Enthalpie libre de Gibbs – quand une réaction devient spontanée
ChimieÉnergétique et thermochimie15–16 ans
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À suivre dans Énergétique et thermochimie
Le signe de ΔG = ΔH − TΔS décide si une réaction est spontanée. Faites varier la température pour voir où la droite ΔG(T) coupe zéro pour la calcination du calcaire, la synthèse de NH₃, la dissolution de NH₄NO₃ et d’autres réactions : cela explique pourquoi les fours à chaux fonctionnent au-dessus de 800 °C. D’autres écrans dénombrent les micro-états (S = k ln W), calculent ΔS° à partir des entropies standard et relient ΔG° = −RT ln K au mélange à l’équilibre.
Leçon : Thermodynamique chimique
Ce qu’elle montre
À température et pression constantes, une réaction est spontanée selon le signe de ΔG = ΔH − TΔS, et la température décide si le terme d’enthalpie ou celui d’entropie l’emporte. L’écran Micro-états construit l’entropie à partir de S = k ln W pour un gaz qui se détend, un changement d’état et deux gaz qui se mélangent. L’écran ΔS° à partir des données utilise les entropies standard et les enthalpies de formation pour obtenir ΔS°, ΔH°, ΔG° et la température à partir de laquelle la réaction devient spontanée. L’écran ΔG° et K relie ΔG° = −RT ln K à Q et au mélange à l’équilibre ; diamant → graphite montre une transformation favorable bien trop lente pour être observée.
Mode d’emploi
Sur le premier écran, choisissez une Réaction et faites glisser le curseur Température ou le point du graphique ; les barres comparent ΔH et −TΔS. Changez de vue avec Écran. Sur Micro-états, cliquez sur Prédire ΔS > 0 ou Prédire ΔS < 0, puis sur Retirer la paroi, ou changez d’état. Sur ΔS° à partir des données, cochez Les élèves calculent (masquer la réponse). Sur ΔG° et K, réglez ΔG° et la Fraction de B, puis cliquez sur Laisser réagir.
Paramètres modifiables
- Réaction CaCO₃ → CaO + CO₂ (calcination du calcaire), N₂ + 3H₂ → 2NH₃, NH₄NO₃(s) → NH₄⁺ + NO₃⁻ (dissolution), 2H₂ + O₂ → 2H₂O(l), C(diamant) → C(graphite)
- Température 200–1600 K
- Écran ΔG = ΔH − TΔS, Micro-états (S = k ln W), ΔS° à partir des données, ΔG° et K
- Micro-états : transformation Détente d’un gaz dans le vide, Changement d’état, Mélange de deux gaz
- Micro-états : nombre de particules N 2–24
- ΔS° à partir des données : réaction CaCO₃ → CaO + CO₂, N₂ + 3H₂ → 2NH₃, 2H₂ + O₂ → 2H₂O(l), C(diamant) → C(graphite), H₂O(l) → H₂O(g) (ébullition), 2Mg + O₂ → 2MgO, CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l), N₂O₄ → 2NO₂, 2SO₂ + O₂ → 2SO₃, NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) (dissolution)
- Les élèves calculent (masquer la réponse)
- ΔG° (A ⇌ B) -40–40 kJ/mol
- Fraction initiale de B 0,01–0,99
Questions à explorer
- Comment la dissolution de NH₄NO₃ peut-elle être spontanée à température ambiante alors qu’elle est endothermique ?
- Quel est le signe de ΔS pour N₂ + 3H₂ → 2NH₃, et pourquoi la réaction est-elle favorisée à basse température ?
- À partir de quelle température environ la décomposition de CaCO₃ devient-elle spontanée ?
