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Frédéric Elie, 3 septembre 2005

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Quoi de plus banal que les observations suivantes : l’eau chaude qui dégaze plus facilement que l’eau froide, le sucre qui se dissout plus rapidement dans l’eau chaude que dans l’eau froide, ou encore les bulles qui se forment dans une boisson gazeuse lorsqu’on ouvre la bouteille ? On ne fait plus attention à ces phénomènes, et on ne réalise pas facilement le lien qu’ils peuvent avoir avec d’autres faits d’observation : parfois dramatiques comme les accidents de plongée, ou bien d’application industrielle comme l’emploi des courbes de mélanges binaires en métallurgie. Plus fondamentalement, la description quantitative de ces phénomènes fait appel au formalisme mathématique de la thermodynamique linéaire des systèmes en équilibre : premier et second principe, énergie libre, potentiels chimiques, systèmes en équilibre sous différentes phases (liquide, vapeur, solide), équation de Gibbs-Duhem, équation de Gibbs-Helmholtz, équation de Clapeyron, lois de Raoult ou de Henry, etc… L’article qui suit privilégie les modèles de la thermodynamique phénoménologiste : c’est-à-dire la théorie des rapports formels entre grandeurs mesurables  d’un système capables d’en décrire les états à l’échelle macroscopique, sans préjuger des processus intimes et microscopiques de la matière qui déterminent ces grandeurs. L’article n’utilise pas l’approche statistique qui consiste à interpréter les phénomènes observés macroscopiquement comme des moyennes portant sur des phénomènes microscopiques affectant de grandes populations (physique des états condensés). Bien sûr, il est possible de retrouver les lois macroscopiques régissant l’état des systèmes macroscopiques à partir des lois statistiques portant sur leurs composants microscopiques. Par exemple, l’équation d’état des gaz parfaits se déduit de la cinétique des molécules de gaz dès lors que l’on introduit une grandeur mesurable comme la température, qui représente un comportement moyen des vitesses des molécules du gaz (et donc, philosophiquement, traduit une ignorance du comportement individuel des entités microscopiques). Mais la possibilité de retrouver le formalisme macroscopique des systèmes thermodynamiques à partir des descriptions statistiques de leurs constituants microscopiques suppose que ces derniers forment des populations très importantes sur lesquelles la notion de moyenne ait un sens. Des contre-exemples apparaissent lorsque cette condition n’est plus satisfaite : c’est déjà le cas du domaine de la nanotechnologie ; dans ce domaine on traite du comportement d’un nombre très restreint d’entités microscopiques (groupes d’atomes) où il les lois entre grandeurs d’état de la thermodynamique macroscopique ne sont plus toutes applicables. Ainsi, les lois sur la transition de phase, comme la fusion ou la sublimation par exemple (passage d’un état ordonné à un état plus désordonné), ou encore d’équilibre entre phases,  ne sont plus les mêmes que pour les systèmes macroscopiques, laissant alors découvrir des comportements radicalement différents des nanosystèmes. Mais ceci est une autre histoire !!!...



©Frédéric Élie, 3 septembre 2005 - http://fred.elie.free.fr - page 1/2