"Si on vaporise 10 g d’eau liquide à 100 °C et 1 atm, que vaut la variation d'enthalpie libre"?
La réponse est apparemment 0. Sans même faire les calculs, cela me paraît impossible; la réaction est spontanée à ces conditions, le ΔG devrait donc être négatif. Quelqu'un peut-il m'expliquer là ou je me trompe?
Bonjour,
La vaporisation n'est pas spontanée. Elle ne le devient que si on apporte de l'énergie, ce qui montre que cette transformation n'est pas spontanée.
L'inverse non plus n'est pas une réaction spontanée. La condensation de vapeur en liquide n'est pas spontanée. Elle ne l'est que si on parvient extraire un peu de chaleur du système.
Pendant le passage liquide-vapeur, il y a une grande variation d'enthalpie. Mais il n'y a pas de variation d'enthalpie libre.
Quand vous dites qu'il faut apporter de l'énergie, vous décrivez le fait que la réaction est endothermique. Pourtant, beaucoup de réactions endothermiques peuvent être spontanées, non? Mais à haute température, car c'est l'agitation moléculaire ambiante qui apporte cette énergie dont vous parlez.
A 100°C et sous une pression de 1 bar on a l'équilibre H2O liq = H2O g donc le potentiel chimique de l'eau liquide est égal à celui de l'eau gaz dans ces conditions de température et pression donc deltaG = potentiel chimique de H2Og - potentiel chimique de H2O liq =0
Autre façon de prendre les choses : on est dans les conditions de l'équilibre H2O liq = H2O g ( T = 100°C et P = 1 bar) donc dans les conditions d'une transformation reversible . On fournit une quantité de chaleur dQ rev à T et P fixés. La variation d'enthalpie est dH = dQ rev et la variation d'entropie est dS = dQ rev/T donc dG = dH - T dS = 0 et on peut aussi appliquer le fait suivant : une transformation reversible d'un système thermomécanique ( on exclut les systèmes électrochimiques )à T et P fixées s'accompagne d'une variation d'enthalpie libre nulle.
