2 - LES MULTIPLES VISAGES DE L’ÉNERGIE
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Le mélange (à volume total constant) de deux gaz comportant M molécules d’un premier type et N molécules d’un second type, respectivement, fait croître le désordre,
d’une quantité mesurée par l’entropie de mélange S = k ln[(M + N)!/M!N!]. Ici, il y
a dissipation sans phénomène énergétique.
Cependant, la notion de désordre microscopique n’est pas absolue ; elle dépend de
nos possibilités d’observation et d’action par des moyens macroscopiques associés à l’information que nous possédons sur le système. Ainsi, le plus souvent, les
réactions chimiques libèrent de l’énergie chimique sous forme de chaleur, notamment lorsqu’on utilise des carburants dans les véhicules, les centrales thermiques
ou le chauffage domestique. Il faut alors considérer l’énergie chimique (de même
que l’énergie nucléaire) comme dégradée. Mais ce n’est pas toujours le cas, car on
sait dans certaines circonstances (accumulateurs ou piles) convertir directement et
de manière quasi réversible de l’énergie chimique en énergie électrique, ce qui
conduit alors à considérer l’énergie chimique comme noble.
BILANS D’ÉNERGIE ET D’ENTROPIE
Bien des entreprises humaines visent à contrecarrer la tendance naturelle vers le
désordre qu’exprime le deuxième principe. Il est évidemment impossible d’y parvenir si le système d’intérêt est isolé. C’est pourquoi il faut coupler ce système avec
des sources, autres systèmes avec lesquels il peut interagir. Son entropie peut
ainsi décroître dès lors que les sources sont le siège d’un accroissement au moins
égal d’entropie. On exploite de la sorte la tendance globale du système composite
à évoluer vers un état d’entropie plus grande, afin de faire localement décroître
l’entropie du sous-système d’intérêt.
Si, par exemple, on souhaite refroidir un système A, il doit pour satisfaire au premier principe céder une certaine quantité de chaleur δQ = δU B = – δU A > 0 à une
source B. Ceci implique que son entropie décroisse (δS A < 0) en même temps que
son énergie, en vertu de la définition
1
T
S
U
=
∂
∂
{1}
de la température absolue. On suppose fixées les variables extensives autres que
l’énergie, telles que le volume et le nombre de particules. Il est donc nécessaire
que, selon le deuxième principe, l’entropie de B croisse au cours du processus
d’une quantité δS B supérieure à | δS A |, ce qui implique
0
1
1
<
+
=
+
=
−
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟
δ
δ
δ
δ
δ
S
S
U
T
U
T
Q
T
T
A
B
A
A
B
B
B
A
et par suite T A > T B . Le système A ne peut donc se refroidir que s’il a une température plus élevée que celle de la source B, énoncé de CLAUSIUS du deuxième
principe.
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Le mélange (à volume total constant) de deux gaz comportant M molécules d’un premier type et N molécules d’un second type, respectivement, fait croître le désordre,
d’une quantité mesurée par l’entropie de mélange S = k ln[(M + N)!/M!N!]. Ici, il y
a dissipation sans phénomène énergétique.
Cependant, la notion de désordre microscopique n’est pas absolue ; elle dépend de
nos possibilités d’observation et d’action par des moyens macroscopiques associés à l’information que nous possédons sur le système. Ainsi, le plus souvent, les
réactions chimiques libèrent de l’énergie chimique sous forme de chaleur, notamment lorsqu’on utilise des carburants dans les véhicules, les centrales thermiques
ou le chauffage domestique. Il faut alors considérer l’énergie chimique (de même
que l’énergie nucléaire) comme dégradée. Mais ce n’est pas toujours le cas, car on
sait dans certaines circonstances (accumulateurs ou piles) convertir directement et
de manière quasi réversible de l’énergie chimique en énergie électrique, ce qui
conduit alors à considérer l’énergie chimique comme noble.
BILANS D’ÉNERGIE ET D’ENTROPIE
Bien des entreprises humaines visent à contrecarrer la tendance naturelle vers le
désordre qu’exprime le deuxième principe. Il est évidemment impossible d’y parvenir si le système d’intérêt est isolé. C’est pourquoi il faut coupler ce système avec
des sources, autres systèmes avec lesquels il peut interagir. Son entropie peut
ainsi décroître dès lors que les sources sont le siège d’un accroissement au moins
égal d’entropie. On exploite de la sorte la tendance globale du système composite
à évoluer vers un état d’entropie plus grande, afin de faire localement décroître
l’entropie du sous-système d’intérêt.
Si, par exemple, on souhaite refroidir un système A, il doit pour satisfaire au premier principe céder une certaine quantité de chaleur δQ = δU B = – δU A > 0 à une
source B. Ceci implique que son entropie décroisse (δS A < 0) en même temps que
son énergie, en vertu de la définition
1
T
S
U
=
∂
∂
{1}
de la température absolue. On suppose fixées les variables extensives autres que
l’énergie, telles que le volume et le nombre de particules. Il est donc nécessaire
que, selon le deuxième principe, l’entropie de B croisse au cours du processus
d’une quantité δS B supérieure à | δS A |, ce qui implique
0
1
1
<
+
=
+
=
−
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟
δ
δ
δ
δ
δ
S
S
U
T
U
T
Q
T
T
A
B
A
A
B
B
B
A
et par suite T A > T B . Le système A ne peut donc se refroidir que s’il a une température plus élevée que celle de la source B, énoncé de CLAUSIUS du deuxième
principe.