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LES PROPRIETES THERMIQUES DE LA MATIERE

On va maintenant aborder un nouveau sujet, la thermodynamique, qui traite del’energie interne emmagasinee par le mouvement et l’interaction des atomesd’un systeme. Cette discipline est aussi appelee, physique thermique, et traiteen gros la temperature, le transfert d’energie et la transformation d’energie.

L’ energie thermique est une forme d’energie interne d’un systeme ca-racterise par les 3 variables : Pression, Volume, Temperature (P, V, T ). Sesvariations sous forme de chaleur sont etudiees macroscopiquement au moyendes lois de la Thermodynamique et microscopiquement elles sont associeesa l’energie cinetique des molecules du systeme.

On commencera par l’introduction de la notion de temperature, liee a la sen-sation du chaud et du froid. Bien que la temperature soit une grandeur fonda-mentale comme la masse et le temps, elle est habituellement associee a laconcentration d’energie thermique dans un systeme materiel.

Universite de Geneve 12-1 C. Leluc

La temp erature

Tous les thermometres sont bases sur la mesure d’une propriete de la matierequi varie avec la temperature.

– l’ echelle Celsius ou centigradeTC = 0◦C au point de congelation de l’eauTC = 100◦C a la temperature d’ebullition del’eau (a pression atmospherique normale).

– l’ echelle FahrenheitTF = 0◦F au point le plus froid en 1717TF = 96◦F a la temperature du corps humain :Ce qui donne,TF = 32◦F au point de congelation de l’eauTF = 212◦F a la temperature d’ebullition del’eau (a pression atmospherique normale).

On a donc 180 degres Farenheit pour 100 degres Celsius et1◦C =(180/100)◦F=(9/5)◦F. Un degre Fahrenheit est plus petit qu’un degre Cel-sius : 5◦C = 9◦F, soit

TF = 32◦ + (9/5)TC ou TC = (5/9)(TF − 32◦)


La temp erature absolue et z ero absolu

Les echelles Celsius et Farenheit n’ont que tres peu de lien avec la naturefondamentale du concept de la temperature. Y-a-t’il un zero universel detemperature relie a l’essence meme de la matiere et de l’energie ? Oui, c’estle zero absolu de temperature. Etudions le comportement d’un gaz lorsqu’ondiminue sa temperature a volume constant.

La pression varie lineairement jusqu’a laliquefaction du gaz, ou le processus s’arretebrusquement. Presque tous les gaz ont lememe comportement. De plus, quelque soitle gaz, si on prolonge cette droite vers lesbasses temperatures, elle rencontre l’axe depression nulle a la meme temperature,-273,15◦C : c’est le z ero absolu .

On definit une temp erature thermodynamique ou absolue en degres Kel-vin(K) :

T (K) → T (◦C) + 273, 15


Exemple : La temp erature

EXEMPLE 1 : Determinez la temperature a laquelle les thermometres Fahren-heit et Celsius indiquent la meme temperature ?On utilise l’equation : TF = 32◦ + (9/5)TC dans laquelle on pose TC = TF ,soit :

TF = 32◦ + (9

5)TF

Les 2 echelles coıncident a -40◦.

EXEMPLE 2 : La temperature normale du corps humain est de 98,6◦F. A quoicorrespond-elle en degres Celsius ?On etablit d’abord que 98,6◦F se trouve a 98,6-32,0=66,6◦F au-dessus dupoint de congelation de l’eau. Comme chaque ◦F=(5

9)◦C, alors 66,6 ×(5

9) =

37, 0◦C au-dessus du point de congelation. Comme ce point se situe a 0◦C, latemperature normale du corps est de 37,0◦C.


Etendue du domaine de variation de la temp erature

◦C Phenomenes ◦K-273,2 zero absolu 0-269 Ebullition de l’helium 4,2-196 Ebullition de l’azote 77,2-183 Ebullition de l’oxygene 90,2-79 Congelation de la neige carbonique 194,2-39 Congelation du mercure 234,20 Congelation de l’eau 273,2

∼ 37 Temperature du corps humain ∼ 31078 Ebullition de l’alcool 351

100 Ebullition de l’eau 373,2327 Fusion du plomb 600

1063 Fusion de l’or 13361000-1400 Fusion du verre 1273-16731300-1400 Fusion de l’acier 1573-1673

6000 surface du soleil 627315×106 Interieur du soleil 15×106


Dilatation thermique des solides

En general les corps s’allongent ou augmentent de volume lorsque latemperature s’accroıt.

Dilatation lin eiquePour des solides allonges, ontrouve :

∆L = Loα ∆T∆L

Lo

= α ∆T

α : Coefficient de dilatation lineiquequi s’exprime en K−1.En chauffant un corps, ses atomesse mettent a vibrer avec une plusgrande amplitude et la distanceentre eux devient plus grande.

Plus le point de fusion d’unmateriau est eleve, plus la liaisoninteratomique est forte et plusfaible est le coefficient de dilatationlineique.

Application : le bilame forme de 2 lames metalliques possedant des coeffi-cients de dilatation differents.


EXEMPLE : Dilatation lin eique

Une poutre en acier soutient un tableau d’affichage dans un stade en plein air.La poutre avait une longueur de 12m lorsqu’elle a ete posee, un jour d’hivera 0◦C. (a) Quelle sera sa longueur un jour d’ete ou il fait 32◦C ? (b) Sachantqu’elle a une section de 100 cm2, quelle force serait capable d’etirer la poutrede la meme quantite ?SOLUTION : (a) Avec α= 12 ×10−6K−1,

∆L = αLo∆T

= (12 × 10−6K−1)(12m)(32K) = 4, 6 × 10−3m

(b) Pour trouver la force, on se sert du module de Young, qui relie la contraintea la deformation.

F = EA∆L

Lo

= (200 × 109Pa)(100 × 10−4m2)(4, 6 × 10−3m)/12m = 77 × 104N

C’est aussi la force qu’exercerait la poutre sur tout ce qui s’opposerait a sadilatation dans la direction de sa longueur. Il est donc imperatif de prevoir ladilatation et la contraction thermiques lors de la conception de la construction.


Dilatation thermique des solides (suite)

Dilatation volumique

∆V = Voβ ∆T

β : Coefficient de dilatation volumique qui s’exprime en K−1.On trouve la relation suivante : β ∼ 3α ce qu’on demontre en negligeant lestermes en α2 et α3 dans le developpement suivant : si les cotes varient de La (L + ∆L), la variation de volume s’ecrit :

∆V = (Lo + ∆L)3 − L3o ∼ 3L2

o ∆L = 3Vo ∆L/Lo

∆V = Vo 3α ∆T

materiau α (K−1) β (K−1) Temp.(◦C)Aluminium 22, 1 × 10−6 −23Aluminium 23, 0 × 10−6 72 × 10−6 20Aluminium 33, 5 × 10−6 527Ciment ∼ 12 × 10−6 ∼ 35 × 10−6 20Acier 12 × 10−6 36 × 10−6 20Verre(Pyrex) 3 × 10−6 9 × 10−6 20

Pour les solides, α est positif et est legerement dependant de la temperature.


Dilatation thermique des liquides

Dilatation volumique

∆V = Voβ ∆T

materiau β(K−1) Temp.(◦C)Acetone 1487 × 10−6 20Mercure 181 × 10−6 20Ether 1630 × 10−6 20Eau 207 × 10−6 20

Exemple : Un automobiliste fait le plein avec 56 litres d’essence a 10◦C. Ilrentre chez lui, et enferme sa voiture dans un garage a 20◦C. Quelle quantited’essence risque de couler du reservoir ?SOLUTION : Calculons d’abord la variation du volume d’essence de : 56litres =56 ×103cm3 =0,056 m3.

∆Ve = βeVe∆T = (950 × 10−6K−1)(0, 056m3)(+10K) = 5, 32 × 10−4m3

Supposons le reservoir en acier. Son volume augmente de :

∆Vr = βrVr∆T = (36 × 10−6K−1)(0, 056m3)(+10K) = 0, 202 × 10−4m3

Ainsi le volume qui deborde est de 0,51×10−3m3 = 0, 51 litre.Quand un objet se dilate ou se contracte, toutes les cavites ou deformationsde l’objet se dilatent ou se contractent proportionellement.


Cas particulier de l’eau

Lorsque l’eau se trouve a 0◦C et qu’on la chauffe, son volume diminue jusqu’ace qu’elle atteigne 4◦C. Au-dessus de ce point, elle se comporte normalementet se dilate a mesure que la temperature augmente.

Sa masse volumique passe donc par unmaximum a 277,13K (3,98◦C), endroit ou lecoefficient de dilatation β change de signe.

L’eau se cristallise en une structure plusordonnee qui prend plus d’espace. Enconsequence le volume augmente brusque-ment, a 273K(0◦C),la masse volumique del’eau est 999,8kg/m3, tandis que celle de laglace est seulement 917kg/m3.

Cons equences pour la vie aquatique :oxygenation des lacs en profondeurle lac gele de haut en bas → vie aquatique semaintient en hiver.Universite de Geneve 12-10 C. Leluc

Dilatation thermique des gaz

Les 3 lois que nous allons voir sont des relations fondamentales qui ont eteetablies experimentalement. Elles decrivent le comportement des gaz sousdes conditions bien definies : il faut eviter les hautes densites, les hautes pres-sions et les basses temperatures. Pour definir l’etat d’un gaz contenu dans uneenceinte, il faut donner les valeurs de 3 variables P, V, T .

– Loi de Boyle-Mariotte : PV =Constante[T constante]Le dessin de P en fonction de V est une hyperbole.

– Loi de Gay-lussac : PT

= Constante [V constant]Quand le volume d’un gaz reste constant, la pres-sion absolue d’une quantite de gaz, varie propor-tionnellement a la temperature.

– loi de Charles : VT

= Constante [P constante]On retrouve la formule : ∆V = Vo β ∆T avecβ = 0, 003660 = 1/273, 15, ∼ meme valeurpour tous les gaz. La pente ∆V/∆T = βVo estconstante et le graphique est une droite. Si ondouble la temperature a pression constante, le vo-lume double aussi.


Loi des gaz parfaitsMultiplions les 3 lois precedentes : on trouve pour une quantite donnee de gaz

P V

T= Constante

Une autre quantit e peut varier et nous devons en tenir compte, c’est lamasse, m, du gaz . Pour T et V fixes, si m double, P double. De meme, pourP et T fixes, si m double, V double. Donc PV α m ou encore

P V = Constante m T

L’experience montre que cette constante prend une valeur differente selon lesgaz sauf si on utilise le nombre de moles,n, plutot que la masse :

P V = n R T

R : constante des gaz parfaits qui conserve la meme valeur pour tous les gaz.

R = (8, 314510 ± 0, 000070))J/(mol·K)

Comme on a la relation suivante entre le nombre total de molecules,N , lenombre de moles,n, soit :N = nNA ou NA est le nombre d’Avogadro :

PV = nRT =N

NA

R T = N kB T

la Constante de Boltzmann : kB = RNA

= (1, 380658±0, 000012)×10−23J/K


Exemples : gaz parfaits

EXEMPLE 1 : Un reservoir de volume 1 m3 est rempli d’air a 0◦C et a 20 foisla pression atmospherique. Quel sera le volume occupe par ce gaz a 1 atm eta 20◦C ?Comme PV/T = Constante, on peut ecrire :

PiVi

Ti

=PfVf

Tf

Vf =PiViTf

PfTi

=(20)(1, 00m3)(293, 15K)

(1)(273, 15K)= 21, 5m3

il faut utiliser les temp eratures absolues . L’augmentation de volume pro-vient surtout de la diminution de pression.

EXEMPLE 2 : Determiner le volume d’une mole de n’importe quel gaz qui secomporte comme un gaz parfait dans les conditions CNTP :

V =nRT

P=

(1mole)

(1, 013 × 105Pa)(8, 315J/mole · K)(273, 15 K) = 22, 4 × 10−3m3.

Une mole de n’importe quel gaz parfait occupe 22,4 litres dans CNTP.


Les gaz r eels : liqu efaction

La courbe A′ en pointille represente le comportement d’un gaz qui obeit ala loi des gaz parfaits, tandis que la courbe A indique celui d’un gaz reel ameme temperature. A pression elevee, le volume du gaz r eel est inf erieura celui que pr evoit la loi des gaz parfaits . Plus la temperature s’abaisse(courbes B et C) plus on s’eloigne du comportement des gaz parfaits. A pres-sions elevees, les molecules sont plus rapprochees. A basses temperatures,leur energie potentielle liee aux forces d’attraction entre les molecules, cessed’etre negligeable devant leur energie cinetique considerablement reduite. Apression donnee, le volume du gaz devient moindre et a basse temperature lasubstance se liquefie, ce qui rapproche les molecules.

La courbe D correspond a une situation ou il ya liquefaction. A mesure que la pression aug-mente, le volume diminue jusqu’au point b au-dela duquel le volume continue a decroıtresans que la pression varie . La substancepasse de l’etat gazeux a l’etat liquide (point a).Tout accroissement de pression reduit a peineson volume et la courbe monte verticalement.


Les gaz r eels : liqu efaction

La courbe C illustre le comportement de lasubstance a une temp erature critique et lepoint c porte le nom de point critique . Onpeut definir la temperature critique en disantque, sous ce point, un gaz devient liquide lors-qu’on lui applique une pression suffisante tan-dis qu’au-dessus de ce point, aucune pressionne peut le faire changer d’etat. Pour liquefierun gaz, il faut d’abord le refroidir sous satemperature critique.

Substance Temp. critique Pression critique◦C K (atm)

Eau 374,9 647 218Oxygene -118 155 50

CO2 31 304 72,8Azote -147 1276 33,5

Hydrogene -267,9 5,3 2,3


Diagrammes de phasesIl est possible de representer le comportement d’une substance a l’aide d’ungraphique P versus T : c’est un diagramme de phases (echelle non lineaire).

Dioxyde de carbone

Eau

– Courbe de vaporisation (courbe l − v)– Courbe de fusion (courbe s − l)– Courbe de sublimation (courbe s − v)– Point triple a l’intersection des 3 courbes :

les 3 phases coexistent en equilibre.Substance Temp.(K) Pression (atm)

Eau 273,16 (0,01◦C) 6,03 ×10−3

CO2 216,6 5,10Amoniac 195,4 6,00 ×10−2

Azote 63,2 1,24 ×10−1

Hydrogene 13,8 6,95 ×10−2

– La courbe v − l de l’eau s’eleve vers lagauche, celle du CO2 vers la droite. Seulesles substances qui se dilatent en attei-gnant le point de congelation, comme l’eau,presentent un tel comportement.


Equation d’ etat de van der Waals

Etudions le comportement des gaz reels du point de vue microscopique (oumoleculaire).– Equation d’ etat de Clausius

si l’on tient compte de la taille reelle des molecules

P (V − nb) = n R T ou P (v − b) = R T

v = V/n volume occupe par une mole, b volume non disponible par mole.b tient compte du volume occupe par les molecules dans chaque mole.

– Equation d’ etat de van der WaalsOn tient en plus compte de la portee desdifferentes forces entre les molecules qui peutetre superieure a la taille de celles-ci

(P +a

v2)(v − b) = R T

a tient compte des forces intermoleculairesdans le gaz. Les constantes a et b differentpour chaque gaz. Aucune des nombreusesequations d’etat proposees a ce jour ne decritexactement le comportement de tous les gaz.


Theorie cin etique

Le fait que la matiere est constituee d’atomes se deplacant constamment danstoutes les directions a ete etabli a partir des lois de la mecanique classiqueet porte le nom de th eorie cin etique . Cette theorie permet de relier l’energiecinetique moyenne des molecules du gaz a la temperature en Kelvin.

Un gaz reel a faible pression et loin du point de liquefaction se comporte prati-quement comme un gaz parfait et peut etre etudie en utilisant cette theorie quirepose sur les hypotheses suivantes :– Volume du recipient contient un tres grand nombre de molecules, N , de

masse m qui se deplacent sans direction precise a differentes vitesses.– Distance moyenne entre chacune des molecules est tres superieure a leur

diametre– Elles obeissent aux lois de la mecanique classique et n’interagissent que

lorsqu’elles entrent en collision (on neglige les forces d’attraction entre ellesentre les collisions)

– les chocs entre elles ou avec les parois rigides du recipient sont parfaitementelastiques.


Theorie cin etique (suite)La pression exercee par le gaz sur les parois est attribuable aux collisionsdes molecules contre ces parois. Lors d’une collision, la grandeur de la forceexercee equivaut au taux de variation de la quantite de mouvement, soitF = ∆p/∆t. Le mouvement d’une molecule peut etre decompose en sescomposantes dans les directions x, y et z. Lors d’une collision elastique d’unemolecule sur la paroi normale a x, les composantes de sa vitesse dans lesdirections y et z restent inchangees ; seule la composante x est renversee de+vx en −vx. Ainsi pour une molecule de masse m

∆px = m vx − (−m vx) = 2 m vx

∆t =2L

vx

F =∆px

∆t=

2 m vx

2L/vx

=mv2

x

LPour N molecules ayant des vitesses differentes :

F =m

L(v2

x1 + v2x2 + .... + v2

xN) =m

LN (v2

x)

avec v2x = (v2

x1 + v2x2 + .... + v2

xN)/N


Theorie Cin etiqueD’apres Pythagore et en prenant les moyennes : v2 = v2

x +v2y +v2

z. Commeles particules se deplacent dans toutes les directions avec la meme probabilite,nous avons : v2

x = v2y = v2

z, donc v2 = 3 v2x et

F = Nmv2

3 Let la pression P = N

mv2

3 LA= N

mv2

3 V

On peut ecrire l’equation precedente comme PV = 13N m v2.

En nous rappelant que l’energie cinetique de translation d’un objet estEC = 1

2mv2, on peut ecrire :

P V =2

3N (

1

2m v2) =

2

3N EC

En comparant avec l’equation des gaz parfaits,PV = NkBT , on trouve quel’energie cinetique moyenne de translation d’une molecule est :

EC =1

2mv2 =

3

2kB T =

3

2

R

NA

T

La temp erature d’un gaz parfait est proportionnelle a la moyenne del’ energie cin etique de translation de ses mol ecules et ne d epend pas dela nature du gaz.Universite de Geneve 12-20 C. Leluc

Vitesse des mol ecules dans un gaz

Des equations precedentes on peut deduire que :

v2 =3 kB T

m=

3 R T

M

vqm =√

v2 =

√√√√√√√3 kB T

m

ou vqm est la vitesse quadratique moyenne qui depend de T et de m. Cen’est pas exactement la vitesse moyenne : en effet, une analyse statistiquemontre que v = 0, 92vqm.En fait les molecules d’un gaz reel subissent un tres grand nombre de colli-sions les unes avec les autres, ∼ 105 collisions par cm parcouru. L’effet de cetres grand nombre de collisions n’est pas de reduire les vitesses des moleculesou de les rendre egales, mais de les distribuer selon une loi de distribution par-ticuliere avec des vitesses allant de zero a l’infini. C’est le physicien ecossaisJ.C.Maxwell qui le premier a trouve la distribution des vitesses des moleculesd’un gaz. Son resultat, connu sous le nom de distribution des vitesses deMaxwell est le suivant :


Vitesse des mol ecules dans un gaz

Distribution des vitesses de Maxwell : P (v) = 4πN( m2π kB T

)3/2 v2 e− m v2

2 kB T

La distribution de Maxwell depend uni-quement de la temperature pour un gazdonne. La surface sous ces courbescomprise entre 2 vitesses quelconques estegale au pourcentage du nombre total demolecules, N , qui ont une vitesse dans cetintervalle (la surface totale sous la courbeest 100%). Pour obtenir le nombre departicules dans cet intervalle de vitesse,il faut multiplier ce pourcentage par lenombre total de particules,N . La majoritedes vitesses est concentree autour de vqm

et seulement 1 molecule sur 10000 a unevitesse superieure a 3vqm : ceci est utilisedans les processus de fusion nucleaire parexemple.


Exemple 1 : Vitesse des mol ecules dans un gaz

Rappel de MathHuit particules se deplacent aux vitesses suivantes, exprimees en m/s : 1,0,6,0, 4,0, 2,0, 6,0, 3,0, 2,0 et 5,0. Calculer (a) leur vitesse moyenne et (b) leurvitesse quadratique moyenne.

SOLUTION : (a) La vitesse moyenne vaut :

v =1, 0 + 6, 0 + 4, 0 + 2, 0 + 6, 0 + 3, 0 + 2, 0 + 5, 0

8= 3, 6m/s

(b) La vitesse quadratique moyenne vaut :

vqm =

√√√√√√√(1, 0)2 + (6, 0)2 + (4, 0)2 + (2, 0)2 + (6, 0)2 + (3, 0)2 + (2, 0)2 + (5, 0)2

8m/s

= 4, 1m/s

v et vqm ne sont en general pas egales.


Exemple 2 : Vitesse des mol ecules dans un gaz(a) Determiner la moyenne de l’energie cinetique de translation pour desmolecules d’air a 20◦C ? (b) Determiner la vitesse quadratique moyenne ?SOLUTION : (a) La moyenne de l’energie cinetique de translation ne dependque de la temperature et pas de la nature du gaz. Donc

EC =3

2kB T = (

3

2)(1, 38 × 10−23J/K)(293K) = 6, 21 × 10−21J

On a le meme resultat pour azote et oxygene.(b) Il faut traiter separement le cas de l’oxygene et de l’azote car ces gazont des masses differentes. La masse,m, d’une molecule est la masse molairedivisee par le nombre de molecules dans une mole (nombre d’Avogadro), soit :

mO2 =0, 032kg/mol

6, 022 × 1023molecules/mol= 5, 3 × 10−26kg

mN2 =0, 028kg/mol

6, 022 × 1023molecules/mol= 4, 7 × 10−26kg

et la vitesse quadratique de l’oxygene vaut :

vqm =

√√√√√√√3kBT

m=

√√√√√√√√(3)(1, 38 × 10−23J/K)(293K)

5, 3 × 10−26kg= 4, 83 × 102m/s

Pour l’azote, on trouve vqm = 5, 17 × 102m/s ou encore 1500 km/h.Universite de Geneve 12-24 C. Leluc

Le libre parcours moyen

La distance parcourue par une molecule entre 2 collisions est variable : lamoyenne sur un tres gd nombre de chocs s’appelle le libre parcours moyen .

Supposons un gaz constitue de moleculessemblables de rayon r. La molecule degauche se deplace vers la droite selon laligne pointillee a la vitesse caracteristique dugaz v et va heurter n’importe quelle autremolecule dont le centre se trouve a l’interieurdu cylindre de rayon 2r. Supposons quetoutes les molecules, dont la concentrationest nv, sont au repos sauf celle de gauche.Par consequent, le nombre de celles dont lecentre se trouve a l’interieur du cylindre estegal a :nv × Volume du cylindre, ce qui donneaussi le nombre de collisions qui se produi-ront, soit nv π (2r)2 v ∆t.


Le libre parcours moyen (suite)

Ainsi nous obtenons

λ =longueur parcourue

nombre de collisions=

v∆t

nvπ (2r)2v∆t=

1

4π r2 nv

On constate que λ est inversement proportionnel a l’aire de section (πr2)des molecules et a leur concentration (nombre/volume), nv. Mais les autresmolecules bougent en fait, et le nombre de collisions subies dans l’intervalle∆t depend plutot de la vitesse relative vrel des molecules qui s’entrechoquent.Ainsi le nombre de collisions a la seconde doit s’ecrire avec vrel plutot qu’avecv. Un calcul precis montre que vrel =

√2v, soit :

λ =1

4π√

2 r2 nv

Le libre parcours moyen des molecules d’air au niveau de la mer est ∼ 0.1µm.A une altitude de 100km, la masse volumique de l’air a diminue si bien queλ = 16cm et a 300km, il serait de 20km.


Exemple : Le libre parcours moyen

Calculer le libre parcours moyen pour les molecules d’air a CNTP ? Lediametre des molecules de O2 et N2 est d’environ 3 × 10−10m.

Calculons d’abord la concentration (nombre de molecules par unite de volume)des molecules d’air. On a vu qu’une mole de gaz parfait occupe toujours unvolume de 22,4 litres dans les conditions CNTP, donc par mole

nv =(1mole)6, 02 × 1023molecules/mole

22, 4 × 10−3m3= 2, 69 × 1025molecules/m3

Donc

λ =1

4π√

2 (1, 5 × 10−10 m)2 (2, 7 × ×1025m−3)∼ 9 × 10−8m

ce qui represente 300 fois le diametre d’une molecule.C’est la raison pour laquelle il faut attendre un certain temps avant qu’un par-fum se repande dans une piece ; les molecules se deplacent a grandes vi-tesses mais en zigzag dans toutes les directions.


Diffusion

Si deux gaz de masses moleculaires differentes sont melanges dans uneenceinte munie d’une petite ouverture, le gaz plus leger, donc qui a desmolecules animees de la plus grande vitesse moyenne vqm, s’echappe plusrapidement que l’autre gaz. Cette conclusion fut confirmee experimentalementpar Rayleigh en 1896 en separant partiellement deux gaz en les faisant diffu-ser a travers une barriere poreuse vers une enceinte vide.Cette idee inspira l’un des procedes concus pendant la 2eme Guerre Mondialepour produire la bombe atomique. Le materiau de la bombe, l’uranium 235 fis-sile, est inclus dans le minerai, melange avec l’uranium 238, non fissile, pluslourd, mais chimiquement identique. On a en fait 0,7% d’uranium 235 dansl’uranium naturel et les centrales nucleaires utilisent un uranium enrichi a 3%-5% d’uranium 235.L’uranium naturel est combine au fluor, pour former l’hexafluorure d’uraniumgazeux. On fait diffuser ce gaz environ 4000 fois a travers des barrieres conte-nant chacune des milliards de trous minuscules, plus petits que le dizieme dulibre parcours moyen (< 10−5mm). Etant plus leger, l’uranium 235 passe atravers les barrieres plus facilement, se separant de l’uranium 238.


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