CHALEUR

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La notion de chaleur telle qu'elle résulte de la sensation de chaud et de froid remonte aux époques les plus reculées. Toutefois, elle n'appartint à la science qu'à partir du xviiie siècle, lorsque Lavoisier et Laplace reconnurent conjointement en elle « une grandeur susceptible d'accroissement et de diminution », et donc accessible à la mesure.

La première tentative d'interprétation physique assimilait la chaleur à un fluide dit subtil et indestructible dénommé le calorique, répandu partout au sein de la matière. Son passage d'un corps à un autre était notamment responsable du refroidissement du premier et de l'échauffement du second. L'adoption vers le milieu du xixe siècle du principe de l'équivalence de la chaleur et du travail, première formulation pour les cycles du principe de la conservation de l'énergie, ou premier principe de la thermodynamique, met définitivement fin au concept de calorique par la suppression de sa propriété fondamentale d'indestructibilité. On sait que d'autres fluides subtils, comme l'avaient été auparavant le phlogistique, agent de la combustion, et ultérieurement l'éther, support des ondes lumineuses, ont subi tour à tour le même sort. Depuis cette époque, la notion de chaleur a été identifiée à la manifestation d'un flux d'échange énergétique entre des éléments matériels contigus. Plus précisément, du point de vue macroscopique, une quantité de chaleur est définie comme suit à partir de sa méthode de mesure. Choisissons un système formé de glace et d'eau. Soit M1 le corps qui, au contact du système, fait fondre une masse m1 de glace. Soit aussi un corps M2 qui, dans les mêmes conditions, fait fondre une masse m2 de glace. Si m1 = m2, on dit que les corps M1 et M2 ont transmis à la glace fondante des quantités égales de chaleur. Si, au contraire, m1 est différent de m2, on admet que les quantités de chaleur cédées sont entre elles dans le rapport m2/m1. On arrive ainsi à mesurer des quantités de chaleur, par comparaison à la masse m1, des masses m2, m3... de glace fondues par les corps M2, M3,... Par définition, la quantité de chaleur transmise par M2 a pour mesure le nombre : Q = m2/m1. Ce nombre ne change pas avec l'unité de masse employée pour mesurer m1 et m2. Mais il changerait avec l'adoption d'une autre masse m1 comme base de comparaison. Il changerait aussi si un autre fluide était substitué à l'eau. Il en résulte la possibilité d'adopter une unité de quantité de chaleur indépendante des unités de longueur, de masse et de temps.

Le système de glace fondante utilisé pour la mesure est un calorimètre. Il existe une grande variété de dispositifs équivalents (cf. mesure – Mesures thermiques). Inversement, si un corps M plongé dans le calorimètre fait passer une masse m d'eau de l'état liquide à l'état solide, on dira que M a reçu une quantité de chaleur de la part du calorimètre, mesurée par le rapport m/m1. Pour faire la distinction avec le phénomène inverse, on attribue à ces derniers échanges des signes opposés aux précédents. Dans la plupart des traités de physique actuels, on adopte la convention de signe suivante en vue d'une formulation unifiée des bilans thermiques : une quantité de chaleur reçue par le corps envisagé est comptée positivement, tandis qu'elle est comptée négativement quand elle est fournie par le corps au milieu extérieur.

L'unité adoptée pour la mesure d'une quantité de chaleur est restée longtemps indépendante des autres et rangée dès lors au nombre des unités fondamentales. Il en fut notamment ainsi pour la définition de la calorie (cal), considérée comme la quantité de chaleur nécessaire pour élever un gramme d'eau pure de 14,5 à 15,5 0C (degrés Celsius) sous la pression atmosphérique normale – la grande calorie ou kilocalorie (kcal) vaut 1000 cal – et pour celle de la British Thermal Unit (B.T.U.), ou chaleur nécessaire pour élever une livre anglaise d'eau pure de 59 à 60 0F (degrés Farenheit) sous la pression atmosphérique normale (1 B.T.U. = 0,252 kcal).

À présent, l'unité de quantité de chaleur ne figure plus parmi les unités fondamentales du système international (S.I.). À la suite de la fixation conventionnelle d'un équivalent mécanique égal à l'unité pour toutes les formes d'énergie, celles-ci sont toutes mesurées en joules (symbole J), dans le système M.K.S.A. (cf. mesure – Étalons fondamentaux et Mesures thermiques). On en déduit conventionnellement pour la définition de la calorie l'unité dérivée : 1 cal = 4,186 J, avec pour conséquence l'abandon de la définition primitive qui ne conserve qu'une signification approximative et qualitative.

Lorsqu'on se place au point de vue microscopique, le concept même de chaleur disparaît. Comme le montre, par exemple, la théorie cinétique des fluides, la sensation de chaud et de froid s'interprète directement comme une manifestation de nature essentiellement mécanique, où la température correspond à l'énergie cinétique moyenne d'agitation moléculaire, et la quantité de chaleur par unité de temps au flux de transport de cette énergie d'agitation.

Il faut souligner à ce point de vue que dans toutes les interprétations qui précèdent la chaleur apparaît toujours comme la manifestation d'un transport énergétique, et non comme une propriété d'état du milieu considéré. Sous ce rapport, l'expression encore fréquente d'énergie calorifique d'un corps pour désigner l'une ou l'autre fonction d'état prête à équivoque.

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Écrit par :

  • : professeur émérite de la faculté des sciences à l'université de Bruxelles, président d'honneur de l'Institut international du froid, membre de l'Académie royale

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Pour citer l’article

Paul GLANSDORFF, « CHALEUR », Encyclopædia Universalis [en ligne], consulté le 25 novembre 2021. URL : https://www.universalis.fr/encyclopedie/chaleur/