Thermodynamique

[invite3446624c]

L’oxyde de vanadium IV, V2O4, existe sous 2 formes allotropiques notées 1 et 2.
V2O4(2) est stable au dessus de 345K.
La capacité calorifique molaire à pression constante de V204(2) est supérieure de 1 ,25 J.mol-1.K-1 à celle de V204(1) à toute température.
Prévoir le signe de l’enthalpie libre molaire standard ∆RG°298 de la transformation ci-dessous et après calculer sa valeur.
V204(1) V204(2)
On sait ∆rH°345=8610 J .mol-1

Je pense que le signe de ∆RG°298 serait positif et donc la transformation dans le sens 1 impossible. Mais comment calculer la valeur ???!!!

Merci pour votre aide
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[jeanne08]

Tu peux connaitre deltarH° à toute température pour la réaction étudiée par la loi de Kirchhof : d(deltarH°)/dT = Cp2 - Cp1
Tu connais deltarH° à 345K et Cp2-Cp1 tu vas trouver deltarH° fonction affine T .
Tu peux ensuite utiliser la relation de Gibbs-Helmoltz
d(deltarG°/T)/dT = - deltarH°/T^2 , comme tu connais la fonction deltarH°(T) tu vas pouvoir intégrer et tu sais que à 345K les deux solides coexistent donc à cette température deltarG° est nul ( voila pour le calcul de la constante d'intégration ! )
D 'un point de vue qualitatif , puisque la forme 1 est stable à 298K la réaction directe est impossible , donc deltarG >0 et comme les solides sont toujours standard deltarG = deltarG°

[invite3446624c]

Dsl mais je n'ai pas tout compris. La relation que vous citez n'est pas pésente ds mon cours, est ce que il n'y aurait pas une autre façon d'arriver au résulat?
J'ai calculer deltarH° à 298K et je trouve 8668,75J.mol-1
Est ce tout d'abord la bonne réponse?

Merci