Enthalpie libre Equilibres chimiques
III-L'enthalpie libre molaire- Equilibre chimique. III-1-variation de l'enthalpie libre molaire avec la pression Unité de G : J (mol-1 ).
Enthalpie libre évolution et équilibre
Rq : elle se calcule à l'aide des potentiels chimiques ? (sera vu en 3ème année). 2. Variation élémentaire d'enthalpie libre. dG = dH – TdS – SdT. dG = dU + PdV
4. Thermochimie
A température et pression constantes la variation de l'enthalpie libre d'un système est proportionnelle à la variation globale d'entropie du système et de son
La chimie
les unités pour l'entropie sont J/K on définit la variation d'enthalpie libre (?G) à température constante. ?G = ?H -T ?S < 0.
6.2 - Enthalpie libre magnétique de surface gs
représente l'abaissement d'enthalpie libre par unité de surface (plane) d'échantillon. On définit alors une «enthalpie libre magnétique de surface» (par
3 – Application du second principe : Enthalpie libre et entropie
Définir l'enthalpie libre standard de réaction ?rG°. Dans quelle unité est-elle exprimée dans le système international ? • Comment calcule-t-on généralement
Reaction chimique - Thermodynamique - Cinétique
Unité : J.mol-1.K-1 . 3. Principe de Nernst (3ème principe de la thermodynamique) Mesure directe d'une enthalpie libre de réaction : construction d'une ...
Thermodynamique des réactions doxydoréduction; formule de
II.2 Enthalpie libre standard d'une demi-équation rédox et potentiel standard d'un couple rédox. Soit la réaction d'équation schématique Ox + n/2 H2(g)
LA FUSION DES CRISTAUX POLYMERES
II.2- L'enthalpie libre de fusion par unité de volume est ?g = (gl – gc)/vc où gl et gc sont les enthalpies libres par mole dans la phase liquide et dans
Thermodynamique de loxydoréduction
Chapitre 6 : relation entre les grandeurs de réaction et les potentiels d'électrodes. Enthalpie libre électrochimique. la pile à hydrogène. Cours de chimie de
Enthalpie libre ; évolution et équilibre - Le Mans University
Enthalpie libre ; évolution et équilibre I Enthalpie libre 1 Définition G = H – TS G fonction d’état extensive s’exprime en joule Rq : elle se calcule à l’aide des potentiels chimiques ? (sera vu en 3ème année) 2 Variation élémentaire d’enthalpie libre dG = dH – TdS – SdT dG = dU + PdV + VdP – TdS + SdT
Enthalpie libre ; évolution et équilibre - Le Mans University
L'enthalpie libre • la valeur de DG correspond à l'énergie disponible (“libre”) pour faire un travail i e si une réaction a une valeur pour DG de -100 kJ on peut faire un maximum de 100 kJ de travail • considère la combustion de l'hydrogène à une pression de 1 atm et 298 K 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l)
5 Equilibres chimiques - EPFL
m est l’enthalpie libre molaire partielle du constituant dans le mélange Cette grandeur est plus communément appelée potentiel chimique du constituant et notée µ m Le rapport adimensionnel a m = P m / P0 est appelé son activité G (du mélange) = n i µ i µ m = µ0 + RT?ln a m n
Chapitre VI Energie libre – Enthalpie libre
Chapitre VI Energie libre – Enthalpie libre [Tapez le titre du document] Thermodynamique Page 68 VI 3 1 : Variation élémentaire d’enthalpie libre d’un fluide homogène G = H – TS dG = dH – TdS – SdT Or dH = V dP + T dS dG = V dp + TdS – TdS -SdT Soit dG = V dp – SdT (13) V P G S T G P T
Tables des enthalpie de formation standard fH° (en kJmol
Tables des enthalpie de formation standard ? fH° (en kJ mol-1) enthalpie libre de formation standard ? fG° (en kJ mol-1) entropie standard So (en J K-1 mol-1) des corps purs à 29815 K Nom Formule Etat physique 0 ? fH 0 f G S o A acétone CH3COCH3(g) -2167 -1527 3042 acétone CH3COCH3(l) -2482 -1557
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Enthalpie libre et potentiel chimique transparents de cours MP Lycée Montesquieu (Le Mans) Olivier Granier _____ 3 2 – Evolution monotherme et monobare introduction de la fonction G : On va définir la fonction G (enthalpie libre) de la même manière que la fonction H lors de transformations monobares pour lesquelles : ?H = Q
Comment calculer l'enthalpie libre ?
Variation élémentaire d’enthalpie libre dG = dH – TdS – SdT dG = dU + PdV + VdP – TdS + SdT dG = ?Q – PdV + PdV + VdP – TdS +SdT or ?Q = TdS dG = VdP - SdT 3. Influence de la température Toutes autres variables étant maintenues constantes :
Comment calculer l’enthalpie libre de formation données dans les tables thermodynamiques ?
?G0enthalpie libre de formation données dans les tables thermodynamiques (remarque : même convention que pour ?fH° c’est-à-dire ?fG° = 0 pour les corps purs simples) • soit à partir de la relation : rr r ?G (298)00 0=??H (298) T.?S (298)
Quel est le signe de la variation d’enthalpie libre de la réaction ?
La comparaison de Q ret K° permet de trouver le signe de la variation d’enthalpie libre de la réaction et de connaître l’évolution. Exemple d’application: Soit un système à 298K contenant du diazote, du dihydrogène et de l’ammoniac avec les pressions partielles respectives : 2 bar, 1 bar et 3 bar.
Comment calculer l’entropie libre?
I - Définition de la fonction enthalpie libre G : 1 – Exemple de l’entropie : Pour un système thermodynamique thermiquement isolé, le 2ndprincipe donne : ?S =Scr> 0
PSI 2014-15 Page 1 sur 6 DL Thermodynamique de l'oxydoréduction Chapitre 6 : relation entre les grandeurs de réaction et les potentiels d'électrodes. Enthalpie libre électrochimique. la pile à hydrogène Cours de chimie de seconde année PSI
PSI 2014-15 Page 2 sur 6 DL Considérons la cellule galvanique suivante : (-) Zn(s) | Zn2+(aq) | | Ag+(aq) | Ag(s) (+) Lorsqu'elle fonctionne en générateur, c'est une pile, et l'équation de la réaction de fonctionnement est : 2 Ag+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 Ag(s) Lorsque cette pile débite, sa fem e n'est pas nulle et l'on peut écrire, comme pour tout système évoluant à T et p constantes (partie III du chapitre 3) : ΔrG = + µZn2+ + 2µAg(s) - µZn(s) - 2µAg+ = 2(µAg(s) - µAg+) - (µZn(s) - µZn2+ ) Au cours de l'évolution correspondant au transfert de quantité d'électricité dq = 2.F.dξ, on a, pour le système constitué par cette pile :
dG=d(U+pV-TS) = δQ+ δW + δW e +pdV + vdp - TdS - SdT eirr = W v dp -TS -SdTδδ+δWe représente le travail électrique (énergie reçue par le système : elle est négative ici car c'est un fonctionnement en pile) Pour une évolution à T et P constantes : dG = δWe - TδSirr Or :
G=n i i i et dG = µ i .dn i i parce que T,p constantesMais : δWe = e.dq = -e.(n.F.dξ) < 0 (n, nombre d'électrons échangés, est égal à 2 dans notre exemple). On a alors : dG = - n.F.e - TδSirr = Σi µi.dni = ΔrG.dξ Dans des conditions proches de la réversibilité, alors δSirr = 0 et on a ces égalités importantes : ΔrG=-n.F.enreprésentelenombred'électronséchangéseestlaforceélectromotrice(fém)delapile A l'équilibre chimique, l'enthalpie libre de réaction est nulle : ΔrG = 0 ce qui implique e = 0 Cette relation reste valable lorsque tous les constituants physicochimiques de la pile sont dans leur état standard :
PSI 2014-15 Page 3 sur 6 DL ΔrG°(T)=-n.F.e°(T)ΔrG°(T)estl'enthalpielibrestandardàTe°(T)estlaforceélectromotricestandard(fém)delapile e° est la fem standard de la pile et elle ne dépend que de la température T : e= e°(T). Reprenons notre exemple ; on peut également écrire que : ΔrG = -2.F.e = -2.F. (EAg+/Ag - EZn2+/Zn) = -2.F.EAg+/Ag -( -2.F.EZn2+/Zn) ou également : ΔrG = + µZn2+ + 2µAg(s) - µZn(s) - 2µAg+ = 2(µAg(s) - µAg+) - (µZn(s) - µZn2+ ) On associe à tout couple Ox / Red, une enthalpie libre conventionnelle, notée Δrg, définie par : Associéeàlademi-équationélectroniqueécritedanslesensdelaréduction:αOx+ne-=βRedΔrg=-n.F.E n est le nombre d'électrons de la demi-équation F est la constante de Faraday E est le potentiel d'électrode du couple !Dans les conditions standard : on associe à chaque couple d'oxydoréduction, une enthalpie libre standard conventionnelle, notée Δrg°, définie par : Associéeàlademi-équationélectroniqueécritedanslesensdelaréduction:αOx+ne-=βRedΔrg°(T)=-n.F.E°(T) Ainsi ici, nous écrirons : ! Fe3+ + e- = Fe2+ Δrg°1 = - 1.F.E°1 ! Zn2+ + 2 e- = Zn(s) Δrg°2 = - 2.F.E°2 ! Ag(s) = Ag+ + 1 e- Δrg°3 = + 1.F.E°3 (signe " + » car demi-équation écrite dans le sens de l'oxydation) Détermination de grandeurs standard de réactions L'enthalpie libre standard de réaction ΔrG°(T) de la réaction d'oxydoréduction a Ox1 + b Red2 = c Red1 + d Ox2 (n électrons étant échangés) s'écrit : ΔrG°(T) = - n.F.e°(T) = - n.F.(E°1 - E°2) e°(T) étant la fém standard à la température T
PSI 2014-15 Page 4 sur 6 DL Il est possible d'établir les autres expressions des grandeurs standard de réaction : ΔrG°(T)=-n.F.e°(T)ΔrH°(T)=-n.F.e°(T)+n.F.T.de°(T)/dTΔrS°(T)=n.F.de°(T)/dT Rem :()deT
dtest souvent appelé "coefficient de température". Exercice d'application On réalise, sous 1 bar, la pile suivante (comme précé demment, compartiment anodique et cathodique ne sont pas séparés) : Ag(s) / AgCl(s) / K+,Cl- c0 / Hg2Cl2(s) / Hg(l) L'électrolyte est une solution aqueuse de concentration c0 = 0,1 mol.L-1 en chlorure de potassium. A 298 K, on mesure la fém de cette pile : e = EHg - EAg = 50 mV. 1. Montrer que la fém de cette pile est indépendante de la concentration c0 de l'électrolyte. 2. Ecrire la réaction de la pile qui a lieu lorsque la pile débite. 3. Calculer l'enthalpie libre standard de formation du chlorure mercureux solide à 25°C. Données : On donne à 298 K, l'enthalpie standard de formation : ΔfG° (AgCl(s)) = - 109,5 kJ.mol-1
PSI 2014-15 Page 5 sur 6 DL EXERCICE 1 : calcul d'un potentiel standard Le produit de solubilité de Ag2SO3(s) vaut 1,5.10-14 soit : pKs = 13,8 Calculer le potentiel standard du couple Ag2SO3(s)/Ag(s) en utilisant les enthalpies libres standard et les enthalpies libres standard conventionnelles. Donnée : E°Ag+/Ag(s) = 0,80 V
PSI 2014-15 Page 6 sur 6 DL EXERCICE 2 : étude d'une pile Soit une pile zinc/cuivre constituée par les éléments suivants : " Compartiment (1) : lame de zinc plongeant dans une solution de sulfate de zinc(II), de volume V1 = 50 mL, de concentration 0,10 mol.L-1. " Compartiment (2) : lame de cuivre plongeant dans une solution de sulfate de cuivre(Il), de volume V2 = 40 mL, de concentration 0,25 mol.L-1. "Pont salin. L'étude de la pile s'effectue à 298 K, sous P = 1 bar. 1. Quelle est la nature du pont salin et son rôle ? 2. Déterminer le potentiel d'électrode de chacune des électrodes. En déduire la polarité de la pile et calculer sa force électromotrice (f.e.m.) initiale à 298K. 3.Faire le schéma de la pile en précisant le sens de déplacement des porteurs de charge et leur nature lorsque la pile débite. Quelles sont alors les réactions qui ont lieu aux électrodes ? En déduire le nom de chacune des deux électrodes et l'équation - bilan de la réaction de fonctionnement. 4.Quelle est la relation entre l'enthalpie libre de réaction ΔrG de la réaction de fonctionnement et la force électromotrice de la pile, notée e ? Quel est le signe de ΔrG lorsque la pile débite ? Ce signe était - il prévisible ? 5.Déterminer la valeur de ΔrG° à 298 K. En déduire la valeur de la constante d'équilibre K° de la réaction de fonctionnement, à 298 K. 6.Exprimer, en fonction du coefficient de température d e°/dT et éventuellement de la f.e.m. standard e°, les grandeurs standard de réaction ΔrS° et ΔrH°. 7. Calculer les valeurs de ΔrS0 et ΔrH0 à 298 K sachant que de°/dT= -1,083.10-4 V.K-1. Données : On prendra : RT
Ln(x)0,06Log( x)
F à 298 K Couple Zn2+ / Zn(s) : E°1 = -0,76 V Couple Cu2+ / Cu(s) : E°2 = 0,34 Vquotesdbs_dbs35.pdfusesText_40[PDF] fiche fabrication zootrope
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