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Module 1: Thermodynamique

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Δ G = Δ H-T Δ SL'énergie libre de Gibbs, qui n'est rien d'autre que la variation de l'énergie libre du système, est utilisée comme indicateur pour déterminer si une réaction est spontanée ou non ; et si une réaction est thermodynamiquement favorable.Dans cette équation: Δ G représente le changement dans l'énergie libre de Gibbs ; Δ H représente le changement d'enthalpie, T représente la température en Kelvin, Δ S représente le changement d'entropie. Une réaction est spontanée si Δ G < 0 ou négatif.La réaction est non – spontanée si Δ G > 0 ou positif.Pour la réaction, le changement dans l'enthalpie Δ H =-437 kJ et le changement dans l'entropie Δ S = + 272 kJ/ K. Pour ce problème, laissez ’ s supposer que la valeur de Δ H et Δ S reste constante à toutes les températures.Tenez compte de la réaction suivante.A l'aide de cette équation Δ G =-437 – 272 *T, la valeur de Δ G est toujours négatif à toutes les températures.Par exemple, si nous substituons T = 100 ° C (= 373,15 K), l'équation Δ G devient – ve comme indiqué ici.De même, à T = -50 ° C (qui est = 223.15 K), l'équation Δ G devient – ve comme indiqué ici.Par conséquent, pour cette réaction, aux valeurs données de Δ H et Δ S, l'énergie libre de Gibbs est toujours négative.Cette réaction est thermodynamiquement favorable et spontanée à toutes les températures tant que les valeurs de Δ H sont négatives et que Δ S est positif.A présent considéré une autre Exemple qui est le processus de Haber ’ où le gaz d'azote réagit avec le gaz d'hydrogène pour Produire de l'ammoniac.Pour cette réaction, la valeur de Δ H = + 300 kJ et Δ S = + 1000 J/K.Les unités de Δ S sont en joules et sont converties en kilojoules.So, Δ S = 1000 J/K = 1 kJ/K.La valeur de Δ H et Δ S est remplacée par l'équation Δ G = Δ H-T Δ S. Nous obtenons une équation Δ G = + 300 – 1 * T. Le signe général de Δ G dépend de la température. Par exemple, à T = 25 ° C, qui est 298 K, la valeur de Δ G = + 2 kJ. Etant donné que Δ G > 0 (signe positif), la réaction n'est pas thermodynamiquement favorable.Considérons un autre exemple où la température T = 100 ° C (373,15 K), la valeur de Δ G =-73.15 kJ.La valeur de Δ G est négative et inférieure à 0. La réaction est donc thermodynamiquement favorable. Par conséquent, pour la valeur donnée d'enthalpie et d'entropie, Δ G < 0 uniquement à hautes températures.La table ici représente les conditions auxquelles une réaction devient thermodynamiquement favorable.Il s'agit d'une méthode de raccourci utilisée pour déterminer la bonne réponse thermodynamique en fonction du signe associé à Δ H et Δ S.