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O
c
13
Q
rH
o
r\l
(5)
cn 2
•r- Q .
>.
C L
O
U
Selon les données disponibles, nous effectuons ce calcul soit à partir des énergies
libres standard de formation des composés, soit à partir des enthalpies et des entropies
de formation.
Soit la réaction de formation de l’eau H, (g) + '/2 O2 (g)
H,0 (1) et les données
thermodynamiques sur les réactifs et le produit :
^f^298K (H2, g) = 0
Af//298K (O2, g) = 0
(H ,0 ,1 )= -285,8 kJ mol-'
L’entropie de la réaction est donnée par :
A /7
298K
‘^298K (H2, g) =130,7 J- K^^298K (O2, g) = 205,1 J • KS L k ( H 2 0 , 1) = 69,9 J • Kmol”'
mol“'
mol“'
(H,0. 1 ) -
(H„ g) - 1 /2
(0„ g)
= - 163,35 J • K“‘ • mol“'
et il y a une décroissance de l’entropie, c’est-à-dire une augmentation de l’ordre ce qui est
attendu pour une réaction chimique où interviennent 1,5 mole de gaz pour les réactifs et
1 mole de liquide pour le produit.
L’énergie libre de Gibbs de réaction, A^G
— A
298K “
^ r ‘'^ 298K
T A^529gK ’ requiert le calcul
de a h :
A H
0
298 K = A M 298 K (H20, 1) - A,H¡,,^ (H2, g) - 1/2 A,H¡,,^ (O2, g)
Comme H, et O2 sont des corps simples, leur enthalpie de formation est nulle. 11 vient :
A H 298 K = A M 298K (H20,1) = - 285,8 kJ-mol^r<^298K = -2 8 5 ,8 -2 9 8 x ( - 163,35 10“^) = -237,1 kJ-mol“'
qui est négatif, ce qui confirme le caractère spontané de la réaction. Par contre, la réaction
inverse, de décomposition de l’eau, est associée à une énergie libre de réaction positive
(propriété des fonctions d’état, son énergie libre de réaction est l’opposée de celle calculée).
Donc cette réaction n’est pas spontanée et ne se produit pas (l’électrolyse de l’eau qui
réalise cette transformation demande l’utilisation de l’énergie électrique pour y parvenir).
Une autre façon de procéder part des valeurs des énergies libres de Gibbs standard de
formation pour les réactifs et produits :
A G 298K = A^G^^gK (H2O, D - A,G" 2 9 8 K (H2, g ) - l /2 A,G29gK (O2, g)
Comme H2 et Oj sont des corps simples, leur énergie libre de formation est nulle, il reste
A,.G29gK (H2O, 1) = - 237,1 kJ • mol“' et ainsi, nous retrouvons la même énergie libre de
réaction :
A^G29i^^ = A,G29,^ (H20, 1) = - 237,1 kJ • mol“'
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libres standard de formation des composés, soit à partir des enthalpies et des entropies
de formation.
Soit la réaction de formation de l’eau H, (g) + '/2 O2 (g)
H,0 (1) et les données
thermodynamiques sur les réactifs et le produit :
^f^298K (H2, g) = 0
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(H ,0 ,1 )= -285,8 kJ mol-'
L’entropie de la réaction est donnée par :
A /7
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= - 163,35 J • K“‘ • mol“'
et il y a une décroissance de l’entropie, c’est-à-dire une augmentation de l’ordre ce qui est
attendu pour une réaction chimique où interviennent 1,5 mole de gaz pour les réactifs et
1 mole de liquide pour le produit.
L’énergie libre de Gibbs de réaction, A^G
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T A^529gK ’ requiert le calcul
de a h :
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Comme H, et O2 sont des corps simples, leur enthalpie de formation est nulle. 11 vient :
A H 298 K = A M 298K (H20,1) = - 285,8 kJ-mol^r<^298K = -2 8 5 ,8 -2 9 8 x ( - 163,35 10“^) = -237,1 kJ-mol“'
qui est négatif, ce qui confirme le caractère spontané de la réaction. Par contre, la réaction
inverse, de décomposition de l’eau, est associée à une énergie libre de réaction positive
(propriété des fonctions d’état, son énergie libre de réaction est l’opposée de celle calculée).
Donc cette réaction n’est pas spontanée et ne se produit pas (l’électrolyse de l’eau qui
réalise cette transformation demande l’utilisation de l’énergie électrique pour y parvenir).
Une autre façon de procéder part des valeurs des énergies libres de Gibbs standard de
formation pour les réactifs et produits :
A G 298K = A^G^^gK (H2O, D - A,G" 2 9 8 K (H2, g ) - l /2 A,G29gK (O2, g)
Comme H2 et Oj sont des corps simples, leur énergie libre de formation est nulle, il reste
A,.G29gK (H2O, 1) = - 237,1 kJ • mol“' et ainsi, nous retrouvons la même énergie libre de
réaction :
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