La formule que tu fournie n'est vraie que pour une évolution réversible !

Plus de détail sur la fiche suivante :
Deuxième principe de la thermodynamique
Si nécessaire, tu trouveras expliqué en détail la notion de transformation quasi statique sur cette fiche paragraphe 3.4 :
Premier principe de la thermodynamique
Cela est fondamental pour bien comprendre la notion de réversibilité. N'hésite pas à poser des questions complémentaires si tu le juges utile.

Oui mais sachant que Q(rev)> Q(irrev), la variation d'entropie calculée de manière réversible est toujours plus grande que celle calculée de manière irreversible du coup si notre variation d'entropie réversible vaut 0, la variation d'entropie irréversible ne pourrait être que négative non ? Vu que majorée par 0 qui est le cas idéal

Parce que, on m'a aussi affirmé que si Q(rev)=Q(irrev) alors dS(rev) = dS(irrev) mais si tu dis que dQ/T n'est valable que pour une réversible, je vois pas pourquoi on pourrait affirmer ça sachant qu'on utilisera pas la même formule

Le contenu de ton dernier message n'est pas toujours vrai. Voilà ce qu'il est possible d'écrire dans le cas général où un système fermé reçoit (au sens algébrique du terme) une quantité de chaleur Q fournie par une source de température T_ext fixe :



où S_c représente l'entropie créée par irréversibilité, quantité strictement positive.
La variation d'entropie du système peut éventuellement être négative si Q<0 mais Sc>0 si l'évolution est irréversible.
Commence par bien étudier ton cours. Ensuite, si un exercice te pose problème, copie ici son énoncé et expose ce que tu ne comprends pas.

Ok merci, je vais revoir même si je trouve ça vraiment abstrait comme matière et si un exercice me pose problème je reviendrai, merci bcp

Voilà Vanoise, un énoncé dont je comprends pas la résolution :

Calculer dH et dS(univers) lorsqu'on met en contact deux blocs de cuivre de 10 kg chacun, l'un à 100°C et l'autre à 0°C dans un récipient isolé.

Dans la résolution, ils disent que dS(ext)=0 car isolé, ça ok.

Mais pour le dS(système), ils font la somme de dS1+dS2=dS, où dS1 et dS2 correspondent à chaque bloc.

Il en résulte que dS(Univers)=dS(extérieur)+dS(système) > 0.

On nous donne le Cp du cuivre donc => Pression constante.

Pression constante = réversible et on sait que pour réversible, dS(Univers)=0 donc pourquoi ils trouvent une augmentation de l'entropie ?

Apparemment l'entropie du système augmente alors qu'on est à priori en réversible sachant que P est constante donc je comprends pas

En fait, j'ai plusieurs exercices de ce type du coup j'aimerais comprendre pourquoi il en est ainsi

Tu pourrais étudier l'exercice du paragraphe 5.1 : j'en fourni une correction détaillée et il est assez analogue  au tien.

Pour reprendre ton exercice : le système constitué des deux solides évolue de façon adiabatique et irréversible. Dans ce cas, l'entropie d'échange est nulle : la variation d'entropie est égale à l'entropie créé par irréversibilité : elle ne peut donc qu'augmenter. Ceci est une conséquence directe du deuxième principe (voir cours ou fiche). On peut aussi reprendre la formule fournie dans mon message de 12h24 et poser Q=0. Tout cela n'a rien à voir avec la pression. Je me permet d'insister : commence par bien revoir et comprendre ton cours... C'est indispensable avant d'essayer de faire des exercices...

Ok merci je vais regarder ton exercice, mais on est d'accord que en général quand on dit pression constante ça implique dH=Qp et c'est réversible car à tout instant on a des pressions égales, donc je vois pas en quoi mon raisonnement est mauvais sauf peut être qu'il faut considérer deux sous systèmes qui sont eux réversibles et c'est l'échange d'entropie de ces deux sous-systèmes qui crée une variation d'entropie irreversible

La relation Q_P = H est valide pour un système fermé évoluant à pression constante (évolution isobare) ou évoluant sous pression extérieure constante (évolution monobare). Cela s'applique que l'évolution soit réversible ou non. La démonstration est au paragraphe 4 de la fiche sur le premier principe.

Je suis de retour,

j'ai fait des exos et dans la plupart des cas on est en irréversible et donc on considère un chemin fictif réversible pour calculer l'entropie, on fait la plupart du temps à pression constante et on obtient dS=dH/T, ce dH=Qp nous dit que la chaleur est aussi une fonction d'état, mais est ce que c'est le fait que la chaleur soit fct d'état qui fait qu'on arrive à la même entropie car même chaleur ou le fait qu'on considère une isobare ?

Attention aux notations : dH=Q_p pour une évolution élémentaire, pas Q_p !
Tu parles d'évolution irréversible, ce qui est incompatible avec dS=Qp/T=dH/T.
Dans le cas d'une évolution irréversible, il faut utiliser le fait que l'entropie est une fonction d'état si on veut calculer sa variation. Puisque S est une fonction d'état, sa variationS ne dépend que de l'état initial et de l'état final. On calcule donc S en imaginant un chemin fictif réversible qui part de l'état initial réel pour arriver à l'état final réel. La valeur de S obtenue par ce chemin réversible fictif est égale à la variation réelle d'entropie.

Ok merci bcp!!