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LE RENDEMENT DES MOTEURS THERMIQUES.

nous ne savons pas produire et entretenir, dans des sources, des températures suffisamment élevées, ni réaliser des récipients capables de résister à de telles températures ; mais cela ne supprime pas l’intérêt théorique de la question, qui mérite de retenir notre attention.

Pour en faire comprendre les grandes lignes, nous allons envisager, non pas là combustion des composés hydrogénés du carbone, qui comporte des réactions très complexes avec formation de produits d’oxydation intermédiaire, mais l’hypothèse de deux gaz diatomiques X² et Y² réagissant l’un sur l’autre pour donner un troisième gaz diatomique XY (on en a un exemple dans la réaction de H² sur Cl². Pour simplifier le langage nous désignerons cette réaction sous le nom de combustion, et le gaz XY sous le nom de gaz brûlé. Chacun de ces trois gaz est susceptible de se dissocier en ses atomes constitutifs lorsque la température est assez élevée pour que l’énergie de vibration intramoléculaire des atomes devienne plus grande que l’énergie chimique maximum correspondant à leur séparation.

Envisageons, pour simplifier les choses en supprimant les échanges de travail avec l’extérieur, le cas d’une combustion réalisée à volume constant donné. Alors chacun des trois gaz peut en principe être caractérisé par une température (absolue) $t$ au-dessous de laquelle sa dissociation est nulle, et une autre $\mathrm {T}$ au-dessus de laquelle elle est pratiquement totale^[1]. Puisque la réaction se fait dans le sens qui produit les molécules XY, celles-ci sont les plus solides et la température $\mathrm {T} _{xy}$ est supérieure aux températures $\mathrm {T} _{x^{2}}$ et $\mathrm {T} _{y^{2}}.$

Construisons, dans un plan de coordonnées $p,\,v,$, le réseau des isothermes d’un molécule-gramme de XY^[2]. Au-dessous de $t_{xy}$, il correspond à la loi des gaz parfaits $pv=\mathrm {RT}$. Mais, au-dessus de $t_{xy},$ le rapport ${\frac {pv}{\mathrm {T} }}$ que nous désignerons maintenant par $\mathrm {R} ^{\prime }$, devient croissant du fait de la dissociation dans une proportion qui augmente avec la température, jusqu’à atteindre au-dessus de $\mathrm {T} _{xy}$, la valeur $2\mathrm {R} .$ Au-dessus de cette température, on retrouve la loi des gaz parfaits, mais le diagramme correspond alors à 2 molécules-grammes de gaz monoatomiques au lieu d’une molécule-gramme de gaz diatomique.

1. Ces deux limites peuvent dépendre d’ailleurs de la pression $p,$ donc par là même du volume $v$ considéré.
2. $v$ représente alors non pas le volume spécifique, mais celui-ci multiplié par la masse moléculaire.