P6 — Premier principe de la thermodynamique

Thème 2 · Énergie · Physique-Chimie Terminale

🎯 Pourquoi ce chapitre ?

Quand tu gonfles un pneu de vélo à la pompe à main, la pompe chauffe. Quand tu frottes tes mains, elles s’échauffent. Quand un moteur tourne, il fait circuler un fluide qui reçoit du travail et évacue de la chaleur. Tous ces phénomènes sont régis par une seule loi de comptabilité énergétique : le premier principe de la thermodynamique.

L’idée est simple : l’énergie ne se crée pas, elle ne se perd pas, elle se transforme et se transfère. Ce chapitre t’apprend à tenir ce bilan rigoureusement pour un système fermé.

🧭 Ce que tu vas apprendre

  • Définir un système thermodynamique et son énergie interne U
  • Distinguer travail W et transfert thermique Q
  • Appliquer le premier principe : \Delta U = W + Q
  • Calculer la variation d’énergie interne d’une phase condensée : \Delta U = C \Delta T
  • Analyser des situations concrètes (chauffage, compression, changement d’état)

1. Système et énergie interne

a. Système thermodynamique

Un système thermodynamique est une portion d’univers délimitée par une frontière (réelle ou imaginaire). Tout ce qui n’est pas le système constitue l’extérieur.

  • Système isolé : n’échange ni matière ni énergie avec l’extérieur.
  • Système fermé : n’échange pas de matière, mais peut échanger de l’énergie.
  • Système ouvert : échange matière et énergie.

Dans ce chapitre, on étudie uniquement des systèmes fermés.

b. Énergie interne U

À l’échelle microscopique, toute matière contient de l’énergie sous deux formes :

  • Énergie cinétique microscopique : les atomes et molécules sont en agitation permanente (cette agitation est liée à la température).
  • Énergie potentielle microscopique : due aux interactions entre particules (liaisons chimiques, forces intermoléculaires).
Important📐 Définition — Énergie interne

L’énergie interne U d’un système est la somme de toutes les énergies cinétiques et potentielles microscopiques de ses constituants.

  • U en joules (J)
  • U est une fonction d’état : sa variation \Delta U ne dépend que de l’état initial et final, pas du chemin suivi.
Astuce💡 Analogie — Le compte en banque

L’énergie interne, c’est comme le solde d’un compte en banque. On ne connaît pas forcément U à un instant donné (comme on ne connaît pas toujours son solde exact), mais on sait calculer les variations \Delta U à partir des entrées et sorties. Le premier principe, c’est le relevé bancaire.

2. Les deux modes de transfert d’énergie

Un système fermé peut échanger de l’énergie avec l’extérieur de deux façons seulement :

a. Le travail W

Le travail correspond à un transfert d’énergie ordonné à l’échelle macroscopique : une force s’exerce sur la frontière du système et la déplace.

Exemples :

  • Compression d’un gaz par un piston → W > 0 (le système reçoit du travail)
  • Détente d’un gaz qui pousse un piston → W < 0 (le système cède du travail)
  • Travail électrique fourni par un générateur à une résistance

b. Le transfert thermique Q

Le transfert thermique (ou « chaleur ») est un transfert désordonné dû à une différence de température entre le système et l’extérieur.

Exemples :

  • Une casserole chauffée sur une plaque : Q > 0
  • Un café qui refroidit à l’air libre : Q < 0
Avertissement⚠️ Piège — Convention de signe

On adopte la convention du banquier du système : ce qui entre dans le système est compté positivement, ce qui en sort est compté négativement. Un corps qui se refroidit en cédant de la chaleur a Q < 0.

Astuce💡 Analogie — Travail vs chaleur

Travail = énergie ordonnée. Imagine tous les soldats d’une armée avançant au pas cadencé : leur mouvement est organisé, il peut pousser quelque chose.

Chaleur = énergie désordonnée. Imagine une foule qui se bouscule dans tous les sens dans une salle de concert : l’énergie cinétique existe, mais elle n’est pas exploitable pour pousser directement un objet.

3. Le premier principe

Important📐 Premier principe de la thermodynamique

Pour un système fermé entre un état initial et un état final :

\Delta U = W + Q

  • \Delta U = U_{\text{final}} - U_{\text{initial}} : variation d’énergie interne (J)
  • W : travail reçu par le système (J)
  • Q : transfert thermique reçu par le système (J)

Interprétation : la variation d’énergie interne d’un système fermé est égale à la somme algébrique des énergies qu’il a reçues sous forme de travail et de chaleur. L’énergie se conserve : rien n’apparaît, rien ne disparaît.

Cas particuliers :

  • Système isolé : W = Q = 0 donc \Delta U = 0. L’énergie interne est conservée.
  • Transformation adiabatique : Q = 0, donc \Delta U = W.
  • Transformation isochore (volume constant) : W = 0 donc \Delta U = Q.

4. Variation d’énergie interne d’une phase condensée

Pour un solide ou un liquide (phases condensées) dont la température varie sans changement d’état :

Important📐 Formule — Phase condensée

\Delta U = C \cdot \Delta T = m \cdot c \cdot \Delta T

  • \Delta U : variation d’énergie interne (J)
  • C : capacité thermique du système (J·K⁻¹)
  • c : capacité thermique massique (J·kg⁻¹·K⁻¹)
  • m : masse (kg)
  • \Delta T = T_f - T_i : variation de température (K ou °C, identique)
Note🧪 Exemple — Chauffer 1 L d’eau

On chauffe m = 1{,}0 kg d’eau de T_i = 20 °C à T_f = 100 °C. L’eau a c = 4{,}18 \times 10^{3} J·kg⁻¹·K⁻¹.

\Delta U = 1{,}0 \times 4{,}18 \times 10^{3} \times (100 - 20) = 3{,}3 \times 10^{5}\ \text{J}

Il faut donc fournir environ 330 kJ à l’eau. Si la bouilloire a une puissance de 2000 W, le temps minimum vaut t = \Delta U / P \approx 165 s, soit moins de 3 min (en pratique un peu plus à cause des pertes).

Avertissement⚠️ Piège — Unité de température

Comme la formule utilise \Delta T (une différence), on peut indifféremment travailler en kelvin ou en degrés Celsius : \Delta T_{\text{K}} = \Delta T_{\text{°C}}. Attention en revanche aux températures absolues (ex : loi des gaz parfaits) où il faut impérativement les kelvins.

🗺️ Carte mentale

flowchart TD
    A[Système fermé] --> B[Énergie interne U]
    B --> C[Premier principe<br/>ΔU = W + Q]
    C --> D[Travail W<br/>ordonné]
    C --> E[Transfert thermique Q<br/>désordonné]
    B --> F[Phase condensée<br/>ΔU = mcΔT]
    C --> G[Cas isolé<br/>ΔU = 0]
    C --> H[Cas adiabatique<br/>ΔU = W]

📝 À retenir absolument

  • Énergie interne U = énergie cinétique + potentielle microscopique, fonction d’état.
  • Premier principe : \Delta U = W + Q pour un système fermé.
  • Convention : ce qui entre dans le système est compté positivement.
  • Phase condensée : \Delta U = m c \Delta T.
  • Système isolé : \Delta U = 0 ; adiabatique : \Delta U = W ; isochore : \Delta U = Q.

🔗 Pour aller plus loin

  • Cours officiel (PDF)
  • Expériences de Joule : détermination de l’équivalent mécanique de la chaleur
  • Applications : moteurs thermiques, bilan énergétique d’une habitation
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