Bonjour à tous ^^
Dans un sujet de centrale qui parle des flocons ils s’intéressent à l'enthalpie libre, n'étant qu'une pauvre petite sup je n'ai pas encore vu ce type d'enthalpie, du coup j'ai mener des recherche mais je ne vois toujours pas le rapport entre l'enthalpie libre et la formation des flocons dans l'atmosphère?!
Merci
J'ai trouvé ceci: "6. Donc quand on a une pile, on mesure E avec un voltmètre, et on peut calculer zEF. Gibbs a donc inventé l'enthalpie libre G : c'est l'énergie qui est libérable dans une réaction chimique si on arrive à faire de cette réaction qu'elle débite du courant (ce qui n'est pas du tout évident). Et alors, c'est bon. Toute réction chimique spontanée peut être amenée à produire du courant (et vice-versa). Donc dans toute réaction chimique spontanée, qu'elle chauffe ou refroidisse, les réactifs ont une enthalpie libre plus grande que les produits formés."
Ca voudrait dire que lorsque le flocon se forme de manière spontanée il libère de l'énergie électrique?
Quelle réaction libère cette énergie?
ce n'est pas vraiment ça.
l'enthalpie libre sert à voir/mesurer si une réaction est spontanée ou non.
pour qu'un flocon se forme dans l'air, il faut que ça formation soit spontanée.
on peut utiliser l'enthalpie libre pour savoir à quelles conditions un flocon se formera. Typiquement on peut arriver par le calcul à dire qu'un flocon se formera s'il fait moins que 0 degrés.
pour l'histoire de la pile, il y a une relation entre l'enthapie libre et le potentiel d'une pile.
Merci
Parce que dans le sujet de centrale, on note U et S l'énergie interne et l'entropie du système. Son enthalpie H et son enthalpie G sont définies par H = U + PV et G= H -TS on montre que
à pression cste
(dG/dT)=-S
à T° constante
(dG/dP)=V
Mais qu'est-ce que ça veut dire physiquement? Quelles sont les conséquences sur la formation spontanée d'un flocon dans un nuage?
Je vais t'expliquer la différence qu'il y a entre trois énergies : l'énergie interne, l'enthalpie et l'enthalpie libre, sans formules.
L'énergie interne U est la somme de toutes les énergies emmagasinées dans les liaisons. Cette définition n'est pas très utile, car sa variation ne tient pas compte du fait que nous faisons ces mesures dans une atmosphère pleine d'air. Si tu fais une transformation sur un système en lui transférant de l'énergie (chaleur ou travail), et que le volume de ce système change, une partie de l'énergie que tu as injectée sert à repousser l'atmosphère. Pas beaucoup certes, mais il faudrait en tenir compte pour calculer la variation ΔU. Si on décide de n'en pas tenir compte, on doit ajouter un terme correctif à l'énergie interne, qui tienne compte de la pression ambiante et du volume. On obtient une énergie interne "apparente", qu'on appelle enthalpie H, mais qui est utile, car il n'y a pas besoin de faire des corrections de volume.
Il y a un peu la même différence entre U et H, qu'entre le poids d'un objet et son poids apparent. Tu sais que tu peux mesurer le poids d'un objet en le suspendant à un ressort, et en mesurant son allongement, qui est proportionnel au poids. Mais attention. Si tu plonges ton objet à peser dans de l'eau, le poids ainsi mesuré sera diminué par la poussée d'Archimède. Ton corps perd en poids le volume d'eau qu'il déplace. S'il est en bois, il ne pèsera rien du tout : il flotte sur l'eau.
Bon. Eh bien, si tu veux connaître le poids d'un objet en le pesant dans l'air, tu n'obtiens pas son poids exact. Tu obtiens le poids moins celui du poids de l'air déplacé (qui est très petit, certes). Pour bien faire, on devrait rajouter un chouia, qui est le poids de l'air déplacé. Comme cela n'intéresse personne (sauf certains physiciens puristes), on communique le poids apparent, celui qu'on mesure dans l'air, et tout le monde est content.
C'est pareil pour l'enthalpie H. C'est une sorte d'énergie interne apparente. L'expérience montre que le terme correctif, PV est très petit par rapport à U. Et que souvent on confond U et H, qui sont reliés par H = U + PV.
Dans les réactions chimiques, DeltaU est toujours presque égal à DeltaH, sauf pour les réaction qui créent des gaz, comme Zn + 2 HCl --> ZnCl2 + H2, car là il faut repousser l'atmosphère pour y mettre le gaz H2 créé.
L'enthalpie libre, c'est encore autre chose. C'est une énergie inventée par Gibbs, qui voulait qu'on puisse comparer l'énergie mécanique et l'énergie chimique. Les mécaniciens comme Gibbs, ont un critère de spontanéité, qui est qu'une réaction mécanique (la chute des corps) est spontanée si l'énergie potentielle mgh du corps qui tombe est grande au départ de la chute, et faible à la fin. On n'a jamais vu un objet remonter spontanément du sol vers le plafond, même si on lui fournit de l'énergie en le chauffant.
La plupart des réactions chimiques ont une énergie interne qui se comporte un peu comme l'énergie potentielle des mécaniciens. Dans une réaction spontanée comme la combustion d'une bougie, la réaction chauffe, donc les molécules de cire perdent une énergie qu'elles possédaient à l'état potentiel. Fort bien. Mais il existe des réactions endothermiques, comme celle de NaHCO3 dans HCl, qui dégage NaCl, H2O et CO2. Quand on verse de la poudre de NaHCO3 dans une solution de HCl, la température baisse jusque vers 0°C. Cette réaction est spontanée, mais elle ne s'accompagne pas d'une diminution de l'énergie interne, ou de l'enthalpie. Au contraire. C’est même vexant.
Ceci gênait beaucoup Gibbs qui était à la recherche d'une énergie chimique qui dans tous les cas diminue dans les réactions spontanées, même si la réaction est endothermique. Mais ce n'est pas l'enthalpie qui fera l’affaire. C'est quoi ? se demandait Gibbs, qui se demandait quelle autre énergie que la chaleur pouvait caractériser une transformation spontanée. Il faut trouver une énergie qui n'est ni l'énergie potentielle mécanique, ni l'enthalpie, et dont la variation soit toujours négative quand une réaction chimique est spontanée.
Le génie de Gibbs est d'avoir trouvé que cette énergie, c'est l'énergie électrique dégagée dans une pile. Une pile est le siège d'une réaction chimique qui ne peut que dégager de l'énergie électrique, même si elle s'échauffe ou se refroidit en le faisant. On n'a jamais vu de pile qui spontanément absorbe de l'énergie électrique : c'est absurde. Ce ne serait plus une pile !
Chaque ensemble de molécules réactives possède donc non seulement une énergie interne U et une enthalpie H, mais en plus une enthalpie libre G (initiale de Gibbs), qui est telle que quand une réaction chimique se produit, et qu'on parvient à la réaliser dans une pile (ce qui est loin d'être aisé), on observe toujours une diminution de ce G. Cette variation de G se calcule par la loi :
ΔG = -zEF, où z est le nombre d'électrons échangés en écrivant l'équation de la réaction redox qui se passe dans la pile, E est la tension de la pile en Volt, et F est le faraday (constante universelle égale à 96500 Coulomb).
Chaque substance possède une énergie interne de formation Uform, une enthalpie de formation Hform et une enthalpie libre de formation Gform. L'expérience montre que ces grandeurs ne sont jamais très différentes les unes des autres. Pour le ion Cuivre Cu2+, l'enthalpie de formation Hform vaut 65 kJ/mol , et l'enthalpie libre de formation Gform est aussi 65 kJ/mol. Pour le ion Zinc Zn2+, c'est -153 et -147 kJ/mol, respectivement. Pour les molécules un peu compliquées, Hform et Gform diffèrent sensiblement.
Pour trouver la relation entre H et G, on calcule les valeurs de ΔH et de ΔG à différentes températures. Et on les reporte sur un graphique en fonction de T. Cela forme deux droites, et celle de ΔH est presque horizontale. Et on observe alors un résultat surprenant. Les droites sont distinctes, mais se rejoignent en T = 0°K. D'où on tire que ΔG = ΔH - (constante) fois T. Et cette constante est la pente. C’est aussi la variation d'entropie de la réaction.
Je peux continuer certes, mais on sort du sujet. Tu m'as suivi ?
A peu près mais ma question serait davantage de faire un lien entre toutes ces notions et la formation des flocons de neige dans un nuage, parce que je ne vois pas (même après avoir tout lu) quel sens physique donner à "à pression cste
(dG/dT)=-S
à T° constante
(dG/dP)=V"
C'est une tout autre question que tu poses là.
La dérivation dont tu parles vient de l'équation de Maxwell, dont j'espère que tu connais la dérivation :
dG = VdP - SdT
1. Si la pression est constante, dP est nul, le terme VdP s'annule et l'équation se réduit à :
dG = - SdT, donc : dG/dT = -s
2. Si la température est constante,. dT = 0, et l'équation se réduit à :
dG = VdP, donc : dG/dP = V
