Qu’est-ce que la chaleur et le travail en thermodynamique – Définition

Chaleur et travail en thermodynamique. Nous examinons maintenant comment le travail effectué par et la chaleur ajoutée au système pendant un processus thermodynamique dépendent des détails de la façon dont le processus se déroule. Génie thermique

Chaleur et travail

Nous avons vu que l’énergie interne change avec Q , qui est la chaleur nette ajoutée au système, et W , qui représente le travail net réalisé par le système. Nous examinons maintenant comment le travail effectué par et la chaleur ajoutée au système pendant un processus thermodynamique dépendent des détails de la façon dont le processus se déroule.

Chaleur en thermodynamique

loi de zéroth de thermodynamique-chaleurAlors que l’énergie interne fait référence à l’énergie totale de toutes les molécules de l’objet, la chaleur est la quantité d’énergie qui circule spontanément d’un corps à un autre en raison de leur différence de température. La chaleur est une forme d’énergie, mais c’est une énergie en transit . La chaleur n’est pas la propriété d’un système. Cependant, le transfert d’énergie sous forme de chaleur se produit au niveau moléculaire à la suite d’une différence de température .

Considérons un bloc de métal à haute température, constitué d’atomes oscillant intensément autour de leurs positions moyennes. À basse température , les atomes continuent à osciller, mais avec moins d’intensité . Si un bloc de métal plus chaud est mis en contact avec un bloc plus froid, les atomes qui oscillent intensément au bord du bloc plus chaud dégagent son énergie cinétique aux atomes les moins oscillants situés au bord du bloc froid. Dans ce cas, il y a transfert d’énergie entre ces deux blocs et la chaleur circule du bloc le plus chaud au bloc le plus froid par ces vibrations aléatoires.

En général, lorsque deux objets sont mis en contact thermique , de la chaleur circule entre eux jusqu’à ce qu’ils s’équilibrent . Lorsqu’il existe une différence de température , la chaleur circule spontanément du système le plus chaud vers le système le plus froid . Le transfert de chaleur se fait par conduction ou par rayonnement thermique . Lorsque le flux de chaleur cesse , on dit qu’ils sont à la même température . On dit alors qu’ils sont en équilibre thermique .

Comme pour le travail, la quantité de chaleur transférée dépend du chemin et non pas simplement des conditions initiales et finales du système. Il existe en fait de nombreuses manières de prendre le gaz de l’état i à l’état f.

En outre, comme pour le travail, il est important de faire la distinction entre la chaleur ajoutée à un système provenant de son environnement et la chaleur évacuée d’un système vers son environnement. Q est positif pour la chaleur ajoutée au système. Par conséquent, si la chaleur quitte le système, Q est négatif. Étant donné que W dans l’équation correspond au travail effectué par le système, si ce travail est effectué sur le système, W sera négatif et E int augmentera.

Le symbole q est parfois utilisé pour indiquer la chaleur ajoutée ou retirée d’un système par unité de masse . Il est égal à la chaleur totale (Q) ajoutée ou éliminée divisée par la masse (m).

Capacité thermique

Tableau des capacités calorifiques spécifiquesDifférentes substances sont affectées à différentes grandeurs par l’ ajout de chaleur . Lorsqu’une quantité donnée de chaleur est ajoutée à différentes substances, leurs températures augmentent de différentes quantités. Cette constante de proportionnalité entre la chaleur Q que l’objet absorbe ou perd et la variation de température T résultante de l’objet est appelée capacité calorifique C d’un objet.

C = Q / ΔT

La capacité calorifique est une propriété étendue de la matière, ce qui signifie qu’elle est proportionnelle à la taille du système. La capacité calorifique C a l’unité d’énergie par degré ou d’énergie par kelvin. Lorsqu’elle exprime le même phénomène qu’une propriété intensive , la capacité thermique est divisée par la quantité de substance, de masse ou de volume, donc la quantité est indépendante de la taille ou de l’étendue de l’échantillon.

La capacité thermique spécifique

La capacité thermique d’une substance par unité de masse est appelée capacité thermique spécifique (c p ) de la substance. L’indice p indique que la capacité thermique et la capacité thermique spécifique s’appliquent lorsque la chaleur est ajoutée ou retirée à pression constante .

p = Q / mΔT

La capacité thermique spécifique

Dans le modèle de gaz parfait , les propriétés intensives v et p sont définies pour les substances compressibles pures et simples comme des dérivées partielles de l’ énergie interne u (T, v) et de l’ enthalpie h (T, p) , respectivement:

Chaleur spécifique à volume et pression constants

où les indices v et p désignent les variables maintenues fixes pendant la différenciation. Les propriétés v et p sont appelées chaleurs spécifiques (ou capacités calorifiques ) car dans certaines conditions particulières, elles relient le changement de température d’un système à la quantité d’énergie ajoutée par transfert de chaleur. Les unités SI sont J / kg K ou J / mole K . Deux chaleurs spécifiques sont définies pour les gaz, une pour un volume constant (c v ) et une pour une pression constante (c p ) .

Chaleur spécifique aux molaires - gaz parfaitSelon la première loi de la thermodynamique , pour un procédé à volume constant avec un gaz parfait monatomique, la chaleur spécifique molaire sera:

v = 3 / 2R = 12,5 J / mol K

car

U = 3 / 2nRT

On peut déduire que la chaleur spécifique molaire à pression constante est:

p = C v + R = 5 / 2R = 20,8 J / mol K

Ce p est supérieur à la chaleur spécifique molaire à volume constant v , car il faut désormais fournir de l’énergie non seulement pour élever la température du gaz mais aussi pour que le gaz fonctionne car dans ce cas le volume change.

La chaleur latente de vaporisation

Chaleur latente de vaporisation - eau à 0,1 MPa, 3 MPa, 16 MPa
La chaleur de vaporisation diminue avec l’augmentation de la pression, tandis que le point d’ébullition augmente. Elle disparaît complètement à un certain point appelé le point critique.

En général, lorsqu’un matériau change de phase du solide au liquide, ou du liquide au gaz, une certaine quantité d’énergie est impliquée dans ce changement de phase. En cas de changement de phase liquide en gaz, cette quantité d’énergie est connue sous le nom d’ enthalpie de vaporisation , (symbole ∆H vap ; unité: J) également connue sous le nom de chaleur (latente) de vaporisation ou chaleur d’évaporation. La chaleur latente est la quantité de chaleur ajoutée ou retirée d’une substance pour produire un changement de phase. Cette énergie décompose les forces d’attraction intermoléculaires, et doit également fournir l’énergie nécessaire à l’expansion du gaz (le travail pΔV). Lorsque de la chaleur latente est ajoutée, aucun changement de température ne se produit. L’enthalpie de vaporisation est fonction de la pression à laquelle cette transformation a lieu.

Chaleur latente de vaporisation – eau à 0,1 MPa (pression atmosphérique)

lg = 2257 kJ / kg

Chaleur latente de vaporisation – eau à 3 MPa (pression à l’intérieur d’un générateur de vapeur)

lg = 1795 kJ / kg

Chaleur latente de vaporisation – eau à 16 MPa (pression à l’intérieur d’un pressuriseur )

lg = 931 kJ / kg

La chaleur de vaporisation diminue avec l’augmentation de la pression, tandis que le point d’ébullition augmente. Elle disparaît complètement à un certain point appelé le point critique . Au-dessus du point critique, les phases liquide et vapeur sont indiscernables et la substance est appelée fluide supercritique .

La chaleur de vaporisation est la chaleur nécessaire pour vaporiser complètement une unité de liquide saturé (ou condenser une unité de masse de vapeur saturée) et elle est égale à lg = h g – h l .

La chaleur nécessaire pour faire fondre (ou geler) une masse unitaire à la substance à pression constante est la chaleur de fusion et est égale à sl = h l – h s , où h s est l’enthalpie du solide saturé et h l est l’enthalpie du liquide saturé.

Changements de phase - enthalpie de vaporisation
Chaleur latente de vaporisation – eau à 0,1 MPa. Partie dominante de la chaleur absorbée.

Travail en thermodynamique

En thermodynamique, le travail effectué par un système est l’énergie transférée par le système à son environnement. L’énergie cinétique, l’énergie potentielle et l’énergie interne sont des formes d’énergie qui sont les propriétés d’un système. Le travail est une forme d’énergie , mais c’est de l’ énergie en transit . Un système ne contient aucun travail, le travail est un processus effectué par ou sur un système. En général, le travail est défini pour les systèmes mécaniques comme l’action d’une force sur un objet à travers une distance.

W = F. ré

où:

W = travail (J)

F = force (N)

d = déplacement (m)

pΔV travail

pdV Work - Thermodynamique
pΔV Le travail est égal à l’aire sous la courbe de processus tracée sur le diagramme pression-volume.

Le travail pression-volume (ou travail pΔV ) se produit lorsque le volume V d’un système change. Le travail pΔV est égal à l’aire sous la courbe de processus tracée sur le diagramme pression-volume. Il est également connu comme l’ ouvrage de délimitation . Le travail aux limites  se produit parce que la masse de la substance contenue dans les limites du système provoque une force, la pression multipliée par la surface, pour agir sur la surface des limites et la faire bouger. Le travail aux limites  (ou  travail pΔV ) se produit lorsque le  volume V d’un système change . Il est utilisé pour calculer le travail de déplacement du piston dans un  système fermé    . C’est ce qui se produit lorsque de la  vapeur ou du gaz contenu dans un piston-cylindre se dilate contre le piston et force le piston à se déplacer.

Exemple:

Considérons un piston sans friction qui est utilisé pour fournir une pression constante de 500 kPa en une vapeur contenant de cylindre ( vapeur surchauffée ) d’un volume de 2 m 3  à 500 K .

Calculez la température finale, si 3000 kJ de chaleur sont ajoutés.

Solution:

En utilisant des tables à vapeur, nous savons que l’ enthalpie spécifique de cette vapeur (500 kPa; 500 K) est d’environ 2912 kJ / kg . Étant donné qu’à cette condition, la vapeur a une densité de 2,2 kg / m 3 , alors nous savons qu’il y a environ 4,4 kg de vapeur dans le piston à l’enthalpie de 2912 kJ / kg x 4,4 kg = 12812 kJ .

Lorsque nous utilisons simplement Q = H 2 – H 1 , l’enthalpie de vapeur résultante sera alors:

2 = H 1 + Q = 15812 kJ

A partir des tables à vapeur , une telle vapeur surchauffée (15812 / 4,4 = 3593 kJ / kg) aura une température de 828 K (555 ° C) . Comme à cette enthalpie, la vapeur a une densité de 1,31 kg / m 3 , il est évident qu’elle a augmenté d’environ 2,2 / 1,31 = 1,67 (+ 67%). Par conséquent, le volume résultant est de 2 m 3 x 1,67 = 3,34 m 3 et ∆V = 3,34 m 3 – 2 m 3 = 1,34 m 3 .

La partie p∆V de l’enthalpie, c’est-à-dire le travail effectué est:

W = p∆V = 500 000 Pa x 1,34 m 3 = 670 kJ

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Pendant le changement de volume , la pression et la température peuvent également changer. Pour calculer de tels processus, nous aurions besoin de savoir comment la pression varie avec le volume pour le processus réel par lequel le système passe de l’état i à l’état f . La première loi de la thermodynamique et du travail peut alors s’exprimer comme:

Travail en thermodynamique - formule générale

Travail en thermodynamique - dépendance au chemin
Le travail effectué par le système dépend non seulement des états initial et final, mais aussi des états intermédiaires, c’est-à-dire du chemin.

Lorsqu’un système thermodynamique passe d’un état initial à un état final , il passe par une série d’états intermédiaires . Nous appelons cette série d’états un chemin . Il existe toujours une infinité de possibilités différentes pour ces états intermédiaires. Quand ce sont tous des états d’équilibre, le chemin peut être tracé sur un diagramme pV . L’une des conclusions les plus importantes est que:

Le travail effectué par le système dépend non seulement des états initial et final, mais aussi des états intermédiaires, c’est-à-dire du chemin.

Q et W dépendent du chemin, tandis que ΔE int est indépendant du chemin. Comme le montre l’image (diagramme pV), le travail est une variable dépendante du chemin. La zone bleue représente le travail pΔV effectué par un système lorsqu’il passe d’un état initial i à un état final f. Le travail W est positif car le volume du système augmente. Le deuxième processus montre que le travail est plus important et que cela dépend du chemin du processus.

De plus, nous pouvons faire passer le système à travers une série d’états formant une boucle fermée , tels que i ⇒ f ⇒ i . Dans ce cas, l’ état final est le même que l’état initial , mais le travail total effectué par le système n’est pas nul . Une valeur positive pour le travail indique que le travail est effectué par le système sur son environnement. Une valeur négative indique que le travail est effectué sur le système par son environnement.

Exemple: travaux spécifiques aux turbines

thermodynamique technique
Cycle de Rankine – La thermodynamique comme science de la conversion d’énergie

Un étage haute pression de turbine à vapeur fonctionne à l’état stable avec des conditions d’entrée de   6 MPa , t = 275,6 ° C , x = 1 (point C). La vapeur sort de cet étage de turbine à une pression de 1,15 MPa , 186 ° C et x = 0,87 (point D). Calculez la différence d’enthalpie entre ces deux états. Déterminez le transfert de travail spécifique.

L’ enthalpie pour l’état C peut être prélevée directement dans les tables de vapeur , tandis que l’enthalpie pour l’état D doit être calculée en utilisant la qualité de la vapeur :

1, humide = 2785 kJ / kg

2, humide = h 2, s x + (1 – x) h 2, l  = 2782. 0,87 + (1 – 0,87). 790 = 2420 + 103 = 2523 kJ / kg

Δh = 262 kJ / kg

Puisque dans le processus adiabatique dh = dw , Δh = 262 kJ / kg est le travail spécifique de la turbine .

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