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Chimie · Glossaire

Qu'est-ce que « Exergonique et endergonique » ?

Aussi appelé : exergonique · endergonique

Définition 2.15 Chimie universitaire — 2e année · Chapitre 2 — Entropie et enthalpie libre de réaction

Une réaction est exergonique dans un état donné lorsque ΔrG<0\Delta_r G < 0 et endergonique lorsque ΔrG>0\Delta_r G > 0. Toutes les espèces étant dans leur état standard, ces mots s’appliquent au signe de ΔrG∘\Delta_r G^\circ.

Exemples

Exemple 2.16 (La poche de froid)

Pour NHX4NOX3(s)→NHX4X+(aq)+NOX3X−(aq)\ce{NH4NO3(s) -> NH4+(aq) + NO3-(aq)} à 298.15 K298.15\,\mathrm{K}, dans les états standard : ΔrH∘=−339.87+365.56=+25.69 kJ/mol\Delta_r H^\circ = -339.87 + 365.56 = +25.69\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} et ΔrS∘=259.8−151.08=+108.7 J/(K mol)\Delta_r S^\circ = 259.8 - 151.08 = +108.7\,\mathrm{J}/(\mathrm{K}\,\mathrm{mol}), donc ΔrG∘=25.69−298.15×0.1087=−6.7 kJ/mol\Delta_r G^\circ = 25.69 - 298.15 \times 0.1087 = -6.7\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} : la dissolution est endothermique et exergonique. Les ions, libres dans l’eau, sont plus désordonnés que dans le cristal, et le terme entropique TΔrS∘=32.4 kJ/molT\Delta_r S^\circ = 32.4\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} l’emporte sur le coût enthalpique.

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