Thermodynamique: enthalpie libre!!!

[Clem0000]

bonjour, j'espère que quelqu'un pourra répondre à ma question!
a l'equilibre thermodynamique, l'enthalpie libre ( ou plutot la variation d'enthalpie libre : dG) est nulle.
Mais si on est dans les condition standard, alors on peut dire que l'enthalpie libre standard est nulle? ( d'après mon prof )
=> mais ça c'est faux non?
mais dans ce cas comment expliquer dG° = - RT ln (K ) où R constante des gaz parfaits, T la température et K la constante d'equilibre ???

Quelqu'un pourrait-il m'éclairer???

[jeps]

Aaah la thermo! :-)

les conditions standards, c'est condition standard de température(T=298K il me semble), et de pression (1atm)

dG° n'est pas forcément nul. Il est spécifique à chaque réaction: son signe détermine le sens dans lequel va s'effectuer préférentiellement la réaction dans les conditions standards.

la formule dG°=-RTln(K) se démontre (et je ne m'en souviens plus d'ailleurs)

[jeps]

ah si!

dG= dG°+RTlnK
à l'equilibre, dG=0
dG°=-RTlnK

[Clem0000]

oui mais si on est dans les conditions standard alors dG° = 0 à l'equilibre ??? mon prof a dit ça... enfin c'est ce que j'ai compris!
mais dans ce cas comment expliquer dG° = - RT ln(K)= 0???

lorsqu'on a une reaction, si elle n'est pas réalisée dans les conditions standard, dG° n'est pas nulle à l'equilibre.
Mais si cette reaction est réalisée dans les conditions standard, dG° est nulle à l'equilibre ??? => c'est vrai ou faux ça?

et si c'est vrai comment on explique dG° = - RT ln(K)= 0???

comprend plus rien!!!!!!!!!!!!! :cry:

[jeps]

réfléchissons...

tu as dG°=-RTln(K)

la seule solution pour que dG° soit nulle est d'avoir K=1...chimiquement parlant, ça n'a pas grand intérêt.
lorsque que tu es face à une réaction, tu as une constante d'équilibre (qui est d'ailleurs fonction de la température). En thermo, pour caractériser cet équilibre, on utilise le dG°. Son signe détermine le sens de la réaction.
ensuite, suivant le signe de dG°, dG va évoluer, au fur et à mesure de la réaction pour tendre vers 0.

donc pour répondre a ta question, dG° peut être nul, mais que lorsque K=1...
mais dG° ne dépend pas de l'avancement de la réaction!

[maurice]

A mon sens, il y a une confusion générale entre les deltaG et les delta G°, qui sont des choses fort différentes, bien plus que ne le laisse entendre l'indice zéro.

Quand une réaction se déroule, les G des réactifs diminuent et les G des produits augmentent. le dG change progressivement. Mais le dG° ne change pas.
Je prends un exemple numérique un peu arbitraire : A --> B
L'enthalpie libre G° vaut 400 kJ/mol pour A pur et 360 kJ/mol pour B pur. Donc dG° = -200 kJ/mol. On va suivre l'évolution de 1 mole de A.

Pour la suite on admettra que RT vaut 2000 J = 2 kJ, pour simplifier les calculs.
On va suivre l'évolution de la réaction. J'espère que vous suivrez !

Il arrive un moment où 20% des molécules A sont détruites.
A ce moment les enthalpies libres (non molaires) seront :
G(A) = n(A)[G°(A) + RT ln 0.8] = 0.8(400 + 2(-0.22)) = 0.8 399.6 kJ = 319.7 kJ
G(B) = n(B)[G°(B) + RT ln 0.2] = 0.2(360 + 2(-1.6) = 71.36kJ
Le G total du système vaut 319.7 + 71.3 = 391 kJ. Il a baissé depuis le départ (400 kJ).

Mais le système évolue spontanément.
Quand 50% des A seront détruites, l'enthalpie libre de A et de B vaudra :
G(A) = n(A)[G°(A) + RT ln 0.5] = 0.5[400 + 2(-0.7)] = 199 kJ
G(B) = n(B)[G°(A) + RT ln 0.5] = 0.5[360 + 2(-0.7)] = 179 kJ
Le G total du systeme vaut 379 kJ. Il a encore baissé. Mais G(A) et G(B) sont presque égaux.

Ils seront égaux quand on sera arrivé à l'équilibre, et à ce moment :
dG = 0
dG° = RT lnK