Thermodynamique/Définitions
Système.
Un système est dit ouvert, fermé ou isolé. Chacun de ces termes est par définition, exclusif : un système ne peut pas être en même temps ouvert et fermé, de même qu'il ne peut pas être en même temps fermé et isolé... etc.
Système isolé.
Un système isolé n'échange rien avec l'extérieur, ni matière, ni énergie.
Aucun système réel n'est totalement isolé, en dehors de l'Univers pris dans son ensemble, mais une bouteille thermos (un vase Dewar clos) est souvent considérée comme une bonne approximation.
Système fermé.
Il n'y a pas d'échange de matière mais il y a échange d'énergie, par exemple sous forme de travail des forces de pression ou sous forme de chaleur.
Variable d'état.
Convention : on parlera d'état d'un système par simplification de langage pour dire : état d'équilibre thermodynamique d'un système.
Équations d'état.
Équations qui relient entre elles plusieurs variables d'état. Par exemple, un gaz parfait est par définition, un gaz avec les deux fonctions d'état suivantes : U(V,T)= f(T) (f est une fonction croissante ; on dit que le gaz suit la loi de Joule) ET de plus : P.V = RT (pour une mole ; on dit que le gaz suit la loi de Mariotte).
Fonction d'état.
Fonction dont les paramètres sont des variables d'état. La valeur d'une fonction d'état ne dépend donc que de l'état macroscopique du système. En conséquence, la somme algébrique de ses variations au cours d'un cycle est nulle.
Variables intensives et extensives.
Les variables d'état peuvent être de deux sortes : extensives et intensives.
Les variables extensives sont proportionnelles à la quantité de matière. Si le système "S" est la réunion de deux systèmes "S1" et "S2", les variables extensives pour "S" sont la somme des variables extensives pour "S1" et "S2". On peut citer comme exemples le volume, la masse, le nombre de moles.
En revanche, les variables intensives sont indépendantes de la quantité de matière. Quelques exemples sont la masse volumique, la pression, la force, la concentration, la température.
Transformations.
Transformation quasistatique.
Pour toute variable intensive i on a :
iMilieu extérieur = iSystème + ε
Autrement dit, pour ce type de transformation, on peut considérer le système concerné comme restant, à chaque instant, très voisin d'un état d'équilibre thermodynamique.
Transformation isotherme.
Transformation à température constante.
Transformation monotherme.
Transformation telle que la température finale du système est la même que sa température initiale ; cependant, la température peut varier "pendant" la transformation.
Dit plus simplement, c'est une transformation telle que :
mais sans avoir forcément
Transformation isobare.
transformation à pression constante du système.
Transformation isochore.
Transformation à volume constant pour le système.
Transformation infinitésimale.
Transformation dont les états d'équilibre final et initial sont infiniment proches.
Transformation finie.
Lorsque la transformation a lieu entre deux états thermodynamiques initial et final bien distincts, on parle de transformation finie.
Transformation adiabatique.
Transformation sans échange de chaleur avec le milieu extérieur.
Degré de liberté.
Nombre de paramètres nécessaire pour décrire l'état microscopique du système.
Pression d'un fluide.
Quand un fluide est en contact avec la surface d'un solide, il exerce des forces pressantes normales en tout point de cette surface.
Ces forces se déterminent par la relation : 
formula_3
Remarque : même en l'absence d'un solide immergé, il existe une pression en tout point d'un fluide. Tout élément de volume "dV" est en équilibre sous l'effet des forces qui s'exercent à sa surface et en son sein (poids du fluide).
En réalisant un bilan des forces on peut ainsi établir la loi de statique des fluides : 
formula_4

Thermodynamique/Gaz parfait
Un gaz parfait est un système constitué d'un grand nombre de particules identiques, massives, stables et sans interactions. C'est un être mathématique, un modèle, un idéal. Les gaz réels ne sont jamais parfaits mais leurs propriétés sont souvent étonnamment proches de celles des gaz parfaits, surtout s'ils sont suffisamment dilués.
On peut prouver, aussi bien avec les mécaniques classique et quantique, que l'équation d'état suivante détermine complètement les états macroscopiques d'équilibre possibles pour les gaz parfaits.
formula_1
avec:
P: pression en pascal
V: volume en m3
n: nombre de mole de gaz
T: température en kelvin
R: constante des gaz parfaits = 8.314 J/mol/K
Cette équation a d'abord été établie par des expériences sur les gaz réels (Boyle, Mariotte, Gay-Lussac, ...). Elle décrit très bien leur comportement sauf s'ils sont trop concentrés, parce qu'alors les interactions entre les atomes ou les molécules ne peuvent plus être négligées et les gaz commencent à ressembler à des liquides.

Thermodynamique/Premier et second principes

Premier principe.
Le premier principe est la loi de conservation de l'énergie.
Énergie interne.
L'énergie interne est une fonction ou variable d'état notée "U".
Elle peut être définie comme la somme de toutes les énergies cinétiques et d'interaction des constituants microscopiques du système.
Énoncé du premier principe.
Q et W sont comptés selon la convention "du banquier": lorsque le système "reçoit" de l'énergie ou de la chaleur, cette dernière est comptée positivement. À l'inverse, lorsque le système cède de la chaleur ou de l'énergie, cette dernière est comptée négativement. On peut noter que lorsqu'un système A reçoit (resp. cède) de l'énergie à un système B, du point de vue du système B, les signes sont inversés, car B cède (resp. reçoit) de l'énergie à A. C'est une erreur fréquente de calculer l'énergie échangée par un système A avec un système B en prenant pour référence A, puis introduire l'énergie ainsi calculée dans une équation prenant pour référence B en oubliant d'inverser les signes.
Remarque: en fait, il faudrait écrire formula_1. Cependant, on considère en général que le laboratoire dans lequel sont effectuées les expériences possède une énergie cinétique et une énergie potentielle constantes.
Les différentes formes d'énergie.
Vous pouvez remarquer que le terme W est très vague, et c'est le cas. W peut s'utiliser pour toutes les formes d'énergie, sauf la chaleur (en fait, on pourrait même l'utiliser pour la chaleur, mais historiquement les deux notions étaient considérées comme distinctes. De plus, la chaleur a un comportement "étrange" par rapport aux autres formes d'énergie, ce qui fait qu'on conserve ce caractère "exceptionnel").
Tous les échanges d'énergie font intervenir deux types de grandeur: une variable extensive notée Xi, et une variable intensive notée xi (voir ). Pour calculer l'énergie échangée Wi (on dit aussi "le travail", notion inspirée de la mécanique), il suffit d'intégrer l'expression du travail élémentaire formula_2. Voici les différentes formes d'énergie, la variable intensive et extensive associée, ainsi que le travail élémentaire :
Second principe.
Le second principe introduit la notion d'entropie.
Depuis Boltzmann, l'entropie peut être définie par le logarithme du nombre d'états microscopiques accessibles à l'équilibre. Accessible veut dire ici que les contraintes extérieures laissent au système la liberté d'explorer d'une façon aléatoire, désordonnée, ces états microscopiques.
S = k ln formula_3
C'est l'équation de Boltzmann. formula_3 est le nombre d'états microscopiques caractéristique de l'équilibre d'un système isolé.
La thermodynamique classique introduit l'entropie comme une fonction d'état à partir de la notion de réversibilité d'une transformation. En effet, certaines transformations ne peuvent se faire que dans un sens. Par exemple, lorsque vous versez un liquide coloré miscible dans l'eau, vous voyez alors la coloration se diluer uniformément dans tout le récipient, mais personne n'a jamais vu l'inverse se produire.
Remarques: