Bonjour,
j'ai encore du mal à me représenter la notion d'enthalpie libre et surtout à interpréter la relation G=H-TS...Voilà, j'ai fait des recherches sur internet et je trouve pas mal de chose mais je ne suis pas encore complètement convaincu.. Alors, je voulais simplement savoir si qqun avait une interprétation concrète à me donner de l'enthalpie libre (par rapport à l'enthalpie et l'entropie) et de la relation ci-dessus je lui en serais très très reconnaissant..
--> Merci bp d'avance <--
Enthalpie libre, enthalpie, entropie
11 messages
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par rackametal » 12 Oct 2006, 18:14
je ne suis pas fan de la thermodynamique et du coup pas expert en la matière :briques:
L'enthalpie libre sert à prévoir le sens d'une réaction. Concrètement cela permet de savoir si la réaction est spontannée (variation de G négative) ou s'il faut apporter de l'énergie (variation de G positive).
l'enthalpie delta H correspond à la chaleur de la réaction (exothermique ou endothermique) et l'entropie correspond au désordre des molécules
voilà j'espère t'avoir aider à voir les choses un peu plus concrètement !
L'enthalpie libre sert à prévoir le sens d'une réaction. Concrètement cela permet de savoir si la réaction est spontannée (variation de G négative) ou s'il faut apporter de l'énergie (variation de G positive).
l'enthalpie delta H correspond à la chaleur de la réaction (exothermique ou endothermique) et l'entropie correspond au désordre des molécules
voilà j'espère t'avoir aider à voir les choses un peu plus concrètement !
par Izaguff » 12 Oct 2006, 18:45
merci à toi, mais j'avais déjà compris celà, ce que je cherche c'est l'idée d'énergie électrique (enthalpie libre) et ce qui lie l'enthalpie libre avec l'enthalpie et l'entropie concrètement...
par Izaguff » 13 Oct 2006, 13:16
enthalpie libre = énergie récupérable sous forme d'énergie électrique
par rackametal » 13 Oct 2006, 13:58
Izaguff a écrit:enthalpie libre = énergie récupérable sous forme d'énergie électrique
en fait, l'enthalpie libre est une énergie (dont l'unité est KJ/mol) dont effectivement dans certains cas un partie peut être récupérer sous forme de travail utile (électrique par exemple dans le cas d'une réaction électrochimique, mécanique si changement de volume etc...)
la variation l'enthalpie libre pour une réaction à T=cte et P=cte s'écrit :
dG = dQ + dW - TdS
avec dW le travail utile
je crois que c'est à peu près tout ce que je peux te dire la dessus....
Enthalpie libre
par maurice » 14 Oct 2006, 14:47
Il vut mieux revenir aux idées de Gibbs, le découvreur de l'enthalpie libre.
Gibbs était un physicien qui voulait appliquer les méthodes de la physique à la chimie.
Examinons la chute des corps à la manière de Gibbs. Si on considère un corps qui tombe, on constate qu'au départ de la chute, il est en position haute. Au fur et à mesure qu'il tombe, il gagne en vitesse (donc en énergie cinétique). Quant il s'écrase au sol, il perd son énergie cinétique qui se convertit en chaleur. Le point d'impact s'échauffe quelque peu lors du choc. Et comme l'énergie se conserve, il faut bien admettre que le corps élevé possède une énergie potentielle, qu'il la perd en tombant, et qu'elle se transforme en énergie cinétique puis en chaleur. Cette énergie potentielle s'appelle énergie potentielle gravifique.
Selon l'expérience, on constate que, spontanément, un corps ne peut que perdre de l'énergie potentielle, et la transformer en chaleur. On n'observe jamais qu'un corps bas s'élève tout seul, spontanément, en se refroidissant. Il faut une aide extérieure. Je souligne volontairement, pour plus tard. Ce point est essentiel.
Les chimistes ont cherché à appliquer les mêmes considérations aux réactions chimiques. On peut imaginer qu'un mélange de corps qui va réagir (exemple CH4 + 2 O2) possède plus d'énergie potentielle qu'après la réaction (mélange de CO2 et 2 H2O). Cette énergie est l'enthalpie. Mais l'enthalpie n'est pas un critère de spontanéité. Ce n'est pas parce qu'un mélange de corps réactifs possède plus d'enthalpie que les produits, que la réaction se produira spontanément.
La preuve, c'est qu'il existe des réactions endothermiques qui se produisent toutes seules spontanément. Ex. NaHCO3 + HCl --> NaCl + H2O + CO2. L'enthalpie s'élève spontanément quand on passe de NaHCO3 + HCl à NaCl + H2O + CO2, puisque le système se refroidit, et absorbe donc de la chaleur.
C'est là que Gibbs intervient. Il s'est dit : Mais bon Dieu de bonsoir. Il doit exister en chimie une énergie potentielle qui soit telle qu'elle diminue toujours quand on effectue une réaction chimique (exothermique ou endothermique). Mais cette énergie n'a pas un rapport direct avec la chaleur. Gibbs s'est dit : Quelle peut donc être l'énergie qu'un corps cède toujours quand la réaction s'effectue spontanément ?
Le coup de génie de Gibbs, ce fut de dire que cette énergie est l'énergie dégagée sous forme électrique. Quand une pile fonctionne, elle cède de l'énergie au monde extérieur, elle s'apauvrit en énergie, et par définition elle ne peut pas en capter. Elle cède de l'énergie électrique, même si la pile s'échauffe ou se refroidit.
L'énergie potentielle que possède les réactifs (par rapport aux produits) et qui peut se libérer sous forme électrique dans les piles, eh bien c'est ce que Gibbs a appelé l'enthalpie libre. C'est un coup de génie : les corps possèdent de l'enthalpie H, mais ils possèdent aussi une autre énergie potentielle, l'enthalpie libre G. La différence d'enthalpie détermine la chaleur dégagée par la réaction. La différence d'enthalpie libre détermine l'énergie qui peut être exportée sous forme électrique (pour autant, bien sûr, qu'on puisse effectuer cette réaction dans une pile).
Tu as compris ?
Gibbs était un physicien qui voulait appliquer les méthodes de la physique à la chimie.
Examinons la chute des corps à la manière de Gibbs. Si on considère un corps qui tombe, on constate qu'au départ de la chute, il est en position haute. Au fur et à mesure qu'il tombe, il gagne en vitesse (donc en énergie cinétique). Quant il s'écrase au sol, il perd son énergie cinétique qui se convertit en chaleur. Le point d'impact s'échauffe quelque peu lors du choc. Et comme l'énergie se conserve, il faut bien admettre que le corps élevé possède une énergie potentielle, qu'il la perd en tombant, et qu'elle se transforme en énergie cinétique puis en chaleur. Cette énergie potentielle s'appelle énergie potentielle gravifique.
Selon l'expérience, on constate que, spontanément, un corps ne peut que perdre de l'énergie potentielle, et la transformer en chaleur. On n'observe jamais qu'un corps bas s'élève tout seul, spontanément, en se refroidissant. Il faut une aide extérieure. Je souligne volontairement, pour plus tard. Ce point est essentiel.
Les chimistes ont cherché à appliquer les mêmes considérations aux réactions chimiques. On peut imaginer qu'un mélange de corps qui va réagir (exemple CH4 + 2 O2) possède plus d'énergie potentielle qu'après la réaction (mélange de CO2 et 2 H2O). Cette énergie est l'enthalpie. Mais l'enthalpie n'est pas un critère de spontanéité. Ce n'est pas parce qu'un mélange de corps réactifs possède plus d'enthalpie que les produits, que la réaction se produira spontanément.
La preuve, c'est qu'il existe des réactions endothermiques qui se produisent toutes seules spontanément. Ex. NaHCO3 + HCl --> NaCl + H2O + CO2. L'enthalpie s'élève spontanément quand on passe de NaHCO3 + HCl à NaCl + H2O + CO2, puisque le système se refroidit, et absorbe donc de la chaleur.
C'est là que Gibbs intervient. Il s'est dit : Mais bon Dieu de bonsoir. Il doit exister en chimie une énergie potentielle qui soit telle qu'elle diminue toujours quand on effectue une réaction chimique (exothermique ou endothermique). Mais cette énergie n'a pas un rapport direct avec la chaleur. Gibbs s'est dit : Quelle peut donc être l'énergie qu'un corps cède toujours quand la réaction s'effectue spontanément ?
Le coup de génie de Gibbs, ce fut de dire que cette énergie est l'énergie dégagée sous forme électrique. Quand une pile fonctionne, elle cède de l'énergie au monde extérieur, elle s'apauvrit en énergie, et par définition elle ne peut pas en capter. Elle cède de l'énergie électrique, même si la pile s'échauffe ou se refroidit.
L'énergie potentielle que possède les réactifs (par rapport aux produits) et qui peut se libérer sous forme électrique dans les piles, eh bien c'est ce que Gibbs a appelé l'enthalpie libre. C'est un coup de génie : les corps possèdent de l'enthalpie H, mais ils possèdent aussi une autre énergie potentielle, l'enthalpie libre G. La différence d'enthalpie détermine la chaleur dégagée par la réaction. La différence d'enthalpie libre détermine l'énergie qui peut être exportée sous forme électrique (pour autant, bien sûr, qu'on puisse effectuer cette réaction dans une pile).
Tu as compris ?
par Izaguff » 14 Oct 2006, 15:09
merci beaucoup maurice, il me semble que j'ai déjà du lire vos explications sur un autre forum, n'est-ce pas ? Je voulais vous demander si toutes les réactions chimiques (notamment acide/base où à priori je ne vois pas de transfert d'électrons) étaient "potentiellement" capable de donner de l'énergie électrique?
merci d'avance
merci d'avance
Enthalpie libre
par maurice » 14 Oct 2006, 15:19
Oui. Ces informations ont été publiées sur un autre Forum. Je les ai recopiées pour toi. Je sévis sur trois forums à la fois. Celui-ci est le moins pratique. D'abordl faut mettre un titre à toute communication. Les indices, exposants, fractions e autres lettres grecques ne passent pas !
Oui. En principe, toutes les réactions chimiques sont susceptibles d'être executées sous forme de piles, parfois au prix de complications invraisemblables. J'en avais discuté avec Peter Atkins en son temps. Il m'a montré des montages cauchemardesques.
mais la pllupart du temps, on utilise une autre formule pour calculer des deltaG, c'est la relation : DeltaG = -RT lnK.
OK ?
Oui. En principe, toutes les réactions chimiques sont susceptibles d'être executées sous forme de piles, parfois au prix de complications invraisemblables. J'en avais discuté avec Peter Atkins en son temps. Il m'a montré des montages cauchemardesques.
mais la pllupart du temps, on utilise une autre formule pour calculer des deltaG, c'est la relation : DeltaG = -RT lnK.
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