réactions spontanés/non spontanés et irréversibles/réversibles

[ICILabas]

Bonsoir,

J'ai un peu de mal avec les notions de réactions spontanés/ non spontanés et reversibles/irréversibles. Je sais que si deltaG et négative la réaction est spontané et si, elle est positive elle ne l'est pas et c'est la réaction inverse qui est favorisé.

Mais comment puis-je savoir si la réaction est reversible ou non ? (comme pour la spontanéité), car pour moi, les notions de spontanéité et irréversibilités étaient jusqu'a maintenant les mêmes.
-----

[noir_ecaille]

Une réaction a plus de chance de se produire pour un réactif si son enthalpie/deltaG est négative. Il faut parfois amorcer la réaction avec une énergie d'activation. Néanmoins ça reste une réaction spontanée.
Par contre si l'enthalpie est positive pour le réactif, il faut injecter bien plus d'énergie qu'en faisant la réaction chimique inverse.

Une réaction est réversible s'il existe sa réciproque naturellement (ex : H₂O + CO₂ <==> HCO₃^- + H⁺).
Sinon, c'est une réaction irréversible (ex : CH₄ + 2 O₂ ==> CO₂ + H₂O).

[gts2]

Bonjour,

J'ai l'impression qu'il y a deux "réversibles" :
1- Thermo : , c'est irréversible au sens de la thermo : il y a création d'entropie.
2- Chimie : réversible au sens où la réaction peut se produire dans un sens ou un autre.

[Kemiste]

Une réaction a plus de chance de se produire pour un réactif si son enthalpie/deltaG est négative. Il faut parfois amorcer la réaction avec une énergie d'activation. Néanmoins ça reste une réaction spontanée.
Par contre si l'enthalpie est positive pour le réactif, il faut injecter bien plus d'énergie qu'en faisant la réaction chimique inverse.

Attention à ne pas confondre enthalpie et delta G. De plus, l'enthalpie est la fonction "H" alors que "G" désigne l'enthalpie libre. Ce sont deux notions différentes.

Attention également, un réactif ne peut pas avoir un "delat G" car un delta concerne une variation et donc une réaction. De plus, cette variation concerne un système et non une seule espèce chimique prise comme ça. "Une enthalpie positive pour le réactif" n'a pas de sens non plus, une enthalpie est liée à un système à un instant t et ne désigne pas une variation. Son signe ne donne aucune indication.

[A voir en vidéo sur Futura]

[dr.Garou]

Réaction spontanée / non spontanée: la différence entre les deux si situe au niveau du niveau d'énergie d'activation nécessaire pour engager la réaction; si ce niveau est trop élevé, il n'y aura pas de réaction spontanée.

Réaction réversible /irréversible: là on parle du niveau de la différence d'enthalpie entre le(s) produit(s) de départ et celui (ceux) d'arrivée; plus cette différence est importante moins la réversibilité est possible. Il y a aussi un aspect statistique qui entre ligne de compte, l'équilibre étant déplaçable en jouant sur la concentration en réactant(s) / produit(s).

[noir_ecaille]

une enthalpie est liée à un système à un instant t et ne désigne pas une variation. Son signe ne donne aucune indication.

Pourtant au ycée ils enseignent bien qu'il y a l'enthalpie supérieure à zéro et celle inférieure à zéro. Explications ?

[noir_ecaille]

Réaction spontanée / non spontanée: la différence entre les deux si situe au niveau du niveau d'énergie d'activation nécessaire pour engager la réaction; si ce niveau est trop élevé, il n'y aura pas de réaction spontanée.

Pourtant une combustion est une réaction spontanée, comme nombre d'oxydations. Et pourtant elle nécessite une énergie d'activation.

Le fait qu'une réaction est considérée comme spontanée tient seulement au fait que la réaction finale dégage plus d'énergie qu'elle n'en reçoit, qu'il y ait activation/catalyseur ou par pour lancer ladite réaction. Au contraire, si une réaction au total consomme plus d'énergie qu'elle n'en dégage, alors ce n'est pas une réaction spontanée.

Réaction réversible /irréversible: là on parle du niveau de la différence d'enthalpie entre le(s) produit(s) de départ et celui (ceux) d'arrivée; plus cette différence est importante moins la réversibilité est possible. Il y a aussi un aspect statistique qui entre ligne de compte, l'équilibre étant déplaçable en jouant sur la concentration en réactant(s) / produit(s).

L'équilibre d'une réaction ne se "déplace" pas. En jouant sur les produits ou réactifs en présence, on va seulement promouvoir ou empêcher la réaction. Typiquement dans le triangle du feu, ajouter du comburant et/ou du carburant aide la réaction d'ocydation, qu'elle soit parfaitement équilibrée (= combustion total) ou déséquilibrée (combustion partielle avec résidus). A l'inverse, ajouter des produits de la combustion (ex : H₂O, CO₂, autres produits oxydés...) va étouffer la réaction.

Pour la réversibilité, si on prend :
1) C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ ==> 6 CO₂ + 6 H₂O
2) 6 CO₂ + 6 H₂O ==> C₆H₁₂O₆ + 6 O₂
L'énergie dégagée est conséquente, mais faire l'inverse n'est pas impossible (sinon nous ne serions pas là pour en parler). Ce n'est pas tant que la différence d'enthalpie est importante ou pas entre les réactifs et leurs produits. Ce qui compte vraiment, c'est qu'il faut plus d'énergie dans une direction que dans l'autre (ici : en 2).

[Kemiste]

Pourtant au ycée ils enseignent bien qu'il y a l'enthalpie supérieure à zéro et celle inférieure à zéro. Explications ?

Comme je l'ai dit avant, c'est la variation d'enthalpie qui est importante et cette variation concerne un système.

Pourtant une combustion est une réaction spontanée, comme nombre d'oxydations. Et pourtant elle nécessite une énergie d'activation.

Le fait qu'une réaction est considérée comme spontanée tient seulement au fait que la réaction finale dégage plus d'énergie qu'elle n'en reçoit, qu'il y ait activation/catalyseur ou par pour lancer ladite réaction. Au contraire, si une réaction au total consomme plus d'énergie qu'elle n'en dégage, alors ce n'est pas une réaction spontanée.

De quelle énergie parles-tu ? Il existe autant de réactions spontanées qui dégagent de l'énergie (réaction exothermiques) que de réaction qui en absorbent (endothermique).

L'équilibre d'une réaction ne se "déplace" pas. En jouant sur les produits ou réactifs en présence, on va seulement promouvoir ou empêcher la réaction. Typiquement dans le triangle du feu, ajouter du comburant et/ou du carburant aide la réaction d'ocydation, qu'elle soit parfaitement équilibrée (= combustion total) ou déséquilibrée (combustion partielle avec résidus). A l'inverse, ajouter des produits de la combustion (ex : H₂O, CO₂, autres produits oxydés...) va étouffer la réaction.

Le "déplacement d'équilibre" est une notion classique en chimie. En jouant sur certains paramètres on peut déplacer un équilibre. Attention, une équation équilibrée ne signifie pas que la réaction soit totale, bien au contraire. Un équilibre c'est lorsqu'on a une proportion bien définie entre les quantités de réactifs et de produits qui coexistent en même temps avec des proportions qui n'évoluent plus au fil du temps. Une combustion est un exemple typique d'une réaction qui n'est pas à l'équilibre.

Pour la réversibilité, si on prend :
1) C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ ==> 6 CO₂ + 6 H₂O
2) 6 CO₂ + 6 H₂O ==> C₆H₁₂O₆ + 6 O₂
L'énergie dégagée est conséquente, mais faire l'inverse n'est pas impossible (sinon nous ne serions pas là pour en parler). Ce n'est pas tant que la différence d'enthalpie est importante ou pas entre les réactifs et leurs produits. Ce qui compte vraiment, c'est qu'il faut plus d'énergie dans une direction que dans l'autre (ici : en 2).

Comme expliquer avant, ce n'est pas la quantité n'énergie à fournir qui entre en jeu pour savoir dans quel sens va une réaction. Il est simplement question de variations.

[noir_ecaille]

Comme je l'ai dit avant, c'est la variation d'enthalpie qui est importante et cette variation concerne un système.

Certes mais "variation" pouvoir être positive ou négative, question de sens de réaction dans le système considéré, non ? Sinon autant dire que la météo varie aussi (avec supressions et dépressions d'ailleurs)

De quelle énergie parles-tu ?

L'énergie consommée + dégagée par la réaction, le bilan d'énergie une fois la réaction terminée.

Il existe autant de réactions spontanées qui dégagent de l'énergie (réaction exothermiques) que de réaction qui en absorbent (endothermique).

Donc une réaction avec catalyseur est forcément non spontanée ?

Le "déplacement d'équilibre" est une notion classique en chimie. En jouant sur certains paramètres on peut déplacer un équilibre.

Donc "déplacement d'équilibre" = extinction de réaction si j'ajoute de l'eau sur un feu ?

Attention, une équation équilibrée ne signifie pas que la réaction soit totale, bien au contraire. Un équilibre c'est lorsqu'on a une proportion bien définie entre les quantités de réactifs et de produits qui coexistent en même temps avec des proportions qui n'évoluent plus au fil du temps. Une combustion est un exemple typique d'une réaction qui n'est pas à l'équilibre.

Là j'ai du mal à suivre. Quelle différence entre "réaction équilibrée" et "équation équilibrée" ?

Comme expliquer avant, ce n'est pas la quantité n'énergie à fournir qui entre en jeu pour savoir dans quel sens va une réaction. Il est simplement question de variations.

Oui mais comme y'a pas de signe visiblement ou du moins "ça sert à rien" (donc autant pas en mettre ?), c'est du pareil au même puisque la grandeur ne varie pas selon :

Son signe ne donne aucune indication.

N'est-ce pas ?

[gts2]

Le fait qu'une réaction est considérée comme spontanée tient seulement au fait que la réaction finale dégage plus d'énergie qu'elle n'en reçoit, qu'il y ait activation/catalyseur ou par pour lancer ladite réaction. Au contraire, si une réaction au total consomme plus d'énergie qu'elle n'en dégage, alors ce n'est pas une réaction spontanée.

En laissant de côté l'aspect cinétique (énergie d'activation), la réaction est gouvernée par l'enthalpie libre, pas par l'énergie libérée ou non (qui est liée à l'enthalpie)

Dans l'exemple pris (c'est peut-être les réactions que vous avez l'habitude de rencontrer), le terme entropique est faible et

[Kemiste]

Certes mais "variation" pouvoir être positive ou négative, question de sens de réaction dans le système considéré, non ? Sinon autant dire que la météo varie aussi (avec supressions et dépressions d'ailleurs)

C'est cette variation qui a un signe et non l'enthalpie comme tu l'avais indiqué avant.

L'énergie consommée + dégagée par la réaction, le bilan d'énergie une fois la réaction terminée.

Attention, tu sembles faire des confusions entre les différents types d'énergie et en particulier l'enthalpie et l'enthalpie libre qui se représentent pas la même chose.

Donc une réaction avec catalyseur est forcément non spontanée ?

Pourquoi une réaction catalysée serait non spontanée ? Un catalyseur va simplement agir sur la cinétique de la réaction.

Donc "déplacement d'équilibre" = extinction de réaction si j'ajoute de l'eau sur un feu ?

Ce n'est pas ça un déplacement d'équilibre. Imaginons une réaction ou A +B donne C + D. Arrivé à un certain équilibre, on aurait 1 mol de A, 1 mol de B, 1 mol de C et 1 mol de D. Arrivé à cet état d'équilibre, plus rien ne change même s'il reste des réactifs A et B. Cet équilibre est défini par une constante d'équilibre K. Si on en vient à modifier 1 paramètre : ajouter un réactif, changer la pression... alors la constante d'équilibre n'est plus vérifiée et le système va évoluer pour atteindre un nouvel équilibre qui va permettre de vérifier à nouveau cette constante K. Les proportions entre A, B, C et D ne seront plus les mêmes, l'équilibre a été déplacé.

Pour prendre un exemple concret, une estérification est une réaction à l'équilibre. L'alcool et l'acide carboxylique va former un ester et de l'eau mais l'eau formé va hydrolyser l'ester afin de reformer l'alcool et l'acide carboxylique. La réaction et la réaction inverse se produisent en continue, ce qui fait qu'on a au niveau macroscopique, au bout d'un certain temps, une proportion bien définie entre l'alcool, l'acide carboxylique, l'ester et l'eau. En général, on souhaite avoir le plus d'ester possible. DU coup on élimine l'eau au fir et à mesure qu'elle se forme. Cela va avoir pour conséquence que plus d'ester va se former (et d'eau aussi). On a donc déplacé l'équilibre.

Là j'ai du mal à suivre. Quelle différence entre "réaction équilibrée" et "équation équilibrée" ?

Une équation est équilibrée lorsqu'il y a le même nombre de chaque atomes (C, H, O, N...) des deux côtés de l'équation.

Oui mais comme y'a pas de signe visiblement ou du moins "ça sert à rien" (donc autant pas en mettre ?), c'est du pareil au même puisque la grandeur ne varie pas selon :

N'est-ce pas ?

Je parlais de la valeur de l'enthalpie libre qui, prise seule, ne donne pas d'information concernant l'évolution d'un système. C'est un peu comme si tu voulais atteindre un point précis sur une montagne et que pour seule information tu nous disais que tu étais à 542 m. Si on ne sait pas à quelle hauteur tu souhaites aller, on ne sait dans dans quelle direction tu dois aller.

[noir_ecaille]

C'est cette variation qui a un signe et non l'enthalpie comme tu l'avais indiqué avant.
Je parlais de la valeur de l'enthalpie libre qui, prise seule, ne donne pas d'information concernant l'évolution d'un système. C'est un peu comme si tu voulais atteindre un point précis sur une montagne et que pour seule information tu nous disais que tu étais à 542 m. Si on ne sait pas à quelle hauteur tu souhaites aller, on ne sait dans dans quelle direction tu dois aller.

JE n'ai jamais parlé d'enthalpie libre Ca m'intéresse pas quand on veut savoir dans quel sens est favorisée une réaction.
Merci d'avoir ajouté pour rien à la confusion Parler de variation d'enthalpie ou enthalpie (vu qu'une mesure, pour "absolue" qu'elle soit, n'est toujours faite que relativement à un système considéré), c'est un peu la même chose que si je parlais de température qui baisse ou augmente et qu'on vienne me rabrouer pour dire "non, la variation libre n'a pas de signe" et "la variation de température a un signe". GG Autant j'aime bien les rectifications et plein d'explications, mais ça sentait fort le pâté dès que "libre" a été ajouté à "enthalpie"... pour finalement reconnaître que parler d'enthalpie libre n'a pas grande pertinence quand on s'attache au sens de la réaction.

On retient donc : sens de réaction + enthalpie ≠ enthalpie libre
Aussi : enthalpie (sans le "libre") varier et forcément variation = signe

J'ai bon ou on va encore avoir droit à de bons tweet confusionnants des familles ?

A bien regarder, si vous détectez une confusion, préférez un développement de chaque notion (ou un lien vers une référence, si on a la flemme) à un "tweet" mal résumé/gaulé qui ne fait que perdre en substance à chaque explication retirée/omise et ajouter à la confusion de ceux qui pourraient le lire. J'ai joué le jeu du "ton explication au pied de la lettre, on comprend ça", mais j'ai dû y aller au bélier avec raisonnement par l'absurde pour faire cracher les vraies infos/rectifs attendues

Attention, tu sembles faire des confusions entre les différents types d'énergie et en particulier l'enthalpie et l'enthalpie libre qui se représentent pas la même chose.

Bah vu les ajouts supra, ça n'est pas si étonnant. Merci d'avoir ajouté à la confusion
Bref. Donc enthalpie libre = ??? et surtout à quoi ça sert ??? Deux ou trois "tweets" (encore que je préfère les explications non radines sur le nombre de mots et/ou caractères) de plus pour s'en faire une idée plus claire serait plus que bienvenus.

Question annexe : si la consommation d'énergie n'est pas ce qui détermine la spontanéité ou même la réversibilité d'une réaction, qu'est-ce qui détermine chacune quand ça arrive ?

Le "déplacement d'équilibre" est une notion classique en chimie. En jouant sur certains paramètres on peut déplacer un équilibre. Attention, une équation équilibrée ne signifie pas que la réaction soit totale, bien au contraire. Un équilibre c'est lorsqu'on a une proportion bien définie entre les quantités de réactifs et de produits qui coexistent en même temps avec des proportions qui n'évoluent plus au fil du temps. Une combustion est un exemple typique d'une réaction qui n'est pas à l'équilibre.

Là j'ai du mal à suivre. Quelle différence entre "réaction équilibrée" et "équation équilibrée" ?

Une équation est équilibrée lorsqu'il y a le même nombre de chaque atomes (C, H, O, N...) des deux côtés de l'équation.

Merci captain obvious heureusement que je savais déjà mais j'ai préféré demander histoire de montrer que je ne vois pas le rapport alors expliquer similitudes/différences puisque servi dans le même paragraphe à on ne sait quelle fin ???

Alors quand je demande c'est quoi un déplacement d'équilibre de réaction, que vient faire l'équilibrage steochiométrique d'une équation dont on n'a que foutre puisque c'est une convention d'écriture ? A quoi sert d'écrire une équation sans l'équilibrer (donc mal l'écrire) ? A quoi ça servait d'en parler ici puisque ce n'était pas ce que je demandais ? Et encore, je suis pas devenue si bête que je n'ai pas vu la différence (un même terme "équilibre" et deux notions différentes : équilibre de réaction versus écriture d'une équation), mais imaginez un béotien ou simplement lecteur pas au fait qu'il y a deux notions et lisant ça : au revoir à la compréhension

Bref, au moins j'ai un peu mieux compris ce que je demandais (équilibre de réaction) mais il m'a quand même fallu y aller aux forceps, finissant par raisonner par l'absurde sur des tweets qui auraient gagné à être transformés en développement (ou à défaut : linker des références -- cours, articles, images, etc) et à recentrer/définir chaque notion bien distinctement plutôt que joyeusement mélanger et démerde-toi-si-tu-te-gourres-à-la-lecture. Il existe plus d'un lecteur qui apprécient davantage une éxplication développée/structurée que des tweets snipés au petit bonheur-la-chance.

Pourquoi une réaction catalysée serait non spontanée ? Un catalyseur va simplement agir sur la cinétique de la réaction.

C'est ce que je demande ! Pourquoi on m'oppose qu'une réaction "activée" ne peut pas être spontanée ? Y'a nombre de réactions impossibles sans catalyseur ou plus précisément trrrrèèèèès très lentes, et chauffer un mélange ou ajouter un catalyseur n'a jamais, à ma connaissance, compter comme qualifier une réaction en "non-spontanée". Je ne parle pas de caramélisation mais par exemple de dissolution en solvant ou encore de dépolymérisation (dans le principe avec l'exemple de l'amidon, c'est soit par enzymes, soit hydrolyser à chaud dans l'acide) : spontanée ou pas spontanée ???

Ce n'est pas ça un déplacement d'équilibre. Imaginons une réaction ou A +B donne C + D. Arrivé à un certain équilibre, on aurait 1 mol de A, 1 mol de B, 1 mol de C et 1 mol de D. Arrivé à cet état d'équilibre, plus rien ne change même s'il reste des réactifs A et B. Cet équilibre est défini par une constante d'équilibre K. Si on en vient à modifier 1 paramètre : ajouter un réactif, changer la pression... alors la constante d'équilibre n'est plus vérifiée et le système va évoluer pour atteindre un nouvel équilibre qui va permettre de vérifier à nouveau cette constante K. Les proportions entre A, B, C et D ne seront plus les mêmes, l'équilibre a été déplacé.

Pour prendre un exemple concret, une estérification est une réaction à l'équilibre. L'alcool et l'acide carboxylique va former un ester et de l'eau mais l'eau formé va hydrolyser l'ester afin de reformer l'alcool et l'acide carboxylique. La réaction et la réaction inverse se produisent en continue, ce qui fait qu'on a au niveau macroscopique, au bout d'un certain temps, une proportion bien définie entre l'alcool, l'acide carboxylique, l'ester et l'eau. En général, on souhaite avoir le plus d'ester possible. DU coup on élimine l'eau au fir et à mesure qu'elle se forme. Cela va avoir pour conséquence que plus d'ester va se former (et d'eau aussi). On a donc déplacé l'équilibre.

Merci pour l'explication et l'exemple qui m'a bien parlé. C'est clair et j'ai pu enfin cerner correctement ce qu'implique un déplacement d'équilibre de réaction.

Question annexe : pourquoi/comment s'arrêtre la combustion quand on rajoute du dioxyde de carbone ? A ma connaissance, ce n'est pas prace qu'il reformerait avec l'eau du dioxygène et des hydrocarbures (par exemple).

[noir_ecaille]

Erratum...

JE n'ai jamais parlé d'enthalpie libre Ca m'intéresse pas quand on veut savoir dans quel sens est favorisée une réaction.
Merci d'avoir ajouté pour rien à la confusion Parler de variation d'enthalpie ou enthalpie (vu qu'une mesure, pour "absolue" qu'elle soit, n'est toujours faite que relativement à un système considéré), c'est un peu la même chose que si je parlais de température qui baisse ou augmente et qu'on vienne me rabrouer pour dire "non, la variation libre n'a pas de signe" et "la variation de température a un signe". GG Autant j'aime bien les rectifications et plein d'explications, mais ça sentait fort le pâté dès que "libre" a été ajouté à "enthalpie"... pour finalement reconnaître que parler d'enthalpie libre n'a pas grande pertinence quand on s'attache au sens de la réaction.

Après effectivement j'ai peut-être mal exprimé "enthalpie du point de vue du réactif A" mais y'a sans doute moyen de mieux rectifier/expliquer, SVP.

[gts2]

JE n'ai jamais parlé d'enthalpie libre Ca m'intéresse pas quand on veut savoir dans quel sens est favorisée une réaction.

Le sens de la réaction est donné par le signe de l'enthalpie libre. Comment cela ne peut-il pas vous intéresser ?

pour finalement reconnaître que parler d'enthalpie libre n'a pas grande pertinence quand on s'attache au sens de la réaction.

On répète : le signe de l'enthalpie libre de réaction donne le sens favorisé de la dite réaction.

[Kemiste]

JE n'ai jamais parlé d'enthalpie libre Ca m'intéresse pas quand on veut savoir dans quel sens est favorisée une réaction.
Merci d'avoir ajouté pour rien à la confusion Parler de variation d'enthalpie ou enthalpie (vu qu'une mesure, pour "absolue" qu'elle soit, n'est toujours faite que relativement à un système considéré), c'est un peu la même chose que si je parlais de température qui baisse ou augmente et qu'on vienne me rabrouer pour dire "non, la variation libre n'a pas de signe" et "la variation de température a un signe". GG Autant j'aime bien les rectifications et plein d'explications, mais ça sentait fort le pâté dès que "libre" a été ajouté à "enthalpie"... pour finalement reconnaître que parler d'enthalpie libre n'a pas grande pertinence quand on s'attache au sens de la réaction.

Tu devrais peut-être t'intéresser un peu plus aux notions que tu sembles vouloir expliquer mais que tu ne maitrises pas du tout. Comme l'a aussi indiqué gts2 c'est à l'enthalpie libre qu'il faut s'intéresser et non à l'enthalpie. Tu as fait plusieurs erreurs dans ton raisonnement, ce n'est pas en voulant noyer le poisson que tes erreurs deviennent des vérités. Il y a une énorme différence entre dire qu'il fait -10 °C ou que la température a varié de 10 °C. Et indique moi où je t'ai dit que la "variation libre" n'avait pas de signe... Cette phrase ne veut rien dire... Tu ne sembles toujours pas comprendre qu'il y a "l'enthalpie" et "l'enthalpie libre" qui sont deux notions différentes.

J'ai bon ou on va encore avoir droit à de bons tweet confusionnants des familles ?

Il n'y a de confusionnant que dans ce que tu ne comprends pas. Ce sont des notions basiques de chimie. Un peu d'humilité peut-être pour reconnaitre que tu ne les maitrises pas ?

A bien regarder, si vous détectez une confusion, préférez un développement de chaque notion (ou un lien vers une référence, si on a la flemme) à un "tweet" mal résumé/gaulé qui ne fait que perdre en substance à chaque explication retirée/omise et ajouter à la confusion de ceux qui pourraient le lire. J'ai joué le jeu du "ton explication au pied de la lettre, on comprend ça", mais j'ai dû y aller au bélier avec raisonnement par l'absurde pour faire cracher les vraies infos/rectifs attendues

Aucune confusion dans mes propos, juste de l'incompréhension de ta part.

Bah vu les ajouts supra, ça n'est pas si étonnant. Merci d'avoir ajouté à la confusion
Bref. Donc enthalpie libre = ??? et surtout à quoi ça sert ??? Deux ou trois "tweets" (encore que je préfère les explications non radines sur le nombre de mots et/ou caractères) de plus pour s'en faire une idée plus claire serait plus que bienvenus.

Question annexe : si la consommation d'énergie n'est pas ce qui détermine la spontanéité ou même la réversibilité d'une réaction, qu'est-ce qui détermine chacune quand ça arrive ?

Il te suffit de relire les précédents messages, 3 personnes ont apporté des informations sur le sujet.

Merci captain obvious heureusement que je savais déjà mais j'ai préféré demander histoire de montrer que je ne vois pas le rapport alors expliquer similitudes/différences puisque servi dans le même paragraphe à on ne sait quelle fin ???

Pourquoi tant de désobligeance ? Répondre à tes questions ne te va pas ?

Alors quand je demande c'est quoi un déplacement d'équilibre de réaction, que vient faire l'équilibrage steochiométrique d'une équation dont on n'a que foutre puisque c'est une convention d'écriture ? A quoi sert d'écrire une équation sans l'équilibrer (donc mal l'écrire) ? A quoi ça servait d'en parler ici puisque ce n'était pas ce que je demandais ? Et encore, je suis pas devenue si bête que je n'ai pas vu la différence (un même terme "équilibre" et deux notions différentes : équilibre de réaction versus écriture d'une équation), mais imaginez un béotien ou simplement lecteur pas au fait qu'il y a deux notions et lisant ça : au revoir à la compréhension

Tu te rends bien compte que tu poses la question et quand on t'apporte la réponse cela ne te convient pas pour des raisons plutôt obscures... ET pour information, équilibrer une équation n'est en rien une convention. Cela permet de décrire ce qui se passe réellement et les coefficients stœchiométriques ont leurs importances pour les calculs de thermodynamique.

Bref, au moins j'ai un peu mieux compris ce que je demandais (équilibre de réaction) mais il m'a quand même fallu y aller aux forceps, finissant par raisonner par l'absurde sur des tweets qui auraient gagné à être transformés en développement (ou à défaut : linker des références -- cours, articles, images, etc) et à recentrer/définir chaque notion bien distinctement plutôt que joyeusement mélanger et démerde-toi-si-tu-te-gourres-à-la-lecture. Il existe plus d'un lecteur qui apprécient davantage une éxplication développée/structurée que des tweets snipés au petit bonheur-la-chance.

Je te rappelle que tu es venue donner des explications ICILabas, ce qui sous-entend que tu maitrisais le sujet. Si tu as besoin d'autant d'explication, c'est que tu ne maitrises finalement pas le sujet. Il serait donc bon que tu t'abstiennes de répondre à tous les sujets quand tu ne sais pas de quoi tu parles. Ce n'est pas la première fois que tu fais des erreurs en chimie. Si tu as besoin d'apprendre, ouvre donc tes propres sujets et évite de reprendre ceux dont c'est le métier.

[gts2]

Question annexe : si la consommation d'énergie n'est pas ce qui détermine la spontanéité ou même la réversibilité d'une réaction, qu'est-ce qui détermine chacune quand ça arrive ?

Si vous entendez par spontané uniquement la partie thermo (autrement dit spontané comme une pile qui débit opposé à forcé dans un électrolyseur) : c'est l'enthalpie libre : le sens favorisé est celui pour lequel
Pour ce qui est de la réversibilité idem (au sens thermo pas au sens chimique), la création d'entropie est liée à l'enthalpie libre de réaction.

[Appex]

Le sens de la réaction est donné par le signe de l'enthalpie libre. Comment cela ne peut-il pas vous intéresser ?

C'est même le ba ba du thermodynamicien.

[ICILabas]

Donc si j'ai bien compris :

On a alors 2 types de "réversibilités": une en thermo et une chimie. Où en chimie le deltaG nous donne le sens de la réaction, si - => Réaction vers la droite et si + => réaction vers la gauche. Mais comment pouvons connaître le caractère réversible ou irréversible d'une réaction juste en connaissant son sens (je ne veux pas dire de bétises, mais une réaction dirigé vers la droite peut-être réversible comme irréversible, non ? ).

Concernant, la thermodynamique je n'ai pas trop compris ( les règles en chimies ne sont-elles pas les mêmes en thermodynamique ? en tout cas par rapport aux signes du deltaG, : si le signe est -ve, la réaction est spontané et si +ve elle ne l'est pas)

De plus, j'ai lu dans un des messages que pour qu'une réaction soit spontané il faut qu'en plus du deltaG qui doit être négative, le deltaH le soit également. Une réaction n'est-elle pas directement spontanné lorsque son deltaG est négative ? Je pose la question car on avait une question de ce genre dans un QCM d'entraiment et j'avais coché la réponse disant que pour qu'une réaction soit spontanné il faut que sont deltaG soit négative.

Aussi, en chimie on me demandait si une réaction était réverssible ou non (Avant cela on avait dû faire des calcules concernant le deltaG, deltaH,...), je n'ai pas trop compris comment je peux le savoir grâçe à ce genre de calcule.

[noir_ecaille]

Il n'y a de confusionnant que dans ce que tu ne comprends pas. Ce sont des notions basiques de chimie. Un peu d'humilité peut-être pour reconnaitre que tu ne les maitrises pas ?
(...)
Je te rappelle que tu es venue donner des explications ICILabas, ce qui sous-entend que tu maitrisais le sujet. Si tu as besoin d'autant d'explication, c'est que tu ne maitrises finalement pas le sujet. Il serait donc bon que tu t'abstiennes de répondre à tous les sujets quand tu ne sais pas de quoi tu parles. Ce n'est pas la première fois que tu fais des erreurs en chimie. Si tu as besoin d'apprendre, ouvre donc tes propres sujets et évite de reprendre ceux dont c'est le métier.

Personne ne lui répondant alors qu'il y avait des habitués en ligne, j'ai eu pitié et avec mon maigre bagage et mes souvenirs, j'ai répondu. J'ai retenu un minimum de notions donc je ne maîtrise pas mais deux trois fois il semble que ça ait suffi (comme une autre fois où par exemple un pauvre élève demandait si sa réaction à l'iode était bonne, bah j'ai fini par répondre humblement et personne n'est jamais venu confirmer derrière malgré mes appels).

Tu devrais peut-être t'intéresser un peu plus aux notions que tu sembles vouloir expliquer mais que tu ne maitrises pas du tout.
Aucune confusion dans mes propos, juste de l'incompréhension de ta part.

Si je n'étais pas intéressée, je n'essaierai pas même de répondre ou lire. Ce qui me chagrine, c'est d'avoir des réponses expéditives qui n'aident guère à surpasser mon incompréhension si je me gourre. C'est frustrant.

Comme l'a aussi indiqué gts2 c'est à l'enthalpie libre qu'il faut s'intéresser et non à l'enthalpie. Tu as fait plusieurs erreurs dans ton raisonnement, ce n'est pas en voulant noyer le poisson que tes erreurs deviennent des vérités.

Explication point par point plutôt que toujours noyer le poisson ?
Parce que je rale mais quand j'en viens à me demander "attends, on parle toujorus du même équilibre ??? et quel est le rapport ???" c'est bien plus que de l'incompréhension de ma part, y'a aussi comme une volonté de m'offrir du vrac et de tout mais sans structure, et donc nique-ta-compréhension comme je ne suis pas dans la tête de celui qui pond une phrase avec une tierse notion dont on est d'accord que c'est annexe au mieux, voire que ça ne répondait pas à la question que j'avais posée (quoi être déplacement d'équilibre de réaction et non pas comment écrire équation, mais à un moment si on me met les deux en guise réponse sans expliquer le déplacment ==> dois-je déduire que c'est synonyme ???).

Y'a peut-être un fond de vérité mais une vérité "toute nue", ça n'existe guère en communication entre deux personnes (les évènements en cours nous prouvent combien c'est plus compliqué et laborieux). De même qu'il existe des formulations adéquates quand on veut transmettre sans perte ni méprise, et c'est pas faute de vouloir comprendre en l'occurrence

Il y a une énorme différence entre dire qu'il fait -10 °C ou que la température a varié de 10 °C. Et indique moi où je t'ai dit que la "variation libre" n'avait pas de signe... Cette phrase ne veut rien dire... Tu ne sembles toujours pas comprendre qu'il y a "l'enthalpie" et "l'enthalpie libre" qui sont deux notions différentes.

Là :

Attention à ne pas confondre enthalpie et delta G. De plus, l'enthalpie est la fonction "H" alors que "G" désigne l'enthalpie libre. Ce sont deux notions différentes.

Attention également, un réactif ne peut pas avoir un "delat G" car un delta concerne une variation et donc une réaction. De plus, cette variation concerne un système et non une seule espèce chimique prise comme ça. "Une enthalpie positive pour le réactif" n'a pas de sens non plus, une enthalpie est liée à un système à un instant t et ne désigne pas une variation. Son signe ne donne aucune indication.

Bah c'est ce que j'appelle un tweet pas très loquace, propre à en perdre son latin. Donc merci de rectifier et surtout développer vos différents points.

Il te suffit de relire les précédents messages, 3 personnes ont apporté des informations sur le sujet.

Preuve que ça ne suffit pas : je peine à comprendre mon erreur et surtout quoi être juste en lieu et place de ma méprise ? Donc c'est bien je sais que j'ai "faux" mais pas "comment". Pour ce qui est du Eurêka, visiblement je vais devoir rester sur ma faim concernant cette enthalpie, ou encore l'irréversibilité comme demandé en primo-post.

Pourquoi tant de désobligeance ? Répondre à tes questions ne te va pas ?

Oui ça me va, non ça ne me va pas complètement. Des réponses qui aident à clarifier, c'est déjà ça. J'en venais à croire que je ne savais plus lire, à force de voir des réponses qui m'ont perdue plus qu'autre chose. Bref c'est sûr jen 'ai pas compris l'enthalpie, c'est sûr j'avais oublié le déplacement d'équilibre, mais c'est encore plus sûr que j'en venais à me demander ce que signifiait ce que je lisais. Au moins pour ce qui concerne la réponse sur les équilibres, vous avez indirectement répondu en ne donnant qu'une définition sur les deux. Ce que je je préfère (même si ma réponse est un peu acerbe parce que les formulations tweet, c'est pas tip-top pour expliquer) car au moins j'ai compris. Mais pour une réponse que finalement je connais finalement J'ai (bien plus) besoin la même chose mais côté enthalpie, libre ou pas.

Tu te rends bien compte que tu poses la question et quand on t'apporte la réponse cela ne te convient pas pour des raisons plutôt obscures...

La raison n'est pas obscure : j'ironise que je viens de comprendre que non, je n'ai pas mal compris ce qu'est une équation équilibrée, mais bon sens certains "tweets" de ce fil m'en faisaient presque douter.
Par à quel endroit je me plains quand j'ai l'explication-rappel demandé sur les réactions réversibles et les déplacements d'équilibre ?

ET pour information, équilibrer une équation n'est en rien une convention. Cela permet de décrire ce qui se passe réellement et les coefficients stœchiométriques ont leurs importances pour les calculs de thermodynamique.

Bah c'est bien une convention puisque c'est un système symbolique permettant de décrire ce qui se passe. Par exemple les réactifs à gauche et les produits à droite, non ? Il y a même plusieurs formes mais ça reste convenu (= usage de symboles, par exemple C c'est pour un carbone, etc) pour pouvoir modéliser ce qui se passe.

[noir_ecaille]

J'ai l'impression qu'il y a deux "réversibles" :
1- Thermo : , c'est irréversible au sens de la thermo : il y a création d'entropie.
2- Chimie : réversible au sens où la réaction peut se produire dans un sens ou un autre.

Restons-en à la chimie, si possible.

Si vous entendez par spontané uniquement la partie thermo (autrement dit spontané comme une pile qui débit opposé à forcé dans un électrolyseur) : c'est l'enthalpie libre : le sens favorisé est celui pour lequel
Pour ce qui est de la réversibilité idem (au sens thermo pas au sens chimique), la création d'entropie est liée à l'enthalpie libre de réaction.

Donc l'enthalpie libre, ça correspond à quoi et ça se calcule comment ?

[gts2]

Donc l'enthalpie libre, ça se calcule comment ?

G=H-TS avec H l'enthalpie, T la température et S l'entropie. On cherche un sens d'évolution et qui dit sens d'évolution dit second principe et entropie.
Si on calcule l'entropie créée, on tombe à un facteur près sur , avec une partie énergie H et une partie entropique TS.

Dans l'exemple que vous donnez, C6H12O6 + 6 O2 ==> 6 CO2 + 6 H2O, la partie entropique est faible donc on ne peut pas voir le problème.
Pour avoir une partie entropique importante il faut soit des gaz (les votres O2 et CO2 s'équilibrent) soit des phénomènes de solvatation.
Exemple : NH₄NO₃ (s) -> NH₄⁺(aq)+ NO₃^-(aq) avec un de +27,5 kJ/mol dont absorbe de l'énergie (compresse froide instantanée) et un de -6,8 kJ/mol qui fait que la réaction se fait dans le sens indiqué.

[gts2]

On a alors 2 types de "réversibilités": une en thermo et une chimie. Où en chimie le deltaG nous donne le sens de la réaction, si - => Réaction vers la droite et si + => réaction vers la gauche.

Oui et non, parce que la chimie fait intervenir la thermo, disons que la notion de réversibilité auquel vous faites allusion concerne plutôt le problème de savoir si une réaction ou non (équilibre).
Disons que le sens que vous donnez à ce mot (réversible) correspond à de la chimie du secondaire (si vous ouvrez un bouquin de thermochimie, réversible au sens où vous l'entendez n'est pas dans l'index)

La réponse à votre question est dans la variance v : si vous imposez un nombre de paramètres intensifs égal à v, un équilibre est possible (votre réversible), cet équilibre pouvant éventuellement être fortement déplacé dans un sens ou un utre ; si vous imposez un nombre plus grand que v, la réaction est complète.

Mais comment pouvons connaître le caractère réversible ou irréversible d'une réaction juste en connaissant son sens (je ne veux pas dire de bétises, mais une réaction dirigé vers la droite peut-être réversible comme irréversible, non ? ).

Encore une fois vous mélangez les deux notions, réversible au sens de la thermo : toute réaction, sauf cas particulier, est irréversible.
Réversible au sens où vous l'entendez ne peut être lié au sens d'une réaction puisque, par définition, cela signifie qu'un équilibre est possible et donc que les deux sens sont possibles.

Concernant, la thermodynamique je n'ai pas trop compris ( les règles en chimies ne sont-elles pas les mêmes en thermodynamique ? en tout cas par rapport aux signes du deltaG, : si le signe est -ve, la réaction est spontané et si +ve elle ne l'est pas).

La réaction a lieu dans le sens \Delta_rG<0.

De plus, j'ai lu dans un des messages que pour qu'une réaction soit spontané il faut qu'en plus du deltaG qui doit être négative, le deltaH le soit également. Une réaction n'est-elle pas directement spontanné lorsque son deltaG est négative ?

Là , c'est clairement faux : voir l'exemple du message précédent NH4NO3 (s) -> NH4+(aq)+ NO3-(aq)

On me demandait si une réaction était réversible ou non (Avant cela on avait dû faire des calcules concernant le deltaG, deltaH,...), je n'ai pas trop compris comment je peux le savoir grâce à ce genre de calcul.

Si c'est au sens donne un équilibre : variance.

Pour pouvoir répondre plus précisément, si vous donniez un (des) exemples, pour que l'on comprenne ce que sous-entend ce QCM

[gts2]

J'ai mis du temps à réagir !
Je corrige ma première ligne "la notion de réversibilité auquel vous faites allusion concerne plutôt le problème de savoir si une réaction est totale ou non (équilibre)."
Le totale était resté dans l'encrier.

[noir_ecaille]

G=H-TS avec H l'enthalpie, T la température et S l'entropie. On cherche un sens d'évolution et qui dit sens d'évolution dit second principe et entropie.
Si on calcule l'entropie créée, on tombe à un facteur près sur , avec une partie énergie H et une partie entropique TS.

Dans l'exemple que vous donnez, C6H12O6 + 6 O2 ==> 6 CO2 + 6 H2O, la partie entropique est faible donc on ne peut pas voir le problème.
Pour avoir une partie entropique importante il faut soit des gaz (les votres O2 et CO2 s'équilibrent) soit des phénomènes de solvatation.
Exemple : NH₄NO₃ (s) -> NH₄⁺(aq)+ NO₃^-(aq) avec un de +27,5 kJ/mol dont absorbe de l'énergie (compresse froide instantanée) et un de -6,8 kJ/mol qui fait que la réaction se fait dans le sens indiqué.

Yes ! des infos Merveilleux choix d'exemple. Ca donne à réfléchir

D'ailleurs question parce que souvent confusion : la température ne fait pas partie des moyens de mesurer l'énergie d'un système ? J'ai conscience que ça n'est pas écrit en l'air, ergo je veux comprendre pourquoi c'est dans la partie entropique.

[Kemiste]

Personne ne lui répondant alors qu'il y avait des habitués en ligne, j'ai eu pitié et avec mon maigre bagage et mes souvenirs, j'ai répondu. J'ai retenu un minimum de notions donc je ne maîtrise pas mais deux trois fois il semble que ça ait suffi (comme une autre fois où par exemple un pauvre élève demandait si sa réaction à l'iode était bonne, bah j'ai fini par répondre humblement et personne n'est jamais venu confirmer derrière malgré mes appels).

Personne ne te demande de répondre à toutes les discussions. En essayant d'être partout, tu diffuses de fausses informations, ce qui est contre-productif. Si tu ne sais pas de quoi tu parles, n'affirme pas les choses comme tu le fais.

Si je n'étais pas intéressée, je n'essaierai pas même de répondre ou lire. Ce qui me chagrine, c'est d'avoir des réponses expéditives qui n'aident guère à surpasser mon incompréhension si je me gourre. C'est frustrant.

Le principal problème c'est que tu affirmes des choses en donnant l'illusion que tu maitrises les notions. Comment savoir ce que tu maitrises ou non ?

Explication point par point plutôt que toujours noyer le poisson ?

Le poisson n'est pas noyé, nous n'avons évoqué que des notions de base pour le moment. Tu t'es toi-même induite en erreur toute seule en mélangeant des notions comme "enthalpie", "enthalpie libre", valeur, variation... Enc himie, comme dans les autres disciplines, il y a un vocabulaire précis, des définitions précises... C'est ce vocabulaire qui a été utilisé ici que tu trouves confusant.

[...] Bah c'est ce que j'appelle un tweet pas très loquace, propre à en perdre son latin. Donc merci de rectifier et surtout développer vos différents points. [...]

Tu te focalises sur cette histoire de "tweets" mais tu te rends bien compte qu'on ne peut pas expliquer tout un cours de thermodynamique sur un forum. Si tu as des questions, n'ironise pas, ouvre des discussions et ne répond pas "non" quand on te donne des informations que tu ne maitrises pas. Evite de dire que des notions sont inutiles alors qu'elles sont primordiales pour la question. N'essaye pas de partir dans tous les sens et essaye de prendre en compte les contributions.

Ce n'est pas valable que pour ce sujet en particulier. L'objectif du forum n'est pas de participer au plus de discussions possible.

[noir_ecaille]

Tu te focalises sur cette histoire de "tweets" mais tu te rends bien compte qu'on ne peut pas expliquer tout un cours de thermodynamique sur un forum.

Non, mais on peut faire un peu de péagogie. gts2 a bien choisi son exemple. Même si par méta-analyse je n'ai encore qu'une maigre idée des notions, ça m'a aidé à replacer les notions en question, et leurs relations. Et surtout ça permet de casser cet a priori que j'avais par rapport à ce qui est exothermique/endothermique et le sens de réaction. Ca me pose d'autres questions bien sûr, MAIS déjà je visualise beaucoup mieux chaque terme dans l'équation (donc qui est quoi, même si sans doute pas encore suffisamment bien qui "fait" quoi) et au moins une partie de mes méprises.

Et je parle de "tweets" parce que ça en disait à la fois trop et pas assez. Trop parce qu'il y a eu des trucs qui m'ont perdu plus qu'aider, pas assez parce qu'en reformulant encore et encore les infos pour vous montrer que ça n'est pas évident sans structurer, je restais sur ma faim...

Si tu as des questions, n'ironise pas, ouvre des discussions et ne répond pas "non" quand on te donne des informations que tu ne maitrises pas. Evite de dire que des notions sont inutiles alors qu'elles sont primordiales pour la question.

Genre "non, c'est bien une convention qui utilise des symboles" ? Ou genre l'utilité de parler des équations équilibrées pour presque dire que c'est pareil qu'un équilibre de réaction mais finalement non c'est pas pareil ? Si c'est pas inutile alors c'est mal amené. J'ai bien mieux compris l'explication sur le déplacement d'équilibre sans qu'on y rentre au pied de biche les (implicites) équations équilibrées. C'était plus clair.

N'essaye pas de partir dans tous les sens et essaye de prendre en compte les contributions.

Ce n'est pas valable que pour ce sujet en particulier. L'objectif du forum n'est pas de participer au plus de discussions possible.

Donc "TG et poste que si t'as bon" ? Bah comment être sûr avant de poster ? Comment savoir que je j'ignore mal comprendre ? A part en postant et qu'on m'explique bien, bah je vois pas

Et ne pas me targuer de "participer au plus de discussions possible". Surtout quand je ne poste que dans deux ou trois sujet par an concernant sur ladite section

[gts2]

La température ne fait pas partie des moyens de mesurer l'énergie d'un système ? J'ai conscience que ça n'est pas écrit en l'air, ergo je veux comprendre pourquoi c'est dans la partie entropique.

En fait T intervient trois fois H(T)-T x S(T), dont l'énergie est bien liée à la température (H(T)), mais aussi à l'entropie (S(T)) (le "désordre" augmente avec T) et enfin le rôle de la partie entropique est plus importante quand la température augmente (T x)

[noir_ecaille]

En fait T intervient trois fois H(T)-T x S(T), dont l'énergie est bien liée à la température (H(T)), mais aussi à l'entropie (S(T)) (le "désordre" augmente avec T) et enfin le rôle de la partie entropique est plus importante quand la température augmente (T x)

Merci beaucoup

J'ai vu plus haut évoqué une différence entre réversibilité "chimique" et "physique". J'en comprends que la "réversibilité chimique", c'est surtout question d'avoir deux réactions se répondant (une réaction dans un sens + sa réciproque). Du coup est-ce que ça revient à calculer deux enthalpies libres différentes ?

[Kemiste]

Genre "non, c'est bien une convention qui utilise des symboles" ? Ou genre l'utilité de parler des équations équilibrées pour presque dire que c'est pareil qu'un équilibre de réaction mais finalement non c'est pas pareil ? Si c'est pas inutile alors c'est mal amené. J'ai bien mieux compris l'explication sur le déplacement d'équilibre sans qu'on y rentre au pied de biche les (implicites) équations équilibrées. C'était plus clair.

Il n'a jamais été dit qu'une équation équilibrée et qu'un déplacement d'équilibre était la même chose. Tu l'as interprété comme tel quand il a été question du déplacement d'équilibre et que tu as affirmé qu'un équilibre ne se déplaçait pas alors que c'est une notion hyper basique en chimie. De même avec la notion d'enthalpie libre que tu nous a répété par plusieurs fois qu'elle n'avait pas d'intérêts... Que tu ne connaisses pas certaines notions, ce n'est pas un problème mais un peu d'humilité quand on t'explique certaines de tes erreurs.

Donc "TG et poste que si t'as bon" ? Bah comment être sûr avant de poster ? Comment savoir que je j'ignore mal comprendre ? A part en postant et qu'on m'explique bien, bah je vois pas

Je n'ai jamais dit TG mais quand tu maitrises un sujet tu ne te poses pas la question de savoir si oui ou non ta réponse est juste. Tu ne maitrises pas la chimie dans ce que j'ai vu donc le mieux serait de simplement poser des questions et de ne pas répondre juste pour répondre. Tu induis en erreur ceux qui posent des questions. Ce n'est pas productif.

Et ne pas me targuer de "participer au plus de discussions possible". Surtout quand je ne poste que dans deux ou trois sujet par an concernant sur ladite section

Je ne pensais pas qu'à la chimie mais là c'est HS.

[gts2]

avoir deux réactions se répondant (une réaction dans un sens + sa réciproque). Du coup est-ce que ça revient à calculer deux enthalpies libres différentes ?

C'est la même équation écrite à l'envers, donc juste un changement de signe.