Cours de Thermodynamique Chimique PDF - Université d'Oran

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‫الشعبية الديمقراطية الجزائرية الجمهورية‬ République Algérienne Démocratique Et Populaire ‫وزارة التعليم العالي والبحث العلمي‬ Ministère De L’enseignement Supérieur Et De La Recherche Scientifique Université des Sciences et de la Technologie D’Oran « Mohamed BOUDIAF Faculté de Chimie Département de Génie des Matériaux COURS DE THERMODYNAMIQUE CHIMIQUE Destiné aux étudiants de 2ème année Génie des Procédés Dr. Rachida OUARGLI-SAKER 2019-2020  SOMMAIRE CHAPITRE I : RAPPELS EN THERMODYNAMIQUE I.1 Grandeurs et systèmes thermodynamiques I.2 Variables d’état I.3 Fonctions d’état I.4 Transformation ou évolution thermodynamique I.5 Les différents principes de la thermodynamique I.6 Rappel mathématique I.7 Coefficients calorimétriques I.8 Thermochimie (Application du Premier Principe à la Chimie) CHAPITRE II : EQUILIBRES CHIMIQUES II.1 Fonction de Gibbs (ΔG) II.2 Fonction de HELMHOLTZ (ΔF) II.3 Potentiel chimique d’un corps pur II.4 Fonction de Gibbs et constante d’équilibre II.5 Constante d’équilibre des solutions II.6. Variation de la constante d’équilibre en fonction de la température II.7 L’affinité chimique II.8 La variance (règle de Gibbs) CHAPITRE III:PROPRIETES THERMODYNAMIQUES DES SUBSTANCES PURES III.1 Introduction III.2 Comportement d’un gaz réel III.3 Les différentes équations d’état d’un gaz réel III.4 Les coordonnées du point critique et point triple III.5 L’équation réduite de Van der Waals III.6 Les coefficients thermoélasriques d’un gaz III.7 La fugacité d’un gaz réel 1 III.8 Le coefficient de fugacité III.9 Equation de Clapeyron CHAPITRE IV : Equilibres de phase d’une substance pure IV.1 Relations générales d’équilibre (Clapeyron et Clapeyron-Clausius) IV.2 Equilibres liquide-vapeur, liquide- solide et solide -vapeur IV.3 Equilibres stables et instables et transition de phase IV.4 Diagrammes généralisés Mode d’évaluation: Contrôle continu: 40%; Examen final:60%. 2  CHAPITRE I RAPPELS EN THERMODYNAMIQUE 3 I.1 Grandeurs et systèmes thermodynamiques Un système (S) est un ensemble de corps limité par une surface à travers laquelle s’effectuent les échanges d’énergie et/ou de matière avec le milieu extérieur. L’ensemble système et milieu extérieur constitue l’univers. Il existe différents types de systèmes thermodynamiques qui sont représentés dans le tableau ci-dessous: Système Echange de matière Echange d’énergie Exemple Ouvert + + Océan Fermé - + Réfrigérateur Isolé - - Bombe Calorimétrique I.2 Variables d’état L’état du système est définit ou décrit par des variables d’état (m, P, T, V,…etc) dites aussi variables d’état. On distingue alors selon le cas entre des variables extensives et intensives. a. Variables extensives C’est des variables proportionnelles à la quantité de matière du système et elles sont additives. Exemple : Masse (m), nombre de moles (n), volume (V), et toutes les fonctions d’état (U, H, S, G, F). 4 b. Variables intensives C’est des variables indépendantes de la quantité de matière du système et elles ne sont pas additives. Exemple : Température (T), pression (P), concentration (C), grandeurs molaires (Vm, Um, Sm,…). I.3 Fonctions d’état Les fonctions d’état décrivent le système et permettent de prévoir son état d’évolution lorsqu’il passe de l’état initial vers l’état final. Elles s’expriment en fonction des variables d’état (P, T, V, …). La fonction d’état est une variable extensive et sa variable dF est une différentielle totale exacte. Remarque : L’énergie interne (U), l’enthalpie (H), l’entropie (S), la fonction de Gibbs (G) et la fonction de Helmholtz (F) sont des fonctions d’état par contre le travail (W) et la chaleur (Q) ne sont pas des fonctions d’état. I.4 Transformation ou évolution thermodynamique Si un système (S) fermé ou ouvert se trouve à l’état initial (E1) au temps t1 échange de l’énergie avec le milieu extérieur passe à l’état (E2) au temps t2, on dit qu’il a subi une évolution thermodynamique. Les transformations peuvent être classées en deux catégories : Une transformation réversible : C’est une évolution parfaite qui est lente, idéale et imaginaire, constituée d’une suite continue d’état d’équilibre. Une transformation irréversible : C’est une évolution réelle, naturelle, spontanée, rapide et brusque. Une transformation pour laquelle le passage du système de l’état initial à l’état final se fait sans retour à l’état initial. Il existe différentes types de transformations thermodynamiques : 5  Transformation Signification Isotherme T = constante Isobare P = constante Isochore V = constante Adiabatique/Isentropique Q = constante / S = constante Cyclique Suite de transformations où L’état initial est identique à l’état final I.5 Les différents principes de la thermodynamique I.5.1 Principe zéro L’expérience montre que chaque équilibre partiel (chimique, mécanique, électrique) constitue une condition nécessaire mais non suffisante pour qu’un système soit en équilibre thermodynamique. Pour que l’équilibre thermodynamique soit réalisé il faut en plus que le système s’équilibre avec son environnement par des échanges énergétiques. On parle alors d’équilibre thermique. Enoncé du principe zéro de la thermodynamique : « Deux systèmes en équilibre thermique avec un troisième, sont en équilibre entre eux ». I.5.2 Premier principe Le premier principe de la thermodynamique, encore appelé principe de conservation de l’énergie peut s’exprimer de plusieurs façons. L’énergie se conserve : elle ne peut être ni créée, ni détruite, elle ne peut que se transformer. Il existe une fonction d’état extensive appelée énergie interne (U). La variation de l’énergie interne (ΔU) d’un système au cours d’une transformation est égale à la somme algébrique des énergies échangées (W et Q). 6  ΔU = Qéchangée + Wéchangé Si la transformation est élémentaire (infinitésimale) : dU = Remarque :  dU est une différentielle totale exacte.  ne sont pas des différentielles totales exactes. I.5.3 Deuxième principe Le deuxième principe de la thermodynamique traduit l’effet du facteur de désordre pour une transformation spontanée. Ce principe affirme que tout système est caractérisé par une fonction d’état extensive appelée entropie (S). Lors d’une transformation infinitésimale, la variation de l’entropie du système est comme suit : dS = Alors la variation d’entropie : ΔS = S2 – S1 = En effet, toute transformation réelle d'un système doit s'effectuer dans le sens d'un bilan entropique global sur le système et son échange avec le milieu extérieur positif, autrement dit d'une création d'entropie. L’entropie créée ne peut pas être calculée directement mais simplement déduite des deux entropies (du système et celle échangée avec le milieu extérieur). ΔS créée = ΔS système - ΔS échangée 7 ΔS créée : La variation d’entropie créée. ΔS système: La variation d’entropie du système. ΔS échangée: La variation d’entropie échangée avec le milieu extérieur. Or : ΔS système = et : ΔS échangée = = Avec : Téchangée : Température du milieu extérieur échangée avec le système, généralement elle est constante. Remarque :  L’entropie créée est toujours positive pour une transformation irréversible (ΔS créée > 0).  L’entropie créée est nulle pour une transformation réversible (ΔS créée = 0).  L’entropie mesure l’état d’ordre ou de désordre d’un système, plus le désordre d’un système augmente plus l’entropie croit.  Pour une substance donnée, les particules sont plus ordonnées à l’état solide qu’à l’état liquide. Le désordre est maximal à l’état gazeux. 8 I.5.4 Troisième principe Le troisième principe de la thermodynamique a été suggéré par Nerst en 1906 et repris par la suite par Planck en 1912. A la température zéro absolu (T = 0 K), l’entropie de tout corps pur sous forme d’un cristal parfait est nulle. S (0k, corps pur) = 0 Joule/kelvin I.6 Rappel mathématique I.6.1 Définitions On appelle fonction réelle de n variables réelles, une application f de l’espace vectoriel Rn dans R. f : Rn R (x1, …,xn) y = f (x1, …,xn) Exemple : Fonction à 2 variables : f (x,y) = 5x2 + 3xy + 7y3 Fonction à 3 variables : f (x,y,z) = x + 2y + 3z I.6.2 Dérivées partielles a. Dérivée première On appelle dérivée partielle d’une fonction à plusieurs variables f (x ,y ,...) par rapport à la variable x la fonction définie par : fx ' = = On la calcule en considérant que f est une fonction de la seule variable x, les autres étant constantes, par dérivation directe. Remarque : On utilise alors la notation "d rond", , à différentier de la différentielle totale exacte 9 b. Dérivée d’ordre supérieur La dérivée partielle du premier ordre d’une fonction à plusieurs variables est elle-même une fonction à plusieurs variables. On peut donc considérer les dérivées partielles de cette nouvelle fonction et ainsi de suite, jusqu’au dérivées partielles d’ordre n. I.6.3 Différentielle totale On appelle différentielle totale de la fonction à 3 variables f (x ,y ,z ), la fonction df définie par : df = f (x+dx, y+dy, z+dz) – f (x, y, z) Pour une fonction à une seule variable, on a : df = f (x+ dx) - f (x) = f ' dx Dans le cas de fonctions à plusieurs variables, on introduit alors les dérivées partielles : df = dy + dz Remarque : Si on prend une fonction f à 3 variables (x,y,z) telle que df 0, on peut montrer que : ( )z ( )x ( )y = - 1 Exemple : Equation d’état d’un gaz parfait (PV = nRT). On a : ( )V ( )P ( ) T = - 1 10 I.6.4 Relation de Cauchy Soit f une fonction dépendant de deux variables x et y ; si : df = A dx + B dy On peut alors écrire que f ne dépend que de x et y et on a : A= = ( )y et B = = ( )x Selon l’égalité de Schwarz (l’ordre des secondes dérivées partielles n’a pas d’importance dans les dérivées mixtes) : = ( )= ( ) Ce qui implique que : ( )x = ( )y Cette équation est connue sous le nom de Relation de Cauchy. I.6.5 Applications aux fonctions thermodynamiques Premier principe de la thermodynamique : dU = = -P Deuxième principe de la thermodynamique : dS = Premier principe et deuxième principe de la thermodynamique : dU = -P et : dH = dU dU = -P donc : dH = 11 I.7 Coefficients calorimétriques La quantité de chaleur est reliée à l’unité de poids et les trois caractéristiques (P, V et T) sont nécessairement reliées à cette quantité : =A B Donc on peut écrire sous les trois formes : = Cv l ; en éliminant la pression = Cp h ; en éliminant le volume =λ μ ; en éliminant la température avec Cp et Cv les capacités calorifiques du système et (l, h, λ et μ) sont les coefficients calorimétriques. Tableau récapitulatif : Coefficient Gaz parfait Gaz réel Gaz parfait calorimétrique monoatomique l = (Cp –Cv) ( )P l = (Cp –Cv) ( ) l=P l=P h = - (Cp –Cv) ( )V h = - (Cp –Cv) ( ) h=-V h=-V μ = Cp ( )P μ= μ= P μ= P λ = Cv ( )V λ=( )Cv λ= λ= V Remarque: La valeur de la constante adiabatique dépend de la nature du gaz selon le tableau ci-dessous : Nature du gaz Cp Cv γ = Cp/Cv Monoatomique 5/2 nR 3/2 nR 5/3 ≈ 1,6 Diatomique 7/2 nR 5/2 nR 7/5 = 1,4 polyatomique 8/2 nR 6/2 nR 4/3 ≈ 1,33 12 Exemple : Pour un gaz monoatomique considéré comme un gaz parfait, son énergie interne est donnée par la relation suivante : U = 3/2 PV = 3/2 nRT I.8 Thermochimie (Application du Premier Principe à la Chimie) Dans le cas général où les réactions chimiques sont effectuées à volume constant ou à pression constante, la quantité de chaleur absorbée ne dépend que de l’état initial et l’état final. La quantité de chaleur est donnée comme suit: Qv = ΔU et Qp = ΔH Par définition, on appelle enthalpie standard de formation d’un corps dans un état physique donné, la variation d’enthalpie correspondante à la réaction de sa formation dans les conditions standards d’une mole de ce corps. L’enthalpie standard de formation des corps purs simples est nulle : ΔH°f (Fe)s = ΔH°f (H2)g = ΔH°f (O2)g = ΔH°f (N2)g = 0 I.8.1. Loi de HESS L’enthalpie standard de la réaction est notée ΔH°(298,15); ceci représente donc la variation d’enthalpie d’une réaction effectuée à la température de 298,15 K ainsi que les réactifs et les produits sont pris dans leurs états standards à 298 K. ΔH°R (298,15K) = ∑ ΔH°f (Produits) - ∑ ΔH°f (Réactifs) Donc, à partir de cette équation dite la Loi de HESS, on remarque que l’enthalpie standard d’une réaction chimique peut être aussi égale à la somme des enthalpies de formation des produits moins celle des réactifs sans oublier les coefficients stœchiométriques. 13 Remarque :  La réaction est endothermique si l’enthalpie de la réaction standard ΔH°R > 0, et elle est exothermique si ΔH°R < 0. I.8.2. Loi de KIRCHOFF Soit une transformation faisant passer un système thermodynamique d’un état initial (1) à une température (T) à un autre état final (2). Supposant qu’elle s’effectue à pression constante où elle absorbe une quantité de chaleur Q. Si on considère que ce système thermodynamique est une réaction chimique, la quantité de chaleur (Q) n’est que la variation d’enthalpie (ΔH°R) et si on fait un bilan énergétique sur ce système, on peut obtenir la loi de Kichoff : = ΔCp Si on fait l’intégral on obtient: ΔH°R (T2) = ΔH°R (T1) +  Si Cp = f (T) ; +… On obtient : ΔH°R (T2) = ∑ ΔH°R (T1) + +  Si Cp ≠ f (T) ; On obtient : ΔH°R (T2) = ΔH°R (T1) + I.8.3 Energie de la liaison covalente L’énergie d’une liaison covalente A-B est l’énergie qui apparait lors de la formation de cette liaison à partir des atomes libres Ȧ et Ḃ à l’état gazeux. Par définition, elle est égale à la variation d’enthalpie nécessaire pour effectuer la réaction de formation cette liaison chimique. Ȧ(g) + Ḃ(g) A−B à T = 298,15 K et P = 1atm 14 Les enthalpies de formation de liaison sont toujours négatives, cela veut dire que les atomes pris à l’état libre se combinent entre eux en dégageant toujours des quantités d’énergies importantes. Énergie Ȧ+Ḃ (atomes libres) État initial A−B (atomes liés) État final Dégagement d’énergie lors de la formation d’une liaison I.8.4 Relation de la variation d’enthalpie avec la variation de l’énergie interne La relation suivante peut être établie entre l’enthalpie standard d’une réaction et la variation d’énergie interne standard : Sachant que : dH = dU + d(PV) Si on considère qu’on a des gaz parfaits dans les réactifs et les produits: PV = nRT Donc pour une réaction chimique, on a : Qp = Qv + Δ (nRT) On obtient : ΔH°R = ΔU°R + 15 I.8.5 La variation d’entropie lors d’une réaction chimique La fonction d’entropie permet de prévoir l’évolution d’un système thermodynamique. Elle peut être positive ou nulle. Le cas des réactions chimiques. La relation suivante donne la variation d’entropie d’une réaction chimique dans les conditions standards (P =1 atm et T = 298,15K) mise en jeu. Δ =∑Δ La variation d’entropie d’une réaction chimique à une nouvelle température est donnée par la relation de Kirchoff : ΔS°R (T2) = ΔS°R (T1) + 16  CHAPITRE II EQUILIBRES CHIMIQUES 17 II.1 Fonction de Gibbs (ΔG) Pour savoir si une réaction est spontanée, on doit donc considérer à la fois les variations d’entropie du système et du milieu extérieur. Cette détermination montra que le second principe pouvait être réécrit de manière à ce que la spontanéité puisse être exprimée par une nouvelle fonction d’état du système, la fonction de Gibbs, plutôt que la variation d’entropie de l’univers. On a vu précédemment que : ΔScréée = ΔSsystème – ΔSéchangée Avec : ΔSéchangée = ΔSextérieur On a : ΔSextérieur = = ;( = ) On aura donc, ΔScréée = ΔSsystème – On multiplie les deux membres de cette égalité par (-T), on obtient : (-T) ΔScréée = (-T) ΔSsystème + On peut définir la fonction de Gibbs par : ΔG = -TΔScréée ; donc : ΔG = -T ΔS + ΔH ………… Equation (1) Cette équation est dite fonction de Gibbs ou bien enthalpie libre. II.1.1 Fonction de Gibbs et spontanéité de réaction Le tableau ci-dessous présente le signe de la fonction de Gibbs (ΔG) en fonction du sens du déplacement de la réaction chimique. ΔG Sens de la réaction spontanée 0 Réaction inverse (Endergonique) 18 Remarque :  La majorité des réactions chimiques se passent dans les conditions standards (P=1atm et T=298,15K) ; donc on peut écrire : ΔG°R = -T ΔS°R + ΔH°R ……… Equation (2)  Il est possible de définir l’énergie de Gibbs d’une réaction à partir de celle de formation des produits et réactifs de cette réaction sans oublier les coefficients stœchiométriques: ΔG°R (298,15K) = ∑ ΔG°f (Produits) - ∑ ΔG°f (Réactifs)……….. Equation (3) II.1.2 Influence de la température sur la fonction de Gibbs Comme les ΔH et ΔS varient avec les températures, la variation de la fonction de Gibbs selon la température dépendent essentiellement du terme (-T ΔS). (Voir la figure ci-dessous) La variation de la fonction de Gibbs en fonction de la température 19 Selon cette figure, on peut déterminer le sens de la spontanéité d’une réaction chimique (tableau ci-dessous) selon les variations d’enthalpie et d’entropie et des valeurs de température. Numéro de ΔH ΔS Sens de la réaction spontanée la réaction 1 < 0 (Exothermique) > 0 (moins ordonnée) Réaction directe Réaction directe favorisée à des 2 < 0 (Exothermique) < 0 (plus ordonnée) basses températures Réaction directe à des 3 > 0 (Endothermique) > 0 (moins ordonnée) températures relativement élevées 4 > 0 (Endothermique) < 0 (plus ordonnée) Réaction inverse II.2 Fonction de HELMHOLTZ (ΔF) Si on considère qu’une réaction s’effectue directement (irréversible) à température et volume constants, on aura un travail nul (W = 0). On a : ∆Scréée = ∆S systéme - ∆S exterieur et on aura : ΔSextérieur = = ; (ΔUsystéme = Qirreversible) La multiplication des deux membres de l’égalité par (-T) conduit à: -T∆Scréée = -T∆S systéme + ∆U systéme On définit une nouvelle fonction d’état dite fonction de HELMHOLTZ ou bien l’énergie libre. ∆F = ∆U - T∆S …….. Equation (4) Il est aussi possible de définir l’énergie libre standard : 20  ∆F° = ∆U° - T∆S° …….. Equation (5) II.3 Potentiel chimique d’un corps pur La fonction d’enthalpie libre dépend des trois variables (P, T, n), et sa différentielle est comme suit : dG = ( )(P,n) dT + ( )(T,n) dP + ( )(P,T) dn Par analogie avec le résultat qu’on a déjà obtenu : dG = dH –d(TS) et dH = dU + d(PV) dG = dU + d(PV) – TdS – SdT ; et on a : dU = dQ – PdV = TdS – PdV On obtient : dG = VdP – SdT + ( )(P,T) dn Donc le potentiel chimique d’un corps pur est défini par : μ (T,P) = ( )(P,T) donc : dG = VdP – SdT + μ dn ……….. Equation (6) On peut écrire que le potentiel chimique d’un corps pur : μ (T,P) = Gmolaire (T,P) = ( )(P,T) ……….. Equation (7) Cette définition montre que le potentiel chimique est en fait, l’enthalpie libre molaire. Donc on peut écrire : G (T,P,n) = Gmolaire (T,P) = ( )(P,T) ……….. Equation (8) 21 Si on a un constituant (i) dans un mélange on aura : G= μ i ……… Identité d’Euler II.3.1 Divers expressions du potentiel chimique Le potentiel chimique d’un constituant de type gaz, liquide ou solide est donné par la relation suivante : μ i = μ°i + RT ln ai μ°i : Potentiel chimique standard du constituent (i). ai : l’activité du constituent (i). a. Cas d’un gaz Le potentiel chimique d’un gaz est comme suit : μ i = μ°i + RT ln ai : l’activité du gaz (ai = ) Pi : pression partielle du gaz (Pi = xi Ptotale) P° : étant la pression de référence (P° = 1 bar). b. Cas d’un liquide/solide Pour un corps pur seul en phase condensée (liquide ou solide), on a le potentiel chimique qui est égal au potentiel standard : μ i = μ°i ; avec une activité de (ai = 1). c. Cas d’un solvant Tout se passe comme si le solvant est, il ignore tous les solutés présents dans la solution. Etant donnée (i) est le solvant, l’activité est de (ai = 1). μ i = μ solvant = μ°i 22 d. Cas d’un soluté Le potentiel chimique d’un soluté dans une solution est comme suit : μ soluté = μ°soluté + RT ln a soluté avec : L’activité du soluté : a soluté = μ°soluté : potentiel chimique standard de soluté pour une concentration molaire de référence C° = 1 mol/l pour le soluté. II.4 Fonction de Gibbs et constante d’équilibre Sachant que : G = H – TS et que H = U + PV On aura : G = U + PV – TS Si on fait la différentielle : dG = dU + d(PV) – d(TS) et sachant que : dU = dQ + dW dG = dQ + dW + d(PV) – d(TS) et que : dQ = TdS et dW = -PdV dG = TdS – PdV +PdV + VdP –TdS - SdT dG = VdP – SdT ; donc à température constante, on aura : ( )T = V Si on l’applique à un gaz parfait pour lequel : V = On aura : ( )T = Si on fait l’intégral de cette expression par rapport à la pression : = nRT On aura : G = G° + nRT lnP Avec 23 G°: l’enthalpie libre standard qui correspond à une pression de 1 atm. Exercice d’application : Calculer la variation d’enthalpie libre lors de la compression d’une mole d’un gaz parfait à 298K de 1 atm à 5 atm. En déduire le sens de l’évolution. Solution : = nRT On aura : G = G° + nRT ln Et ΔG = (G - G°) = nRT ln A.N. ΔG298,15 = (1) (8,314 )(298,15) ln 5 = 3,989 kJ ΔGT > 0: la compression d’un gaz n’est jamais spontanée. Par contre la détente du gaz comprimé serait spontanée. Remarque : Si on fait l’inverse de cette évolution c'est-à-dire une détente de 5 à 1 atm. ΔGT (5 atm → 1 atm) = GT,P1 – G T,P2 = nRT ln ΔGT = (1) (8,314 )(298,15) ln = – 4,02 kJ < 0 (la détente est spontanée) On peut aussi écrire l’expression de l’enthalpie libre comme suit : G = G° + nRT lnP = n (μ°i + RT ln P)…….. Equation (9) L’expression entre parenthèses étant le potentiel chimique (µ) du composé et µ0 représente le potentiel chimique standard. Considérons la réaction équilibrée suivante: a A(g) + b B(g) ⇆ c C(g) + d D(g) À température et pression constantes, selon l’équation (3), on aura donc: 24  ΔGT,P = (cGC + dGD) – (aGA + bGB) En remplaçant l’expression de G par son expression en fonction du potentiel chimique (équation (9)), on aura : ΔGT,P = c (μ°C + RT ln PC) + d (μ°D + RT ln PD) - a (μ°A + RT ln PA) - b (μ°B + RT ln PB) ΔGT,P = (c μ°C + d μ°D) - (a μ°A + b μ°B) + RT (c ln PC + d ln PD - a ln PA – b ln PB) ΔGT,P = ΔG° + RT ln ( ) Comme l’expression n’est autre que le quotient de la réaction : ΔGT,P = ΔG° + RT lnQ Dans un système en équilibre, on a vu auparavant que ∆G est nulle et on sait que Q est alors égale à Kp, la constante d’équilibre. On déduit que: 0 = ∆G0 + RT ln Kp que l’on transforme en: ln KP = - La figure ci-dessous montre la variation de l’enthalpie libre d’une réaction chimique en fonction de la valeur du quotient. 25  Variation de l’enthalpie libre en fonction du quotient Remarque : Le sens de la réaction spontanée est déterminée par la variation de la fonction de Gibbs ∆G et la constante d’équilibre K. Variation de la fonction de Gibbs d’une réaction réversible se déroulant à température constante II.5 Constante d’équilibre des solutions Toute la démonstration qui a conduit à l’équation de la constante d’équilibre pour une réaction en phase gazeuse: ln KP = - Peut être ainsi reprise, mettant en jeu des espèces en solutions, et on obtient finalement : ln Kc = - Et on peut conclure que : ln K = - Le tableau ci-dessous présente le sens de spontanéité d’une réaction chimique en fonction de la valeur de la constante d’équilibre. 26  ° K Réaction 1 Spontanée (équilibre déplacé vers le sens de la formation des produits 0 1 Réaction peu déplacée dans un sens ou un autre (équilibre) >0 0 (réaction endothermique) II.7 Affinité chimique L’affinité chimique est une mesure de tendance d’un système à évoluer vers un état final, de façon à avoir une valeur positive lorsque l’évolution d’un système correspond à un avancement de réaction positif, elle prend la valeur de la variation d’enthalpie libre de réaction changée de signe. A(T,P) = - (T,P) C’est une fonction d’état.   L’affinité chimique standard A est la valeur de l’affinité lorsque tous les constituants sont dans leurs états standard.  Elle ne dépend que de la température : A (T) = - (T) II.7.1 Condition d’évolution d’une réaction L’affinité chimique d’une réaction est définit à température et pression données et en fonction de l’avancement Ԑ : A (T,P, ℰ) = - ( (T,P) = - (T,P) Ԑ 29 Si on a la réaction : A ⇆ B Ci-dessous le tableau du sens de l’évolution de la réaction chimique en fonction du taux d’avancement (Ԑ). dԐ. dԐ Sens de l’évolution 0 0