500 Chapitre 18
Second principe
Exercice 18.9
1. L’évolution est monotherme (l’extérieur impose une température Te) et isochore, la bouteille étant
fermée et indéformable.
2. À la fin, le vin sera liquide à température ambiante Te.
3. Calculons tout d’abord la variation d’enthalpie ΔH du système en imaginant une succession de trois
étapes.
• Réchauffement du système solide jusqu’à la température T0 de fusion : la variation d’enthalpie lors
de cette étape est ΔH1 = mcg(T0 − Tc).
• Changement d’état à T0 : ΔH2 = mL f (0 °C).
• Réchauffement du système liquide jusqu’à Te : ΔH3 = mc l (Te − T0).
Nous avons alors ΔH = ΔH1 +ΔH2 +ΔH3 = 3,4 · 10
5 J. Par définition, l’énergie interne U est liée à H
par la relation U = H − P V . Ainsi, ΔU = ΔH − V (ΔP ) puisque l’évolution est isochore. La variation
de pression dans la bouteille étant très faible, nous pouvons en déduire que ΔU ΔH = 3,4 · 10
5 J.
Par application du premier principe au contenu de la bouteille, nous déduisons le transfert thermique
Q reçu : Q = ΔU = 3,4 · 10
5 J.
4. Pour calculer la variation de l’entropie, nous utilisons la même succession d’étapes et obtenons alors :
ΔS = m
cg ln
T0
Tc
+
L f
T0
+ c l ln
Te
T0
= 1,2 kJ · K
−1 .
5. Le second principe nous permet d’écrire : ΔS =
Q
Te
+Sc, où Sc est l’entropie créée. Ainsi, nous obtenons
Sc = 77 J · K
−1 > 0 : l’évolution est irréversible.
6. Il y a ici transfert thermique entre un corps chaud et un corps froid : ce transfert est irréversible.
partagelivrescpge.blogspot.com
Second principe
Exercice 18.9
1. L’évolution est monotherme (l’extérieur impose une température Te) et isochore, la bouteille étant
fermée et indéformable.
2. À la fin, le vin sera liquide à température ambiante Te.
3. Calculons tout d’abord la variation d’enthalpie ΔH du système en imaginant une succession de trois
étapes.
• Réchauffement du système solide jusqu’à la température T0 de fusion : la variation d’enthalpie lors
de cette étape est ΔH1 = mcg(T0 − Tc).
• Changement d’état à T0 : ΔH2 = mL f (0 °C).
• Réchauffement du système liquide jusqu’à Te : ΔH3 = mc l (Te − T0).
Nous avons alors ΔH = ΔH1 +ΔH2 +ΔH3 = 3,4 · 10
5 J. Par définition, l’énergie interne U est liée à H
par la relation U = H − P V . Ainsi, ΔU = ΔH − V (ΔP ) puisque l’évolution est isochore. La variation
de pression dans la bouteille étant très faible, nous pouvons en déduire que ΔU ΔH = 3,4 · 10
5 J.
Par application du premier principe au contenu de la bouteille, nous déduisons le transfert thermique
Q reçu : Q = ΔU = 3,4 · 10
5 J.
4. Pour calculer la variation de l’entropie, nous utilisons la même succession d’étapes et obtenons alors :
ΔS = m
cg ln
T0
Tc
+
L f
T0
+ c l ln
Te
T0
= 1,2 kJ · K
−1 .
5. Le second principe nous permet d’écrire : ΔS =
Q
Te
+Sc, où Sc est l’entropie créée. Ainsi, nous obtenons
Sc = 77 J · K
−1 > 0 : l’évolution est irréversible.
6. Il y a ici transfert thermique entre un corps chaud et un corps froid : ce transfert est irréversible.
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