| Réf : J1025 v2

Grandeurs et relations de la thermodynamique
Thermodynamique chimique - Définitions et relations fondamentales

Auteur(s) : Jean-Pierre CORRIOU

Date de publication : 10 févr. 2004

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Auteur(s)

  • Jean-Pierre CORRIOU : Ingénieur des Arts et Manufactures - Docteur ès Sciences - Maître-Assistant au Laboratoire de Chimie Nucléaire et Industrielle de l’École Centrale de Paris

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INTRODUCTION

Cet article a été initialement placé sous la responsabilité de M. T ivadar KIKINDAI, professeur à l’École Centrale de Paris, disparu avant d’en avoir entrepris la rédaction qui a été confiée ensuite à Jean-Pierre CORRIOU, son collaborateur.

Cet article présente les notions de base (définitions et relations fondamentales en thermodynamique chimique).

Il s’insère dans un ensemble qui constitue, avec les articles sur les Transferts de masse, l’une des pièces essentielles des Notions de base du présent traité Génie des procédés.

Nota :

Le lecteur consultera donc également les articles suivants, consacrés à la thermodynamique chimique :

Nous tenons à remercier M. Daniel GOURISSE, Directeur de l’École Centrale de Paris, d’avoir bien voulu créer les conditions d’exécution de ce travail par M. Corriou, membre du corps enseignant de cette École ; nous remercions également M. Francis DENNERY, Professeur de Thermodynamique à l’École Centrale, qui lui a apporté son parrainage et le précieux concours de sa compétence.

Bien que l’atmosphère ne soit pas l’unité légale de pression dans le Système International, cette unité sera couramment utilisée tout au long de cet article, car d’usage très répandu dans la profession.

1 atm = 1,013 25 × 105 Pa

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VERSIONS

Il existe d'autres versions de cet article :

DOI (Digital Object Identifier)

https://doi.org/10.51257/a-v2-j1025


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3. Grandeurs et relations de la thermodynamique

3.1 Grandeurs fondamentales

HAUT DE PAGE

3.1.1 Énergie interne, enthalpie

Pour un système échangeant du travail (δW 0) et de la chaleur (δQ ) avec le milieu extérieur au cours d’une transformation infiniment petite, le premier principe s’écrit :

dU = δQ + δW 0

avec :

dU
 : 
une différentielle totale exacte puisque U est une fonction d’état.

Si le système est seulement soumis aux forces de pression et si la transformation est réversible, on a :

δW = – P dV

donc :

d(U + PV ) = dH = δQ + V dP
( 1 )

On introduit ainsi l’enthalpie :

H = U + PV

qui est également une fonction d’état.

HAUT DE PAGE

3.1.2 Entropie, potentiel chimique

D’après le deuxième principe, on a :

d’où, pour une transformation irréversible :

et pour une transformation...

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