# Introduction à la thermodynamique/Applications du second principe

Le second principe de la thermodynamique décrit l'irréversibilité des phénomènes thermodynamiques. Il quantifie l’entropie, notée S, qui est une forme de l’énergie interne d'un système dite dégradée.
* L'entropie d'un système fermé adiabatique (donc "isolé") ne peut qu'augmenter ou rester constante.
* On peut diminuer l'entropie d'un système fermé (i.e. qui n'échange pas de matière avec l'extérieur), mais cela se fera au prix d'une augmentation au moins égale de l'entropie extérieure au système.
Le système Σ échange de l'énergie avec le réservoir et il peut ainsi diminuer ou augmenter son entropie.
Quand au système total isolé, son entropie va rester constante si les échanges sont réversibles ("processus quasi-statiques") ou bien augmenter si les processus sont irréversibles ("hors-équilibre") car il y a alors création d'entropie.

## exemple du pastis

Pour imager la chose, imaginons un verre rempli d'une dose de pastis pur (sans alcool bien sûr…) et une carafe remplie de 5 doses d'eau. Si on verse l'eau dans le pastis, il va se créer un mélange trouble. Il y a eu augmentation d'entropie entre
* l'entropie du système « 1 dose de pastis pur » plus l'entropie du système « 5 doses d'eau pure » et
* l'entropie du système « 1 dose de pastis pur plus 5 doses d'eau pure ».
Cela se décrit par la formule suivante :
    S(1 dose de pastis pur + 5 doses d'eau pure) = S(1 dose de pastis pur) + S(5 doses d'eau pure) + Δ(S)
où Δ(S) est l’augmentation d'entropie (dite "entropie de mélange") de notre système eau+pastis.
Sans le second principe de la thermodynamique, rien n'interdirait que, si on verse 1 dose de notre mélange eau + pastis dans un verre, on puisse obtenir 5 doses d'eau pure dans la carafe et une dose de pastis pur dans le verre.

## échange thermique entre deux cubes

Une autre interprétation consiste à analyser le sens du transfert énergétique (la thermodynamique étant une science des transferts énergétiques…). Imaginons deux cubes d'acier, l'un chauffé à environ 1 000 °C et l'autre à 20 °C. Si nous les mettons en contact l'un avec l'autre, le second principe de la thermodynamique impose que le sens du transfert thermique résultant de ce contact se fasse du cube chaud vers le cube froid, c'est-à-dire que c’est l'énergie du cube chaud qui va vers le cube froid. Sans le second principe, rien n'obligerait ce sens et en n'appliquant que les autres principes de la thermodynamique, on pourrait avoir une équation mathématiquement juste décrivant que, suite à leur mise en contact, le cube froid s'est refroidi un peu plus et le cube chaud s'est réchauffé un peu plus, ce qui est intuitivement une aberration.
Pour autant, par définition puisque la thermodynamique est une science axiomatique, on ne peut pas prouver le second principe de la thermodynamique. On doit admettre ce principe et ensuite vérifier si les conséquences de ce principe correspondent bien aux phénomènes observés dans la vie de tous les jours.

## entropie de l'univers

Il est intéressant de noter que l’on peut faire une analogie entre l'entropie et l'état de désordre de notre système. Ainsi, l'entropie de l'univers ne pouvant qu'augmenter, le désordre se répand tout autour de nous. C'est pourquoi on pense que l'univers devrait aller à sa perte car au bout d'un temps infini, toute son énergie sera transformée en entropie, donc en désordre. Si nous voulons continuer avec l'ordre, il faudrait trouver un autre système (hors de l'univers) à qui transférer notre désordre...
Le second principe de la thermodynamique est plus abstrait que le premier. Cette notion d'ordre et de désordre est assez difficile à appréhender car on l'utilise surtout au niveau moléculaire, mais ces exemples parlants sont là pour nous rappeler l'évidence même de ce principe.
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