Thermodynamique

[sarahdvt]

Bonjour, j’ai du mal avec ce qcm, je ne comprends pas la logique derrière :

Considérons les trois réactions suivantes :

De A-> B G°(1）=+14 kJ.mol-1

De B ->C G°(2)= - 31 kJ.mol-1

De C ->D G°3= + 10 kJ.mol-1

De A ->D G°4=?

1. Les réactions (1), (2) et (3) sont dites couplées.
2. La réaction A → D est exergonique et donc spontanée.
3. Les réactions (1) et (3) sont endothermiques.
4. La réaction (4) est rendue possible grâce à l'apport énergétique de la réaction (2).
5. AG (4)= deltaG°(1) + deltaG°'(2) + deltaG°(3) > 0

 

D’après la correction, item A,B,C vrais. Comme le sujet provient des exercices d’entraînements des ED chimie fournis par le professeur, il n’y a pas d’explication du coup je n’arrive pas à comprendre. Car pour moi si l’enthalpie libre est >0 c’est soit parce que l’enthalpie est elle aussi positif ou soit que -H<-S

 

Merci, bonne journée 

Edited Tuesday at 11:49 AM by sarahdvt

[Bastitine]

Salut @sarahdvt ! La correction du QCM indique ABD.

Ici la réaction 4 est la somme des réactions 1, 2 et 3. On peut donc directement additionner les variations d’enthalpie libre des réactions 1, 2 et 3 pour trouver celle de la réaction 4. Après calcul, cette dernière vaut - 7 kJ.mol-1 et est donc négative. Donc item B vrai et item E faux.

Les réactions 1, 2 et 3 sont bien couplées.

En effet, tu as raison, ce n’est pas parce que deltaG est positif que deltaH l’est aussi (une réaction endergonique n’est pas forcément endothermique). C’est pourquoi l’item C est faux. L’item D est vrai car la réaction 2 est exergonique et permet à la réaction 4 de l’être aussi par son deltaG bien inférieur à 0.

 

N’hésite pas si tu as plus de question ou que je n’ai pas su résoudre ton problème ^^

 

 

[sarahdvt]

J’avais pas pensé à calculer, merci beaucoup j’ai mieux compris !