Thermodynamique : Delta G standard positif…

[Marius1213]

Bonjour, il y a quelque chose que je ne comprends pas très bien :


Quand une réaction est mise dans les conditions standards, et que celle ci a un delta G standard positif… cela veut dire que la réaction est thermodynamiquement non favorable, que la constante k est inférieure à 1 et que donc il y a, à l’équilibre, plus de réactifs que de produits non ? ( pour l’instant je suis presque sûr à 100% de ce que je dit)


Mais, est ce que cela veut dire que strictement aucun produit n’est créé ? (La réaction ayant toujours lieu dans les conditions standard) Ou juste qu’à l’équilibre il y a plus de réactifs que de produits, mais qu’il peut quand même y avoir une formation (aussi petite soit elle) de produits ?


En gros, toujours dans les conditions standards, est ce que une réaction avec un Delta G standard de 0,1 ne crée pas de produits, tout comme une réaction, dans les conditions standard, qui aurait un Delta G de 10000, ne créerai également pas de produits du tout ?

Est ce qu’il suffit qu’une réaction , mise dans les conditions standards, aie un Delta G supérieur à 0 pour que strictement aucun produit ne soit « créé*» ?
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[gts2]

Quand une réaction ... a un delta G standard positif… cela veut dire que la réaction est thermodynamiquement non favorable, que la constante K est inférieure à 1 et que donc il y a, à l’équilibre, plus de réactifs que de produits non ?

Plus de réactifs que de produits, c'est l'idée, mais disons avec des guillemets : par exemple un solide pur c'est a=1 quelque soit la quantité.

Est ce que cela veut dire que strictement aucun produit n’est créé ? juste qu’à l’équilibre il y a plus de réactifs que de produits, mais qu’il peut quand même y avoir une formation (aussi petite soit elle) de produits ?

Si c'est "dans les conditions standards" donc Q=1, "et G de réaction standard positif" donc K<1, soit , la réaction a lieu dans le sens inverse donc pas de produits créés.

Une remarque de notation : est la variation de G alors que est l'enthalpie libre de réaction, donc éviter d'utiliser la même notation pour deux grandeurs différentes.

[Marius1213]

Merci pour votre réponse, donc c’est correct de dire que tant que le Delta r G (standard)>0 il y a strictement aucun produit qui n’est créé, même si le Delta r G (standard) est de 0,0001 imaginons…?

Merci encore !


Et pour revenir sur mon erreur de notation, ce qui est faux c’est que :

ΔG mesure le potentiel énergétique global d'un système, tandis que ΔrG mesure le changement d'énergie libre de Gibbs spécifique par mole de réaction dans le cadre des réactions chimiques… c’est juste ?

[gts2]

Merci pour votre réponse, donc c’est correct de dire que tant que le Delta r G (standard)>0 il y a strictement aucun produit qui n’est créé, même si le Delta r G (standard) est de 0,0001 imaginons…?

Oui

ΔG mesure le potentiel énergétique global d'un système, tandis que ΔrG mesure le changement d'énergie libre de Gibbs spécifique par mole de réaction dans le cadre des réactions chimiques… c’est juste ?

L'enthalpie libre G (pas ΔG) peut être considéré comme un potentiel à T et P constantes.
ΔG est la variation de G entre deux états et donc ΔG<0 à T et P constantes.

[A voir en vidéo sur Futura]