Historique
Les notions de chaud et de froid ont existé de tout temps, mais ce n’est véritablement qu’à partir du xviiie siècle que la chaleur entre dans le domaine des sciences.
En 1780, Pierre Simon de Laplace et Antoine Laurent de Lavoisier écrivent ainsi conjointement4 : « Quelle que soit la cause qui produit la sensation de la chaleur, elle est susceptible d’accroissement et de diminution, et, sous ce point de vue, elle peut être soumise au calcul. Il ne paraît pas que les anciens aient eu l’idée de mesurer ses rapports, et ce n’est que dans le dernier siècle que l’on a imaginé des moyens pour y parvenir. ».
Centrée initialement sur les notions de chaleur et de température, la thermodynamique phénoménologique se préoccupe à partir la fin du xviiie siècle de définir les différentes formes d’énergie, de comprendre les transferts entre ces différentes formes et d’expliquer l’impact de ces transferts sur les propriétés physiques de la matière.
Essentiellement basée sur des expérimentations, elle est complétée à partir du xixe siècle par les apports de la physique statistique qui, s’appuyant sur la théorie atomique de la matière, la physique quantique et de puissants outils mathématiques, lui donnent une assise théorique solide qui permettra notamment de comprendre la notion d’irréversibilité de certaines transformations, ou encore le comportement de la matière dans des conditions extrêmes de pression ou de température.
Découverte
Dès 1662, le physicien irlandais Robert Boyle démontre expérimentalement qu’un gaz maintenu à température constante vérifie la relation suivante entre sa pression P et son volume V : PV = constant. C’est la loi de Boyle-Mariotte, qui établit les résultats des transformations isothermes d’un système gazeux.
En 1787, le physicien français Jacques Charles démontre qu’un gaz à pression constante vérifie la relation suivante entre son volume V et sa température T : V / T = constante. C’est la loi de Charles, qui établit les résultats des transformations isobares d’un système gazeux.
En 1802, le physicien français Joseph Louis Gay-Lussac démontre qu’un gaz à volume constant vérifie la relation suivante entre sa pression P et sa température T : P / T = constante. C’est la loi de Gay-Lussac, qui établit les résultats des transformations isochores d’un système gazeux.
En 1811, le physicien italien Amedeo Avogadro démontre que des volumes égaux de gaz parfaits différents, aux mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules. C’est la loi d’Avogadro.
Et en 1834 le physicien français Emile Clapeyron énonce la loi des gaz parfaits, qui synthétise les quatre lois précédentes et lie entre elles les quatre variables d’état que sont la pression P, le volume V, la température T et la quantité de matière n (nombre de moles) d’un système thermodynamique constitué de gaz parfait :
| PV = nRT |