Dans cet article, nous allons tout apprendre sur l'énergie libre de formation de Gibbs : ce que c'est, ce que cela nous apprend et comment la calculer.
Cet article est consacré à l'énergie libre de formation.
Tout d'abord, nous allons définir l'énergie libre de formation.
Ensuite, nous la relierons à l'énergie libre de Gibbs et à l'enthalpie.
Ensuite, nous examinerons un tableau et une équation de l'énergie libre de formation.
Enfin, nous examinerons des exemples d'énergie libre de formation, notamment l'eau et l'ammoniac.
Définition de l'énergie libre de formation
L'énergie libre, G , est l'énergie disponible pour effectuer un travail.
L'énergie libre de formation (standard) de Gibbs (ΔGf°) désigne le changement d'énergie libre lorsqu'une mole d'une substance est formée à partir des éléments qui la composent dans leur état de référence.
L'état de référence est l'état le plus stable sur le plan thermodynamique à la température standard (1 bar) et à la température standard (25 °C). Il est utilisé comme point de référence pour calculer certaines propriétés dans un ensemble donné de conditions.
La formule de l'énergie libre de formation de Gibbs est la suivante :
$$\Delta G^\circ_f=\Sigma \Delta G^\circ_{f\,(produits)}- \Sigma \Delta G^\circ_{f\,(réactifs)}$$.
Le symbole "Σ" est appelé symbole de sommation. Cela signifie que toutes les valeurs d'énergie libre GIbbs des produits/réactifs sont additionnées. Par exemple, cela donnerait : $$\Sigma \Delta G^\circ_{f\,(produits)}=\Delta G^\circ_{f\,a}+\Delta G^\circ_{f\,b}$$ Où a et b sont des produits.
Par exemple, voici l'énergie libre de Gibbs de l'eau liquide :
$$2H_{2\,(g)} + O_{2\,(g)} \rightarrow 2H_2O_{(l)}:\,\,\,\NDelta G^\circ_f=-228.6\frac{kJ}{mol}$$$.
L'enthalpie standard , ou chaleur de formation (ΔHf°), est la chaleur absorbée ou libérée lorsqu'une mole d'une substance est formée à partir de ses éléments respectifs dans leurs états standards (les éléments standards dans leur forme de référence ont une énergie libre de formation de zéro).
L'enthalpie standard de formation (ΔHf°) et l'entropie de formation (S°) sont toutes deux liées à l'énergie libre de Gibbs, car nous utilisons l'équation de l'énergie libre de Gibbs pour calculer à la fois l'entropie et l'enthalpie.
L'enthalpie est la variation totale de la chaleur dans un système lorsque la pression est constante. L'entropie est le caractère aléatoire ou le désordre d'un système.
Pour plus d'informations sur l'enthalpie et l'énergie libre de Gibbs, reporte-toi à nos articles "Enthalpie" et "Énergie libre de Gibbs".
L'équation de l'énergie libre de formation
Maintenant que nous comprenons chaque terme de l'équation de l'énergie libre de formation, nous pouvons commencer à comprendre l'équation elle-même.
\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T \Delta S^\circ $$ \Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T \Delta S^\circ $$
Où
- \( \Delta G^\circ \) est le changement d'énergie libre
- \N( \NDelta H^\circ \N) est le changement d'enthalpie ou de chaleur
- \(T\)\( \Delta S^\circ \) est le changement d'entropie (S) et de température (T).
L'énergie libre de formation se réfère essentiellement au changement de l'énergie libre de Gibbs lorsqu'une mole de produit est formée.
Une question importante concernant cette équation est la suivante :
Que dit le signe de \(\Delta G\) à propos de l'équation ?
\(\Delta G\) t'indique la direction d'une réaction chimique et si elle est spontanée ou non.
Une réaction spontanée est une réaction qui se produit d'elle-même sans ajout d'énergie extérieure. La réaction favorise la formation des produits.
Une réaction non spontanée nécessite un apport d'énergie extérieure. La réaction ne favorise pas la formation de produits
\(\Delta G\) > 0 réaction exergonique = spontanée
\(\Delta G\) = 0 le système est à l'équilibre
\(\Delta G\) < 0 réaction endergonique = non spontanée
À l'équilibre, il n'y a pas de changement net dans la concentration des produits et des réactifs.
$$\Delta G^\circ=\Sigma \Delta G^\circ_{produits}- \Sigma \Delta G^\circ_{réactifs}$$$.
Tu trouves l'énergie libre de formation d'une réaction en soustrayant la somme de l'énergie libre de formation de chaque réactif de la somme de l'énergie libre de formation de chaque produit.
En plus de connaître les signes de l'énergie libre de Gibbs, nous devons également comprendre ce que sont les réactions exergoniques et endergoniques :
Fig. 1 - Réaction exergonique et réaction endergonique. Daniela Lin, StudySmarter Originals.
Exergique signifie que de l'énergie est libérée dans l'environnement, car les liaisons établies sont plus fortes que celles qui sont rompues.
À l'inverse, une réaction endergonique signifie que l'énergie est absorbée par l'environnement, car les liaisons qui sont rompues sont plus fortes que celles qui sont créées.
Les réactions exergoniques et endergoniques sont similaires aux réactions exothermiques et endothermiques. Les réactions exergoniques/endergoniques mesurent à la fois l'enthalpie et l'entropie (c'est-à-dire l'énergie libre), tandis que les réactions exothermiques/endothermiques ne mesurent que l'enthalpie.
Tableau et graphique de l'énergie libre de formation
Le tableau et le graphique de l'énergie libre de formation sont donnés pour mieux comprendre comment l'équation de l'énergie libre de Gibbs, l'énergie libre de formation et l'enthalpie jouent un rôle lorsqu'il s'agit de réactions chimiques.
Le tableau ci-dessous contient certains des composés les plus courants et leurs énergies libres de formation. Plus loin, nous verrons quelques exemples à l'aide de ce tableau.
Fig. 2 - Tableau de l'énergie libre de formation et tableau des composés les plus courants. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Quelques données courantes sur l'énergie libre sont affichées par ordre alphabétique ci-dessus. Remarque que les éléments dans leur état standard ont une énergie libre de formation de zéro.
Exemples d'énergie libre de formation
Énergie libre de formation de l'eau
Calcule l'énergie libre de formation de 5 moles d'eau.
Pour calculer l'énergie libre de formation de l'eau, nous écrivons d'abord la réaction pour la formation d'une mole d'eau :
\(H_2 (g)+ \frac {1} {2} O_2 (g) \longrightarrow H_2O (l) \)
\( \Delta G^\circ_f \) = -237.129 kJ/mol selon notre tableau de tout à l'heure.
Si nous formons plutôt 5 moles d'eau, notre équation devient :
\(5H_2 (g)+ \frac {5} {2} O_2 (g) \longrightarrow 5H_2O (l) \)
\( \Delta G^\circ_f \) = 5 x -237,129 kJ/mol= -1 185,7 kJ/mol
L'énergie libre de la formation de l'eau est déjà donnée par notre tableau. Mais remarque que pour 5 moles d'eau, il suffit de multiplier par 5 et que pour la décomposition, il suffit d'inverser le signe.
Pour la décomposition de l'eau, le signe serait simplement +237,129 kJ/mol car la décomposition est le contraire de la formation.
Énergie libre de Gibbs pour la formation de l'ammoniac
Calcule l'énergie libre de formation de l'ammoniac.
Pour calculer l'énergie libre de l'ammoniac, nous commençons par écrire la réaction de formation de l'ammoniac :
\(N_2 (g) + 3H_2 (g) \longrightarrow 2NH_3 (g) \longrightarrow 2NH_3 (g) \longrightarrow 2NH_3 (g))
\( \Delta G^\circ_f \) = -16.45 kJ/mol pour \(NH_3\) selon notre tableau de tout à l'heure.
\N( \NDelta G^\Ncirc_f \N) = 0 pour \N(N_2\N) et \N(3H_2\N) car ils sont tous les deux dans leur état standard élémentaire.
Comme il y a 2 moles de \N(NH_3\N) formées dans notre équation équilibrée, nous devons multiplier -16,45 par 2, ce qui donne la réponse :
\( \Delta G^\circ_f \) = -32,90 kJ/mol.
L'énergie libre de la formation de l'ammoniac est déjà donnée dans notre tableau. Mais remarque que pour l'azote et l'hydrogène gazeux, l'énergie libre de formation est nulle car ils sont dans leur état élémentaire standard.
Nous sommes arrivés à la fin de l'article. Tu devrais maintenant comprendre ce qu'est l'énergie libre de formation, pourquoi elle fonctionne et comment l'appliquer. Pour t'entraîner davantage, rends-toi à notre section de flashcards !
Énergie libre de formation - Principaux enseignements
L'énergie libre de formation désigne la variation d'énergie lors de la formation d'une mole d'une substance.
L'enthalpie standard ou chaleur de formation est la chaleur absorbée ou libérée lorsqu'une mole d'une substance est formée à partir de ses éléments respectifs dans leur état standard.
L'enthalpie standard de formation et l'énergie libre de formation sont toutes deux liées à l'énergie libre de Gibbs, car nous utilisons l'équation de l'énergie libre de Gibbs pour calculer à la fois l'entropie et l'enthalpie.
Exergonique signifie que de l'énergie est libérée dans l'environnement, car les liaisons établies sont plus fortes que celles qui sont rompues. À l'inverse, une réaction endergique signifie que l'énergie est absorbée par l'environnement, car les liaisons qui sont rompues sont plus fortes que celles qui sont créées.
Références
- Libretexts. (2022, 3 avril). 16.14 : L'énergie libre. Chimie LibreTexts.
- Libretexts. (2022, 14 février). L'énergie (libre) de Gibbs. LibreTextes de chimie.
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