DeltaG=0 pour un changement d'etat

[invite4038d92d]

Bonjour,
Nous faisons de la thermodynamique en ce moment en chimie, et nous etudions les fonctions S, G et H.
Nous savons que G=H-TS avec G,H,T et S l'energie libre, l'enthalpie, la temperature et l'entropie du systeme.
Nous savons aussi que en estimant que Tenvironnement=T=T(systeme)et que la pression reste constante.
Alors, si nous supposons que T et Pression ne changent pas, et que Tsysteme=Tenvirronement nous deduisons

D'ou deltaS(univers)=-delta(G)/T

Jusqu'ici je comprends. Mais pour trouver par exemple la temperature d'ebullition d'une substance nous posons delta(G)=0, parce que dans ce cas deltaSunivers=0 mais nous avons deduit l'egalite deltaS(univers)=-delta(G)/T en supposnat au prealable que Tsysteme=Tenvironnement, ce qui ne peut s'appliquer dans le cas d'un changement d'etat physique, car si Tsysteme=Tenvironnement il n'y aurait pas d'echange de chaleur et pas de changement d'etat, je ne comprend pas alors pourquoi on fait de la sorte. Si vous pourriez m'expliquer ce serait genial, meme si comme d'hab j'ai l'impression que mon raisonnement soit faux
Merci d'avance
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[mach3]

Supposons qu'on a de l'eau à 100°C et 1bar (un mélange liquide + vapeur) et que l'environnement est à 100°C et 1bar. Comment varient l'entropie, l'enthalpie et l'enthalpie libre du système et de l'environnement quand une molécule d'eau passe de la phase liquide à la phase vapeur ou inversement?

C'est une situation idéalisée, certes, mais on est obligé à cause de la façon dont les choses vous ont été introduites.
On peut faire plus général (température et pression quelconque) et montrer que lors d'une transformation isotherme et isobare (pression et température du système constante et peu importe les conditions dans l'environnement du système), la variation d'enthalpie libre du système est nulle à l'équilibre (quelque soit cet équilibre).

m@ch3

[invite4038d92d]

Je suppose que pour le systeme, l'entropie et l'enthalpie augmentent, et du coup deltaG=0 parce que deltaH=TdeltaS.
Pour l'environnement, l'entropie etl'enthalpie diminuent et l'enthalpie libre ne change pas.
Mais si la temperature de l'environnement est superieure a 100 degres C, ne serait-ce pas la meme chose?
Donc est-que je peux dire que, a l'equilibre delta G=0, meme si deltaS(univers) est different de -delta(G)/T, donc si Tenvir n'est pas egal a Tsysteme?

[mach3]

Mais si la temperature de l'environnement est superieure a 100 degres C, ne serait-ce pas la meme chose?

Ce serait la même chose pour les variations d'enthalpie, mais pas pour les variations d'entropie. Le système gagnerait une chaleur Q à 373K alors que l'environnement perdrait une chaleur Q à T>373K, donc le système gagne plus d'entropie que ce que l'environnement ne perd (création d'entropie due au processus irréversible de transfert de la chaleur d'une source chaude -l'environnement, T>373K- vers une source froide -le système, T=373K). La variation d'enthalpie libre de l'environnement est donc négative (donc transformation spontanée, l'eau liquide va s'évaporer).

C'est évidemment cette différence de température qui sera la force motrice de l'ébullition ou de la condensation. Si on considère une situation où la température de l'environnement est la même que celle du système (100°C), il ne peut pas y avoir d'évolution : si une molécule d'eau passe de la phase liquide à la phase vapeur, l'enthalpie du système doit augmenter, pour qu'elle augmente, il faut que le système prenne de la chaleur quelque part, mais il n'y a pas de source chaude (l'environnement est à la même température, il NE PEUT PAS y avoir de transfert de chaleur), donc l'ensemble système-environnement n'a d'autre choix que de refroidir simultanément et on se retrouve dans des conditions où l'enthalpie libre de vaporisation devient positive. A l'inverse si une molécule d'eau passe de la phase vapeur à la phase liquide, l'enthalpie du système doit diminuer, donc le système doit céder de la chaleur, donc se réchauffe, donc l'enthalpie libre de vaporisation devient négative. On est dans une situation où la transformation ne peut pas évoluer, car toute évolution déclenche un processus qui la contrecarre : c'est l'équilibre.

Si l'environnement est ne serait-ce qu'un peu plus chaud que ce système, alors il constitue une source chaude. Si une molécule d'eau passe de la phase liquide à la phase gazeuse, l'énergie nécessaire est prise à l'environnement, car le transfert de chaleur environnement-->système est possible (il créé de l'entropie), et le système évolue donc vers plus d'évaporation. Inversement pour un environnement légèrement plus froid, le transfert de chaleur inverse est possible (il crée aussi de l'entropie), et le système évolue vers plus de condensation.

m@ch3

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite4038d92d]

Merci beaucoup!! J'apprecie enormement ton aide!!!
J'ai compris que lors d'un changement d'etat, si Tenvironnement=Tsysteme, nous sommes a l'equilibre, pas d'evolution. L'augmentation de l'entropie de l'univers est la force motrice qui permet a un processus d'etre declenche. Le seul hic est que je trouve des difficultes a predire le signe de delta(G) pour les differents processus que tu mentionnes.
1) T (environnement) > T (systeme)
deltaS(environnement)<0 et deltaH(environnement)<0 donc -T(env)deltaS(env)>0 comment a tu deduis que deltaG(env)=deltaH(env)-T(env)deltaS(env)<0
2)T(env)=T(sys)
a) l'eau s'evapore
le systeme se refroidit deltaH(sys)>0 et deltaS(env)>0 (car le passage a l'etat gazeux permet a l'entropie d'augmenter), comment a-t-on deltaG(sys)>0
b)la vapeur d'eau se liquefie
le systeme se rechauffe deltaH(sys)<0 et deltaS(sys)<0, comment est-on sur que deltaG(sys)<0
Et quand ce qu'on doit calculer deltaG(sys) ou deltaG(env)?
MERCI ENORMEMENT