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Expansion Isotherme d’un Gaz Parfait

Exercice : Expansion Isotherme d’un Gaz Parfait

Expansion Isotherme d’un Gaz Parfait

Contexte : La thermodynamique des Gaz ParfaitsUn modèle théorique décrivant le comportement des gaz réels à basse pression. Les particules sont considérées comme ponctuelles et n'interagissent pas à distance..

Cet exercice explore l'un des processus fondamentaux en thermodynamique : l'expansion d'un gaz parfait à température constante, aussi appelée transformation isothermeUn processus thermodynamique qui se produit à température constante. Pour le maintenir, la chaleur doit être transférée vers ou depuis le système.. Nous étudierons un système cylindre-piston contenant une quantité définie de gaz. Le gaz se détend de manière réversible, ce qui signifie que la transformation est suffisamment lente pour que le système soit à tout instant en équilibre thermodynamique. L'objectif est de calculer les échanges d'énergie (travail et chaleur) et les variations des fonctions d'état (énergie interne) durant ce processus.

Remarque Pédagogique : Comprendre ce processus est essentiel car il constitue une brique de base pour l'étude des cycles thermodynamiques (moteurs, réfrigérateurs) et illustre parfaitement l'application du premier principe de la thermodynamique.

Objectifs Pédagogiques

  • Appliquer la loi des gaz parfaits (\(PV=nRT\)) pour déterminer les états d'un système.
  • Calculer le travail des forces de pression lors d'une expansion isotherme réversible.
  • Appliquer le premier principe de la thermodynamique pour un gaz parfait.
  • Déterminer la variation d'énergie interne et le transfert thermique lors du processus.

Données de l'étude

On considère un cylindre fermé par un piston mobile, contenant de l'hélium considéré comme un gaz parfait. Le système est en contact thermique avec un thermostat qui maintient sa température constante. Le gaz subit une expansion lente et réversible.

Fiche Technique
Caractéristique Valeur
Système Fermé (quantité de matière constante)
Gaz Hélium (considéré comme parfait)
Transformation Isotherme et réversible
Schéma du système Cylindre-Piston
État 1 V₁, P₁ État 2 V₂, P₂ Expansion Thermostat T = Cste
Paramètre Symbole Valeur Unité
Quantité de matière \(n\) 2 mol
Température (constante) \(T\) 300 K
Volume initial \(V_1\) 10 L
Volume final \(V_2\) 20 L
Constante des gaz parfaits \(R\) 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹

Questions à traiter

  1. Calculer la pression initiale \(P_1\) du gaz en Pascals (Pa).
  2. Calculer la pression finale \(P_2\) du gaz en Pascals (Pa).
  3. Calculer le travail \(W\) échangé par le gaz avec le milieu extérieur en Joules (J).
  4. Déterminer la variation d'énergie interne \(\Delta U\) du gaz. Justifier.
  5. En utilisant le premier principe, déduire la quantité de chaleur \(Q\) échangée par le gaz avec le thermostat.

Les bases sur la Thermodynamique du Gaz Parfait

Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de maîtriser quelques concepts et formules clés de la thermodynamique appliquée aux gaz parfaits.

1. Loi des Gaz Parfaits
Cette loi d'état relie la pression (P), le volume (V), la quantité de matière (n) et la température (T) d'un gaz parfait : \[ PV = nRT \] Où R est la constante des gaz parfaits. Il est crucial d'utiliser des unités cohérentes (P en Pascals, V en m³, T en Kelvin).

2. Premier Principe de la Thermodynamique
Il s'agit d'un principe de conservation de l'énergie. Pour un système fermé, la variation de son énergie interne (\(\Delta U\)) est égale à la somme du travail (W) et de la chaleur (Q) échangés avec le milieu extérieur : \[ \Delta U = Q + W \]

3. Énergie Interne d'un Gaz Parfait (Loi de Joule)
Pour un gaz parfait, l'énergie interne ne dépend que de sa température. Par conséquent, si la température est constante (processus isotherme), l'énergie interne ne varie pas. \[ \text{Si } T = \text{constante} \Rightarrow \Delta U = 0 \]

Correction : Expansion Isotherme d’un Gaz Parfait

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

Principe

Pour déterminer la pression d'un gaz dans un état d'équilibre donné, on utilise son équation d'état. Pour un gaz parfait, c'est la loi des gaz parfaits qui relie la pression, le volume, la température et la quantité de matière.

Mini-Cours

La loi des gaz parfaits, \(PV=nRT\), décrit le comportement d'un gaz idéal. \(P\) est la pression absolue, \(V\) le volume, \(n\) le nombre de moles, \(R\) la constante universelle des gaz parfaits, et \(T\) la température absolue. Cette loi est une bonne approximation du comportement des gaz réels à basse pression.

Remarque Pédagogique

La première étape avant tout calcul en thermodynamique est de s'assurer que toutes les grandeurs sont exprimées dans les unités du Système International (SI) pour être compatibles avec la constante R (8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹).

Normes

Les calculs scientifiques et techniques se basent sur le Système International d'unités (SI) pour garantir l'universalité et la cohérence des résultats. Les unités de base pour ce problème sont le Pascal (Pa) pour la pression, le mètre cube (m³) pour le volume, et le Kelvin (K) for la température.

Formule(s)

Formule de la pression initiale

\[ P_1 = \frac{n R T}{V_1} \]
Hypothèses

Les hypothèses de l'énoncé sont cruciales pour l'application de cette formule :

  • L'hélium est considéré comme un gaz parfait.
  • Le système est à l'équilibre thermodynamique à l'état 1.
Donnée(s)

On extrait les données pertinentes de l'énoncé pour l'état initial :

ParamètreSymboleValeurUnité
Quantité de matière\(n\)2mol
Constante des gaz parfaits\(R\)8.314J·mol⁻¹·K⁻¹
Température\(T\)300K
Volume initial\(V_1\)10L
Astuces

Le produit \(nRT\) sera constant tout au long de cet exercice. Le calculer une seule fois peut faire gagner du temps : \(nRT = 2 \times 8.314 \times 300 = 4988.4 \text{ J}\).

Schéma (Avant les calculs)
État Initial du Système
Gaz (He)T = 300 KV₁ = 10 LP₁ = ?
Calcul(s)

Application numérique

\[ \begin{aligned} P_1 &= \frac{n R T}{V_1} \\ &= \frac{2 \text{ mol} \times 8.314 \text{ J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1} \times 300 \text{ K}}{10 \times 10^{-3} \text{ m}^3} \\ &= \frac{4988.4 \text{ J}}{0.01 \text{ m}^3} \\ &= 498840 \text{ Pa} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)
Point Initial sur le Diagramme P-V
VP110 L498.8 kPa
Réflexions

La pression obtenue est d'environ 4.9 atm (sachant que 1 atm ≈ 101325 Pa). C'est une pression modérée, typique des applications courantes.

Points de vigilance

La principale source d'erreur est l'oubli de la conversion du volume. Utiliser le volume en Litres donnerait un résultat erroné d'un facteur 1000.

Points à retenir

Pour trouver une variable d'état (P, V, T, n), la loi des gaz parfaits est l'outil de base. La clé du succès est la rigueur dans la gestion des unités.

Le saviez-vous ?

L'unité de pression, le Pascal, est nommée en l'honneur de Blaise Pascal. C'est une unité très petite ; la pression atmosphérique standard est d'environ 101 325 Pa. C'est pourquoi on utilise souvent ses multiples, le kilopascal (kPa) ou le bar (1 bar = 100 000 Pa).

FAQ

Il est normal d'avoir des questions.

Pourquoi utiliser les Kelvins pour la température ?

La loi des gaz parfaits est une loi de proportionnalité directe. Elle n'est valide qu'avec une échelle de température absolue, où le zéro correspond à l'absence d'agitation thermique. Le Kelvin est l'unité SI pour cette échelle.

Résultat Final
La pression initiale du gaz est \(P_1 = 498 840 \text{ Pa}\).
A vous de jouer

Calculez la pression initiale si le cylindre contenait 3 moles de gaz au lieu de 2.

Question 2 : Calculer la pression finale \(P_2\) du gaz.

Principe

La méthode est la même que pour la question 1 : utiliser la loi des gaz parfaits pour le nouvel état d'équilibre. Comme la température est constante, on peut aussi utiliser la loi de Boyle-Mariotte, qui est un cas particulier de la loi des gaz parfaits.

Mini-Cours

La loi de Boyle-Mariotte stipule que pour une quantité de gaz donnée à température constante, le produit de la pression par le volume est constant (\(PV = \text{constante}\)). Donc, pour deux états 1 et 2, on a : \(P_1V_1 = P_2V_2\). C'est un raccourci très utile pour les transformations isothermes.

Remarque Pédagogique

Utiliser la forme la plus simple d'une loi physique (ici, Boyle-Mariotte plutôt que la loi complète des gaz parfaits) est souvent plus rapide et moins sujet aux erreurs de calcul, car cela implique moins de termes.

Normes

Aucune nouvelle norme n'est introduite. On continue d'appliquer les règles du Système International.

Formule(s)

Formule de la pression finale

\[ P_2 = P_1 \times \frac{V_1}{V_2} \]
Hypothèses

Cette formule est valide car les hypothèses clés sont respectées :

  • Le gaz est parfait.
  • La transformation est isotherme (\(T=\text{cste}\)).
  • La quantité de matière est constante (\(n=\text{cste}\)).
Donnée(s)

On utilise les données connues et le résultat de la question 1 :

ParamètreSymboleValeurUnité
Pression initiale\(P_1\)498840Pa
Volume initial\(V_1\)10L
Volume final\(V_2\)20L
Astuces

Avec la loi de Boyle-Mariotte, il n'est pas nécessaire de convertir les volumes en m³, tant qu'ils sont exprimés dans la même unité. Le rapport \(V_1/V_2\) sera le même. Ici, le volume double, donc la pression doit être divisée par deux.

Schéma (Avant les calculs)
État Final du Système
Gaz (He)T = 300 KV₂ = 20 LP₂ = ?
Calcul(s)

Application numérique

\[ \begin{aligned} P_2 &= P_1 \times \frac{V_1}{V_2} \\ &= 498840 \text{ Pa} \times \frac{10 \text{ L}}{20 \text{ L}} \\ &= 498840 \text{ Pa} \times 0.5 \\ &= 249420 \text{ Pa} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)
Transformation sur le Diagramme P-V
VP110 L498.8 kPa220 L249.4 kPa
Réflexions

Comme prévu, la pression a été divisée par deux car le volume a doublé. Ce résultat est une illustration directe de la relation inversement proportionnelle entre pression et volume à température constante.

Points de vigilance

Attention à ne pas inverser le rapport des volumes, une erreur fréquente. Pour une expansion (\(V_2 > V_1\)), la pression doit diminuer, donc le rapport doit être inférieur à 1.

Points à retenir

La loi de Boyle-Mariotte (\(P_1V_1 = P_2V_2\)) est le meilleur outil pour comparer deux états d'un gaz parfait lors d'une transformation isotherme.

Le saviez-vous ?

Edme Mariotte et Robert Boyle ont découvert cette loi indépendamment à quelques années d'intervalle au 17ème siècle. En France, on l'appelle souvent loi de Mariotte, alors que dans le monde anglophone, on parle de Boyle's Law.

FAQ

Posez vos questions pour lever les doutes.

Cette loi s'applique-t-elle si la température change ?

Non. La loi de Boyle-Mariotte n'est valable que si la température est rigoureusement constante. Si T change, il faut utiliser la loi des gaz parfaits complète : \(P_1V_1/T_1 = P_2V_2/T_2\).

Résultat Final
La pression finale du gaz est \(P_2 = 249 420 \text{ Pa}\).
A vous de jouer

Quelle serait la pression finale si le volume avait été triplé (V₂ = 30 L) ?

Question 3 : Calculer le travail \(W\) échangé par le gaz.

Principe

Le travail des forces de pression est l'énergie échangée par le système avec l'extérieur via le changement de son volume. Pour une expansion, le gaz "pousse" sur le piston et fournit du travail. Pour un processus réversible, ce travail correspond à l'aire sous la courbe de la transformation dans un diagramme P-V.

Mini-Cours

Le travail élémentaire reçu par le gaz est \(\delta W = -P_{\text{ext}} \text{d}V\). Pour une transformation réversible (infiniment lente), la pression externe \(P_{\text{ext}}\) est à chaque instant égale à la pression interne du gaz \(P\). On intègre donc \(\int -P \text{d}V\). En remplaçant \(P\) par \(nRT/V\) (loi du gaz parfait), on obtient la formule intégrée.

Remarque Pédagogique

Il est crucial de comprendre la convention de signe : quand un système se détend, il fournit de l'énergie au monde extérieur, donc le travail \(W\) qu'il reçoit est négatif. L'inverse est vrai pour une compression.

Normes

La convention de signe \( \Delta U = Q + W \), où \(W\) est le travail reçu par le système, est la convention recommandée par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC).

Formule(s)

Formule du travail isotherme réversible

\[ W = -nRT \ln\left(\frac{V_2}{V_1}\right) \]
Hypothèses

Cette formule spécifique ne s'applique que si :

  • La transformation est réversible (lente).
  • La transformation est isotherme.
  • Le gaz est parfait.
Donnée(s)

On utilise les données initiales et les grandeurs constantes :

ParamètreSymboleValeurUnité
Produit \(nRT\)\(nRT\)4988.4J
Volume initial\(V_1\)10L
Volume final\(V_2\)20L
Astuces

Puisque \(P_1V_1 = P_2V_2\), on a \(V_2/V_1 = P_1/P_2\). La formule peut donc aussi s'écrire \(W = -nRT \ln(P_1/P_2)\), ce qui est utile si les pressions sont connues mais pas les volumes.

Schéma (Avant les calculs)
Diagramme de Clapeyron (P-V) et Aire du Travail
VP1V₁P₁2V₂P₂Aire = -W
Calcul(s)

Application numérique

\[ \begin{aligned} W &= -nRT \ln\left(\frac{V_2}{V_1}\right) \\ &= - (4988.4 \text{ J}) \times \ln\left(\frac{20 \text{ L}}{10 \text{ L}}\right) \\ &= - 4988.4 \text{ J} \times \ln(2) \\ &\approx - 4988.4 \times 0.6931 \\ &\Rightarrow W \approx -3457.6 \text{ J} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)
Diagramme de Clapeyron (P-V) et Aire du Travail
VP110 L498.8 kPa220 L249.4 kPaAire = 3457.6 J
Réflexions

Le signe négatif confirme que le système fournit du travail, ce qui est cohérent avec une expansion. L'ordre de grandeur (quelques milliers de Joules) est raisonnable pour la détente de 2 moles de gaz.

Points de vigilance

Ne pas oublier le signe "moins" dans la formule du travail. Une autre erreur est d'utiliser le logarithme décimal (log) au lieu du logarithme népérien (ln).

Points à retenir

La formule \(W = -nRT \ln(V_2/V_1)\) est un résultat fondamental pour le travail dans une transformation isotherme réversible d'un gaz parfait.

Le saviez-vous ?

Le logarithme népérien, dont la base est le nombre e (≈ 2.718), apparaît naturellement dans de nombreux phénomènes de croissance ou de décroissance en physique, comme la désintégration radioactive, la charge d'un condensateur, et ici le travail d'un gaz qui se détend.

FAQ

N'hésitez pas si vous avez des questions.

Et si la transformation n'était pas réversible ?

Si l'expansion était rapide et irréversible (par exemple contre une pression extérieure constante \(P_{\text{ext}}\)), le travail serait calculé par \(W = -P_{\text{ext}} \Delta V\). Le travail fourni par le gaz serait alors moins important.

Résultat Final
Le travail reçu par le gaz est \(W = -3457.6 \text{ J}\).
A vous de jouer

Quel serait le travail reçu par le gaz si la température avait été de 400 K ?

Question 4 : Déterminer la variation d'énergie interne \(\Delta U\).

Principe

On se base sur la première loi de Joule, une propriété fondamentale qui définit l'énergie interne d'un gaz parfait comme ne dépendant que de sa température.

Mini-Cours

L'énergie interne (\(U\)) d'un système représente la somme des énergies cinétiques et potentielles de ses particules. Pour un gaz parfait, on néglige les interactions entre les molécules, donc l'énergie potentielle est nulle. L'énergie interne se résume à l'énergie cinétique d'agitation thermique, qui est directement proportionnelle à la température absolue \(T\). Ainsi, \(U = f(T)\) seulement.

Remarque Pédagogique

C'est l'un des résultats les plus importants à retenir sur les gaz parfaits : si la température ne change pas, son énergie interne non plus, peu importe ce qui arrive à sa pression ou à son volume.

Normes

Il ne s'agit pas d'une norme mais d'une loi fondamentale de la physique, la première loi de Joule, établie expérimentalement.

Formule(s)

Formule de la variation d'énergie interne

\[ \Delta U = n C_{v,m} \Delta T \]

Où \(C_{v,m}\) est la capacité thermique molaire à volume constant.

Hypothèses

Cette conclusion directe repose sur deux piliers :

  • Le gaz est considéré comme parfait (application de la loi de Joule).
  • La transformation est isotherme (\(\Delta T = 0\)).
Donnée(s)

La donnée clé de l'énoncé est :

ParamètreSymboleValeurUnité
Température\(T\)Constante (300)K
Astuces

Pour toute question concernant la variation d'énergie interne d'un gaz parfait, le premier réflexe est de regarder la variation de température. Si elle est nulle, le calcul est terminé.

Schéma (Avant les calculs)
Représentation de la Température Constante
État 1T₁=300KÉtat 2T₂=300KIsotherme
Calcul(s)

Application numérique

\[ \begin{aligned} \Delta T &= T_{\text{final}} - T_{\text{initial}} \\ &= 300 \text{ K} - 300 \text{ K} \\ &= 0 \text{ K} \\ \Rightarrow \Delta U &= n C_{v,m} \times 0 \\ &= 0 \text{ J} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)
Bilan d'Énergie Interne
ΔU = 0 J
Réflexions

Bien que le gaz se soit détendu et ait fourni un travail, son "stock" d'énergie interne n'a pas été affecté. Cela est possible uniquement parce que le système a pu échanger de l'énergie sous une autre forme (chaleur) avec l'extérieur pour compenser.

Points de vigilance

Ne jamais généraliser ce résultat à des gaz réels ou à d'autres substances (liquides, solides). Pour un gaz réel, même à T constante, une variation de volume engendre une petite variation d'énergie interne due aux forces d'interaction entre molécules.

Points à retenir

La propriété la plus importante à mémoriser est : Pour un gaz parfait, une transformation isotherme implique toujours une variation d'énergie interne nulle.

Le saviez-vous ?

James Prescott Joule a mené une célèbre expérience (la détente de Joule-Gay-Lussac) où un gaz se détend dans le vide. Comme aucun travail n'est effectué et que peu de chaleur est échangée, la quasi-absence de changement de température a été la première preuve expérimentale que l'énergie interne d'un gaz (à basse pression) ne dépendait quasiment que de sa température.

FAQ

Des questions ? C'est le moment.

Alors l'énergie interne est toujours la même ?

Non, son énergie interne U n'est pas nulle, elle a une valeur qui dépend de T. C'est sa variation \(\Delta U\) qui est nulle durant ce processus particulier.

Résultat Final
La variation d'énergie interne du gaz est \(\Delta U = 0 \text{ J}\).
A vous de jouer

Si la température finale était de 350 K, la variation d'énergie interne \(\Delta U\) serait-elle positive, négative ou nulle ?

Question 5 : En déduire la quantité de chaleur \(Q\).

Principe

On utilise le premier principe de la thermodynamique, qui est un principe fondamental de conservation de l'énergie. Il relie la variation d'énergie interne d'un système aux transferts d'énergie par travail et par chaleur.

Mini-Cours

Le premier principe (\(\Delta U = Q + W\)) est la version thermodynamique de la conservation de l'énergie. Il stipule que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, mais seulement transformée. Si l'énergie interne d'un système change, c'est obligatoirement qu'il a échangé de l'énergie avec l'extérieur, soit sous forme de chaleur \(Q\), soit sous forme de travail \(W\).

Remarque Pédagogique

Considérez le premier principe comme une simple équation comptable pour l'énergie. \(\Delta U\) est la variation du "solde du compte", \(Q\) est un "dépôt" d'énergie thermique, et \(W\) est un "dépôt" d'énergie mécanique.

Normes

La formulation \(\Delta U = Q + W\) est une convention. Certains domaines, notamment en ingénierie mécanique, utilisent parfois \(\Delta U = Q - W\), où W représente le travail fourni par le système. Il est essentiel de toujours préciser la convention utilisée.

Formule(s)

Premier Principe de la Thermodynamique

\[ \Delta U = Q + W \]

Formule de la Chaleur

\[ Q = \Delta U - W \]
Hypothèses

Le premier principe s'applique à tout système thermodynamique fermé, ce qui est le cas ici (le nombre de moles est constant).

Donnée(s)

On utilise les résultats des deux questions précédentes :

ParamètreSymboleValeurUnité
Variation d'énergie interne\(\Delta U\)0J
Travail reçu par le gaz\(W\)-3457.6J
Astuces

Pour une transformation isotherme d'un gaz parfait, comme \(\Delta U\) est toujours nul, on a toujours \(Q = -W\). La chaleur absorbée par le gaz est entièrement convertie en travail qu'il fournit à l'extérieur.

Schéma (Avant les calculs)
Bilan Énergétique du Système
Système (Gaz)ΔU = 0Travail W < 0Chaleur Q = ?
Calcul(s)

Application numérique

\[ \begin{aligned} Q &= \Delta U - W \\ &= 0 \text{ J} - (-3457.6 \text{ J}) \\ &= +3457.6 \text{ J} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)
Bilan Énergétique Quantifié
Système (Gaz)ΔU = 0Travail fourni3457.6 JChaleur reçue3457.6 J
Réflexions

Le signe positif de Q confirme que le système a reçu de la chaleur, comme attendu. Le fait que \(Q = -W\) montre un bilan énergétique nul pour l'énergie interne, ce qui est la définition même d'une transformation isotherme pour un gaz parfait.

Points de vigilance

La principale erreur est de se tromper dans les signes lors du calcul \(Q = \Delta U - W\). Un double signe négatif devient positif.

Points à retenir

Le premier principe de la thermodynamique, \(\Delta U = Q + W\), est un outil universel pour faire le bilan d'énergie d'un système fermé.

Le saviez-vous ?

Le premier principe a été formulé par plusieurs scientifiques, mais c'est Rudolf Clausius en 1850 qui lui a donné sa forme mathématique moderne, en introduisant le concept d'énergie interne (U) et en clarifiant la distinction entre le travail et la chaleur comme modes de transfert d'énergie.

FAQ

Une dernière question ?

Que se serait-il passé sans thermostat ?

Sans thermostat, il n'y aurait pas de source de chaleur (\(Q=0\)). C'est une transformation adiabatique. Le travail (\(W\)) serait toujours négatif, donc \(\Delta U = W\) serait négatif. Une \(\Delta U\) négative pour un gaz parfait signifie une diminution de température. Le gaz se refroidirait en se détendant.

Résultat Final
La quantité de chaleur reçue par le gaz est \(Q = +3457.6 \text{ J}\).
A vous de jouer

Si le gaz avait été comprimé de 20 L à 10 L de manière isotherme, quel aurait été le signe de la chaleur Q ?

Outil Interactif : Simulateur d'Expansion Isotherme

Utilisez les curseurs pour faire varier la température et le volume final du gaz. Observez en temps réel l'impact sur le travail produit et la pression finale. Le graphique montre la courbe (isotherme) suivie par le gaz dans le diagramme P-V.

Paramètres d'Entrée
300 K
20 L
Résultats Clés
Travail fourni (-W) -
Pression Finale (P₂) -

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Lors d'une transformation isotherme d'un gaz parfait, que peut-on dire de sa variation d'énergie interne \(\Delta U\) ?

2. Pour une expansion (détente) d'un gaz, le travail \(W\) reçu par le gaz est...

3. Dans une expansion isotherme d'un gaz parfait, comment la chaleur \(Q\) est-elle liée au travail \(W\) ?

4. Si on double le volume d'un gaz parfait à température constante, sa pression...

5. Que représente l'aire sous la courbe d'une transformation réversible dans un diagramme P-V ?

Gaz Parfait
Modèle thermodynamique décrivant le comportement de gaz à basse pression et haute température. Il suppose que les molécules du gaz n'ont pas de volume propre et n'exercent aucune interaction entre elles à distance.
Transformation Isotherme
Processus thermodynamique durant lequel la température du système reste constante. Pour un gaz parfait, cela implique que son énergie interne ne varie pas.
Énergie Interne (U)
Somme de toutes les énergies microscopiques (cinétique et potentielle) des particules qui composent un système. Pour un gaz parfait, elle ne dépend que de la température.
Travail (W)
Énergie transférée entre le système et le milieu extérieur due à une déformation de la frontière du système (par exemple, le déplacement d'un piston). Par convention, W > 0 si le travail est reçu par le système, W < 0 s'il est fourni par le système.
Chaleur (Q)
Énergie transférée en raison d'une différence de température. Par convention, Q > 0 si la chaleur est reçue par le système (transfert endothermique), Q < 0 si elle est cédée par le système (transfert exothermique).
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