Hello =)

Alors, on a :




Le même raisonnement peut être fait avec d, et donc



ou encore :

\Delta G_{T=cste}=V\Delta P



Donc je ne comprends pas ton G₁ et G₂... Ca représente quoi concrètement ?

voilà  mon exercice
Les deux formes allotropiques de CaCO3(s) sont : la calcite et l'aragonite.
Dans les conditions standards, les entropies molaires absolues de la calcite et
de l'aragonite sont respectivement : 92,80J.mol-1 et 88,62 J.mol-1.
Leurs enthalpies molaires standards de formation sont respectivement :
-1205,72kJ.mol-1 et -1205,90kJ.mol-1. La transition de la calcite à l'aragonite
se fait avec diminution de volume de 2,75cm3.mol-1.
1. Déterminer l'accroissement d'enthalpie libre pour la transition
calcite → aragonite à 25°C sous une atmosphère.
2. Laquelle des deux formes est la plus stable dans ces conditions?
3. De combien faut-il accroître la pression, la température restant
constante, pour que l'autre forme devienne stable ?

le probleme que j'ai posé est dans la correction de la question 3 j'ai pas compris pourquoi d(∆G) = (∆V)d p
et pourquoi
∆G2-∆G1=∆V.∆P
??

1. Soit la réaction Ca(s)Ar (1) où Ca est la calcite et Ar, l'aragonite.



2. Dans ce cas, il faut regarder le signe de _rG⁰₁. S'il est positif, alors c'est le Ca le plus stable. S'il est négatif, la réaction se fait dans le sens direct, et c'est l'Ar le plus stable. (Rappel : réaction dans le sens direct si _rG<0.

3. Il faut faire appel aux potentiels chimiques. A l'équilibre chimique on a




Je ne veux pas prendre le risque de dire des bêtises (je suis en physique, et ça fait longtemps que j'ai plus fait de thermochimie ^^) alors,est-ce que ça t'a aidé ? =)

Merci beaucoup pour ta réponse c'est utile
mais on a pas encore étudié ce que vous venez d'ecrire à la question 3

Derein ! mais dans la réponse 3, c'est le seul moyen que je vois pour expliquer ton PV. Je te repondrais si je me rappelle de la suite des calculs.

Bonne journee !