Thermodynamique chimique : Second principe et équilibres

Non, le catalyseur n'a aucun effet sur la constante d'équilibre $K$ ni sur l'état d'équilibre final. Il permet seulement d'atteindre l'équilibre plus rapidement en diminuant l'énergie d'activation.

💡 À retenir : Le catalyseur n'influence pas la thermodynamique, seulement la cinétique.

Parce que $K$ est une constante caractéristique d'une réaction à une température donnée. Elle est définie par rapport aux états standards des réactifs et produits. $\Delta_r G$ dépend des concentrations instantanées, alors que $\Delta_r G^\circ$ est une valeur fixe.

💡 À retenir : $\Delta_r G^\circ = -RT \ln(K)$ est la relation fondamentale à l'équilibre.

Non, l'entropie et l'enthalpie libre nous renseignent sur le sens d'évolution possible (thermodynamique), mais elles ne disent rien sur la vitesse de la réaction (cinétique). Une réaction peut être thermodynamiquement favorisée ($\Delta G < 0$) mais être extrêmement lente.

💡 À retenir : Thermodynamique = sens ; Cinétique = vitesse.

Il faut utiliser les entropies molaires standards des produits et des réactifs : $\Delta_r S^\circ = \sum \nu_{produits} S^\circ(produits) - \sum \nu_{reactifs} S^\circ(reactifs)$.

💡 À retenir : Toujours multiplier par les coefficients stoechiométriques $\nu$.

Oui, à température et pression constantes, cette relation est toujours vraie pour un système fermé.

💡 À retenir : C'est la définition de l'enthalpie libre de Gibbs.

$\Delta_r G^\circ$ est la variation d'enthalpie libre quand les réactifs et produits sont dans leur état standard (1 bar). $\Delta_r G$ est la variation réelle à un instant donné, qui dépend des concentrations ou pressions actuelles du système.

💡 À retenir : $\Delta_r G = \Delta_r G^\circ + RT \ln(Q_r)$.

Le second principe impose que tout système isolé évolue vers le désordre maximal. Les êtres vivants sont des systèmes ouverts qui maintiennent leur ordre interne en augmentant l'entropie de leur environnement (en rejetant de la chaleur et des déchets).

💡 À retenir : La vie est une lutte contre l'entropie locale.

Oui, l'entropie d'un système peut diminuer ($\Delta S_{sys} < 0$), par exemple lors d'une solidification. Cependant, pour que la transformation soit spontanée, il faut que l'entropie de l'univers augmente ($\Delta S_{univ} > 0$), ce qui signifie que le système doit libérer de la chaleur vers l'extérieur pour compenser sa perte d'entropie.

💡 À retenir : La diminution de l'entropie du système est compensée par une augmentation plus grande de l'entropie du milieu extérieur.

1. Ila kan $\Delta G < 0$, tfa3ol spontané (ghadi l'amam).
2. Ila kan $\Delta G > 0$, tfa3ol ghir spontané (ghadi l'or).
3. Ila kan $\Delta G = 0$, tfa3ol f 7alat tوازن.

💡 À retenir : $\Delta G$ négatif = spontanéité.

Oui, la constante d'équilibre $K$ dépend uniquement de la température. Elle est liée à $\Delta_r G^\circ$ par la relation $\ln(K) = -\frac{\Delta_r G^\circ}{RT}$. Comme $\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ$, la valeur de $K$ change si $T$ change.

💡 À retenir : $K = f(T)$ uniquement.

L'unité standard dans le système international est le Joule par Kelvin (J/K) pour l'entropie, et le Joule par Kelvin par mole (J/mol.K) pour l'entropie molaire standard. Attention, $\Delta H$ est souvent en kJ/mol, il faut convertir en J/mol pour faire le calcul de $\Delta G$.

💡 À retenir : Toujours convertir les kJ en J avant d'utiliser la formule $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$.

Pour les gaz, on utilise les pressions partielles $P_i$ (en bar) dans l'expression de $Q_r$ au lieu des concentrations molaires $[C]$.

💡 À retenir : $Q_r = \frac{\prod (P_{produits}/P^\circ)^{\nu_i}}{\prod (P_{reactifs}/P^\circ)^{\nu_i}}$.