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   Déroulement des réactions



La fonction thermodynamique qui permet de prévoir la spontanéité d'une raction tient compte des deux grandeurs vues précédemment, à savoir l'enthalpie et l'entropie:

ΔG = ΔH - T · ΔS

G est l'enthalpie libre de Gibbs. Le principe est que G ne peut que diminuer dans une réaction spontanée.
Autrement dit;  ΔG < 0 pour une réaction spontanée.

On peut constater que:
  • Si la réaction est exothermique (ΔH <0), on abaisse ΔG.
  • Si on augmente le désordre (ΔS > 0), on abaisse ΔG.
Ces deux argument vont donc bien dans le sens de la spontanéité!

On peut trouver dans des tables les valeurs de ΔH et ΔS et ainsi prévoir la spontanéité d'une réaction.

Illustrations
  • En solution concentrée, un solide dissout dans l'eau peut cristalliser, ceci de manière spontanée. Nous avons ici une augmentation de l'ordre puisqu'on obtient un cristal, comme ce processus est spontané et qu'il augmente l'ordre dans une partie du système, il est obligatoire que cette cristallisation s'accompagne d'une augmentation de chaleur (donc en fait d'une augmentation du désordre ambiant).
  • Une réaction chimique semble parfois s'arrêter en cours de route et il coexiste dans le système des réactifs et des produits. S'il n'y avait que l'aspect "chaleur", la réaction devrait continuer jusqu'à disparition totale des réactifs, ce n'est pas toujours le cas car l'entropie maximum peut se trouver à mi-chemin. (voir chapitre sur l'équilibre chimique). C'est notamment le cas pour la plupart des réactions se déroulant dans les êtres vivants. On verra plus loin que l'influence de l'environnement du système sera importante pour définir où se trouve ce point intermédiaire et comment le modifier.