Thermodynamique chimique : Enthalpie et Enthalpie libre

Oui. Si $\Delta_r G^\circ > 0$, la réaction n'est pas spontanée dans les conditions standard, mais si le quotient de réaction $Q_r$ est très petit (mélange riche en réactifs), $\Delta_r G$ peut devenir négatif.

💡 À retenir : $\Delta_r G^\circ$ indique la tendance globale, $\Delta_r G$ indique l'état actuel.

Oui, absolument. L'enthalpie de réaction varie avec la température selon la loi de Kirchhoff. Si la capacité thermique $\Delta_r C_p$ est supposée constante sur l'intervalle, on utilise la formule : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \Delta_r C_p (T_2 - T_1)$.

💡 À retenir : La variation dépend de la différence des capacités thermiques entre produits et réactifs.

1. Tu calcules d'abord $\Delta_r G^\circ$ à partir des tables de données ($\Delta_f H^\circ$ et $S^\circ$).
2. Tu utilises la relation $\Delta_r G = \Delta_r G^\circ + RT \ln Q_r$.
3. $Q_r$ est le quotient de réaction calculé avec les activités (concentrations ou pressions partielles) réelles.

💡 À retenir : $\Delta_r G$ dépend de la composition du mélange, contrairement à $\Delta_r G^\circ$.

La différence réside dans le travail de pression-volume. La relation est $\Delta_r H = \Delta_r U + \Delta(PV)$. Pour les gaz parfaits, on utilise $\Delta_r H = \Delta_r U + \Delta n_{gaz} RT$.

💡 À retenir : Si $\Delta n_{gaz} = 0$, alors $\Delta_r H = \Delta_r U$.

Oui, selon le troisième principe de la thermodynamique (postulat de Nernst), l'entropie d'un corps pur parfaitement cristallisé est nulle à $T = 0 K$.

💡 À retenir : Cela sert de référence absolue pour calculer les entropies molaires.

Il faut calculer $\Delta_r G$ dans les conditions données :

1. Si $\Delta_r G < 0$, la réaction est spontanée dans le sens direct.
2. Si $\Delta_r G > 0$, la réaction est spontanée dans le sens inverse.
3. Si $\Delta_r G = 0$, le système est à l'équilibre.

💡 À retenir : Le signe de $\Delta_r G$ est le seul critère universel de spontanéité à $T$ et $P$ constantes.

L'enthalpie ($H$) ne tient compte que de la chaleur. Or, une réaction peut être endothermique ($\Delta H > 0$) et quand même spontanée grâce à l'augmentation du désordre ($\Delta S > 0$). L'enthalpie libre ($G = H - TS$) combine les deux facteurs.

💡 À retenir : $G$ permet de prédire le sens d'évolution en tenant compte de l'énergie et du désordre.

Non, la constante d'équilibre $K$ ne dépend que de la température ($T$). Elle est définie par $\Delta_r G^\circ = -RT \ln K$.

💡 À retenir : Une variation de pression déplace l'équilibre (loi de Le Chatelier) mais ne change pas la valeur de $K$.

L'unité est le Joule par mole ($J \cdot mol^{-1}$). Attention, dans les tables, les valeurs sont souvent en $kJ \cdot mol^{-1}$, il faut donc multiplier par $10^3$ pour les calculs avec $R$ (en $J \cdot K^{-1} \cdot mol^{-1}$).

💡 À retenir : Toujours homogénéiser les unités avant de calculer.

On utilise les entropies molaires standard ($S^\circ$) des produits et des réactifs : $\Delta_r S^\circ = \sum \nu_i S^\circ_i(produits) - \sum \nu_j S^\circ_j(reactifs)$.

💡 À retenir : Contrairement aux enthalpies de formation, les entropies molaires sont non nulles pour les corps simples.

$\Delta_f H^\circ$ est l'enthalpie de formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples. $\Delta_r H^\circ$ est l'enthalpie d'une réaction chimique quelconque.

💡 À retenir : On utilise les $\Delta_f H^\circ$ pour calculer $\Delta_r H^\circ$ via la loi de Hess.

Parce que $R$ est la constante des gaz parfaits issue de $PV = nRT$. Comme $PV$ est une énergie (Joules), $R$ doit compenser les unités de $n$ (mol) et $T$ (Kelvin).

💡 À retenir : $R \approx 8,314 , J \cdot K^{-1} \cdot mol^{-1}$.