Entropie et spontanéité

[invited13eac04]

Bonjour à tous!

Je voulais poser une question qui me dérange un peu, par rapport à l'énergie de Gibbs et l'entropie.

On défini ΔG = ΔH - T ΔS pour une réaction à pression constante. Où ΔS = Q/T + ΔiS (la variation d'entropie interne au système, liée à des processus irréversibles).
Pour une réaction comme N(g) + N(g) -> N2(g) , la réaction sera fortement favorable et exothermique (formation d'une triple liaison, et du moins aux conditions standards)
Or cette réaction implique une diminution du désordre (puisqu'on crée une liaison), donc une variation d'entropie interne négative?
Du coup, puisqu'on est à pression et température constante et qu'on "laisse se faire" la réaction sans exploiter sa spontanéité, ΔH = Q.

Du coup, ΔG = Q - T(Q/T + ΔiS)
Donc ΔG = -T ΔiS
Or ici l'entropie interne devrait avoir diminué, non? (diminution d'ordre) Pourtant la réaction est bien favorable...

Du coup, ma question est: est -ce que d'autres paramètres entrent en compte dans cette variation interne d'entropie pour la rendre positive.

Voilà, j'espère avoir exprimé clairement ma question et que vous pourrez me répondre!
Merci d'avance!
-----

[mach3]

Je ne vois pas quel est le problème, une réaction est, dans tous les cas, spontanée si il y a au bilan une création d'entropie (, et dans le cas particulier d'une réaction à pression et température constante, spontanée si il y a diminution de l'enthalpie libre ().
L'enthalpie libre c'est le potentiel thermodynamique à pression et température constante, car dans ces conditions précises, on a (comme vous l'écrivez, mais je préfère avec des variations infinitésimales).

m@ch3

[invited13eac04]

En fait moi mon problème c'est que le ΔiS devrait être négatif puisque la formation d'une liaison diminue en quelque sorte le désordre non? Passer de deux molécules de gaz à une seule équivaut à une augmentation de l'ordre au final, je me trompe?
Seulement si la réaction est bel est bien spontanée, c'est que ce ΔiS est bien positif, ma question étant donc: qu'est ce qui va rendre ce ΔiS positif au final?

Au niveau interprétation physique ou "moléculaire", j'ai pas de problème à comprendre tout cela, c'est plutôt au niveau purement thermodynamique que j'ai du mal à associer certains "phénomènes" réels aux valeurs d'entropies, pour ce qui est des réactions chimiques.
Voilà j'espère ne pas trop mal m'exprimer, et merci pour la réponse rapide!

[moco]

Dans une réaction A + A --> A2, il y a diminution de l'entropie, inévitablement. Mais l'environnement voit son entropie augmenter davantage que la molécule en formation en perd.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invited13eac04]

Je vois, mais du coup mathématiquement ça va se "voir/situer" à quel niveau, enfin je veux dire au niveau de quelle valeur? La variation d'enthalpie (à température et pression constante), nous indique la chaleur dégagée par le système, Q, la variation d'entropie est ΔS= Q/T + ΔiS, où Q/T est donc la variation d'entropie du système dûe au transfert de chaleur, et finalement il nous reste donc le -TΔiS dans notre expression de la variation d'enthalpie libre G.
Qui est donc à priori négative comme on l'a dit.

Je dois passer à côté de quelque chose de pas si compliqué mais je comprends pas trop ce qui rend ΔG négatif, mathématiquement parlant. (intuitivement ça me paraît logique que la réaction soit spontanée et je crois comprendre le fait que l'entropie de l’environnement subit une augmentation d'entropie plus forte que la diminution du système).

[jeanne08]

La variation d'entropie d'un système ( qui evolue supposons à T et P constantes) est deltaS = Q/T + Scréée . le deuxième principe dit que Scréée est >0 pour une transformation irréversible et =0 pour une transformation réversible. La variation d'entropie deltaS peut être, elle, positive ou négative. Pour la transformation spontanée 2N g -> N2g ( supposons à 298K , pression constante) ) la variation d'entropie deltaS est negative ( moins de "desordre") mais Scréée est postive .

[invited13eac04]

Ok je crois que je comprends mieux
Merci beaucoup!