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Découvertes scientifiques dues à la théorie calorique : les principes des thermodynamiques
Malgré ses défauts, la première théorie de la chaleur nous a apporté quelques résultats intéressants. En 1824,Fourrieret Carnotfirent des expériences avec les machines à vapeur et fondèrent alors la thermodynamique (science des « mouvements de la chaleur »).Un peu temps de plus tard, Joule essaya de transformer diverses formes d’énergie mécaniques et électriques en chaleur. Il constata que le travail fourni était proportionnel à la quantité de chaleur dégagée: c’est l’équivalent mécanique de la chaleur. Joule a ainsi montré que le travail et la chaleur sont des formes d’énergie. Suite à ces travaux, les physiciens ont postulé le principe général de conservation de l’énergie totale mise en jeu lors des transformations d’énergie. En effet, une énergie fournie peut être transformée et utilisée sous d’autres formes. Le bilan total n’est ni positif, ni négatif. Bien souvent, la chaleur est une énergie « perdue » et inutilisable (par exemple: les frottements d’un moteur libèrent de la chaleur, ce qui diminue son rendement). Malgré les expériences convaincantes de Mayer (en 1842, dans le domaine des transformations et conservation d’énergie), ce ne sera qu’en 1847 que Helmholtz réussira à faire admettre au monde scientifique cette loi de la conservation de l’énergie (premier principe de la thermodynamique).Ensuite, Clausius énonça le deuxième principe de la thermodynamique: lors d’un processus accompagné d’un flux d’énergie, il y a toujours inévitablement des pertes (par exemple dans le moteur d’une machine à vapeur, lors de la transformation de chaleur en énergie mécanique). Clausius distingua la capacité d’un système à fournir du travail et la fraction d’énergie qui est inévitablement dissipée sous forme de chaleur non utilisable. L’énergie libre caractérisa la fraction d’énergie utilisable et l’entropie la fraction calorique dissipée. Le deuxième principe de la thermodynamique exprime le fait que, dans la nature, la tendance d’un système isolé est d’augmenter l’entropie totale de l’univers. Ces principes sont toujours valables de nos jours. Mais il est étonnant de constater qu’ils sont issus d’une théorie qui montra ses limites déjà vers la fin du XIXème siècle! Néanmoins, nous verrons que la deuxième théorie de la chaleur permet aussi une formulation de ces principes thermodynamiques.
La théorie cinétique : chaleur et mouvements des molécules
En 1738 Bernoulli avait déjà réussi à expliquer les propriétés des gaz en termes de mouvements, collisions, etc. Mais ce ne sera qu’avec l’essor de la théorie atomique (Dalton, 1808) que la compréhension des phénomènes deviendra meilleure. En effet, on réalisa alors que l’énergie des mouvements désordonnés des atomes d’un corps chauffé se manifestait globalement sous forme de chaleur. Au milieu du XIXème siècle, Maxwell et Boltzmann créèrent la théorie cinétique des gaz dans laquelle une description statistique des mouvements moléculaires permit d’expliquer toutes les grandeurs caractéristiques des gaz (pression, température, énergie, etc.). Il devint clair, ensuite, que la chaleur était assimilable à une forme de vibration interne (agitations désordonnées des molécules dans les gaz et les liquides, mouvements plus ordonnés dans les solides). De plus, on put expliquer pourquoi il fallait fournir de la chaleur à la glace que l’on désirait faire fondre. En effet, à l’état solide les liaisons entre les atomes sont plus rigides et plus fortes qu’à l’état liquide. La chaleur fournie représente ainsi l’énergie nécessaire pour « briser les liaisons solides » lors de la fusion de la glace (chaleur latente de fusion : ). Lors de la vaporisation, un même type de phénomène se produit. Pour qu’un liquide se transforme entièrement en gaz, il faut lui fournir de l’énergie car les liaisons moléculaires d’un liquide sont plus fortes que celles d’un gaz (chaleur latente de vaporisation : ). Finalement, une interprétation statistique de la température est livrée par la théorie cinétique de la chaleur. La température d’une substance représente l’énergie moyenne d’une molécule, alors que la chaleur est l’énergie totale résultant du mouvement d’ensemble de toutes les molécules. Par exemple, 2 litres d’eau à 70 °C peuvent libérer globalement 2 fois plus de chaleur que 1 litre à 70 °C. Mais, pour chacun des deux récipients, la valeur moyenne de l’énergie cinétique (vitesse) d’une molécule est la même. En 1876, Gibbs développa la thermodynamique chimique. Cette théorie permit de calculer l’énergie chimique d’une substance et de prévoir les énergies de liaison des composés chimiques. Par exemple lors de la combustion du bois, on brise les liaisons des atomes de carbone du bois. Mais l’oxygène de l’air va se combiner avec le carbone (en formant un gaz, le CO2). Le bilan énergétique est positif, ce qui explique que le surplus d’énergie apparaît sous forme de chaleur et de lumière. L’industrie chimique utilise la théorie de Gibbs, notamment les règles de phases qui fournissent des lois d’équilibre entre les différentes substances (comme par exemple une solution d’un solide dans un liquide; ou une solution de deux liquides non miscibles, etc.).
Importances des variables d’état intensives
Les variables intensives sont importantes pour définir l’état d’équilibre d’un système physico-chimique. En effet, l’équilibre est atteint lorsque la valeur des variables intensives est homogène dans tout le système et ne varie pas au cours du temps.
Remarque: Dans le cas des systèmes chimiques comportant plusieurs espèces chimiques en réaction, une autre variable doit être prise en compte. Il s’agit de la variable de composition ξ qui permet de déterminer la composition du système chimique pour un avancement donné de la réaction.
Produits réfractaires
Ils sont obtenus avec des argiles contenant 15 à 40 % d’alumine. La proportion élevée d’alumine permet d’élever le point de fusion. Ces argiles doivent être exemptes de mica, de feldspath et d’alcalis. En outre, l’oxyde de fer, la chaux et la magnésie doivent être en proportion très faible. On les mélange avec des argiles préalablement cuites et broyées (chamotte), afin de diminuer le retrait. On moule ensuite des briques qui sont utilisées, après cuisson vers 1.500°C, pour la réalisation de revêtements de fours. Suivant la composition du matériau de base, on a diverses sortes de produits réfractaires, répondant à des usages différents,comme briques de silice, de bauxite, de carborundum, de magnésie et de chromite. Les briques réfractaires sont soumises à des traitements très durs lorsqu’elles sont en service. Elles doivent donc avoir des résistances très élevées, non seulement à la chaleur (1.500 a 2.000°C), mais aussi aux agents chimiques, acides ou basiques, que contiennent les fours (gaz, laitier de haut fourneau, clinker, métaux en fusion). Elles doivent, en outre, être imperméables à chaud, résister au vieillissement et avoir un coefficient de dilatation très faible.
Les produits de la cuisson : performances techniques
La cuisson de l’argile entraîne l’évaporation de l’eau libre, puis de l’eau absorbée et enfin de l’eau de combinaison. Au-dessous de 200°C le phénomène est réversible, c’est-à-dire que l’argile mélangée à de l’eau peut retrouver sa plasticité. La séparation irréversible de l’alumine et de la silice se produit au-dessus de 200°C jusqu’à 1,200°C. Dans ce cas, la cuisson s’accompagne d’un retrait important qui atteint 2 %. Pour limiter ce retrait, on emploie des produits dégraissants qui sont ajoutés à la pâte plastique. De 1.200°C à 1.500°C se produit la fusion des argiles dites calcaires (non réfractaires). Ces argiles servent à la fabrication des produits céramiques par opposition aux produits réfractaires dont le point de fusion est supérieur à 1.500°C.
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Table des matières
Listes des tableaux et figures
Remerciement
Dédicace
Introduction générale
Première partie : Quelques notions de bases en thermodynamique
Chapitre I : GENERALITESETHISTORIQUESDES CONCEPTS
1.1-Histoire de la thermodynamique classique
1.2- Les deux théories de la chaleur
1.3- Découvertes scientifiques dues à la théorie calorique
1.4-La théorie cinétique : chaleur et mouvements des molécules
Chapitre II : QUELQUES BREVES NOTIONS EN THERMODYNAMIQUE
2 .1- Le système thermodynamique
2.1.1- Définition
2.1.2-Exemples
2. 1.2- Description microscopique d’un système thermodynamique
2.1.3 – Description macroscopique d’un système thermodynamique
2.1.4-Grandeurs extensives et intensives
2.1.5-Équilibre d’un système thermodynamique
2.1.6 – Définition de la pression
2.1.7- Action de la pression sur un fluide dans deux pistons communiqués
2.1.8-Interprétation
2.2-Fonction d’état
2.2.1-Variables d’état
2.2.2-Exemple
2.2.3-Importances des variables d’état intensives
2.2.4-Équation d’état
2.2.5-Propriété fondamentale des fonctions d’état
2.2.6-Application
2.2.7-Fonctions d’état usuel en thermodynamique
2.3 – Changement de phases
2.3.1 Définitions
2.3.2-Transition de phase
2.4 – Température et chaleur
2.4.1- La chaleur
2.4.2- La température
2.4.3-Capacité thermique et température
2.4.3- Enoncé du principe zéro de la thermodynamique
2.4.4-Quelques températures notables
2.5-Théorie cinétique des gaz
2.5.1-Définition
2.5.2-Description
2.5.3-Approche intuitive du mouvement des molécules
2.6-Vitesse et pression des particules
2.6.1- Statistiques sur les vitesses
2.6.2-Impact d’une molécule
2.6.3-Impact de toutes les molécules
2.7-Pression et énergie cinétique
2.7.1-Gaz parfait monoatomique
2.7.2-Gaz parfait de Laplace
2.7.3- Comportement des gaz parfaits( G.P)
a) Concept théorique
b) Visualisations
c) L’équation d’état du gaz parfait
2.7.4– Théorie cinétique des gaz parfaits
a) Description
b) La distribution de Maxwell
c) Le lien du paramètre B avec les paramètres d’état
d) Énergie cinétique de l’ensemble
CHAPITRE III : PRINCIPES DE LA THERMODYNAMIQUE
3.1-Introduction
3.1.1)-L’énergie
3.2)-Le travail et chaleur
3.3- Energie interne d’un système : premier principe
3.3.1- La grandeur « énergie interne d’un système»
a) Hypothèse fondamentale
b) Pour un système isolé
c) Variables macroscopiques dont dépend l’énergie interne
d) Cas importants
3.3.2- Enoncé du premier principe
a) Position du problème
b) Enoncé
c) Convention
d) Expression locale du 1erprincipe
e -Justifications de ces notations
3.4- Le travail des forces de pression
3.4.1- Expression du travail élémentaire des forces de pression
3.4.2-Cas d’une transformation à pression extérieure constante
3.4.3- Cas d’une détente dans le vide
3.4.4- Cas d’une transformation quasi-statique isotherme
3.4.5- Cas d’un transformation adiabatique
a)Exemple important
b) Remarque
3.4.6- Transformations à volume constant (isochores)
3.4.7-Application Importante: calorimétrie à volume constant
3.5- Définition de la capacité calorifique d’un système
3.5.1- Cas particulier du gaz parfait
3.5.2- Expérience de la détente dans le vide. Effets thermiques
3.5.3- Transformations à pression constante (isobares)
a) Capacité calorifique et chaleurs spécifiques à pression constante
b) Chaleur latente de changement de phase
3.5.4. Résultats importants concernant le gaz parfait monoatomique
a)-Transformations quasi-statiques isothermes pour un gaz parfait
b)- Transformation quasi-statique adiabatique pour un G .P
3.6-Deuxième principe de la thermodynamique ; entropie
3.6.1 Nécessité d’un deuxième principe
3.6.2- Transformations irréversibles
3.6.2.1-Exemples
3.6.2.2-Interprétations des processus
3.6.3 Postulats d’irréversibilité
3.6.3.1-Enoncé de Clausius
3.6.3.2-Enoncé de Kelvin
3.6.4 -Enoncé mathématique du deuxième principe
3.6.5- Notion d’entropie S
3.6.5.1-Transformations réversibles
3.6.5.2-Transformations irréversibles
3.6.5.3-Cas général: deuxième principe
3.6.5.4-Cas particuliers
a) Système isolé
b) Transfert spontané de chaleur
3.6.5.5- Interprétation statistique du deuxième principe
3.6.6- Conséquences du deuxième principe
3.6.6.1-Machines thermiques
a)Machines thermodynamiques
b) Machines dynamothermiques
3.6.6.2- Calcul des variations d’entropie
3.7-Conclusion de la première partie
Deuxième partie : Notion de transfert de chaleur et applications au séchage et cuisson des Des briques
CHAPITRE-IV : TRANSFERT DE CHALEUR
4.1. GÉNÉRALITÉS
4.2. TRANSFERT DE LA CHALEUR PAR CONDUCTION
4.2.1. Définition
4.2.2. Loi fondamentale
4.2.3. Conductivité thermique
4.2.4. Equation de la chaleur
4.2.5. Régime permanent
4.2.5.1. Cas du mur plan
4.2.5.2. Cas d’une coquille cylindrique
4.2.6. Analogie Loi d’Ohm – Loi de Fourier
4.2.7. Régime variable
4.3. TRANSFERT DE LA CHALEUR PAR CONVECTION
4.3.1. La convection forcée
4.3.2. La convection libre (ou naturelle)
4.3.3. Valeurs du coefficient d’échange h
4.4. TRANSFERT DE LA CHALEUR PAR RAYONNEMENT
4.4.1. Le corps noir
4.4.2. Corps réels
4.4.3. Puissance échangée entre deux corps
4.5 : Résumé transferts thermiques
Chapitre V : APPLICATION AUX CUISSONS DES BRIQUES
5.1-Généralités sur l’argile
5.1.1-Utilités de l’argile
5.1.2-Terres argileuses
5.1.3-Composition chimique de l’argile
5.1.4- Processus de consolidation
5.2-Produits réfractaires
5.3-Les produits de la cuisson : performances techniques
5.4-Briques
5.4.1-Les principes de base pour la réalisation
5.4.2-Séchages et cuissons des briques : Procédés artisanaux
5.4.3-Le séchage
5.4.4-Problèmes rencontrés
5.4.5-Cuisson
5.4.6-Problèmes rencontrés
5.4.7-Emblèmes de combustibles
5.4.8-Niveau industrialisé
5.4.9-Mode et matériaux de séchage
5.4.10-Séchoir statique – séchoir à cellules – séchoirs à chambres
5.4.11-Types de fours utilisés pour la cuisson des briques
a)-Le four à tunnel
b)-Le four Hoffmann
c)-Le four intermittent ou four à chambre
5.5-Les combustibles
5.5.1-Pouvoir calorifique d’un combustible
5.5.2-Valeur calorifique du bois
5.5.3-Préparation des bois de chauffe
5.5.4-Aspect environnemental de combustion du bois
5.6-Intérêts des briques cuites
Chapitre VI : PROPOSITION PERSONNELLE D’UNE TECHNIQUE D’ENFOURNEMENT
6.1-Introduction
6.2-Matériaux utilisés pour la construction du four
6.3-Rôles de chaque partie
6.4.-Combustibles utilisés
6.5-Mode d’utilisation
6.5.1-Enfournement
6.5.2-Cuisson
6.5.3-Durée de cuisson
6.5.4-Défournement
6.6- Education à l’environnement et avantages de cette technique
CONCLUSION GENERALE
Annexes
Bibliographie
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