Par John Brennan – Mis à jour le 30 août 2022

Savoir si une réaction se produira d’elle-même est la pierre angulaire de la chimie. Une réaction qui se déroule sans apport d’énergie externe est dite thermodynamiquement spontanée. L'indicateur clé de la spontanéité est le changement d'énergie libre standard de Gibbs, ΔG°, qui compare l'énergie libre des produits et des réactifs dans leurs états standards. Un ΔG° négatif signale une réaction spontanée comme écrit ; une valeur positive indique que la réaction n'est pas spontanée dans les conditions considérées.

Étape 1 – Écrire l'équation équilibrée

Commencez par écrire une équation chimique complète et équilibrée pour la réaction. Si vous avez besoin d'un rappel sur la façon de procéder, consultez la ressource d'introduction liée ci-dessous. Par exemple, la combustion du méthane s'écrit :

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Étape 2 – Récupérer les données thermodynamiques

Ouvrez le NIST Chemical WebBook (une base de données fiable et faisant autorité). Recherchez chaque espèce dans votre équation pour obtenir les valeurs d’enthalpie standard de formation, ΔfH°, et d’entropie molaire standard, S°. Ceux-ci sont généralement répertoriés respectivement en kJmol⁻ⁱ et Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ.

Étape 3 – Calculer l'enthalpie standard de réaction

Additionner les valeurs ΔfH° de tous les produits, puis additionner celles de tous les réactifs. Soustrayez le total des réactifs du total des produits pour obtenir le changement d'enthalpie standard, ΔH° :

ΔH° =ΣΔfH°(produits) – ΣΔfH°(réactifs)

Exemple de combustion de méthane :

• ΔfH°(CH₄) =–74,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(CO₂) =–393,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(H₂O, l) =–285,8 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(O₂, g) =0 (par définition)

Produits :–393,5 + 2(–285,8) =–965,1 kJmol⁻ⁱ
Réactifs :–74,5 kJmol⁻ⁱ
ΔH° =–965,1 – (–74,5) =–890,6 kJmol⁻ⁱ

Étape 4 – Calculer le changement d'entropie standard

Additionnez séparément les valeurs S° des produits et des réactifs, puis soustrayez les réactifs des produits pour trouver ΔS° :

ΔS° =ΣS°(produits) – ΣS°(réactifs)

Exemples de valeurs :

• S°(CH₄) =186,25 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(CO₂) =213,79 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(H₂O, l) =69,95 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(O₂, g) =205,15 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Réactifs :186,25 + 2(205,15) =596,55 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
Produits :2(69,95) + 213,79 =353,69 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
ΔS° =353,69 – 596,55 =–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Étape 5 – Convertir le changement d'entropie en kJmol⁻ⁱ

Multipliez ΔS° par la température absolue (298,15K pour la température ambiante) et divisez par 1 000 pour aligner les unités avec ΔH° :

(–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ) × 298,15K ÷ 1000 =–72,41 kJmol⁻ⁱ

Étape 6 – Calculer l'énergie libre de Gibbs standard

Soustrayez le terme d'entropie mis à l'échelle de la température du terme d'enthalpie :

ΔG° =ΔH° – TΔS° =(–890,6 kJmol⁻ⁱ) – (–72,41 kJmol⁻ⁱ) =–818,2 kJmol⁻ⁱ

Un ΔG° négatif confirme que la réaction de combustion du méthane est thermodynamiquement spontanée à 298,15K.

Ce dont vous aurez besoin

• Crayon et papier (ou feuille de calcul numérique)
• Calculatrice scientifique ou logiciel de calcul
• Accès à des tableaux thermodynamiques fiables (par exemple, NIST Chemical WebBook)

Références

• Atkins, P. et al. Principes chimiques :la quête de la connaissance . 2008.
• Vollhardt, P., et al. Chimie organique, structure et fonction . 2011.