Quelle est la différence entre un processus isotherme et quasi-statique?


Réponse 1:

Quasi-statique signifie très lent - suffisamment lent pour que les nombreuses sortes de processus de production d'entropie qui dépendent du taux de changement de quelque chose (pensez à la friction comme de l'huile épaisse) dans le système ou l'environnement soient rendus négligeables. Par exemple, de nombreux systèmes chauffent si vous les compressez. Si cela crée une grande différence de température entre le système et l'environnement, une entropie nette sera créée, car la chaleur quittant le système à une température élevée entraîne moins d'entropie que la même chaleur ajoute de l'entropie lorsqu'elle pénètre dans l'environnement à basse température , selon dS = δQ / T. Mais si vous faites la compression très lentement, afin que la chaleur puisse s'échapper avec une très petite différence de température, l'augmentation d'entropie sera également faible.

Par conséquent, c'est presque toujours une condition nécessaire pour que l'entropie globale n'augmente pas, mais ce n'est souvent pas suffisant. S'il y a quelque chose qui ressemble au frottement sec dans le système ou l'environnement, cela va dégrader l'énergie mécanique en énergie thermique, créant une entropie, et ça va faire la même chose, peu importe la vitesse à laquelle les choses bougent.

1. Processus à pression constante (processus isobare): p = constant

W1-2 = V1 ∫V2 p dV = p (V2 - V1)

2. Processus à volume constant (processus isochorique): V = constant

W1-2 = V1∫V2 p dV = 0

3. Processus isotherme: pV = constant = C

Par conséquent, p = C / V

W1-2 = V1∫V2 p dV = V1∫V2 (C / V) dV = p1V1 log (V2 / V1) [Depuis, C = p1V1]

4. Processus polytropique: pVn = constant = C où «n» est une constante qui serait donnée pour un problème particulier

Par conséquent, p = C / Vn où pVn = C = p1V1n = p2V2n

W1-2 = V1∫V2 p dV = V1∫V2 (C / Vn) dV = (p1V1-p2V2) / (n-1) = (p1V1 / n-1) * [1- (p2 / p1) n- 1]

Pour un gaz idéal, pV = mRT,

W1-2 = mR (T2-T1) / n-1

Un processus isotherme est un changement de système, dans lequel la température reste constante: ΔT = 0. Cela se produit généralement lorsqu'un système est en contact avec un réservoir thermique extérieur (bain de chaleur) et que le changement du système se produit suffisamment lentement pour permettre au système de continuer à s'adapter à la température du réservoir par échange de chaleur. En revanche, un processus adiabatique est où un système n'échange pas de chaleur avec son environnement (Q = 0). En d'autres termes, dans un processus isotherme, la valeur ΔT = 0 et donc le changement d'énergie interne ΔU = 0 (uniquement pour un gaz idéal) mais Q ≠ 0, tandis que dans un processus adiabatique, ΔT ≠ 0 mais Q = 0.

Simplement, on peut dire que dans les processus isothermes

tandis que dans les processus adiabatiques

Exemples [modifier]

Les processus isothermes peuvent se produire dans tout type de système disposant de moyens de régulation de la température, y compris des machines hautement structurées et même des cellules vivantes. Certaines parties des cycles de certains moteurs thermiques sont réalisées de manière isotherme (par exemple, dans le cycle Carnot).

[1]

Dans l'analyse thermodynamique des réactions chimiques, il est habituel d'analyser d'abord ce qui se passe dans des conditions isothermes, puis de considérer l'effet de la température.

[2]

Les changements de phase, tels que la fusion ou l'évaporation, sont également des processus isothermes lorsque, comme c'est généralement le cas, ils se produisent à pression constante.

[3]

Les processus isothermes sont souvent utilisés et constituent un point de départ pour analyser des processus non isothermes plus complexes.

Les procédés isothermes présentent un intérêt particulier pour les gaz parfaits. Ceci est une conséquence de la deuxième loi de Joule qui stipule que l'énergie interne d'une quantité fixe d'un gaz idéal ne dépend que de sa température.

[4]

Ainsi, dans un processus isotherme, l'énergie interne d'un gaz idéal est constante. Cela résulte du fait que dans un gaz idéal, il n'y a pas de forces intermoléculaires.

[4]

Notez que cela n'est vrai que pour les gaz parfaits; l'énergie interne dépend de la pression ainsi que de la température pour les liquides, les solides et les gaz réels.

[5]

Dans la compression isotherme d'un gaz, un travail est effectué sur le système pour diminuer le volume et augmenter la pression.

[4]

Faire un travail sur le gaz augmente l'énergie interne et aura tendance à augmenter la température. Pour maintenir la température constante, l'énergie doit quitter le système sous forme de chaleur et pénétrer dans l'environnement. Si le gaz est idéal, la quantité d'énergie pénétrant dans l'environnement est égale au travail effectué sur le gaz, car l'énergie interne ne change pas. Pour l'expansion isotherme, l'énergie fournie au système fonctionne sur l'environnement. Dans les deux cas, à l'aide d'une liaison appropriée, le changement de volume de gaz peut effectuer un travail mécanique utile. Pour plus de détails sur les calculs, voir calcul du travail.

Pour un processus adiabatique, dans lequel aucune chaleur ne pénètre dans ou hors du gaz parce que son récipient est bien isolé, Q = 0. S'il n'y a pas non plus de travail, c'est-à-dire une expansion libre, il n'y a pas de changement d'énergie interne. Pour un gaz idéal, cela signifie que le processus est également isotherme.

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Ainsi, spécifier qu'un processus est isotherme n'est pas suffisant pour spécifier un processus unique.