Analyse de la spontanéité d’une réaction chimique
Contexte : La spontanéitéCapacité d'une réaction à se produire sans apport extérieur continu d'énergie. Elle est déterminée par le signe de l'enthalpie libre de Gibbs (ΔG). d'une réaction.
Nous étudions l'équilibre de dimérisation du dioxyde d'azote (\(NO_2\)), un gaz brun-roux, en tétraoxyde de diazote (\(N_2O_4\)), un gaz incolore. Cette réaction est un exemple classique pour illustrer comment la température influence le sens d'évolution spontané d'un système chimique. Comprendre ces principes est crucial en chimie industrielle et environnementale, par exemple pour optimiser le rendement des réactions ou prévoir le devenir des polluants atmosphériques.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous guidera dans l'application des principes de la thermodynamique pour prédire si une réaction sera spontanée dans un sens, dans l'autre, ou à l'équilibre, en fonction des conditions de température.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer l'enthalpie standard de réactionVariation d'enthalpie (chaleur) lors d'une réaction effectuée dans les conditions standard (1 bar, 298 K). Un signe négatif indique une réaction exothermique. (\(\Delta_rH^\circ\)).
- Calculer l'entropie standard de réactionVariation du désordre moléculaire lors d'une réaction effectuée dans les conditions standard. Un signe négatif indique une augmentation de l'ordre. (\(\Delta_rS^\circ\)).
- Déterminer l'enthalpie libre standard de réactionGrandeur thermodynamique qui combine l'enthalpie et l'entropie pour prédire la spontanéité d'une réaction. Si ΔG < 0, la réaction est spontanée. (\(\Delta_rG^\circ\)) à 298 K.
- Conclure sur la spontanéité de la réaction à cette température.
- Calculer la température d'inversionTempérature à laquelle le signe de l'enthalpie libre (ΔG) change, inversant ainsi la spontanéité de la réaction. C'est le point où ΔG = 0. de la réaction.
Données de l'étude
Données Thermodynamiques Standard à 298 K
| Espèce Chimique | Enthalpie Standard de Formation \(\Delta_fH^\circ\) (kJ·mol⁻¹) |
Entropie Molaire Standard \(S^\circ\) (J·K⁻¹·mol⁻¹) |
|---|---|---|
| Dioxyde d'azote, \(NO_2(\text{g})\) | +33,2 | 240,1 |
| Tétraoxyde de diazote, \(N_2O_4(\text{g})\) | +9,2 | 304,3 |
Schéma de la Réaction
Questions à traiter
- Calculer l'enthalpie standard de réaction, \(\Delta_rH^\circ\). La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?
- Calculer l'entropie standard de réaction, \(\Delta_rS^\circ\). Ce résultat est-il cohérent avec le changement d'état du système ?
- Calculer l'enthalpie libre standard de réaction, \(\Delta_rG^\circ\), à T = 298 K.
- En déduire si la réaction est spontanée dans le sens direct dans les conditions standard à 298 K.
- Déterminer la température d'inversion \(T_{inv}\) à partir de laquelle la réaction s'inverse. On supposera que \(\Delta_rH^\circ\) et \(\Delta_rS^\circ\) sont indépendants de la température (approximation d'Ellingham).
Les bases de la Thermochimie
Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de maîtriser trois grandeurs thermodynamiques fondamentales qui décrivent les transformations chimiques.
1. Enthalpie Standard de Réaction (\(\Delta_rH^\circ\))
Elle représente la quantité de chaleur échangée par le système réactionnel avec le milieu extérieur à pression constante. On la calcule à partir des enthalpies standard de formation (\(\Delta_fH^\circ\)) des produits et des réactifs en utilisant la loi de Hess :
\[ \Delta_rH^\circ = \sum_i \nu_i \Delta_fH^\circ(\text{Produits}_i) - \sum_j \nu_j \Delta_fH^\circ(\text{Réactifs}_j) \]
Où \(\nu\) est le coefficient stœchiométrique. Si \(\Delta_rH^\circ < 0\), la réaction est exothermique (libère de la chaleur). Si \(\Delta_rH^\circ > 0\), elle est endothermique (absorbe de la chaleur).
2. Entropie Standard de Réaction (\(\Delta_rS^\circ\))
Elle mesure la variation du désordre du système au cours de la réaction. Une augmentation du nombre de moles de gaz, par exemple, conduit à une augmentation du désordre (\(\Delta_rS^\circ > 0\)). On la calcule à partir des entropies molaires standard (\(S^\circ\)) :
\[ \Delta_rS^\circ = \sum_i \nu_i S^\circ(\text{Produits}_i) - \sum_j \nu_j S^\circ(\text{Réactifs}_j) \]
3. Enthalpie Libre de Gibbs (\(\Delta_rG^\circ\))
C'est le critère ultime de spontanéité d'une réaction à température et pression constantes. Elle lie l'enthalpie et l'entropie par l'équation de Gibbs-Helmholtz :
\[ \Delta_rG^\circ = \Delta_rH^\circ - T \cdot \Delta_rS^\circ \]
Si \(\Delta_rG^\circ < 0\), la réaction est spontanée. Si \(\Delta_rG^\circ > 0\), elle est non spontanée (mais sa réaction inverse l'est). Si \(\Delta_rG^\circ = 0\), le système est à l'équilibre.
Correction : Analyse de la spontanéité d’une réaction chimique
Question 1 : Calcul de l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta_rH^\circ\))
Principe
Le principe est d'utiliser la loi de Hess, qui stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction ne dépend que de l'état initial (réactifs) et de l'état final (produits). On peut donc la calculer en faisant la différence entre la somme des enthalpies de formation des produits et celle des réactifs, en tenant compte de leurs proportions stœchiométriques.
Mini-Cours
L'enthalpie de formation (\(\Delta_fH^\circ\)) d'un composé est la chaleur de la réaction de formation d'une mole de ce composé à partir de ses corps simples de référence. Par exemple, pour \(NO_2\), c'est la chaleur de la réaction \(1/2 N_2(\text{g}) + O_2(\text{g}) \rightarrow NO_2(\text{g})\). La loi de Hess permet de combiner ces réactions de formation pour retrouver la chaleur de n'importe quelle autre réaction.
Remarque Pédagogique
Pensez à la loi de Hess comme à un bilan financier : pour calculer le bénéfice total (\(\Delta_rH^\circ\)), on prend le total des revenus (énergie des produits) et on soustrait le total des coûts (énergie des réactifs). Les coefficients stœchiométriques sont les quantités de chaque "transaction".
Normes
Les calculs sont effectués dans les conditions standard thermodynamiques définies par l'IUPAC : une pression de 1 bar (100 kPa) et une température spécifiée (ici, 298 K). Les enthalpies de formation des corps simples dans leur état standard de référence (comme \(O_2(\text{g})\), \(N_2(\text{g})\)) sont nulles par convention.
Formule(s)
Loi de Hess appliquée à la réaction
Hypothèses
Nous supposons que les réactifs et les produits sont à l'état de gaz parfaits et se trouvent dans leur état standard à 298 K et 1 bar.
Donnée(s)
| Espèce | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie de formation de \(N_2O_4(\text{g})\) | \(\Delta_fH^\circ(\text{N}_2\text{O}_4, \text{g})\) | +9,2 | kJ·mol⁻¹ |
| Enthalpie de formation de \(NO_2(\text{g})\) | \(\Delta_fH^\circ(\text{NO}_2, \text{g})\) | +33,2 | kJ·mol⁻¹ |
Astuces
Avant de calculer, vérifiez toujours les signes des enthalpies de formation et assurez-vous de ne pas oublier les coefficients stœchiométriques. Une simple erreur d'inattention ici fausse tout le reste de l'exercice.
Schéma (Avant les calculs)
Cycle de Hess Conceptuel
Calcul(s)
Application numérique de la loi de Hess
Schéma (Après les calculs)
Diagramme Enthalpique
Réflexions
Le signe de \(\Delta_rH^\circ\) est négatif. Cela signifie que la réaction de dimérisation du dioxyde d'azote libère 57,2 kJ d'énergie thermique pour chaque mole de \(N_2O_4\) formée. C'est donc une réaction exothermique. La formation d'une liaison N-N dans le dimère \(N_2O_4\) est énergétiquement plus favorable que l'existence de deux molécules de \(NO_2\) séparées.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier le coefficient stœchiométrique '2' pour le \(NO_2\). Une autre erreur est d'inverser produits et réactifs dans la formule de Hess. Retenez toujours : (Fin) - (Début), soit (Produits) - (Réactifs).
Points à retenir
- Loi de Hess : \(\Delta_rH^\circ = \sum \nu_p \Delta_fH^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta_fH^\circ(\text{réactifs})\)
- Signe de \(\Delta_rH^\circ\) : Négatif = exothermique (libère de la chaleur), Positif = endothermique (absorbe de la chaleur).
Le saviez-vous ?
Germain Hess, un chimiste suisse-russe, a formulé sa loi en 1840, avant même que le concept d'enthalpie ne soit formalisé et que le premier principe de la thermodynamique (conservation de l'énergie) ne soit pleinement établi. Sa loi est une manifestation précoce de ce principe fondamental.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si l'enthalpie de formation de \(NO_2(\text{g})\) était de +40,0 kJ/mol, quelle serait la nouvelle enthalpie de réaction ?
Question 2 : Calcul de l'entropie standard de réaction (\(\Delta_rS^\circ\))
Principe
L'entropie est une mesure du désordre ou de la dispersion de l'énergie dans un système. Pour calculer la variation d'entropie d'une réaction, on utilise un principe similaire à la loi de Hess : on fait la différence entre la somme des entropies molaires standard des produits et celle des réactifs, pondérées par leurs coefficients stœchiométriques.
Mini-Cours
Le deuxième principe de la thermodynamique postule que l'entropie de l'univers tend à augmenter pour toute transformation spontanée. Pour une réaction chimique, \(\Delta_rS^\circ\) représente la variation du désordre interne au système. Une réaction qui augmente le nombre de particules (surtout gazeuses) ou qui passe d'un état ordonné (solide) à désordonné (liquide, gaz) a généralement un \(\Delta_rS^\circ\) positif.
Remarque Pédagogique
Imaginez votre chambre : deux petites piles de vêtements en désordre (2 moles de \(NO_2\)) ont plus de "désordre" potentiel qu'une seule grosse pile bien rangée (1 mole de \(N_2O_4\)). En passant de 2 moles de gaz à 1 mole de gaz, on "range" le système, donc on s'attend à ce que le désordre diminue (\(\Delta_rS^\circ < 0\)).
Normes
Contrairement à l'enthalpie de formation, l'entropie molaire standard (\(S^\circ\)) d'un corps simple dans son état standard n'est pas nulle à 298 K. Elle est définie par le troisième principe de la thermodynamique, qui stipule que l'entropie d'un cristal parfait est nulle au zéro absolu (0 K).
Formule(s)
Formule de la variation d'entropie standard
Hypothèses
Nous supposons que les valeurs d'entropie molaire standard fournies sont exactes pour les conditions de l'exercice (298 K, 1 bar).
Donnée(s)
| Espèce | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Entropie molaire de \(N_2O_4(\text{g})\) | \(S^\circ(\text{N}_2\text{O}_4, \text{g})\) | 304,3 | J·K⁻¹·mol⁻¹ |
| Entropie molaire de \(NO_2(\text{g})\) | \(S^\circ(\text{NO}_2, \text{g})\) | 240,1 | J·K⁻¹·mol⁻¹ |
Astuces
Avant même de calculer, analysez l'équation bilan : \(2 \, \text{gaz} \rightarrow 1 \, \text{gaz}\). Le nombre de moles de gaz diminue, donc le désordre diminue. Vous devez vous attendre à trouver un \(\Delta_rS^\circ\) négatif. Si votre calcul donne un résultat positif, vous avez probablement fait une erreur.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation du Changement de Désordre
Calcul(s)
Application numérique
Schéma (Après les calculs)
Bilan Entropique
Réflexions
Le signe de \(\Delta_rS^\circ\) est négatif, ce qui indique une diminution du désordre. Ce résultat est parfaitement cohérent avec notre analyse qualitative : la réaction transforme deux moles de particules gazeuses en une seule mole de particule gazeuse. Moins de particules indépendantes en mouvement dans le même volume signifie un système plus ordonné.
Points de vigilance
L'unité de l'entropie est le Joule par Kelvin par mole (J·K⁻¹·mol⁻¹). C'est le piège principal pour la suite des calculs, car l'enthalpie est en kiloJoules. Il faudra impérativement convertir l'une des deux grandeurs.
Points à retenir
- Variation d'entropie : \(\Delta_rS^\circ = \sum \nu_p S^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r S^\circ(\text{réactifs})\)
- Interprétation : Une diminution du nombre de moles de gaz implique généralement \(\Delta_rS^\circ < 0\) (plus d'ordre).
Le saviez-vous ?
Le concept d'entropie a été introduit par Rudolf Clausius en 1865. Il vient du mot grec "entropê" (ἐντροπή) qui signifie "transformation" ou "évolution". Ludwig Boltzmann l'a ensuite relié statistiquement au "désordre" moléculaire, donnant un sens plus tangible à cette grandeur abstraite.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si l'entropie molaire de \(N_2O_4(\text{g})\) était de 320,0 J·K⁻¹·mol⁻¹, quelle serait la nouvelle entropie de réaction ?
Question 3 : Calcul de l'enthalpie libre standard de réaction (\(\Delta_rG^\circ\))
Principe
L'enthalpie libre de Gibbs, \(\Delta_rG^\circ\), est la grandeur qui arbitre entre la tendance d'un système à atteindre un état de plus basse énergie (facteur enthalpique, \(\Delta_rH^\circ\)) et un état de plus grand désordre (facteur entropique, \(T\Delta_rS^\circ\)). On la calcule grâce à l'équation de Gibbs-Helmholtz.
Mini-Cours
L'équation \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\) est l'une des plus importantes de la chimie. Elle montre que la spontanéité d'une réaction est un compromis. Le terme \(-T\Delta S\) représente l'effet du désordre, et son importance augmente avec la température \(T\). Une réaction peut donc être non spontanée à basse température si l'entropie diminue, mais devenir spontanée à haute température si elle est suffisamment endothermique.
Remarque Pédagogique
Voyez \(\Delta_rG^\circ\) comme le "juge" final. L'enthalpie (\(\Delta_rH^\circ\)) et l'entropie (\(\Delta_rS^\circ\)) sont deux "avocats" qui présentent leurs arguments. Le juge (la température \(T\)) donne plus ou moins de poids à l'argument de l'entropie. La décision finale (\(\Delta_rG^\circ\)) détermine si la réaction "gagne" (est spontanée) ou "perd".
Normes
Le calcul est effectué dans les conditions standard, ce qui implique une température de 298 K (25 °C).
Formule(s)
Équation de Gibbs-Helmholtz
Hypothèses
Nous effectuons le calcul à la température standard T = 298 K.
Donnée(s)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie std de réaction | \(\Delta_rH^\circ\) | -57,2 | kJ·mol⁻¹ |
| Entropie std de réaction | \(\Delta_rS^\circ\) | -175,9 | J·K⁻¹·mol⁻¹ |
| Température | T | 298 | K |
Astuces
Pour éviter les erreurs, convertissez toujours l'entropie en kJ·K⁻¹·mol⁻¹ en premier lieu, en divisant par 1000. Notez également que si \(\Delta_rS^\circ\) est négatif, le terme \(-T\Delta_rS^\circ\) sera positif, s'opposant ainsi à un \(\Delta_rH^\circ\) négatif.
Schéma (Avant les calculs)
Balance Énergétique de Gibbs
Calcul(s)
Étape 1 : Conversion des unités de l'entropie
Étape 2 : Application de l'équation de Gibbs-Helmholtz
Schéma (Après les calculs)
Composition de l'Enthalpie Libre
Points de vigilance
L'erreur la plus classique est ici ! Assurez-vous de convertir \(\Delta_rS^\circ\) en kJ·K⁻¹·mol⁻¹ (en divisant par 1000) pour être cohérent avec l'unité de \(\Delta_rH^\circ\) (kJ·mol⁻¹). Ne jamais soustraire des Joules à des kiloJoules !
Points à retenir
- Équation de Gibbs : \(\Delta_rG^\circ = \Delta_rH^\circ - T \Delta_rS^\circ\).
- Conversion d'unités : Toujours convertir J en kJ (ou vice-versa) avant le calcul final.
Le saviez-vous ?
Josiah Willard Gibbs, un physicien américain, a développé le concept d'énergie libre dans les années 1870. Son travail était si théorique et mathématiquement dense qu'il a été largement ignoré pendant des années, avant que les chimistes européens ne réalisent son immense pouvoir prédictif pour la chimie.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez \(\Delta_rG^\circ\) à 350 K, en utilisant les mêmes valeurs de \(\Delta_rH^\circ\) et \(\Delta_rS^\circ\).
Question 4 : Spontanéité de la réaction à 298 K
Principe
Le signe de l'enthalpie libre de Gibbs (\(\Delta_rG^\circ\)) est le critère direct et unique de la spontanéité d'une réaction dans les conditions de température et de pression constantes. Une valeur négative indique que la réaction peut se produire spontanément dans le sens direct.
Mini-Cours
- \(\Delta_rG^\circ < 0\) : La réaction est spontanée dans le sens direct (sens 1). Les produits sont favorisés à l'équilibre.
- \(\Delta_rG^\circ > 0\) : La réaction est non spontanée dans le sens direct. C'est la réaction inverse (sens 2) qui est spontanée. Les réactifs sont favorisés à l'équilibre.
- \(\Delta_rG^\circ = 0\) : Le système est à l'équilibre. Les vitesses des réactions directe et inverse sont égales.
Remarque Pédagogique
Un \(\Delta_rG^\circ\) négatif, c'est comme une balle en haut d'une pente : elle a le potentiel de rouler spontanément vers le bas (les produits). Un \(\Delta_rG^\circ\) positif, c'est une balle en bas de la pente : il faudra fournir de l'énergie pour la remonter (la réaction ne se fera pas toute seule).
Normes
L'interprétation du signe de \(\Delta_rG^\circ\) est une convention universelle en thermodynamique chimique, valable pour toute réaction dans les conditions standard.
Donnée(s)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie libre std de réaction | \(\Delta_rG^\circ (298 \, \text{K})\) | -4,8 | kJ·mol⁻¹ |
Schéma (Avant les calculs)
Arbre de Décision de la Spontanéité
Schéma (Après les calculs)
Profil d'Enthalpie Libre
Réflexions
Nous avons calculé \(\Delta_rG^\circ = -4,8 \text{ kJ} \cdot \text{mol}^{-1}\). Puisque la valeur est négative, la réaction de dimérisation du dioxyde d'azote en tétraoxyde de diazote est spontanée dans le sens direct dans les conditions standard à 298 K (25 °C).
À cette température, le facteur enthalpique (\(\Delta_rH^\circ = -57,2\) kJ·mol⁻¹), qui est très favorable car il tend à minimiser l'énergie, l'emporte sur le facteur entropique (\(-T\Delta_rS^\circ = +52,4\) kJ·mol⁻¹), qui est défavorable car il s'oppose à la diminution du désordre. L'énergie libérée est suffisante pour "forcer" le système à s'ordonner.
Points de vigilance
Ne confondez jamais "spontané" avec "rapide". La thermodynamique (\(\Delta G\)) nous dit si une réaction peut se produire, mais pas à quelle vitesse. La vitesse de réaction est étudiée par la cinétique chimique.
Points à retenir
La règle d'or de la spontanéité : Si \(\Delta_rG < 0\), la réaction est spontanée dans le sens considéré.
Le saviez-vous ?
La transformation du diamant en graphite est une réaction spontanée (\(\Delta_rG^\circ = -2,9\) kJ/mol). Heureusement pour les bijoutiers, son énergie d'activation est si élevée que la réaction est infiniment lente à température et pression ambiantes. Votre bague ne se transformera pas en mine de crayon !
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si une réaction a un \(\Delta_rG^\circ\) de +15 kJ/mol, est-elle spontanée dans le sens direct ? Que peut-on dire de la réaction inverse ?
Question 5 : Calcul de la température d'inversion (\(T_{inv}\))
Principe
La température d'inversion est la température charnière où l'équilibre des forces entre l'enthalpie et l'entropie bascule. C'est le point où la réaction n'est spontanée dans aucun des deux sens, car le système est à l'équilibre. Mathématiquement, cela correspond à la condition \(\Delta_rG = 0\).
Mini-Cours
Pour une réaction comme la nôtre où \(\Delta_rH^\circ\) et \(\Delta_rS^\circ\) sont tous deux négatifs, la réaction est favorisée par l'enthalpie mais défavorisée par l'entropie. À basse température, le terme \(\Delta_rH^\circ\) domine et la réaction est spontanée. En augmentant \(T\), le terme \(-T\Delta_rS^\circ\) devient de plus en plus positif et finit par l'emporter, rendant la réaction non spontanée. La température d'inversion marque cette transition.
Remarque Pédagogique
Pensez à un tir à la corde entre l'équipe "Énergie" (\(\Delta_rH^\circ\)) et l'équipe "Désordre" (\(\Delta_rS^\circ\)). La température est la force de l'équipe "Désordre". À basse température, l'équipe "Énergie" gagne. \(T_{inv}\) est le moment précis où les deux équipes ont une force égale et où le match est nul.
Normes
Le calcul de cette température repose sur l'approximation d'Ellingham, une simplification très utilisée en thermochimie, notamment en métallurgie pour prévoir la température de réduction des oxydes métalliques.
Formule(s)
Détermination de T_inv à partir de l'équilibre
Hypothèses
On utilise l'approximation d'Ellingham, qui suppose que \(\Delta_rH^\circ\) et \(\Delta_rS^\circ\) sont constants et ne varient pas avec la température. C'est une approximation raisonnable pour de nombreux calculs au niveau terminale.
Donnée(s)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie std de réaction | \(\Delta_rH^\circ\) | -57,2 | kJ·mol⁻¹ |
| Entropie std de réaction | \(\Delta_rS^\circ\) | -175,9 | J·K⁻¹·mol⁻¹ |
Astuces
Pour que le résultat soit en Kelvin (K), les unités doivent s'annuler correctement. Assurez-vous que l'enthalpie et l'entropie sont soit toutes les deux en Joules, soit toutes les deux en kiloJoules. Le plus simple est de tout convertir en Joules pour éviter les décimales.
Schéma (Avant les calculs)
Équilibre des Forces Enthalpique et Entropique
Calcul(s)
Calcul de la température d'inversion
Schéma (Après les calculs)
Influence de T sur la Spontanéité
Réflexions
La température d'inversion est de 325,2 K, soit environ 52 °C. Cela signifie que :
- En dessous de 52 °C, la dimérisation (\(2NO_2 \rightarrow N_2O_4\)) est spontanée.
- Au-dessus de 52 °C, le facteur entropique l'emporte, \(\Delta_rG\) devient positif, et c'est la réaction inverse, la décomposition (\(N_2O_4 \rightarrow 2NO_2\)), qui devient spontanée. C'est pourquoi le mélange gazeux devient plus foncé (plus de \(NO_2\) brun) quand on le chauffe.
Points de vigilance
L'approximation d'Ellingham est une simplification. En réalité, \(\Delta_rH^\circ\) et \(\Delta_rS^\circ\) varient légèrement avec la température. Pour des calculs de haute précision, il faudrait utiliser des relations plus complexes (lois de Kirchhoff), mais pour le niveau terminale, cette approximation est suffisante.
Points à retenir
- Condition d'équilibre : \(\Delta_rG = 0\).
- Calcul de \(T_{inv}\) : \(T_{inv} = \Delta_rH^\circ / \Delta_rS^\circ\).
- Signification : \(T_{inv}\) est la température où le facteur enthalpique et le facteur entropique s'équilibrent parfaitement.
Le saviez-vous ?
Les diagrammes d'Ellingham, qui tracent \(\Delta G\) en fonction de \(T\) pour des réactions d'oxydation, sont un outil essentiel en métallurgie. Ils permettent aux ingénieurs de déterminer rapidement à quelle température un métal peut être extrait de son oxyde en utilisant un agent réducteur comme le carbone.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si une autre réaction a \(\Delta_rH^\circ = +120\) kJ/mol et \(\Delta_rS^\circ = +300\) J/K/mol, quelle est sa température d'inversion ?
Outil Interactif : Simulateur de Spontanéité
Utilisez le curseur ci-dessous pour faire varier la température et observer son influence sur l'enthalpie libre de Gibbs (\(\Delta_rG\)) et la spontanéité de la réaction. Les calculs sont basés sur l'approximation d'Ellingham.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. La variation d'entropie (\(\Delta_rS^\circ\)) pour la réaction \(2 \, NO_2(g) \rightleftharpoons N_2O_4(g)\) est négative. Pourquoi ?
2. Si on augmente la température bien au-dessus de la température d'inversion, que se passera-t-il ?
3. Une réaction est toujours spontanée, quelle que soit la température, lorsque :
4. Qu'est-ce que la température d'inversion ?
Glossaire
- Spontanéité
- Capacité d'une réaction à se produire sans apport extérieur continu d'énergie. Elle est déterminée par le signe de l'enthalpie libre de Gibbs (\(\Delta_rG\)).
- Enthalpie standard de réaction (\(\Delta_rH^\circ\))
- Variation d'enthalpie (chaleur) lors d'une réaction effectuée dans les conditions standard (1 bar, 298 K). Un signe négatif indique une réaction exothermique.
- Entropie standard de réaction (\(\Delta_rS^\circ\))
- Variation du désordre moléculaire lors d'une réaction effectuée dans les conditions standard. Un signe négatif indique une augmentation de l'ordre.
- Enthalpie libre de Gibbs (\(\Delta_rG^\circ\))
- Grandeur thermodynamique qui combine l'enthalpie et l'entropie pour prédire la spontanéité d'une réaction. Si \(\Delta_rG^\circ < 0\), la réaction est spontanée.
- Température d'inversion (\(T_{inv}\))
- Température à laquelle le signe de l'enthalpie libre (\(\Delta_rG\)) change, inversant ainsi la spontanéité de la réaction. C'est le point où \(\Delta_rG = 0\).
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