Qu'est-ce que l'entropie ? - Jeff Phillips

Voir leçon complète : http://ed.ted.com/lessons/what-is-entropy-jeff-phillips

Il existe un concept qui est crucial pour la chimie et la physique. Il aide à expliquer pourquoi les processus physiques fonctionnent toujours dans un sens et pas dans un autre : pourquoi la glace fond, la crème se mélange au café, et l'air fuit d'un pneu crevé. Ce concept, c'est l'entropie. Et il est communément difficile à comprendre. Jeff Philips nous donne un cours accéléré sur sa signification.

Leçon de Jeff Phillips, animation de Provincia Studio.

Il existe un concept crucial
en chimie et en physique.

Il explique pourquoi
certains processus physiques

marchent dans un sens,
et non dans un autre :

pourquoi la glace fond,

pourquoi la crème se répand
dans le café,

pourquoi l'air fuit d'un pneu crevé.

C'est l'entropie, et elle est,
notoirement, difficile à comprendre.

L'entropie est souvent décrite
comme une mesure du désordre.

C'est une image pratique
mais, malheureusement, trompeuse.

Par exemple, lequel est-il
le plus désorganisé ?

Un verre de glace pilée, ou un verre
d'eau à température ambiante ?

La plupart des gens
vont dire : la glace,

mais, en fait, c'est elle qui possède
la plus faible entropie.

Donc, voici une autre façon de l'aborder :
grâce aux probabilités.

Cela semble plus compliqué à comprendre
mais prenez le temps de l'assimiler,

et vous aurez une bien meilleure
compréhension de l'entropie.

Prenez deux petits solides,

constitués de six liaisons
atomiques chacun.

Dans cet exemple, l'énergie dans chaque
solide est conservée dans les liens.

Ceux-ci peuvent être regardés
comme de simples récipients,

pouvant contenir des unités inséparables
d'énergie appelées « quanta ».

Plus le solide a d'énergie,
plus il est chaud.

Il s'avère que l'énergie peut
se distribuer de nombreuses façons

dans les deux solides,

tout en gardant la même quantité
totale d'énergie dans chaque.

Chacune de ces options est appelée :
un « micro-état ».

Pour six quanta d'énergie dans
le solide A, et deux dans le solide B,

il existe 9 702 micro-états.

Bien sûr, nos huit quanta d'énergie
peuvent être arrangés autrement.

Toute l'énergie peut être dans le solide A
par exemple, et rien dans le B,

ou la moitié dans A, et la moitié dans B.

Si nous supposons que chaque micro-état
est également probable,

nous constatons que
certaines configurations de l'énergie.

ont plus de chances d'arriver
que d'autres.

Cela est dû à leur plus grand
nombre de micro-états.

L'entropie est une mesure directe

de la probabilité de chaque
configuration de l'énergie.

Ce que nous voyons, c'est que
la configuration de l'énergie

dans laquelle l'énergie est la plus
répartie entre les solides,

est celle qui a le plus d'entropie.

Donc, dans un sens plus général,
l'entropie peut être considérée

comme la mesure
de cette répartition d'énergie.

Une entropie faible veut dire
que l'énergie est concentrée.

Une entropie élevée veut dire
qu'elle est répartie.

Afin de comprendre pourquoi l'entropie
aide à expliquer les processus spontanés,

tels que le refroidissement
des objets chauds,

il nous faut examiner
un système dynamique,

dans lequel l'énergie est en mouvement.

En réalité, l'énergie
ne reste pas en place.

Elle se déplace, continuellement,
entre les liens voisins.

Du fait que l'énergie se déplace,

la configuration de l'énergie
peut changer.

À cause de la répartition des micro-états,

il y a 21 % de chances que le système
soit, plus tard, dans une configuration

dans laquelle l'énergie
est répartie au maximum.

Il y a 13 % de chances
qu'il retourne à son état de départ,

et 8 % de chance que le solide A
obtienne, en fait, plus d'énergie.

Nous voyons là encore que,
du fait qu'il y a plus de façons

d'obtenir une énergie répartie
et une entropie élevée,

qu'une énergie concentrée,

l'énergie a tendance à se répartir.

Voilà pourquoi, si vous mettez
un objet chaud à côté d'un objet froid,

le froid va refroidir le chaud,
et le chaud va réchauffer le froid.

Mais, même dans cet exemple,

il y a 8 % de chance que l'objet chaud
devienne plus chaud.

Pourquoi cela n'arrive-t-il
jamais dans la réalité ?

C'est une question
de taille du système.

Nos solides hypothétiques
ont seulement six liens chacun.

Mettons nos solides à l'échelle
de 6 000 liens et 8 000 unités d'énergie,

et recommençons ce système, avec
trois quarts de l'énergie dans A

et un quart dans B.

Maintenant, nous voyons
que les chances qu'a A

de gagner spontanément plus d'énergie

sont ce chiffre minuscule.

Les objets familiers de tous les jours ont
infiniment plus de particules que cela.

Les chances qu'un objet chaud
devienne plus chaud, dans la réalité,

sont si ridiculement petites,

que cela n'arrive simplement jamais.

La glace fond,

la crème se mélange,

et les pneus se dégonflent,

parce que ces états ont plus d'énergie
répartie que leur état d'origine.

Il n'y a pas de force mystérieuse
poussant le système vers plus d'entropie.

C'est simplement que l'entropie élevée

est toujours statistiquement
plus probable.

C'est pourquoi l'entropie
a été appelée : « la flèche du temps ».

Si l'énergie a l'opportunité
de se diffuser, elle le fait !