température de flamme

[linu]

bonjour a tous,
Je me rend compte que j ai de gros problemes de compréhension (je mélange un peu tout). Donc j espere que vous pourrez m aider.

je m'interesse a la reaction CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O
je souhaite savoir si mon systeme réagit de maniere spontané donc je calcule l'energie de Gibbs (<0 ?)mais est ce que ca a du sens car T varie beaucoup (T_f - T_i >> 0 ) et l'energie de Gibbs ne marche que sur des systemes isothermes ?
solutions possibles :
1) mon systeme ne concerne pas uniquement l'endroit ou sera ma flamme, mais je prend un espace beaucoup plus grand afin que la température de mon systeme ne varie pas. par exemple j'allume un briquet dans une salle de 200m² et mon systeme est la salle de 200m² donc la température ne varie pas ?
2) la vitesse de la reaction est tres tres lente et donc T ne varie pas (mais pas applicable dans le cas d'une flamme)
3) L'enthalpie dégagée par le systeme est tout de suite absorbée par l'environnement et donc T ne varie pas

Ensuite T_f = T_i + ΔH/cp
et cp = cp(CO₂) + 2*cp(H₂O) + 8*cp(N₂) car mon briquet a comme reserve 1 mole de CH₄, mais est ce vraiment pertinent ce calcule, car au debut de la reaction j ai encore du dioxygene et du methane dans mon systeme qui va etre chauffé donc le cp me semble faux

Et pour finir l'enthalpie est importante 800kJ/mole mais le systeme peut gagner cette énergie dans 1 milliard d'année donc il faudrait s assurer que la reaction soit rapide en calculant la constante de vitesse k(T) sinon ca n a pas trop d'interet ?

Merci d'avance pour votre aide
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[gts2]

Bonjour,

L'énergie de Gibbs de réaction donne l'entropie créée, il suffit qu'elle soit négative de Ti à Tf pour que la réaction puisse avoir lieu.
Formellement : avec T dépendant lui-même de l'avancement.
Autrement dit l'énergie de Gibbs ne fonctionne pas que sur des systèmes isothermes, mais sur des systèmes de température définie ce qui est différent.
On pourrait imaginer une réaction qui initialement a un voit sa température augmenter jusqu'à un état d'équilibre

Dans votre formule, le Cp est le Cp final si est celui initial (ou le Cp initial si est celui final), plutôt que d'utiliser une formule toute faite, faites la démonstration.

Votre raisonnement est bien sûr un raisonnement thermo sans prise en compte de la cinétique : on détermine (sous conditions) l'état final sans se poser de question sur la durée.

[linu]

merci gts2 pour ta réponse.
tu dis : "Autrement dit l'énergie de Gibbs ne fonctionne pas que sur des systèmes isothermes, mais sur des systèmes de température définie ce qui est différent." donc l'energie de Gibbs marche sur des systemes ou la température varie selon une plage défini ? pourtant la demonstration de la formule de l'energie de Gibbs part de ΔS = Q/T et ceci n est valable que si c'est isotherme ou j'ai mal compris un truc ?

la démonstration ? tu veux dire avec ΔH = Intrégrale( Cp*dT ) et Cp varie au cours de la réaction, donc quand je prend le Cp final je simplifie le calcul pour avoir un ordre de grandeur ?

[gts2]

"Autrement dit l'énergie de Gibbs ne fonctionne pas que sur des systèmes isothermes, mais sur des systèmes de température définie ce qui est différent." donc l'energie de Gibbs marche sur des systemes ou la température varie selon une plage défini ? pourtant la démonstration de la formule de l'énergie de Gibbs part de ΔS = Q/T et ceci n est valable que si c'est isotherme ou j'ai mal compris un truc ?

Je ne sais pas trop quelle démonstration vous avez faite (partir d'une égalité pour arriver à une inégalité ?), mais il ne faut pas confondre G pour lequel on a, en effet, dG<0 si isotherme et isobare et Δ_rG l'enthalpie libre de réaction pour laquelle on a dS_c(chimique)=-Δ_rG dξ /T>0 sans hypothèses particulières et concernant un état (T,P,ξ) et non une transformation.

la démonstration ? tu veux dire avec ΔH = Intrégrale( Cp*dT ) et Cp varie au cours de la réaction, donc quand je prend le Cp final je simplifie le calcul pour avoir un ordre de grandeur ?

Oui, mais cela c'est juste un bout de la démonstration : et comme H est une fonction d'état, l'intégrale ne dépend pas du chemin suivi, on choisit donc un chemin simple :
d'abord réaction à Tinit (premier terme) puis variation de température (donc des produits) pour le deuxième terme soit

[A voir en vidéo sur Futura]

[linu]

ok, ok. donc dans la formule ΔH = 0 = ∫_Ei^Ef ΔHr(Ti)*dE + ∫_Ti^Tf Cp(Ei)*dT on peut dire que ΔHr(Ti) = ΔHr(T) car approximation d'Ellingham et donc ∫_Ei^Ef ΔHr(Ti)*dE = ΔHr(T) car j ai une mole.
Le ∫_Ti^Tf Cp(Ei)*dT me parait impossible a calculer car Cp(Ei) varie tout le temps car les concentrations de mon systeme varient tout le long de ma reaction donc pour simplifier les calculs on prend Cp(Ef) et on prend juste le cp des produits ?

oui tu as raison je confond ΔG standard et ΔG de reaction. Le ΔG standard me permet de savoir si c'est spontané ou non au debut de la reaction, et ΔG de reaction me permet de savoir si c'est toujours spontanée en fonction de l évolution des concentrations et de la temperature?

[jeanne08]

bonjour ...
Je precise un peu ce qui t'a été expliqué parce que tu te compliques un peu trop la vie ... par manque de compréhension...

réaction : CH4 +2 O2 -> CO2 + 2H2O et je me place dans le cas particulier suivant :
état initial : 1 mol CH4 + 2 mol O2 température Ti et pression P ( état A)
état final : 1 mol CO2 +2 mol H2O température Tf pression P (état B )

on suppose que le "calorimètre" est parfait donc qu'entre l'état initial et l'état final il n'y a pas d'échange avec l'extérieur donc delta H = Qp = 0

on peut s'inventer le chemin suivant à pression fixée P pour calculer autrement ce delta H :

état initial : état A -> 1 mol CO2 +2 mol H2O température Ti (étatC) -> état B

ce qui revient à faire la réaction a température fixée Ti puis à chauffer un système de composition fixe de Ti à Tf et la somme des deux deltaH doit faire 0 d'où la dernière ligne du post 4

[gts2]

Le ΔG standard me permet de savoir si c'est spontané ou non au début de la réaction

Le Δ_rG standard (qui est de réaction aussi) permet de savoir si c'est spontané ou non dans les conditions standards, donc ici P(CH4)=P(O2)=P(CO2)=P(H2O)=1 bar, donc pas vraiment l'état au début de la réaction.

Le Δ_rG standard permet de calculer la constante d'équilibre et si celle-ci est très grande, on peut supposer la réaction fortement déplacée vers la droite, c'est plutôt cela que vous utilisez, non ?