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Affinité chimique
Bonjour,
J'ai la réaction suivante :
CO(g) + 2H2(g) = CH3OH (g)
et on me demande de trouver l'influence d'une augmentation de pression isotherme ainsi d'une augmentation de température isobare en utilisant l'affinité chimique.
J'ai toujours répondu à ce genre de question grâce au principe de Lechâtelier mais ici je ne comprends pas vraiment ce qu'ils attendent comme réponse ...
Merci d'avance;
Bonjour
J'ai toujours répondu à ce genre de question grâce au principe de Lechâtelier mais ici je ne comprends pas vraiment ce qu'ils attendent comme réponse ...
Justement : les lois de modération de Le Chatelier se démontrent en raisonnant sur l'affinité chimique...
Le principe consiste à partir d'une situation d'équilibre (affinité chimique nulle) et à envisager une augmentation isotherme de pression. Si cette augmentation conduit à une affinité positive, l'équilibre est déplacé dans le sens direct, sinon...
Raisonnement analogue pour une augmentation isobare de température.
Tu trouveras une démonstration générale ici : fiche de chimie n° 6 : "thermochimie.pdf", paragraphe II.8, page 15 et suivantes :
Il te reste à adapter à la réaction étudiée ici...
Alors j'ai essayé de tout reprendre pour que cela soit un peu plus compréhensible pour moi :
Pour l'augmentation de température, je dis que :
Le système est à l'équilibre en T1 : ΔrG (T1) = ΔrG0 + RTln(K1)
On augmente ensuite la température de T1 à T2 : ΔrG= ΔrG0 + RTln(K2)
Comme T2>T1 : on a ΔrG(T1)< ΔrG (T2)
Comme le système est à l'équilibre à T1, on a ΔrG(T1) = 0
Donc ΔrG(T2)>0
On sait que ΔG= -A avec A l'affinité
Si ΔG>0 alors A<0. L'affinité diminue donc l'équilibre est déplacé dans le sens indirect.
Pour l'élévation de pression :
K= PCH3OH P02 / PCO PH22
Si la pression totale augmente, les pressions partielles aussi et donc PCO PH22 augmente ''plus'' que PCH3OH
donc Q<K
Or A=- ΔG = -RTln(K/Q)
Si K>Q, K/Q<1, ln(K/Q)<0 donc -RTln(K/Q)>0 donc A>0 donc évolution sens direct
Ou je peux seulement dire que comme Q < K, Q va augmenter pour atteindre K et donc évoluer dans le sens direct.
Par contre j'ai un soucis avec ΔrG0 et ΔrG ... Je ne comprends pas trop la différence et pourquoi ΔG = RTln(K/Q)
merci d'avance
Pour l'influence d'une augmentation isobare de température, je crois que tu as bien compris le raisonnement mais il y a quand même un chaînon manquant :
Tu écris :
Comme T2>T1 : on a ΔrG(T1)< ΔrG (T2)
ce qui proviens je suppose de :
puisque T2>T1 : ln(K2)>ln(K1)
Attention : cela n'est vrai que si la réaction est endothermique dans le sens direct soit :
rH°>0. Est-ce le cas ici ?
Attention : A=-rG, pas -G...
Pour l'influence d'une augmentation isotherme de pression :
Si la pression totale augmente, les pressions partielles aussi et donc PCO PH22 augmente ''plus'' que PCH3OH
Cela ne me semble pas très rigoureux. Je trouve préférable d'écrire le quotient de réaction en faisant intervenir les fractions molaires et la pression totale P :
Il est facile alors d'obtenir l'influence d'une augmentation de P sur l'affinité à température et avancement fixes puisque, comme tu l'as écrit :
mais ΔrG est fonction croissante de T non ?
Quel est ton raisonnement pour arriver à cette conclusion ? Je crois qu'il faut utiliser la loi de Van t'Hoff (démonstration paragraphe II.8 page 15 du document que je t'ai fourni) selon laquelle K est fonction croissante de T si
rH°>0 et fonction décroissante de T si rH°<0 .Mais en fait j'ai déterminé juste avant que ΔrG= ΔH -TS ( avec S négatif) donc même avec ΔH<0, ΔG augmente avec T ?
Par contre j'ai un soucis avec ΔrG0 et ΔrG ... Je ne comprends pas trop la différence et pourquoi ΔG = RTln(K/Q)
Ne pas confondre :
rG° : enthalpie libre standard de réaction : grandeur thermodynamique ne dépendant que de T, que l'on obtient à partir des tables thermodynamiques par la relation :
rG°=rH°-T.rS°
rG : enthalpie libre de réaction : fonction d'état intensive dépendant à la fois de T,P et ξ l'avancement de la réaction. On peut démontrer :
G : variation d'enthalpie libre du système entre deux états. À P et T fixes, on peut montrer qu'un état d'équilibre correspond à un minimum de G.
non cette réaction est exothermique dans le sens direct ... tout le reste est donc inversé ?
Si
rH°<0 : une augmentation de température diminue K donc tend à rendre A<0 à partir d'une situation d'équilibre. Une augmentation isobare de température déplace donc l'équilibre dans le sens inverse donc dans le sens endothermique. On retrouve bien la loi de modération.Pour expliquer ça littéralement, e dois donc dire que T1<T2 mais que ΔrH<0 donc K1>K2
mais ensuite : ΔrG = ΔrG0 + RTln(K2)
A la fois ΔrG0 est fonction croissante de T et K2 diminue ... je ne vois pas comment justifier que ΔrG(T1)< ΔrG(T2)
Pour expliquer ça littéralement, e dois donc dire que T1<T2 mais que ΔrH<0 donc K1>K2
OUI !
Pour la suite, il faut raisonner sur le signe de A.
Partons de la situation d'équilibre à la température T1 :
de sorte que : K1=Q1.
Ce qui nous intéresse : c'est le signe de l'activité A2 lorsque la température est passée à la valeur T2 de manière isobare, juste avant que l'équilibre n'évolue, c'est à dire alors que le quotient de réaction a conservé sa valeur Q1. (Je te rappelle que le quotient de réaction dépend de la pression et de l'avancement de la réaction.) Il s'agit d'obtenir le signe de :
Facile !!!
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