Détente hydrogène

[grene]

Bonjour (et bonne année 2017 à tous),

Je me posais la question suivante : comment est-il possible que l'hydrogène se réchauffe en se détendant ? Je veux surtout dire d'un point de vue thermodynamique : si un gaz se détend, il effectue un travail contre un pression extérieure. Donc il cède une partie de son énergie à l'extérieur, et par conséquent, sa température baisse (ce qui est le cas de la plupart des gaz).

D'un point de vue microscopique, on imagine un molécule de gaz frappant un piston (mobile), et cette molécule fait reculer celui-ci. Mais cette molécule y laisse une partie de sa vélocité... si on veut comparer avec qqch qu'on connait : c'est comme si on faisait un amorti d'une balle de tennis (en laissant du mou dans la raquette).

Je souhaite , dans la mesure du possible, avoir une explication simple et imagée... donc évitez svp de baser votre explication exclusivement sur le signe du coefficient de Joule-Thomson : ce genre d'explication peut être trouvé partout sur le web .... mais il me manque toujours la logique "vulgarisée" de la chose (par rapport à mon raisonnement ci-dessus).

Merci !

Grene
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[Resartus]

Bonjour,
L'image du gaz qui appuie sur le piston ne marche pas car, contrairement à une détente adiabatique réversible, la détente de joule thomson est irréversible, et ne fournit aucun travail à l'extérieur. (Cela peut être par exemple un gaz qui passe par une membrane poreuse d'une enceinte à une certaine pression vers une enceinte à une pression inférieure : le volume total des deux enceintes est constant : pas de travail)

La variation de température n'existe que pour des gaz réels, et vient des légères différences par rapport au gaz parfait.

Pour une "explication" sans trop d'équations, on peut dire que :
-pour un gaz parfait la seule énergie est l'énergie cinétique des particules. Comme cette énergie cinétique reste constante dans la détente, la température aussi.
-Pour un gaz réel, il existe des forces intermoléculaires qui sont attractives à longue distance puis répulsives à courte distance. L'énergie potentielle associée à ces forces va dépendre de la distance moyenne entre molécules. Elle sera négative si la température ou la pression sont basses, et positive si la pression ou la température sont élevées, car les chocs à grande vitesse amènent les molécules à beaucoup se rapprocher.

Dans une détente de joule thomson à basse température de départ, l'énergie potentielle moyenne va augmenter, et comme l''énergie totale est conservée, l'énergie cinétique va diminuer, et la température aussi
Au contraire, si la température de départ est élevée, la baisse de pression se traduit par une diminution de l'énergie potentielle moyenne, et donc une augmentation de l'énergie cinétique, et une augmentation de la température
Pour chaque gaz à une pression donnée, il existe une température où l'effet s'annule. A une atmosphère, cette température est très basse pour He (45K) et H2 (200K), et supérieure à la température ambiante pour tous les autres gaz

[grene]

Merci Resartus,

j'y suis presque...

donc, si je comprends bien, chaque gaz, sans exception (donc aussi l’hydrogène), qui effectue un travail, se refroidit - ceci me semble tout à fait plausible d'une point de vue thermodynamique...


Pour mon exemple de ci-dessus, concernant l'hydrogène qui se réchauffe lorsqu'il se détend (sans travail), puis-je "vulgariser" de la façon suivante ? :

le gaz parfait lorsqu'il se détend contre le vide ne change pas de température (car les molécules n'interagissent pas) --> ça, c'est admis

le gaz réel se refroidit en dessous d'une certaine température (donc si t gaz < T°) et se rechauffe si t gaz > T° (avec T° étant la "température charnière" qui est spécifique à chaque gaz, mais qui existe bel et bien pour chaque gaz - pas uniquement pour l'hydrogène)

explication "à ma sauce" : les molécules du gaz réel, au-dessus de T°, pourraient avoir plus de vitesse si elles avaient plus de place disponible. S'il y a détente du gaz, la molécule aura plus d'espace à sa disposition et peut donc bouger plus librement, ce qui fait que la température augmente.
en d'autres mots : au dessus d'une certaine température (> T°), ce qui limite la vitesse de molécules d'un gaz n'est pas l’énergie de chaque molécule, mais la place que chaque molécule a à sa disponibilité.

je sais que cette image est sans doute quelque peu tirée par les cheveux, et ne correspond sans doute pas à la réalité... mais cela me permet de fixer les idées (après tout, le modèle de Lewis pour les liaisons chimiques ne correspond à aucune réalité non plus, mais tout le monde l'utilise pour mieux comprendre).

Merci

Grene