent respectivement, pour toute espèce chimique  :

Conditions de stabilité
(csMu5) :
(csMu6) :
(csMu7) :
(csMu8) :

Les conditions de stabilité (csU7), (csF5), (csH5) et (csG5), avec les définitions (mu) et le théorème de Schwarz, donnent respectivement, pour deux espèces chimiques et quelconques :

Conditions de stabilité
(csMu9) :
(csMu10) :
(csMu11) :
(csMu12) :

Équilibre d'un système hétérogèneModifier

Conditions générales d'équilibreModifier

On considère un système isolé hétérogène : il peut être subdivisé en plusieurs sous-systèmes ayant chacun sa propre pression, sa propre température et ses propres potentiels chimiques. Il peut s'agir par exemple de phases différentes, mais il peut également s'agir de deux zones distinctes au sein d'une même phase (par exemple une barre de métal ayant des températures différentes aux deux extrémités). Soit deux sous-sytèmes notés et . Le système global isolé subit une transformation afin d'atteindre l'équilibre. On écrit pour chacun des deux sous-systèmes la variation d'énergie interne[30] :

avec la grandeur relative à la phase . Soit, pour le système isolé global, les fonctions globales :

énergie interne globale :
entropie globale :

Avec les relations sur le système global isolé, en l'absence de réaction chimique[30] :

  • énergie interne globale constante : , selon le premier principe de la thermodynamique de conservation de l'énergie ;
  • volume global constant :  ;
  • quantités globales des divers corps constantes : pour tout .

Attention : ce sont les grandeurs globales du système global isolé (de l'ensemble constitué par les deux sous-systèmes) qui sont constantes, pas les grandeurs propres à chacun des deux sous-systèmes qui, elles, peuvent varier au cours de la transformation, leurs variations étant opposées : par exemple, les volumes des sous-systèmes et peuvent varier, mais le volume global du système isolé, , est constant et .

On obtient la relation globale pour le système isolé, selon le premier principe de la thermodynamique :

Selon le deuxième principe de la thermodynamique, l'entropie globale du système isolé ne peut qu'augmenter. L'équilibre est atteint lorsque l'entropie globale du système a atteint un maximum : les variations d'entropie des deux sous-systèmes sont alors liées par : . On peut donc écrire pour le système global à l'équilibre[31],[30] :

À l'équilibre :

Quand les deux sous-systèmes sont à l'équilibre, cela ne signifie pas qu'il n'y a pas d'échanges entre eux. Les deux sous-systèmes continuent à échanger de la matière et de l'énergie, mais globalement les échanges se font dans les deux sens et se compensent : l'état d'équilibre obtenu dans ce cas peut être qualifié de dynamique ou stationnaire. Les variations , et pour tout sont donc non nulles à l'équilibre. La relation précédente implique par conséquent l'homogénéité des potentiels mécanique (pression), thermique (température) et chimiques (potentiels chimiques) entre les deux sous-systèmes à l'équilibre[30] :

  •  ;
  •  ;
  • pour tout .

Une autre façon d'obtenir ce résultat est de considérer que lorsque l'équilibre est atteint, c'est-à-dire lorsque l'entropie du système isolé est maximale (voir la figure 1), alors l'énergie globale du système isolé (constante) correspond à un minimum par rapport aux diverses variables du système (voir la figure 2), ce qui implique que :

  •  ;
  •  ;
  • pour tout .

Les conditions d'équilibre sont donc données par[30] :

Conditions d'équilibre de deux sous-systèmes et
Équilibre mécanique homogénéité de la pression
Équilibre thermique homogénéité de la température
Équilibre diffusif homogénéité des potentiels chimiques pour tout corps  :

Si le système contient un troisième sous-système , celui-ci doit être à l'équilibre avec les sous-systèmes et  : il sera par conséquent à l'équilibre aux mêmes pression, température et potentiels chimiques. Ces conditions sont donc généralisables à plus de deux sous-systèmes en équilibre (gaz-liquide-liquide ou gaz-liquide-solide par exemple, ou multiples phases liquides[32] ou solides).

Note sur l'homogénéité des potentiels chimiques

L'homogénéité des potentiels chimiques signifie que pour le corps 1 , pour le corps 2 , … , pour le corps , mais pas que ces potentiels sont égaux entre corps différents : .

En conséquence, si deux sous-systèmes d'un système isolé ont des températures différentes, celles-ci tendent à s'homogénéiser par transfert thermique (transfert de chaleur). De même, si à un instant donné une espèce chimique quelconque a des potentiels chimiques différents en deux points de ce système, alors par diffusion les potentiels chimiques tendent à s'homogénéiser. Par exemple, au sein d'une même phase, des concentrations ou des fractions molaires ou massiques tendent à s'égaliser en tout point. Dans la plupart des cas, l'équilibre mécanique s'établit très rapidement, suivi par l'équilibre thermique. L'équilibre diffusif, ou chimique, peut être beaucoup plus lent à atteindre[30].

Le transfert thermiqueModifier

Équilibre thermique.
Deux corps à des températures différentes sont mis en contact. Ils échangent de la chaleur. La température la plus haute baisse, la plus basse augmente. À l'équilibre thermique les deux températures sont égales, l'échange de chaleur cesse.

Lorsqu'un milieu est hétérogène en température, celle-ci n'est pas identique en tout point du milieu. Spontanément, de la chaleur migre des zones de température élevée vers les zones de température plus basse : l'entropie du système est ainsi maximisée, conformément au deuxième principe de la thermodynamique. Ce phénomène est appelé transfert thermique.

On considère un système isolé divisé en deux compartiments, et , séparés par une paroi fixe diathermane[33],[34]. Le seul échange possible entre ces deux compartiments est donc un transfert thermique, soit un échange de chaleur. Le volume du système global ne varie pas en l'absence de travail des forces de pression avec l'extérieur, et les volumes des compartiments sont également invariants par la fixité de la paroi.

Il n'est fait aucune hypothèse quant aux pressions, compositions et phases des compartiments, qui peuvent donc être différentes d'un compartiment à l'autre. Les pressions peuvent évoluer au cours de la transformation. On suppose que les compositions sont invariantes en l'absence de réaction chimique et qu'il n'y a pas de changement de phase au cours de la transformation.

La variation d'énergie de chacun des compartiments vaut, en considérant que les transformations n'impliquent que de la chaleur :

Le système étant isolé, on a les relations :

  • (premier principe, conservation de l'énergie globale ) ;
  • (entropie globale ).

Les températures absolues et étant positives, la première relation induit que les entropies et des deux compartiments varient en sens inverse : . En conséquence et varient également en sens inverse : si l'une augmente, l'autre diminue. On obtient finalement :

À énergie interne constante

On suppose que la température du compartiment est plus importante que celle du compartiment , soit . La température absolue étant positive et, selon le deuxième principe de la thermodynamique, l'entropie du système ne pouvant qu'augmenter, soit , alors , d'où , et  : la chaleur diminue dans le compartiment et augmente dans le compartiment . En conséquence, la chaleur migre du compartiment , dans lequel la température est la plus élevée, vers le compartiment , de moindre température. Cette relation ne permet pas de déterminer les variations des températures et des deux compartiments.

Les deux compartiments évoluant à volume constant et en l'absence de réaction chimique, on a par définition des capacités thermiques isochores et respectives des deux compartiments :

La condition de stabilité (csCV) donne :

Puisque et , on a et . Dans le compartiment , où elle est la plus élevée, la température diminue. Elle augmente dans le compartiment , où elle est la plus basse. Au cours du transfert thermique, l'écart tend donc à diminuer.

Le transfert thermique cesse lorsque les températures des deux compartiments sont égales, soit , d'où . L'entropie ne varie plus et le système atteint un équilibre. Si l'entropie continuait à diminuer, alors continuerait à diminuer et à augmenter, d'où et . De même, si l'entropie augmentait à partir de cet équilibre, soit , alors augmenterait et diminuerait, d'où et . L'entropie, à partir de l'équilibre atteint, ne peut que diminuer, ce qui est contraire au deuxième principe de la thermodynamique : l'entropie a donc atteint un maximum et ne peut plus évoluer, cet équilibre est stable (voir la figure 1 avec ).

Si l'on considère une transformation à entropie constante (), alors :

À entropie constante

Un raisonnement similaire à celui tenu à énergie constante montre que toute évolution de dans ces conditions à partir de l'équilibre (, d'où ) ne peut induire qu'une augmentation de l'énergie interne, soit , ce qui est contraire au premier principe de la thermodynamique : l'énergie interne a donc atteint un minimum, cet équilibre est stable (voir la figure 2 avec ).

Pour résumer, si deux compartiments sont mis en contact de telle sorte qu'ils ne puissent échanger que de la chaleur, la chaleur passe du compartiment de plus haute température à celui de moindre température. La température la plus haute diminue et la plus basse augmente. L'équilibre thermique est atteint lorsque les deux températures s'égalisent. L'entropie du système a alors atteint un maximum et son énergie interne un minimum.

Le principe zéro de la thermodynamiqueModifier

Principe zéro de la thermodynamique.
Une paroi adiabatique ne laisse pas passer la chaleur, contrairement à une paroi diathermane. Si A et C sont initialement en équilibre thermique, ainsi que B et C, alors, après inversion des parois, A et B sont immédiatement en équilibre thermique, sans besoin d'échanger de la chaleur.

Le principe zéro de la thermodynamique énonce que[35],[36] :

Principe zéro de la thermodynamique
Si deux systèmes A et B sont en équilibre thermique stable avec un troisième C,

ils sont eux-mêmes en équilibre thermique stable.

Pour l'état initial, on a les deux équilibres, entre A et B d'une part, et B et C d'autre part :

On a alors . Pour l'équilibre de A et B, on a par conséquent :

Comme vu au paragraphe Le transfert thermique, à partir de cet équilibre l'entropie du système AB ne peut que diminuer, ce qu'interdit le deuxième principe de la thermodynamique. Le système AB est donc d'emblée à l'équilibre thermique stable, sans qu'un transfert thermique soit nécessaire pour l'établir. Ainsi le principe zéro de la thermodynamique se déduit-il des premier et deuxième principes[36].

Ce principe permet de définir la notion de température comme une grandeur caractéristique de l'état d'équilibre thermodynamique. Tous les corps à la même température sont en équilibre thermique. En conséquence, le thermomètre est un instrument qui permet de vérifier cet équilibre[37].

La diffusion de la matièreModifier

Diffusion de la matière.
Dans un système isolé, une espèce chimique (ici en rouge) migre d'un compartiment où son potentiel chimique est élevé vers un compartiment où son potentiel est plus bas (figure supérieure). La migration cesse lorsque le potentiel chimique de l'espèce est homogène dans le système (figure inférieure).

Lorsqu'un milieu est hétérogène en composition, le potentiel chimique d'au moins une espèce chimique n'est pas identique en tout point du milieu. Spontanément, chaque espèce migre vers les lieux où son potentiel chimique est le plus bas : l'entropie du système est ainsi maximisée, conformément au deuxième principe de la thermodynamique. Ce phénomène est appelé diffusion de la matière, ou migration.

On considère un système isolé divisé en deux compartiments et séparés par une paroi. Cette paroi n'est perméable qu'à la seule espèce chimique . Elle peut être mobile : le volume de chacun des deux compartiments peut varier, mais le volume global du système, en l'absence de travail des forces de pression avec l'extérieur, est constant. Ces deux compartiments sont supposés être en permanence à l'équilibre mécanique (même pression ) et à l'équilibre thermique (même température ). On suppose enfin que la pression et la température sont constantes et que le système n'est le siège d'aucune réaction chimique.

Il n'est fait aucune hypothèse quant aux autres espèces chimiques du système, qui peuvent donc être différentes d'un compartiment à l'autre, ou à des concentrations différentes de part et d'autre de la paroi. Les deux compartiments peuvent être dans des phases différentes.

La variation d'énergie de chacun des compartiments vaut, en considérant que seule la quantité de l'espèce varie dans les compartiments :

Le système étant isolé, en l'absence de réaction, on a les relations :

  • (premier principe, conservation de l'énergie globale ) ;
  • (système isolé, absence de travail des forces de pression) ;
  • (système isolé, conservation de la matière en l'absence de réaction) ;
  • (entropie globale ).

La troisième relation, issue de la conservation de la matière, induit que les quantités et dans les deux compartiments varient en sens inverse : , si l'une augmente, l'autre diminue. On obtient finalement[38] :

À énergie interne constante

On suppose que le potentiel chimique de l'espèce est plus important dans le compartiment que dans le compartiment , soit . La température absolue étant toujours positive et, selon le deuxième principe de la thermodynamique, l'entropie du système ne pouvant qu'augmenter, soit , alors , d'où  : la quantité de diminue dans le compartiment et augmente dans le compartiment . En conséquence, le corps migre du compartiment , dans lequel son potentiel est le plus important, vers le compartiment , de moindre potentiel. Cette relation ne permet pas de déterminer les variations des potentiels chimiques et dans les deux compartiments.

Les deux compartiments évoluant à pression et température constantes, et en l'absence de réaction chimique, on a les variations des potentiels chimiques dans les deux compartiments :

La condition de stabilité (csMu4) donne :

Puisque et , on a et . Dans le compartiment , où il est le plus élevé, le potentiel chimique diminue. Il augmente dans le compartiment , où il est le plus bas. Au cours de la migration, l'écart tend donc à diminuer.

La migration cesse lorsque les potentiels des deux compartiments sont égaux, soit , d'où . L'entropie ne varie plus et le système atteint un équilibre. Si la quantité continuait à diminuer, alors continuerait à diminuer et à augmenter, d'où et . De même, si la quantité augmentait à partir de cet équilibre, soit , alors augmenterait et diminuerait, d'où et . L'entropie, à partir de l'équilibre atteint, ne peut que diminuer, ce qui est contraire au deuxième principe de la thermodynamique : l'entropie a donc atteint un maximum et ne peut plus évoluer, cet équilibre est stable (voir la figure 1 avec ).

Une goutte de colorant est introduite dans un verre d'eau. Au bout d'un certain temps, sans agitation, le colorant est réparti de façon homogène dans le verre par diffusion.

Si l'on considère une transformation à entropie constante (), alors :

À entropie constante

Un raisonnement similaire à celui tenu à énergie constante montre que toute évolution de dans ces conditions à partir de l'équilibre (, d'où ) ne peut induire qu'une augmentation de l'énergie interne, soit , ce qui est contraire au premier principe de la thermodynamique : l'énergie interne a donc atteint un minimum, cet équilibre est stable (voir la figure 2 avec ).

Pour résumer, si deux compartiments sont mis en contact de telle sorte qu'ils ne puissent échanger que de la matière, une espèce chimique migre du compartiment dans lequel son potentiel chimique est le plus fort à celui de moindre potentiel. Le potentiel le plus fort diminue et le plus faible augmente. L'équilibre chimique est atteint lorsque les deux potentiels s'égalisent. L'entropie du système a alors atteint un maximum et son énergie interne un minimum.

Équilibre de phasesModifier

Règle des phasesModifier

Diagramme de phase de l'eau.
Les courbes représentent les équilibres de deux phases : si la température est fixée, la pression est subie, et réciproquement. Dans les domaines délimités par les courbes une seule phase est stable : on peut y faire varier la pression indépendamment de la température. Le point critique et le point triple ne peuvent être modifiés.

Soit un mélange quelconque composé de espèces chimiques réparties en phases. Les conditions d'équilibre stable d'un système hétérogène définies plus haut impliquent que :

  • les pressions sont liées par les égalités :
  • les températures sont liées par les égalités :
  • pour chacun des constituants, les potentiels chimiques sont liés par les égalités :

Pour chaque phase, les diverses variables sont également liées par la relation de Gibbs-Duhem, soit équations supplémentaires :

On a donc un total de variables et équations. La variance indique le nombre de variables, c'est-à-dire le nombre de conditions opératoires (parmi la pression, la température et les compositions des phases), que l'opérateur peut fixer indépendamment l'une de l'autre en restant dans le domaine d'équilibre stable des phases, d'où la règle des phases[39] :

Règle des phases :

Par exemple, pour un corps pur, soit  :

  • en présence d'une seule phase (par exemple un liquide seul) , soit , on a  : l'opérateur peut imposer la pression et la température indépendamment l'une de l'autre ;
  • en présence de deux phases (par exemple un équilibre liquide-gaz), soit , on a  : l'opérateur peut imposer la pression mais la température d'équilibre est subie (et inversement) ;
  • en présence de trois phases (par exemple le point triple de l'équilibre solide-liquide-gaz), soit , on a  : l'opérateur ne peut imposer aucune condition de l'équilibre.

Un mélange de constituants peut au plus se présenter sous phases à l'équilibre stable. Il ne peut y avoir au plus qu'une seule phase gaz, mais il peut y avoir plusieurs phases liquides et solides à l'équilibre[32].

L'entropie dans un changement de phaseModifier

Lorsque l'on apporte, à pression constante, de la chaleur à un corps pur, son entropie augmente. De façon générale on a, à pression et composition constantes, par définition de la capacité thermique isobare , pour l'entropie et l'enthalpie  :

Selon (csCP) on a . Les différentielles de deuxième ordre des deux fonctions sont données par (d2S) et (d2H) :

À pression et composition constantes, l'entropie est une fonction croissante concave de l'enthalpie , qui est elle-même une fonction croissante convexe de l'entropie.

Changement d'état d'un corps pur. La courbe bleue ABC et la courbe orange CDE sont concaves. Cependant entre B et D l'entropie ABCDE est convexe. Pour conserver la concavité de l'entropie, le corps pur change d'état et l'entropie passe par le segment gris BD.

Sur la figure ci-contre, la courbe ABC bleue représente l'évolution, à pression constante, de l'entropie d'un corps pur solide, la courbe CDE orange celle du même corps pur liquide. Les deux courbes sont concaves : si l'on joint deux points bleus, ou deux points oranges, par un segment de droite, celui-ci est en-dessous de la courbe considérée. Cependant, si l'on considère la courbe globale ABCDE, l'entropie est localement convexe entre B et D : si l'on joint un point de BC à un point de CD par un segment de droite, celui-ci est au-dessus de la courbe. Entre les points B et D, le corps pur ne peut pas être en équilibre stable s'il suit la courbe BCD[40].

Pour conserver la concavité de l'entropie, le corps pur subit un changement d'état et l'entropie passe par le segment de droite BD gris. Au point B le segment gris est tangent à la courbe bleue du solide, au point D il est tangent à la courbe orange du liquide. La courbe ABDE est globalement concave, contrairement à la courbe ABCDE. Le segment BD est la seule trajectoire qui rende l'entropie globalement concave de A à E, tout autre point que B ou D, toute autre courbe qu'un segment de droite entre ces deux points engendrerait une courbe d'entropie localement convexe ou non dérivable. Aux basses enthalpies, en amont du point B, le corps pur est exclusivement solide. En aval du point D, aux hautes enthalpies, le corps pur est exclusivement liquide. Entre B et D, le corps pur fusionne et les deux phases, à enthalpie donnée, coexistent dans un équilibre stable[40].

Entre B et D l'entropie suit donc un segment de droite en fonction de l'enthalpie. La relation induit par conséquent que sur ce segment la température est constante, conformément à la règle des phases : puisque l'on travaille à pression constante, les deux phases du corps pur ne peuvent coexister qu'à une seule température . Ainsi, les grandeurs , , et sont établies aux mêmes pression, température et quantité de matière. Le rapport donne la température de changement d'état (ici la température de fusion). L'écart rapporté à la quantité de matière totale mise en jeu est l'entropie de changement d'état du corps pur (ici l'entropie de fusion). L'écart rapporté à la quantité de matière totale mise en jeu est l'enthalpie de changement d'état du corps pur (ici l'enthalpie de fusion)[40]. L'enthalpie de changement d'état est la chaleur qu'il faut apporter à 1 mole de corps pur pour passer entièrement d'un état à l'autre.

L'équation du segment gris s'écrit :

Si l'on prélève une fraction de la phase D et une fraction de la phase B, et qu'on les met en contact, elles sont d'emblée à l'équilibre, sans nécessité d'une transformation pour atteindre cet équilibre (voir le chapitre Concavité de l'entropie). Puisque les deux points B et D représentent la même quantité de corps pur dans deux phases différentes, le paramètre est le taux de changement d'état (ici le taux de fusion), c'est-à-dire la quantité de phase D (ici de liquide) rapportée à la quantité de matière totale (ici de solide et liquide) mise en jeu lors de la transformation. Pour le corps pur est au point B (ici entièrement solide), pour il est au point D (ici entièrement liquide). Pour le corps pur est biphasique, entre B et D : les deux phases représentées par les points B et D coexistent dans un équilibre stable.

Les branches BC bleue et CD orange sont des branches de métastabilité des phases correspondantes. Si le corps pur évolue sur ces branches (y compris au-delà de C pour le solide, et en-deça de C pour le liquide), la moindre perturbation peut provoquer un brusque changement d'état, amenant l'entropie sur la courbe ABDE stable, à enthalpie constante[40]. L'état métastable du liquide non solidifié en dessous de sa température de fusion est appelé « surfusion », il s'observe de façon naturelle lors des pluies verglaçantes (voir également la vidéo présentée au paragraphe Équilibre stable). L'état métastable du liquide non vaporisé au-dessus de sa température d'ébullition est appelé « surébullition » ou « retard à l'ébullition », il peut s'observer dans une tasse de café chauffée au microonde qui entre en ébullition brutale lorsque l'on y ajoute du sucre.

Le même raisonnement peut être tenu pour toute autre transition de phase. Il est similaire pour les mélanges.

Équilibre chimiqueModifier

Conditions de l'équilibre chimiqueModifier

Soit un système fermé siège d'une réaction chimique. Son énergie interne varie selon :

avec :

  • l'affinité chimique ;  ;
  • l'avancement de réaction.

Pour un système isolé, à et constants, l'équilibre chimique :

  • évolue selon  ;
  • est atteint lorsque :
    • l'entropie est à un maximum :