Entropie de Mélange de Deux Gaz Parfaits
Contexte : L'Entropie de MélangeAugmentation de l'entropie totale d'un système lorsque deux ou plusieurs substances différentes sont mélangées sans réaction chimique. en Thermodynamique.
L'un des principes fondamentaux de la thermodynamique est que les processus spontanés tendent à augmenter le désordre, ou l'entropieUne mesure du désordre ou de l'incertitude dans un système. Selon le deuxième principe de la thermodynamique, l'entropie d'un système isolé ne peut qu'augmenter., de l'univers. Le mélange de deux gaz parfaits est un exemple classique de processus irréversibleUn processus qui ne peut pas revenir à son état initial sans intervention extérieure, car il génère de l'entropie. et spontané. Dans cet exercice, nous allons quantifier cette augmentation d'entropie en considérant deux compartiments contenant des gaz différents, initialement séparés par une cloison.
Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre comment les concepts de la thermodynamique (loi des gaz parfaits, fractions molaires) permettent de calculer une grandeur abstraite mais fondamentale, l'entropie, et de comprendre pourquoi le mélange est un phénomène naturel et spontané.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre le concept d'entropie de mélange et son origine.
- Appliquer la loi des gaz parfaits pour déterminer les volumes.
- Calculer les fractions molaires et la variation d'entropie lors du mélange.
- Interpréter physiquement le signe de la variation d'entropie.
Données de l'étude
Schéma du système avant et après le retrait de la cloison
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Gaz du compartiment A | - | Diazote (\(N_2\)) | - |
| Nombre de moles de \(N_2\) | \(n_A\) | 2 | mol |
| Gaz du compartiment B | - | Argon (Ar) | - |
| Nombre de moles de Ar | \(n_B\) | 3 | mol |
| Température initiale et finale | \(T\) | 298 | K |
| Pression initiale | \(P\) | 1 | atm |
| Constante des gaz parfaits | \(R\) | 8.314 | J·mol⁻¹·K⁻¹ |
Questions à traiter
- Calculer les volumes initiaux \(V_A\) et \(V_B\) des deux compartiments en litres (L).
- Après avoir retiré la cloison, quel est le volume total \(V_{\text{total}}\) ? La température et la pression totale du mélange changent-elles ? Justifier.
- Calculer les fractions molairesLe rapport entre le nombre de moles d'un constituant et le nombre total de moles de tous les constituants dans un mélange. C'est une quantité sans dimension. \(x_A\) (pour \(N_2\)) et \(x_B\) (pour Ar) dans le mélange final.
- Calculer la variation d'entropie de mélange, \(\Delta S_{\text{mélange}}\), en J·K⁻¹.
- Le signe de \(\Delta S_{\text{mélange}}\) est-il conforme à ce que vous attendiez ? Que nous apprend-il sur la spontanéité du processus ?
Les bases de la Thermodynamique du Mélange
1. Loi des Gaz Parfaits
Pour un gaz parfait, l'état est décrit par la relation : \(PV = nRT\), où \(P\) est la pression, \(V\) le volume, \(n\) le nombre de moles, \(R\) la constante des gaz parfaits, et \(T\) la température absolue.
2. Fractions Molaires et Loi de Dalton
La fraction molaire \(x_i\) d'un constituant \(i\) dans un mélange est le rapport de son nombre de moles \(n_i\) sur le nombre total de moles \(n_{\text{total}}\). La loi de Dalton stipule que la pression totale d'un mélange de gaz est la somme des pressions partielles de chaque gaz, où la pression partielle \(P_i\) est donnée par \(P_i = x_i P_{\text{total}}\).
\[ x_i = \frac{n_i}{n_{\text{total}}} \quad ; \quad \sum x_i = 1 \]
3. Entropie de Mélange
Pour le mélange de plusieurs gaz parfaits initialement à la même pression et température, la variation d'entropie est donnée par la formule :
\[ \Delta S_{\text{mélange}} = - n_{\text{total}} R \sum_{i} x_i \ln(x_i) \]
Cette formule est toujours positive car les fractions molaires \(x_i\) sont inférieures à 1, rendant leurs logarithmes népériens négatifs.
Correction : Entropie de Mélange de Deux Gaz Parfaits
Question 1 : Calculer les volumes initiaux \(V_A\) et \(V_B\) en litres (L).
Principe
Le concept physique ici est que chaque gaz, avant le mélange, obéit à une loi d'état qui relie sa pression, son volume, sa température et sa quantité de matière. Pour les gaz à basse pression, cette loi est celle des gaz parfaits.
Mini-Cours
La loi des gaz parfaits (\(PV=nRT\)) est une équation d'état qui modélise le comportement des gaz réels à des pressions suffisamment faibles. Elle découle de la théorie cinétique des gaz, qui suppose que les molécules sont des points matériels n'interagissant qu'à travers des collisions élastiques. Chaque terme a une signification physique : P est la force par unité de surface, V l'espace occupé, n la quantité de matière, et T une mesure de l'énergie cinétique moyenne des molécules.
Remarque Pédagogique
Le conseil principal ici est de toujours vérifier la cohérence des unités avant tout calcul. La constante des gaz parfaits R peut être exprimée dans de nombreuses unités (L·atm·mol⁻¹·K⁻¹, J·mol⁻¹·K⁻¹, etc.). Le choix de la valeur de R dicte les unités que vous devez utiliser pour P, V, et T. Une erreur d'unité est l'erreur la plus fréquente dans ce type de calcul.
Normes
Bien qu'il ne s'agisse pas d'une norme de construction, la référence ici est le Système International d'unités (SI), qui est la convention mondiale pour la science et la technologie. L'utilisation du SI (Pascals pour la pression, mètres cubes pour le volume, Kelvins pour la température) avec R = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹ garantit un résultat correct sans facteurs de conversion complexes.
Formule(s)
Loi des gaz parfaits pour le volume
Hypothèses
Le cadre du calcul repose sur deux hypothèses majeures :
- Le diazote (\(N_2\)) et l'argon (Ar) se comportent comme des gaz parfaits dans les conditions données.
- Chaque gaz est en équilibre thermodynamique interne dans son compartiment initial.
Donnée(s)
Voici les données nécessaires pour ce calcul :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Pression | \(P\) | 1 atm = 101325 | Pa |
| Température | \(T\) | 298 | K |
| Moles de \(N_2\) | \(n_A\) | 2 | mol |
| Moles de Ar | \(n_B\) | 3 | mol |
| Constante R | \(R\) | 8.314 | J·mol⁻¹·K⁻¹ |
Astuces
Pour aller plus vite et vérifier l'ordre de grandeur, on peut se souvenir que dans les conditions standards de température et de pression (0°C et 1 atm), une mole de gaz parfait occupe environ 22.4 L. À 298 K (25°C), ce volume molaire est un peu plus grand, environ 24.5 L/mol. Donc, \(V_A\) devrait être proche de \(2 \times 24.5 = 49\) L et \(V_B\) proche de \(3 \times 24.5 = 73.5\) L.
Schéma (Avant les calculs)
Le schéma représente l'état initial : deux compartiments distincts avec leurs gaz respectifs.
État Initial avec Cloison
Calcul(s)
Application numérique pour \(V_A\)
Conversion de \(V_A\) en litres
Application numérique pour \(V_B\)
Conversion de \(V_B\) en litres
Schéma (Après les calculs)
Ce schéma illustre les volumes relatifs calculés pour chaque compartiment.
Volumes Relatifs Initiaux
Réflexions
Le résultat montre que, à pression et température égales, le volume occupé par un gaz parfait est directement proportionnel à sa quantité de matière (nombre de moles). Le compartiment B, contenant 1.5 fois plus de moles, a un volume 1.5 fois plus grand. C'est une illustration directe de la loi d'Avogadro.
Points de vigilance
La principale erreur à éviter est la conversion des unités. Utiliser la pression en atmosphères (atm) directement avec R = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹ mènerait à un résultat incorrect d'un facteur 101325. De même, ne pas oublier de convertir le résultat final de m³ en L si la question le demande.
Points à retenir
Pour maîtriser cette question, retenez :
- La formule de la loi des gaz parfaits : \(PV = nRT\).
- L'importance capitale de la cohérence des unités dans les calculs physiques.
- La valeur de R dans le système SI : 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹.
Le saviez-vous ?
La constante R est dite "universelle" car elle ne dépend pas de la nature du gaz. C'est le physicien français Émile Clapeyron qui a, le premier, combiné les lois de Boyle, Charles et Avogadro en 1834 pour formuler la loi des gaz parfaits, bien avant que sa signification statistique ne soit comprise.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si le compartiment A contenait 1 mole d'Hélium dans les mêmes conditions de T et P, quel serait son volume en L ?
Question 2 : Volume total, température et pression finale.
Principe
Le concept physique est la conservation de l'énergie et de la matière. Le volume total est la somme des espaces maintenant accessibles. Comme les gaz sont parfaits (pas d'interactions) et que le conteneur est isolé (pas d'échange d'énergie avec l'extérieur), l'énergie cinétique moyenne des molécules (donc la température) ne change pas. La pression finale dépendra alors de la quantité totale de gaz dans le volume total.
Mini-Cours
Ce processus est une "détente de Joule-Gay-Lussac" pour chaque gaz dans un volume plus grand. Pour un gaz parfait, l'énergie interne ne dépend que de la température. Comme le système est isolé (pas d'échange de chaleur, \(Q=0\)) et rigide (pas de travail des forces de pression, \(W=0\)), la variation d'énergie interne est nulle (\(\Delta U = Q+W = 0\)). Par conséquent, la température du mélange reste constante. La pression finale est alors dictée par la loi des gaz parfaits appliquée à l'état final du mélange.
Remarque Pédagogique
Le point clé à comprendre est que la pression ne reste constante que parce que les pressions et températures initiales étaient identiques. Si les pressions initiales avaient été différentes, la pression finale aurait été une moyenne pondérée et la température aurait pu changer si le processus n'était pas isotherme. La justification est aussi importante que le calcul.
Normes
Les principes de conservation de la matière et de l'énergie (Premier principe de la thermodynamique) sont des lois fondamentales de la physique, universellement reconnues.
Formule(s)
Additivité des volumes
Additivité des moles
Conservation de l'énergie interne
Hypothèses
Le cadre du calcul s'ajoute aux hypothèses précédentes :
- Le conteneur est rigide et parfaitement isolé thermiquement (adiabatique).
- Le retrait de la cloison ne fournit aucun travail au système.
- Aucune réaction chimique ne se produit entre le diazote et l'argon.
Donnée(s)
Les données pour ce calcul proviennent de la question précédente :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Volume A | \(V_A\) | 48.9 | L |
| Volume B | \(V_B\) | 73.4 | L |
| Moles A | \(n_A\) | 2 | mol |
| Moles B | \(n_B\) | 3 | mol |
Astuces
Pour la pression, le raccourci consiste à réaliser que si \(V_A = n_A \frac{RT}{P}\) et \(V_B = n_B \frac{RT}{P}\), alors \(V_{\text{total}} = (n_A+n_B) \frac{RT}{P} = n_{\text{total}} \frac{RT}{P}\). En réarrangeant, on voit immédiatement que \(P = \frac{n_{\text{total}}RT}{V_{\text{total}}}\), donc la pression ne change pas.
Schéma (Avant les calculs)
Le schéma montre le moment où la cloison est retirée, initiant le processus de mélange.
Transition : Retrait de la cloison
Calcul(s)
Calcul du volume total
Justification de la pression finale
Schéma (Après les calculs)
Le schéma final montre un mélange homogène des deux gaz occupant la totalité du volume.
État Final : Mélange Homogène
Réflexions
L'interprétation importante est le concept de pression partielle. Bien que la pression totale soit restée à 1 atm, la pression exercée uniquement par le diazote a chuté car il occupe maintenant un volume plus grand (\(V_{\text{total}}\) au lieu de \(V_A\)). De même pour l'argon. La pression totale est la somme de ces deux pressions partielles plus faibles (Loi de Dalton).
Points de vigilance
Ne pas généraliser abusivement. La pression ne reste constante que parce que les conditions initiales (P et T) étaient identiques dans les deux compartiments. Si un compartiment avait été à 2 atm et l'autre à 1 atm, la pression finale aurait été différente de 1 et 2 atm.
Points à retenir
Pour un mélange de gaz parfaits dans un conteneur rigide et isolé :
- Les volumes et les moles sont additifs.
- Si les T et P initiales sont égales, T et P finales restent inchangées.
- Ceci est une conséquence directe du premier principe de la thermodynamique (\(\Delta U=0\)).
Le saviez-vous ?
John Dalton, en plus de sa célèbre théorie atomique, a formulé sa loi sur les pressions partielles en 1801. Il étudiait la composition de l'air et a réalisé que chaque gaz contribuait à la pression totale comme s'il était seul dans le volume, une idée contre-intuitive à l'époque.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si le compartiment A (2 moles) était à 1 atm et le B (3 moles) à 2 atm (même T), la pression finale serait-elle de 1.5 atm ?
Question 3 : Calcul des fractions molaires \(x_A\) et \(x_B\).
Principe
Le concept physique est celui de la concentration. La fraction molaire est une manière d'exprimer la proportion de chaque substance dans un mélange, non pas en fonction de sa masse ou de son volume, mais en fonction du nombre de ses molécules (ou atomes) par rapport au total.
Mini-Cours
La fraction molaire, notée \(x_i\), est une grandeur intensive (elle ne dépend pas de la taille du système) et sans dimension. Elle est fondamentale car de nombreuses propriétés thermodynamiques des mélanges (pression partielle, potentiel chimique, entropie de mélange) s'expriment simplement en fonction d'elle. La somme de toutes les fractions molaires dans un mélange est par définition toujours égale à 1, ce qui en fait un outil de vérification pratique.
Remarque Pédagogique
Le conseil est de toujours commencer par calculer le nombre total de moles. C'est le dénominateur commun pour toutes les fractions molaires. Une fois cette valeur obtenue, le reste du calcul est simple et moins sujet aux erreurs. Pensez-y comme "découper un gâteau" : vous devez d'abord connaître la taille totale du gâteau (\(n_{\text{total}}\)) avant de pouvoir déterminer la taille de chaque part (\(x_i\)).
Normes
La définition et la notation (\(x_i\)) de la fraction molaire sont standardisées par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA/IUPAC), l'autorité mondiale en matière de nomenclature et de terminologie chimique.
Formule(s)
Définition de la fraction molaire de A
Définition de la fraction molaire de B
Hypothèses
Le seul cadre de calcul nécessaire ici est que, après le retrait de la cloison, le système atteint un état d'équilibre où le mélange est parfaitement homogène. Chaque échantillon de volume prélevé dans le mélange final aura statistiquement la même composition.
Donnée(s)
Les seules données d'entrée sont les quantités de matière de chaque gaz.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Moles de \(N_2\) | \(n_A\) | 2 | mol |
| Moles de Ar | \(n_B\) | 3 | mol |
Astuces
Pour aller plus vite et éviter une erreur de calcul, calculez la première fraction molaire (\(x_A\)), puis déduisez la seconde par la relation \(x_B = 1 - x_A\). Cela est particulièrement utile dans les mélanges à deux composants.
Schéma (Avant les calculs)
Ce diagramme à barres représente visuellement les quantités de matière de chaque gaz avant le calcul de leur proportion.
Quantités de Matière Initiales
Calcul(s)
Calcul du nombre total de moles
Calcul de la fraction molaire de \(N_2\)
Calcul de la fraction molaire de Ar
Schéma (Après les calculs)
Ce diagramme circulaire illustre la composition en pourcentage du mélange final.
Composition du Mélange Final
Réflexions
L'interprétation de \(x_A=0.4\) est que 40% des molécules dans le mélange final sont des molécules de diazote. En d'autres termes, si l'on pouvait prélever une molécule au hasard, il y aurait 4 chances sur 10 que ce soit une molécule de \(N_2\). Cela montre que l'argon est le composant majoritaire du mélange.
Points de vigilance
L'erreur classique est de confondre la fraction molaire avec la fraction massique. L'argon (masse molaire ≈ 40 g/mol) est plus lourd que le diazote (≈ 28 g/mol). La fraction massique de l'argon serait donc supérieure à 0.6. Il faut toujours s'assurer du type de fraction demandé.
Points à retenir
Pour maîtriser cette question :
- La fraction molaire est le rapport des moles : \(x_i = n_i / n_{\text{total}}\).
- Elle est toujours comprise entre 0 et 1.
- La somme de toutes les fractions molaires d'un mélange vaut 1.
Le saviez-vous ?
Le concept de "mole" a été introduit vers 1900 par le chimiste Wilhelm Ostwald. Il vient du mot allemand "Molekül" (molécule). Il a fallu près de 70 ans pour que la mole soit adoptée comme unité de base du Système International, en 1971, tant le concept de compter des entités aussi petites paraissait abstrait.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si on ajoutait 5 moles d'Hélium au mélange, quelle deviendrait la nouvelle fraction molaire du Diazote (\(N_2\)) ?
Question 4 : Calculer la variation d'entropie de mélange \(\Delta S_{\text{mélange}}\).
Principe
Le concept physique est la quantification du désordre créé par le mélange. Chaque gaz, en se propageant dans le volume total, accède à un plus grand nombre de positions et de configurations possibles. L'entropie, étant une mesure de ce nombre de configurations (micro-états), augmente. La thermodynamique statistique fournit une formule pour calculer précisément cette augmentation.
Mini-Cours
L'entropie de mélange est une conséquence directe de la définition statistique de l'entropie de Boltzmann (\(S = k_B \ln W\), où W est le nombre de micro-états). Lorsque les particules sont indiscernables (mélange du même gaz), le nombre de façons de les arranger ne change pas. Mais lorsqu'elles sont discernables (N₂ et Ar), le nombre de façons de les permuter dans le volume total augmente considérablement, d'où l'augmentation de S. La formule avec les fractions molaires est la version macroscopique de ce principe microscopique.
Remarque Pédagogique
Le conseil est de porter une attention particulière au signe "moins" dans la formule \(\Delta S = -n R \sum x_i \ln(x_i)\). Il peut sembler contre-intuitif. Rappelez-vous que le logarithme d'un nombre entre 0 et 1 (comme une fraction molaire) est toujours négatif. Le signe "moins" de la formule annule donc le signe "moins" des termes \(\ln(x_i)\), garantissant que la contribution de chaque gaz à l'entropie de mélange est positive, et donc que le résultat final est bien une augmentation d'entropie.
Normes
Il ne s'agit pas d'une norme, mais d'une des équations les plus importantes de la thermodynamique chimique, dérivée par J. Willard Gibbs, l'un des pères fondateurs de cette discipline.
Formule(s)
Formule de l'entropie de mélange
Hypothèses
Ce calcul est valide sous les hypothèses déjà citées :
- Les gaz sont parfaits.
- Le mélange s'effectue à température et pression constantes pour les composants.
- Les gaz sont chimiquement inertes l'un envers l'autre.
Donnée(s)
Voici les données nécessaires pour ce calcul :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Moles totales | \(n_{\text{total}}\) | 5 | mol |
| Fraction molaire A | \(x_A\) | 0.4 | - |
| Fraction molaire B | \(x_B\) | 0.6 | - |
| Constante R | \(R\) | 8.314 | J·mol⁻¹·K⁻¹ |
Astuces
Pour vérifier l'ordre de grandeur, sachez que le terme \(- \sum x_i \ln(x_i)\) atteint son maximum pour un mélange 50/50 (\(x_A=x_B=0.5\)), où il vaut \(\ln(2) \approx 0.693\). Notre mélange (40/60) est proche de cela, donc le terme entre crochets devrait être un peu inférieur à 0.693. C'est un bon moyen de repérer une erreur de calcul grossière.
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma conceptuel représente la transition d'un état où les particules sont séparées (ordonné) à un état où elles sont dispersées (désordonné).
Transition Ordre vers Désordre
Calcul(s)
Application numérique
Schéma (Après les calculs)
Ce graphique montre la valeur de l'entropie de mélange pour différentes compositions. Notre point de calcul (\(x_A=0.4\)) est placé sur la courbe, près du maximum.
Réflexions
Une valeur de +28.0 J·K⁻¹ signifie que pour chaque degré Kelvin, 28.0 Joules d'énergie sont "dispersés" de manière plus désordonnée qu'auparavant. Ce n'est pas une quantité d'énergie créée, mais une mesure de la "qualité" ou de la "disponibilité" de l'énergie. L'augmentation de l'entropie signifie que l'énergie est maintenant répartie dans un plus grand nombre de configurations microscopiques, la rendant moins "organisée" et moins apte à produire du travail utile.
Points de vigilance
Trois erreurs communes :
1. Oublier le signe "moins" dans la formule.
2. Utiliser un logarithme en base 10 (log) au lieu du logarithme népérien (ln) sur la calculatrice.
3. Appliquer cette formule simple si les pressions ou températures initiales ne sont pas égales (le calcul est alors plus complexe).
Points à retenir
Pour maîtriser cette question, il faut retenir :
- La formule \(\Delta S_{\text{mélange}} = -n R \sum x_i \ln(x_i)\).
- La signification physique du résultat : un \(\Delta S > 0\) indique une transformation spontanée vers plus de désordre.
- L'entropie de mélange est maximale pour un mélange équimolaire (\(x_A=x_B=0.5\)).
Le saviez-vous ?
Ludwig Boltzmann, qui a posé les bases de la mécanique statistique et de la définition microscopique de l'entropie, a vu ses idées vivement contestées par la communauté scientifique de son époque. Tragiquement, il s'est suicidé en 1906, peu de temps avant que ses théories ne soient universellement confirmées et acceptées. Sa célèbre formule \(S = k_B \ln W\) est gravée sur sa tombe à Vienne.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez l'entropie de mélange si on avait mélangé 1 mole de \(N_2\) et 4 moles de Ar (\(n_{\text{total}} = 5 \text{ mol}\)).
Question 5 : Interprétation du signe de \(\Delta S_{\text{mélange}}\).
Principe
Le signe de la variation d'entropie est un indicateur clé de la nature d'une transformation. Le deuxième principe de la thermodynamique stipule que pour un système isolé, l'entropie ne peut qu'augmenter lors d'un processus spontané.
Réflexions
Le résultat \(\Delta S_{\text{mélange}} \approx +28.0\) J·K⁻¹ est positif. Cela signifie que l'entropie du système a augmenté. Physiquement, cela a du sens : l'état final, où les molécules de \(N_2\) et de Ar sont réparties de manière aléatoire dans tout le volume, est beaucoup plus désordonné (possède un plus grand nombre de micro-états possibles) que l'état initial où chaque type de molécule était confiné dans son propre compartiment.
Le système est isolé, et sa variation d'entropie est positive. Cela confirme que le mélange est un processus spontané et irréversible. Une fois mélangés, les gaz ne se sépareront jamais spontanément pour retourner à leur état initial.
Points à retenir
Pour tout mélange de gaz parfaits différents, la variation d'entropie de mélange est toujours strictement positive. Si on mélangeait deux échantillons du même gaz, la variation d'entropie serait nulle (paradoxe de Gibbs).
Résultat Final
Outil Interactif : Simulateur d'Entropie de Mélange
Utilisez les curseurs pour faire varier le nombre de moles de chaque gaz et observez en temps réel l'impact sur les fractions molaires et sur l'entropie de mélange totale. La constante \(R\) est fixée à 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Quel est toujours le signe de l'entropie de mélange pour deux gaz parfaits différents ?
2. Pour un nombre total de moles donné, quand l'entropie de mélange de deux gaz est-elle maximale ?
3. Que vaudrait \(\Delta S_{\text{mélange}}\) si on mélangeait 2 moles de \(N_2\) avec 3 autres moles de \(N_2\) (le même gaz) dans les mêmes conditions ?
4. L'entropie de mélange des gaz parfaits dépend-elle de la température ?
5. Un \(\Delta S_{\text{mélange}}\) positif pour un système isolé indique que le processus est :
- Entropie (S)
- En thermodynamique, une fonction d'état qui mesure le degré de désordre ou d'aléatoire d'un système. Selon le deuxième principe, l'entropie d'un système isolé tend à augmenter avec le temps.
- Gaz Parfait
- Un modèle théorique d'un gaz où les particules n'ont ni volume ni interactions entre elles. Il obéit à la loi \(PV = nRT\).
- Fraction Molaire (x)
- Le rapport du nombre de moles d'un constituant sur le nombre total de moles dans un mélange. C'est une mesure de concentration.
- Processus Irréversible
- Un processus qui, une fois qu'il a eu lieu, ne peut être inversé pour ramener à la fois le système et son environnement à leur état initial. Il s'accompagne toujours d'une augmentation de l'entropie totale.
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