Prévoir le sens d'une réaction grâce à ΔrG° ???

[invite171486f9]

bonjour,
je me demande comment on peut prévoir le sens de réaction d'un équilibre chimique grâce au signe de ΔrG° ?
dans les énoncés, en général, on donne ΔrG°=A+BT.
Et il me semble qu'à l'équilibre, G°=0.
Donc, il faut considérer la mise en place de l'équilibre dans un sens A+B->C+D ?
Ainsi, si on considère la mise en place du même équilibre dans le sens C+D->A+B, ΔrG° sera l'opposé du premier ΔrG° ?
De plus, comment intepréter cette variation de ΔrG° pour la mise en place d'un équilibre, et comment interpréter le signe de ΔrG° ?

Merci d'avance de toute aide
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[invite855d83ac]

Donc, il faut considérer la mise en place de l'équilibre dans un sens A+B->C+D ?
Ainsi, si on considère la mise en place du même équilibre dans le sens C+D->A+B, ΔrG° sera l'opposé du premier ΔrG°

Oui, tout à fait !

De plus, la thermodynamique dit (et elle ne se trompe pas) que si ΔrG° est négatif, la réaction est possible dans ce sens. On donne aussi ΔrG° = -RT ln(K), avec K la constante de réaction. On voit donc que plus K est grand, plus ΔrG° est petit (ou grand négativement), ce qui confirme l'hypothèse de la réaction favorable !

Note : Qaund on te donne ΔrG°=A+BT, il faut comprendre derrière : ΔrG°= ΔrH° - TΔrS°.
ΔrH° est la variation d'enthalpie, tu sais certainement qu'elle détermine l'endothermicité ou au contraire l'exothermicité d'une réaction. Et ΔrS° est la variation d'entropie, dont tu sais certainement qu'elle traduit l'évolution du désordre. Si le désordre augmente au cours de la réaction, c'est favorable ! Comme quand le bordel s'accumule petit à petit dans ta chambre .... c'est spontané, ca se fait tout seul, y'a pas besoin de t'aider !

En espérant répondre un peu à ta question !

[invitebafe9fd8]

J'avoue que je suis un peu perturbé par les réponses parce que j'avais cru comprendre quelque chose d'autre l'an dernier et du coup, je me demande si j'étais pas à côté de la plaque
On m'a dit que ΔrG° ne renseignait pas sur le sens de la réaction, en revanche ΔrG lui indiquait si la réaction était favorable ou pas, avec la relation ΔrG=ΔrG°+RTlnK
Alors au final, qu'est-ce qui est vraiment vrai ?

[HarleyApril]

effectivement ...
certaines réactions peuvent ainsi s'effectuer dans un sens ou dans un autre selon la température
on parle ainsi de température d'inversion
un exemple :
CO2 + C = 2CO

cordialement

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitebafe9fd8]

Ok, merci beaucoup !
J'en profite pour poser une autre question, pourquoi la réaction A+2B=C+2D a par exemple un Ka=p(C)*p(D)²/(p(A)*p(B)²) et la réaction 2A+4B=2C+4D a un Kb=p(C)²*p(D)^4/(p(A)²*p(B)^4)=Ka².
C'est tout bête comme question, en gros pourquoi pour une même réaction, le K diffère en fonction du choix des nombres stoechiométriques alors que les calculs par exemple de l'enthalpie libre avec la loi de Gibbs donnerait un même résultat.
Ma phrase est pas très claire, je veux dire que pour la première réaction et pour la deuxième, si on avait à calculer le ΔrG° grâce aux ΔfG° de formation on obtiendrait un unique ΔrG°, et pourtant ΔrG° est directement relié à K, donc 2 K différents pour un même ΔrG° c'est un peu perturbant
Je m'étais posé la question mais comme c'est pas essentiel, j'étais passé outre, mais là je vais être tuteur pour des premières années, donc faut que jsois prêt à répondre à cette question au cas où

[HarleyApril]

et pourquoi porter deux kilos est deux fois plus crevant que d'en porter un
pourquoi un tube de deux mètres est plus lourd qu'un tube d'un mètre (de la même matière)

si tu effectues une réaction avec certains coef, tu as les données associées à ces coef
si tu utilises d'autres coef, tu as d'autres résultats
la chaleur dégagée pour une mole ne sera pas la même que celle pour deux moles
etc, etc

en espérant que ce sera plus clair

[moco]

La constante d'équilibre dépend de la manière avec laquelle tu écris l'équation. Si tu doubles tous les coefficients, tant à gauche qu'à droite, la constante d'équilibre change de valeur.
En général on choisit les coefficients entiers les plus simples.
La valeur de DeltaG aussi dépend de la manière avec laquelle l'équation est écrite. Si tu doubles les coefficients, delta G double.

Ceci dit, il y a deux sortes de G. Il me semble que tu confonds G° et G.
Pour être plus clair, je vais choisir une réaction simple : 2 H2 + O2 -> 2 H2O
G°(H2) désigne le G de la substance H2 pure, avant mélange avec O2 et avant la réaction chimique qui le transforme en H2O
Quand tu mélanges H2 et O2, même avant de faire démarrer la réaction, le G(H2) n'est plus égal à G°(H2). Il est un peu plus petit, très peu, il est vrai, de quelques Joules seulement.
Pareil pour O2. G°(O2) désigne le G du gaz O2 pur. Quand on mélange O2 et H2, G(O2) diminue quelque peu.

G°(H2O) est beaucoup plus bas que G°(H2) et G°(O2), et même que G(H2) dans le mélange ou que G(O2) dans le mélange.

Quand la réaction chimique se déroule, les G de H2 et O2 diminuent de plus en plus, à mesure que le nombre de moles de ces molécules diminue. Mais la chute de G est énorme, de plusieurs centaines de kilojoules par mole.

La réaction s'arrête à un équilibre tel que 2G(H2) + G(O2) est égal à 2G(H2O). Attention. Ce n'est pas G°, mais G tout court.

Ce qu'il y a d'extraordinaire, c'est que cet équilibre a une constante K qui est fonction des G°.

[invitebafe9fd8]

Mon problème se posait pas vraiment au niveau du G en fait
Ce que je veux dire que prenons la réaction 2SO3=2SO2+O2,
avec la loi de Hess si on nous donne dfG°(SO3)=10kJ/mol, de même pour SO2, 5kJ/mol et 20kJ/mol (je prends des valeurs au hasard pour que ça soit plus simple). On aura comme drG°=2*5+20-2*10=10kJ/mol
Si on prend la réaction, SO3=SO2+1/2O2 c'est à dire la même réaction avec les stoechios deux fois moindre, on aura alors 1/2drG°=5+1/2*20-10=5kJ/mol soit drG°=10kJ/mol.
Comme on prend compte des stoechios avec la loi de Hess, on trouve toujours un drG° égal quelquesoit "le multiple" de la réaction choisie si on se fixe sur la production d'une mole d'O2 ici.
En revanche, si on calcule les K, on verra que K1=K2² et pourtant on a trouvé des drG° égaux or les K et les drG° sont directement reliés...

[invite171486f9]

Je pense que c'est normal de trouver le même ΔrG° si on change les coeff. stoech. par des multiples, car au final, cette opération fait toujours réagir un certain nombre de mol de réactifs dans des proportions définies pour donner un certain nombre de mol de produits dans des proportions définies. Donc, plus que le coefficient stoechiométrique à proprement parler, c'est la proportion et le rapport de ces coefficients entre eux qui est important. Si tu peux diviser tous les coeff. de la réaction par un entier, alors c'est cette réaction obtenue qui va être retenue. Bien qu'en pratique, la réaction : N.A + N.B -> N.C + N.D fait réagir N mol de réactifs pour donner N mol de produits, les caractéristiques propres à la réaction (comme ΔrG°) seront donc les mêmes que pour la réaction : A + B -> C + D, un coefficient stoechiométrique près.

En gros, ce qui caractérise une réaction, ce n'est pas la valeur du coeff. steochiométrique, mais le rapport entre eux. Ainsi, les 2 phrases suivantes traduisent la même réaction :
"2N mol de réactifs sont consommés pour produire 2N mol de produits" <=> "N mol de réactifs sont consommés pour produire N mol de produits"

Les caractéristiques de la réaction sont donc données pour les coeff. stoech. les plus simples (ici N). Ainsi pour ta réaction, le fait de multiplier tous les coeff. par 2 ne change pas les proportions dans lesquelles tes réactifs se consomment et tes produits se forment : la réaction "simplifiée" reste la même. Donc, ΔrG° est donné pour la réaction "simplifiée", suffisante pour rendre compte des diverses proportions respectées dans la réaction.

Ceci n'est que mon point de vue. Donc à confirmer par quelqu'un d'autre...
Ceci dit, j'ai une question : si ΔrG° est caractéristique d'une réaction, que peut-t-on dire de ΔrG ? Quelle différence concrète avec ΔrG° ?

Merci d'avance