La Décomposition Thermique du Carbonate de Calcium
Contexte : La thermodynamique chimiqueBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie (chaleur, travail) lors des réactions chimiques et les conditions d'équilibre..
La décomposition thermique du carbonate de calcium (\(\text{CaCO}_3\)), principal constituant du calcaire, est une réaction d'une importance capitale dans l'industrie, notamment pour la production de chaux vive (\(\text{CaO}\)) utilisée dans la fabrication du ciment et de l'acier. Cet exercice a pour but d'analyser cette réaction du point de vue de la thermodynamique afin de déterminer les conditions de sa réalisation. Nous utiliserons les concepts fondamentaux d'enthalpieGrandeur thermodynamique qui mesure l'énergie totale d'un système. Sa variation (\(\Delta H\)) indique si une réaction dégage (exothermique) ou absorbe (endothermique) de la chaleur., d'entropieGrandeur thermodynamique qui mesure le degré de désordre ou d'agitation d'un système. Une augmentation de l'entropie (\(\Delta S > 0\)) correspond à une augmentation du désordre. et d'énergie libre de GibbsGrandeur qui combine l'enthalpie et l'entropie pour prédire la spontanéité d'une réaction. Une réaction est spontanée si sa variation d'énergie libre (\(\Delta G\)) est négative..
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à appliquer les grands principes de la thermodynamique pour prédire la spontanéité d'une réaction chimique et à calculer la température à partir de laquelle elle devient possible, une compétence essentielle en génie chimique et en science des matériaux.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer les grandeurs thermodynamiques standard de réaction (\(\Delta H_r^\circ\), \(\Delta S_r^\circ\), \(\Delta G_r^\circ\)).
- Interpréter le signe de l'enthalpie et de l'entropie de réaction.
- Utiliser l'énergie libre de Gibbs pour prédire la spontanéité d'une réaction.
- Déterminer la température d'inversion de spontanéité d'une réaction (température de décomposition).
Données de l'étude
Données Thermodynamiques Standard à 298 K
Schéma de la réaction
| Espèce Chimique | État | \(\Delta H_f^\circ\) (\(\text{kJ/mol}\)) | \(S^\circ\) (\(\text{J/mol·K}\)) |
|---|---|---|---|
| Carbonate de calcium (\(\text{CaCO}_3\)) | solide | -1206,9 | 92,9 |
| Oxyde de calcium (\(\text{CaO}\)) | solide | -635,1 | 39,8 |
| Dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) | gaz | -393,5 | 213,7 |
Questions à traiter
- Écrire l'équation-bilan équilibrée de la réaction de décomposition.
- Calculer la variation d'enthalpie standard de réaction, \(\Delta H_r^\circ\). Qualifier la réaction (endothermique ou exothermique).
- Calculer la variation d'entropie standard de réaction, \(\Delta S_r^\circ\). Justifier son signe.
- Calculer la variation d'énergie libre de Gibbs standard de réaction, \(\Delta G_r^\circ\), à 298 K. La réaction est-elle spontanée dans les conditions standards à cette température ?
- En supposant que \(\Delta H_r^\circ\) et \(\Delta S_r^\circ\) sont indépendants de la température (approximation d'Ellingham), calculer la température (en °C) à partir de laquelle la décomposition devient spontanée.
Les bases sur la Thermodynamique Chimique
Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de maîtriser les trois grandes fonctions d'état qui régissent les transformations chimiques : l'enthalpie, l'entropie et l'énergie libre de Gibbs.
1. Enthalpie de réaction (\(\Delta H_r^\circ\))
Elle quantifie la chaleur échangée à pression constante. On la calcule avec la loi de Hess à partir des enthalpies standard de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) des produits et des réactifs.
\[ \Delta H_r^\circ = \sum \nu_p \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) \]
Où \(\nu\) représente les coefficients stœchiométriques. Si \(\Delta H_r^\circ < 0\), la réaction est exothermique. Si \(\Delta H_r^\circ > 0\), elle est endothermique.
2. Entropie de réaction (\(\Delta S_r^\circ\))
Elle mesure la variation du désordre du système. On la calcule à partir des entropies molaires standard (\(S^\circ\)).
\[ \Delta S_r^\circ = \sum \nu_p S^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r S^\circ(\text{réactifs}) \]
Une augmentation du nombre de moles de gaz ou un passage de l'état solide/liquide à gazeux se traduit généralement par \(\Delta S_r^\circ > 0\).
3. Énergie libre de Gibbs (\(\Delta G_r\)) et Spontanéité
C'est le critère ultime de spontanéité d'une réaction à T et P constantes. Elle est définie par :
\[ \Delta G_r = \Delta H_r - T \Delta S_r \]
Une réaction est spontanée dans le sens direct si \(\Delta G_r < 0\). Elle est à l'équilibre si \(\Delta G_r = 0\). Elle est spontanée dans le sens inverse si \(\Delta G_r > 0\).
Correction : La Décomposition Thermique du Carbonate de Calcium
Question 1 : Équation-bilan de la réaction
Principe
Le concept physique fondamental ici est la loi de conservation de la masse, formulée par Lavoisier. Elle stipule que lors d'une réaction chimique, la matière n'est ni créée ni détruite, mais simplement réarrangée. Par conséquent, le nombre de chaque type d'atome doit être identique dans les réactifs et les produits.
Mini-Cours
Une équation-bilan est une représentation symbolique d'une réaction chimique. Elle indique les réactifs (à gauche de la flèche), les produits (à droite) et leurs proportions (coefficients stœchiométriques). L'état physique de chaque substance (\(s\) pour solide, \(l\) pour liquide, \(g\) pour gaz, \(aq\) pour aqueux) est également précisé, car il est crucial pour les calculs thermodynamiques.
Remarque Pédagogique
Pour équilibrer une équation, commencez toujours par les atomes qui apparaissent dans le moins de composés possibles. Ici, le calcium (Ca) et le carbone (C) n'apparaissent qu'une fois de chaque côté, ce qui simplifie la tâche. Gardez l'oxygène (O), qui est présent dans les trois composés, pour la fin.
Normes
L'écriture des équations chimiques suit les conventions de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA ou IUPAC en anglais), qui standardise la nomenclature et les symboles pour une compréhension universelle.
Formule(s)
Structure générale d'une réaction
Hypothèses
Nous supposons que la réaction est complète et qu'il n'y a pas de réactions secondaires parasites.
Donnée(s)
| Rôle | Composé | Formule | État |
|---|---|---|---|
| Réactif | Carbonate de calcium | \(\text{CaCO}_3\) | solide |
| Produit | Oxyde de calcium | \(\text{CaO}\) | solide |
| Produit | Dioxyde de carbone | \(\text{CO}_2\) | gaz |
Astuces
Faites un tableau de comptage des atomes avant et après la flèche pour vérifier rapidement votre équilibrage. Pour \(\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2\) :
| Atome | Réactifs | Produits |
|---|---|---|
| Ca | 1 | 1 |
| C | 1 | 1 |
| O | 3 | 1 + 2 = 3 |
Schéma (Avant les calculs)
Représentation moléculaire
Calcul(s)
Étape 1 : Écriture de l'équation de départ
On écrit d'abord la réaction avec les réactifs à gauche et les produits à droite, sans les coefficients stœchiométriques (qui sont ici implicitement 1).
Étape 2 : Décompte des atomes de chaque côté
On vérifie si la loi de conservation de la masse est respectée pour chaque élément.
Étape 3 : Conclusion sur l'équilibrage
Le décompte est identique de chaque côté. L'équation est donc déjà équilibrée avec des coefficients stœchiométriques de 1 pour chaque espèce.
Équation-bilan finale
Schéma (Après les calculs)
Bilan de conservation de la matière
Réflexions
L'équation confirme que la décomposition d'une unité de carbonate de calcium produit une unité d'oxyde de calcium et une molécule de dioxyde de carbone. Cela sera la base de tous les calculs stœchiométriques et thermodynamiques qui suivront.
Points de vigilance
Ne jamais oublier de vérifier l'état physique des constituants. Une erreur ici (par exemple, considérer \(\text{CO}_2\) comme liquide) fausserait complètement les calculs d'entropie et d'enthalpie.
Points à retenir
La maîtrise de l'équilibrage des équations est le fondement de la chimie quantitative. C'est la première étape indispensable avant toute analyse de réaction.
Le saviez-vous ?
Antoine Lavoisier, en démontrant la loi de conservation de la masse à la fin du 18ème siècle, a transformé l'alchimie en une science moderne et quantitative : la chimie.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Équilibrez la réaction de décomposition du peroxyde d'hydrogène (\(\text{H}_2\text{O}_2\)) en eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) et en dioxygène (\(\text{O}_2\)).
Question 2 : Calcul de \(\Delta H_r^\circ\)
Principe
Le concept physique est le premier principe de la thermodynamique, qui est une forme de conservation de l'énergie. La variation d'enthalpie, \(\Delta H_r^\circ\), représente l'énergie thermique échangée avec le milieu extérieur à pression constante. C'est le "coût" énergétique de la rupture et de la formation des liaisons chimiques.
Mini-Cours
L'enthalpie standard de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) d'un composé est la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole de ce composé à partir de ses éléments constitutifs dans leur état standard le plus stable (ex: \(\text{O}_{2(\text{g})}\), \(\text{C}_{(\text{graphite})}\)). Par convention, \(\Delta H_f^\circ\) des corps simples dans leur état standard est nulle. La Loi de Hess permet de calculer \(\Delta H_r^\circ\) pour n'importe quelle réaction en considérant que l'enthalpie est une fonction d'état, c'est-à-dire que sa variation ne dépend pas du chemin suivi.
Remarque Pédagogique
Imaginez que les enthalpies de formation sont des "altitudes" énergétiques. Pour calculer la dénivellation (\(\Delta H_r^\circ\)) entre les réactifs et les produits, il suffit de faire la différence de leurs altitudes : \(Altitude_{finale} - Altitude_{initiale}\). C'est exactement ce que fait la loi de Hess.
Normes
Les données sont fournies pour l'état standard thermodynamique : une pression de 1 bar et une température de 298,15 K (25 °C). Les valeurs sont généralement tabulées et proviennent de bases de données de référence comme celles du NIST (National Institute of Standards and Technology).
Formule(s)
Loi de Hess
Application à la réaction
Hypothèses
On utilise les données à 298 K et on considère qu'elles sont valables pour notre calcul. On suppose que les substances sont pures.
Donnée(s)
| Espèce | \(\Delta H_f^\circ\) (\(\text{kJ/mol}\)) |
|---|---|
| \(\text{CaCO}_3 (\text{s})\) | -1206,9 |
| \(\text{CaO} (\text{s})\) | -635,1 |
| \(\text{CO}_2 (\text{g})\) | -393,5 |
Schéma (Avant les calculs)
Niveaux d'énergie relatifs (conceptuel)
Calcul(s)
Calcul de la somme des enthalpies des produits
Calcul de la variation d'enthalpie standard
Schéma (Après les calculs)
Diagramme Enthalpique
Réflexions
La valeur de \(\Delta H_r^\circ\) est positive (+178,3 kJ/mol), ce qui signifie que le niveau d'énergie des produits est supérieur à celui des réactifs. Pour que la réaction se produise, le système doit absorber 178,3 kJ d'énergie du milieu extérieur pour chaque mole de \(\text{CaCO}_3\) décomposée. C'est une réaction endothermique, ce qui est logique : il faut chauffer pour casser les liaisons fortes de l'édifice cristallin du carbonate.
Points de vigilance
Attention aux signes ! Les enthalpies de formation sont souvent négatives. Une erreur de signe dans la formule de Hess (oublier le signe "moins" devant la somme des réactifs) est l'une des erreurs les plus fréquentes en thermodynamique.
Points à retenir
- La loi de Hess est l'outil fondamental pour calculer les enthalpies de réaction.
- \(\Delta H_r^\circ > 0 \Rightarrow\) Réaction endothermique (absorbe de la chaleur).
- \(\Delta H_r^\circ < 0 \Rightarrow\) Réaction exothermique (libère de la chaleur).
Le saviez-vous ?
Germain Hess, un chimiste suisse-russe, a établi sa loi en 1840, avant même que le concept d'enthalpie ne soit formalisé. Sa loi est une conséquence directe du premier principe de la thermodynamique, mais elle l'a précédé historiquement !
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez l'enthalpie de la combustion complète du méthane (\(\text{CH}_{4(\text{g})} + 2 \text{O}_{2(\text{g})} \rightarrow \text{CO}_{2(\text{g})} + 2 \text{H}_2\text{O}_{(\text{l})}\)) sachant \(\Delta H_f^\circ(\text{CH}_4) = -74.8\), \(\Delta H_f^\circ(\text{CO}_2) = -393.5\), \(\Delta H_f^\circ(\text{H}_2\text{O}) = -285.8\) (en kJ/mol).
Question 3 : Calcul de \(\Delta S_r^\circ\)
Principe
Le concept physique est le deuxième principe de la thermodynamique, qui stipule que l'entropie de l'univers (système + milieu extérieur) ne peut qu'augmenter pour une transformation spontanée. L'entropie (\(S\)) est une mesure du désordre ou du nombre de micro-états accessibles à un système. Une augmentation du désordre (\(\Delta S > 0\)) est un moteur des transformations physiques et chimiques.
Mini-Cours
Contrairement à l'enthalpie de formation, l'entropie molaire standard (\(S^\circ\)) d'un corps pur est une valeur absolue. Le troisième principe de la thermodynamique postule que l'entropie d'un cristal parfait est nulle au zéro absolu (0 K). Les valeurs de \(S^\circ\) à 298 K sont donc toujours positives. On calcule \(\Delta S_r^\circ\) par une relation similaire à la loi de Hess, en faisant la différence entre les entropies des produits et des réactifs.
Remarque Pédagogique
Pour prédire rapidement le signe de \(\Delta S_r^\circ\), regardez principalement la variation du nombre de moles de gaz (\(\Delta n_g\)). Si \(\Delta n_g > 0\), la réaction produit du gaz, le désordre augmente fortement et il est presque certain que \(\Delta S_r^\circ > 0\). C'est le facteur le plus important.
Normes
Les entropies molaires standard sont également tabulées pour des conditions standards (1 bar, 298.15 K) et sont exprimées en Joules par mole et par Kelvin (\(\text{J/mol·K}\)).
Formule(s)
Formule générale
Application à la réaction
Hypothèses
On utilise les données tabulées à 298 K.
Donnée(s)
| Espèce | \(S^\circ\) (\(\text{J/mol·K}\)) |
|---|---|
| \(\text{CaCO}_3 (\text{s})\) | 92,9 |
| \(\text{CaO} (\text{s})\) | 39,8 |
| \(\text{CO}_2 (\text{g})\) | 213,7 |
Schéma (Avant les calculs)
Représentation du désordre
Calcul(s)
Calcul de la somme des entropies des produits
Calcul de la variation d'entropie standard
Schéma (Après les calculs)
Bilan Entropique de la Réaction
Réflexions
Le résultat (\(\Delta S_r^\circ = +160,6\) J/mol·K) est bien positif, comme prévu. Cette augmentation de l'entropie (augmentation du désordre) est le "moteur entropique" de la réaction. C'est ce terme qui, à haute température, permettra de surmonter le "coût enthalpique" (le fait que la réaction soit endothermique).
Points de vigilance
L'unité de l'entropie est le \(\text{J/mol·K}\), alors que celle de l'enthalpie est généralement le \(\text{kJ/mol}\). C'est une source d'erreur majeure lors du calcul de l'énergie libre. Pensez toujours à convertir l'une des deux grandeurs avant de les combiner !
Points à retenir
- La création de moles de gaz à partir de solides ou de liquides entraîne une forte augmentation de l'entropie (\(\Delta S_r^\circ \gg 0\)).
- L'entropie est une mesure du désordre ; le signe de \(\Delta S_r^\circ\) peut souvent être prédit qualitativement.
Le saviez-vous ?
Ludwig Boltzmann, physicien autrichien, a relié l'entropie (grandeur macroscopique) au nombre de micro-états (W) d'un système (description microscopique) par la célèbre formule gravée sur sa tombe : \(S = k_B \ln W\).
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Prédisez le signe de \(\Delta S_r^\circ\) pour la réaction \(2 \text{H}_{2(\text{g})} + \text{O}_{2(\text{g})} \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}_{(\text{l})}\).
Question 4 : Calcul de \(\Delta G_r^\circ\) et Spontanéité à 298 K
Principe
L'énergie libre de Gibbs (\(G\)) est le potentiel thermodynamique qui détermine la spontanéité d'une transformation à température et pression constantes. La nature cherche à minimiser ce potentiel. Une réaction est donc spontanée si elle entraîne une diminution de l'énergie libre du système (\(\Delta G < 0\)).
Mini-Cours
La variation d'énergie libre de Gibbs, \(\Delta G\), est définie comme l'équilibre entre la variation d'enthalpie (\(\Delta H\)) et la variation d'entropie (\(\Delta S\)) pondérée par la température (\(T\)). La contribution entropique (\(T\Delta S\)) représente l'énergie liée au désordre, tandis que \(\Delta H\) représente l'énergie liée aux liaisons chimiques. \(\Delta G\) est donc un arbitrage entre la tendance du système à minimiser son énergie et à maximiser son désordre.
Remarque Pédagogique
Voyez \(\Delta G\) comme un juge qui doit trancher entre deux avis contraires. \(\Delta H\) dit "je veux économiser de l'énergie" (favorable si négatif), et \(\Delta S\) dit "je veux créer du désordre" (favorable si positif). Le juge (\(\Delta G\)) écoute les deux et rend son verdict : "spontané" si \(\Delta G < 0\). Le poids de l'avis de l'entropie augmente avec la température.
Normes
Le calcul est fait dans les conditions standards, d'où la notation \(\Delta G_r^\circ\). Le résultat nous donnera la spontanéité dans ces conditions de référence (tous les constituants à P=1 bar).
Formule(s)
Relation de Gibbs-Helmholtz
Hypothèses
Le calcul est effectué à la température T = 298 K.
Donnée(s)
| Grandeur | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie de réaction | \(\Delta H_r^\circ\) | +178,3 | kJ/mol |
| Entropie de réaction | \(\Delta S_r^\circ\) | +160,6 | J/mol·K |
| Température | \(T\) | 298 | K |
Astuces
L'erreur la plus commune est d'oublier de convertir les unités pour qu'elles soient cohérentes. L'enthalpie est en kJ/mol et l'entropie en J/mol·K. Il faut convertir \(\Delta S_r^\circ\) en kJ/mol·K en divisant par 1000 avant de faire le calcul.
Schéma (Avant les calculs)
Bilan des forces thermodynamiques à 298 K
Calcul(s)
Étape 1 : Conversion de l'unité de l'entropie
Étape 2 : Calcul de l'énergie libre de Gibbs
Schéma (Après les calculs)
Diagramme d'Énergie Libre (298 K)
Réflexions
Puisque \(\Delta G_r^\circ\) est largement positif, la réaction n'est pas spontanée dans le sens direct à 298 K. Le "coût" énergétique (\(\Delta H_r^\circ\)) est bien plus important que le "gain" en désordre (\(-T\Delta S_r^\circ\)) à cette température. C'est la réaction inverse, la formation de calcaire à partir de chaux et de CO2, qui est spontanée.
Points de vigilance
Ne pas confondre "non spontané" (\(\Delta G > 0\)) avec "impossible". Une réaction non spontanée peut être forcée en fournissant de l'énergie au système (ici, de la chaleur), ou en la couplant à une autre réaction très spontanée.
Points à retenir
- \(\Delta G < 0\) : Réaction spontanée (sens direct).
- \(\Delta G > 0\) : Réaction non spontanée (sens inverse est spontané).
- \(\Delta G = 0\) : Système à l'équilibre.
Le saviez-vous ?
Josiah Willard Gibbs est considéré comme l'un des pères fondateurs de la thermodynamique chimique. Ses travaux, publiés dans une revue obscure à la fin du 19e siècle, sont restés largement méconnus pendant des années avant que leur importance fondamentale ne soit reconnue en Europe.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
La fusion de la glace (\(\text{H}_2\text{O}_{(\text{s})} \rightarrow \text{H}_2\text{O}_{(\text{l})}\)) a \(\Delta H_r^\circ \approx +6\) kJ/mol et \(\Delta S_r^\circ \approx +22\) J/mol·K. Calculez \(\Delta G_r^\circ\) à 25°C (298 K) et déterminez si la fusion est spontanée.
Question 5 : Température de décomposition
Principe
Le principe est de trouver la température pour laquelle le système est à l'équilibre thermodynamique. À ce point précis, les tendances opposées de l'enthalpie (qui défavorise la réaction, car \(\Delta H > 0\)) et de l'entropie (qui favorise la réaction, car \(\Delta S > 0\)) se compensent exactement. C'est la température "pivot" où la réaction bascule de non-spontanée à spontanée.
Mini-Cours
L'approximation d'Ellingham consiste à considérer que \(\Delta H_r^\circ\) et \(\Delta S_r^\circ\) sont constants sur une plage de température donnée. Bien que ces grandeurs varient en réalité avec T (selon la loi de Kirchhoff), la variation est souvent faible ou se compense, rendant l'approximation très utile en première approche. Elle nous permet de traiter \(\Delta G_r^\circ\) comme une fonction linéaire de T : \(y = b + mx\), avec \(y=\Delta G_r^\circ\), \(b=\Delta H_r^\circ\), \(m=-\Delta S_r^\circ\) et \(x=T\).
Remarque Pédagogique
Puisque le terme entropique est multiplié par T (\(-T\Delta S_r^\circ\)), son influence devient de plus en plus grande à mesure que la température augmente. Pour notre réaction, le terme enthalpique est une barrière énergétique fixe, tandis que le terme entropique est une force motrice qui grandit avec T. Il y aura forcément une température où cette force motrice dépassera la barrière.
Normes
Il n'y a pas de norme réglementaire ici, mais le calcul de la température d'équilibre est une procédure standard en thermodynamique pour évaluer la faisabilité d'une réaction à haute température.
Formule(s)
Condition d'équilibre
Température d'équilibre (\(T_{eq}\))
Hypothèses
L'hypothèse fondamentale ici est l'approximation d'Ellingham : on suppose que \(\Delta H_r^\circ\) et \(\Delta S_r^\circ\) ne dépendent pas de la température.
Donnée(s)
| Grandeur | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie de réaction | \(\Delta H_r^\circ\) | +178,3 | kJ/mol |
| Entropie de réaction | \(\Delta S_r^\circ\) | +0,1606 | kJ/mol·K |
Schéma (Avant les calculs)
Diagramme d'Ellingham (schématique)
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de la température d'équilibre en Kelvin
Étape 2 : Conversion en degrés Celsius
Schéma (Après les calculs)
Diagramme d'Ellingham avec Température d'Inversion
Réflexions
Le calcul indique que la température doit dépasser 837 °C pour que la décomposition soit thermodynamiquement favorable. Cela correspond bien aux conditions opératoires des fours à chaux industriels (souvent 900-1000 °C), où l'on cherche non seulement à rendre la réaction spontanée, mais aussi à obtenir une vitesse de réaction élevée.
Points de vigilance
Assurez-vous que la question demande la température en Celsius ou en Kelvin et effectuez la conversion si nécessaire. Une autre erreur classique est de mal interpréter le résultat : \(T_{\text{eq}}\) est la température d'équilibre. La réaction est spontanée pour \(T > T_{\text{eq}}\) (car le terme \(-T\Delta S_r^\circ\) devient alors plus grand en valeur absolue que \(\Delta H_r^\circ\)).
Points à retenir
Pour une réaction endothermique (\(\Delta H_r^\circ > 0\)) avec une augmentation de l'entropie (\(\Delta S_r^\circ > 0\)), la réaction est toujours non-spontanée à basse température et devient spontanée à haute température. La température de basculement est \(T_{\text{eq}} = \Delta H_r^\circ / \Delta S_r^\circ\).
Le saviez-vous ?
Les diagrammes d'Ellingham, qui représentent \(\Delta G\) en fonction de T pour des réactions d'oxydation, sont un outil essentiel en métallurgie pour prédire quel métal peut être utilisé pour en réduire un autre à partir de son oxyde, simplement en comparant la position de leurs courbes respectives.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Quelle serait la température de décomposition si on utilisait un carbonate de magnésium (\(\text{MgCO}_3\)) pour lequel \(\Delta H_r^\circ = +100,6\) kJ/mol et \(\Delta S_r^\circ = +175,0\) J/mol·K ?
Outil Interactif : Spontanéité en fonction de la Température
Utilisez le curseur pour faire varier la température et observez comment l'énergie libre de Gibbs (\(\Delta G_r\)) évolue. Le graphique montre la relation linéaire entre \(\Delta G_r\) et T. La réaction devient spontanée lorsque la courbe passe en dessous de l'axe des abscisses (\(\Delta G_r < 0\)).
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Une réaction endothermique (\(\Delta H > 0\)) peut-elle être spontanée ?
2. Dans la réaction \(\text{CaCO}_{3(\text{s})} \rightarrow \text{CaO}_{(\text{s})} + \text{CO}_{2(\text{g})}\), que se passe-t-il si on augmente la pression de \(\text{CO}_2\) dans le four ?
3. L'approximation d'Ellingham suppose que :
4. Quelle est la principale raison pour laquelle l'entropie augmente lors de cette réaction ?
5. Si \(\Delta G_r = 0\), cela signifie que :
- Enthalpie (\(\Delta H\))
- Grandeur mesurant l'énergie thermique d'un système à pression constante. Une variation négative (\(\Delta H < 0\)) indique une libération de chaleur (exothermique), une variation positive (\(\Delta H > 0\)) une absorption de chaleur (endothermique).
- Entropie (\(\Delta S\))
- Grandeur mesurant le degré de désordre ou d'aléatoire d'un système. La nature tend vers une augmentation de l'entropie totale (deuxième principe de la thermodynamique).
- Énergie libre de Gibbs (\(\Delta G\))
- Grandeur thermodynamique qui combine l'enthalpie et l'entropie (\(G = H - TS\)) et qui permet de prédire le sens spontané d'une réaction à température et pression constantes. La réaction est spontanée si \(\Delta G < 0\).
- Spontanéité
- Caractérise une réaction qui peut se produire sans apport extérieur continu d'énergie. Elle est déterminée par le signe de \(\Delta G\).
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