Bonjour à toutes et à tous.
En révisant mes cours de thermo je me suis heurté à une grande incompréhension en ce qui concerne l'enthalpie libre (G).
Je vous expose mon problème :
On nous présente G en nous disant G=U+PV-TS.
-On en déduit via le premier et second principe dG<=VdP-SdT (j'omets le travail utile, et je rappelle que l'inégalité viens de deltaQ<=TdS). On en déduit ainsique à T et P constants G est le potentiel thermodynamique (puisqu'alors dG<=0).
-Cependant, on montre juste après via l'identité thermo (dU=TdS-PdV) que dG=dU+PdV+VdP-TdS-SdT=VdP-SdT
Ainsi on a dG<=VdP-SdT (1) et dG=VdP-SdT (2)
Je dirai que cette apparente "contradiction" est du au fait que dans (1) on évolue vers un état d'équilibre tandis que (2) n'est valable que pour une transformation entre 2 états d'équilibre (sous forme intégré). Bref que (1) et (2) ne sont pas valable dans les mêmes conditions.
Enfin bon, cette réponse ne me convainc pas vraiment et j'espère que l'un d'entre vous pourra me venir en aide!
Merci par avance.
(Et j'espère avoir été assez clair^^)
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