Enthalpie libre de Gibbs, si le seul travail effectué est celui de la pression

[invite6b6eb3cc]

Bonjour,
Prenant la réaction endothermique suivante où l'octahydrate hydroxyde de baryum réagit avec le chlorure d'ammonium:
Ba(OH)₂.8H₂O + 2NH₄Cl = BaCl₂ + 10H₂O + 2NH₃
ΔH°= +166 Kj et ΔG°= -11 Kj
La différence d'énergie libre de Gibbs (ΔG°) est définie comme étant le maximum de travail utile qu'on peut extraire d'une réaction.
N'étant pas un spécialiste de la chimie ou la thermodynamique (En fait, je m'apprête à me lancer dans la biochimie), je m'intéresse seulement aux réactions où on estime que seul le travail d'expansion est permis.
Donc si cette réaction à un ΔG° négatif (spontanée biens-sûr) et qu'il n'y a pas de travail autre que le PV (et l'énergie interne du système augmente puisque la réaction est endothermique), que signifie la diminution de l'énergie libre physiquement et énergétiquement ?
Merci d'avoir lire ma question, des explications faciles sont toujours les bienvenus
Et si je confonds, éclairez-moi SVP
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[moco]

Cela veut dire, que si tu effectues cette réaction dans une pile, avec Ba(OH)2 d'un côté, et NH4Cl de l'autre, tu obtiendras une pile capable de fournir une tension -ΔG/zE = 11000 J/96500 Cb = 0.113 Volt. C'est peu, mais c'est calculable.
Cela veut aussi dire que tu peux calculer la constante d'équilibre K de cette réaction, qui vaut : lnK = -ΔG/RT = 11000/(8.314·298) = 3.96. Donc K = e^3.96 = 52.6.
Tu peux donc inverser cette réaction si tu comprimes les produits de droite à plus de 52.6 atm.

[invite6b6eb3cc]

Le vrai problème est que si la pile peut générer une tension donc il y a un travail autre que le travail des force de pression, est dans ce cas ΔH° ne signifie plus la chaleur échangée puisque ignorer le travail autre que le PV est une condition de ΔH°=Q ?

[invite6b6eb3cc]

Et si la réaction n'est pas utilisée dans une pile, mais dans un système ouvert, quel est le devenir de ces 11 Kj ? Est-ce qu'elles se dissipent se forme de chaleur ou restent dans le système?

[A voir en vidéo sur Futura]

[jeanne08]

Si un système échange avec l'exterieur : Q, Wmec et Wautre on a deltaU = Q + Wmec + Wautre avec Wmec = sommede -PdV .
Si le système évolue à P cste on a Wmec = -P*deltaV et deltaH = Q+Wautre -P deltaV +delta(PV)=Q+Wautre donc dans le cas d'une pile ou d'un électrolyseur on a deltaH = Qp +Welectrique
On poursuit un peu : deltaG = deltaH -delta(TS) si T et P sont constantes alors deltaG=Q+Wautre-TdeltaS avec deltaS = Q/T+ deltaScrée donc
deltaG =Wautre -T deltaScrée donc deltaG<Wautre si la transformation est irreversible ( 2EME principe) ou =Wautre si la transformation est réversible ( approximation que l'on fait souvent dans pile ou électrolyseur)
Si le système cède de l'énergie ( pile ) Wautre <0 et la valeur absolue de Wautre est inféieure ou égale à la diminution de deltarG

Il faut être très précis sur les conditions d'application en thermo. Les approximations courantes font que deltaH = deltaH° mais deltaG est différent de deltaG°.