Mettez une tasse chaude en contact avec une cuillère en métal froide : les deux subissent une transformation. Quelque chose a été transféré de l’un à l’autre, et ce transfert ne cesse que lorsqu’il n’y a plus de changement. La thermodynamique commence par définir ce qui est transféré, ce qui est mesuré et ce que signifie, pour un système, le fait de ne plus évoluer.
Deux objets sont en contact thermique lorsque de l’énergie peut passer de l’un à l’autre en raison d’une différence de température, par exemple par conduction à travers une surface commune. Une fois cet échange terminé, les objets atteignent l’équilibre thermique. L’équilibre thermique signifie que leur état thermique mesurable cesse d’évoluer au cours du temps (en l’absence de perturbation extérieure) et qu’aucun transfert net d’énergie ne se produit entre eux du fait d’une différence de température.
Un thermomètre est un troisième système mis en contact thermique avec un autre objet. L’hypothèse fondamentale est que le thermomètre est suffisamment petit, ou couplé assez faiblement, pour ne pas modifier de manière significative l’état d’équilibre final qu’il est censé mesurer.
Le principe zéro de la thermodynamique transforme ce concept physique en une règle de cohérence pour la mesure de la température.
Si le système A est en équilibre thermique avec le système C et que le système B est en équilibre thermique avec le système C, alors A et B sont en équilibre thermique l’un avec l’autre.
Ce principe ne permet pas de calculer une valeur numérique. Il garantit que la température est une propriété que l’on peut attribuer à un système de telle sorte qu’une égalité de température corresponde à un équilibre thermique.
Utilisez le scénario annoté pour identifier quels corps échangent de l’énergie, ce qui cesse d’évoluer à l’équilibre et pourquoi le thermomètre peut servir de système intermédiaire C.
Si A et B finissent par afficher la même valeur sur un thermomètre, le principe zéro de la thermodynamique stipule qu’ils partagent une température commune, même s’ils n’ont jamais été en contact.
La chaleur est une énergie en transit à travers la frontière d’un système, due uniquement à une différence de température. Son unité SI est le joule (). La chaleur n’est pas une grandeur contenue dans un objet ; c’est un phénomène qui se produit au cours d’un processus.
L’énergie interne est l’énergie stockée dans les degrés de liberté microscopiques d’un système, tels que la translation, la rotation, la vibration et les interactions moléculaires. Son unité SI est également le joule (). Contrairement à la chaleur, l’énergie interne est une fonction d’état. Pour un système à l’équilibre, dépend de l’état du système, et non du chemin suivi pour l’atteindre.
Une astuce simple pour ne pas confondre ces notions consiste à se poser une question d’ordre grammatical : en physique, « chaleur » s’apparente à un verbe (une action de transfert), tandis que « énergie interne » est un nom (une propriété intrinsèque).
Lorsque deux corps à des températures différentes sont mis en contact thermique et isolés du reste, de l’énergie est transférée sous forme de chaleur du corps le plus chaud vers le corps le plus froid, jusqu’à ce qu’ils atteignent une température finale commune. Au cours de ce processus, l’énergie interne de chaque corps varie. La chaleur représente le mécanisme de transfert à travers la frontière, tandis que la variation de l’énergie interne correspond à ce qui se passe au sein de chaque corps.
L’interaction suivante vous permet de faire varier la masse, le matériau et les températures initiales afin de distinguer deux concepts que les débutants confondent souvent. La quantité de chaleur transférée dépend des détails spécifiques de la situation, alors que la température finale d’équilibre dépend du bilan énergétique et des propriétés thermiques des corps.