Analyse de la Spontanéité d'une Transformation
Contexte : La Thermodynamique ChimiqueBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie (chaleur, travail) lors des réactions chimiques et des changements d'état..
En chimie, il est crucial de pouvoir prédire si une réaction peut se produire d'elle-même, sans apport extérieur d'énergie. C'est la notion de spontanéité. Une réaction spontanée n'est pas nécessairement rapide, mais elle est thermodynamiquement favorable. Pour quantifier cette tendance, les chimistes utilisent une fonction d'état fondamentale : l'Énergie libre de GibbsNotée G, cette fonction combine l'enthalpie (H) et l'entropie (S) pour déterminer si une réaction est spontanée à température et pression constantes.. Cet exercice vous guidera dans le calcul de cette grandeur pour une réaction courante : la combustion du méthane.
Remarque Pédagogique : Cet exercice a pour but de vous faire appliquer concrètement les principes de la thermodynamique. Vous apprendrez à utiliser des données tabulées pour calculer les variations d'enthalpie et d'entropie, puis à les combiner pour évaluer l'énergie libre de Gibbs et conclure sur la spontanéité d'une réaction.
Objectifs Pédagogiques
- Définir et comprendre les concepts d'enthalpie, d'entropie et d'énergie libre de Gibbs.
- Calculer une enthalpie standard de réaction (\(\Delta H^\circ_{\text{r}}\)) à partir des enthalpies de formation.
- Calculer une entropie standard de réaction (\(\Delta S^\circ_{\text{r}}\)) à partir des entropies molaires standard.
- Appliquer l'équation de Gibbs-Helmholtz pour déterminer l'énergie libre standard de réaction (\(\Delta G^\circ_{\text{r}}\)) et la spontanéité.
Données de l'étude
Équation de la réaction de combustion du méthane
Données Thermodynamiques Standard à 298 K
| Espèce Chimique | État | Enthalpie Standard de Formation (\(\Delta H^\circ_f\)) | Entropie Molaire Standard (\(S^\circ_m\)) |
|---|---|---|---|
| Méthane (\(CH_4\)) | gazeux (g) | -74,8 kJ/mol | 186,3 J/(K·mol) |
| Dioxygène (\(O_2\)) | gazeux (g) | 0 kJ/mol | 205,1 J/(K·mol) |
| Dioxyde de carbone (\(CO_2\)) | gazeux (g) | -393,5 kJ/mol | 213,7 J/(K·mol) |
| Eau (\(H_2O\)) | liquide (l) | -285,8 kJ/mol | 69,9 J/(K·mol) |
Questions à traiter
- Calculer l'enthalpie standard de la réaction (\(\Delta H^\circ_{\text{r}}\)) à 298 K.
- Calculer l'entropie standard de la réaction (\(\Delta S^\circ_{\text{r}}\)) à 298 K.
- En déduire l'énergie libre standard de la réaction (\(\Delta G^\circ_{\text{r}}\)) à 298 K.
- La réaction est-elle spontanée dans les conditions standard à 298 K ? Justifier.
- Discuter qualitativement de l'influence de la température sur la spontanéité de cette réaction.
Les bases sur la Spontanéité Thermodynamique
Pour déterminer si une transformation est spontanée, on étudie trois grandeurs fondamentales : l'enthalpie, l'entropie et l'énergie libre de Gibbs.
1. Enthalpie de réaction (\(\Delta H^\circ_{\text{r}}\))
Elle représente la quantité de chaleur échangée par le système avec le milieu extérieur à pression constante. Une réaction exothermique (\(\Delta H < 0\)) libère de la chaleur et est souvent spontanée. Une réaction endothermique (\(\Delta H > 0\)) absorbe de la chaleur. On la calcule avec la loi de Hess :
\[ \Delta H^\circ_{\text{r}} = \sum \nu_{\text{p}} \Delta H^\circ_{\text{f, produits}} - \sum \nu_{\text{r}} \Delta H^\circ_{\text{f, réactifs}} \]
Où \(\nu\) sont les coefficients stœchiométriques.
2. Entropie de réaction (\(\Delta S^\circ_{\text{r}}\))
L'entropie est une mesure du désordre d'un système. Le deuxième principe de la thermodynamique stipule que l'entropie de l'univers augmente pour toute transformation spontanée. Une augmentation du désordre dans le système (\(\Delta S > 0\)) favorise la spontanéité. On la calcule par :
\[ \Delta S^\circ_{\text{r}} = \sum \nu_{\text{p}} S^\circ_{\text{m, produits}} - \sum \nu_{\text{r}} S^\circ_{\text{m, réactifs}} \]
3. Énergie libre de Gibbs (\(\Delta G^\circ_{\text{r}}\))
C'est le critère ultime de spontanéité à température et pression constantes. Il combine l'enthalpie et l'entropie via l'équation de Gibbs-Helmholtz :
\[ \Delta G = \Delta H - T\Delta S \]
Le critère est simple :
- Si \(\Delta G < 0\) : La réaction est spontanée (exergonique).
- Si \(\Delta G > 0\) : La réaction n'est pas spontanée (endergonique).
- Si \(\Delta G = 0\) : Le système est à l'équilibre.
Correction : Analyse de la Spontanéité d'une Transformation
Question 1 : Calcul de l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta H^\circ_{\text{r}}\))
Principe
Le concept physique ici est la conservation de l'énergie. On cherche à déterminer la chaleur nette libérée ou absorbée par la réaction. Cela revient à faire le bilan énergétique entre l'énergie stockée dans les liaisons chimiques des produits et celle stockée dans les liaisons des réactifs.
Mini-Cours
L'enthalpie standard de formation (\(\Delta H^\circ_{\text{f}}\)) d'un composé est la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole de ce composé à partir de ses corps simples de référence, dans leur état standard. La Loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction ne dépend que des états initial et final, et non du chemin réactionnel. C'est pourquoi on peut simplement soustraire la somme des enthalpies de formation des réactifs de celle des produits.
Remarque Pédagogique
Abordez toujours ce type de calcul de manière méthodique : 1. Écrivez l'équation bilan équilibrée. 2. Écrivez l'expression littérale de la loi de Hess pour cette réaction. 3. Remplacez par les valeurs numériques en faisant attention aux signes et aux coefficients. Cette rigueur vous évitera 90% des erreurs.
Normes
En thermodynamique chimique, la "norme" est l'état standard. Il est défini par une pression de 1 bar pour tous les gaz. Les données (\(\Delta H^\circ_{\text{f}}\), \(S^\circ_{\text{m}}\)) sont généralement tabulées à une température de référence de 298,15 K (25 °C), ce qui est le cas ici.
Formule(s)
Formule générale de la Loi de Hess
Application à la réaction
Hypothèses
On suppose que la réaction est totale (elle se poursuit jusqu'à épuisement d'un réactif) et que les données thermodynamiques standard fournies sont exactes et valides dans nos conditions d'étude.
Donnée(s)
On extrait les valeurs du tableau de l'énoncé. Attention à bien prendre les valeurs pour les bons états physiques (eau liquide).
- \(\Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{CH}_4, \text{g}) = -74,8 \text{ kJ/mol}\)
- \(\Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{O}_2, \text{g}) = 0 \text{ kJ/mol}\) (corps simple dans son état standard)
- \(\Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{CO}_2, \text{g}) = -393,5 \text{ kJ/mol}\)
- \(\Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{H}_2\text{O}, \text{l}) = -285,8 \text{ kJ/mol}\)
Astuces
Pour aller plus vite et vérifier votre résultat, souvenez-vous que les réactions de combustion sont presque toujours fortement exothermiques. Votre résultat final pour \(\Delta H^\circ_{\text{r}}\) doit être un grand nombre négatif. Si vous obtenez une valeur positive, vous avez probablement inversé les produits et les réactifs.
Schéma (Avant les calculs)
Bilan Énergétique Conceptuel
Calcul(s)
Application numérique
Calcul des termes
Simplification
Résultat du calcul
Schéma (Après les calculs)
Diagramme Enthalpique
Réflexions
Le résultat est une valeur négative très grande. Cela signifie que la réaction de combustion du méthane est fortement exothermique. Elle libère 890,3 kJ de chaleur pour chaque mole de méthane brûlée. C'est cette libération d'énergie qui fait du gaz naturel un excellent combustible. Ce terme enthalpique est un moteur puissant qui favorise fortement la spontanéité de la réaction.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier les coefficients stœchiométriques. Ici, il y a 2 moles d'oxygène et 2 moles d'eau. Une autre erreur est de se tromper dans le sens de la soustraction (toujours : produits - réactifs).
Points à retenir
Pour calculer une enthalpie de réaction, retenez la méthode :
1. Utiliser la Loi de Hess.
2. La formule est toujours \(\sum \Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{produits}) - \sum \Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{réactifs})\).
3. Ne jamais oublier les coefficients stœchiométriques.
Le saviez-vous ?
Germain Hess, le chimiste russe qui a énoncé cette loi en 1840, est l'un des fondateurs de la thermochimie. Sa loi est en fait une conséquence directe du premier principe de la thermodynamique (conservation de l'énergie), qui ne sera formulé que dix ans plus tard !
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si la combustion produisait de l'eau à l'état gazeux (\(\Delta H^\circ_{\text{f}}(\text{H}_2\text{O}, \text{g}) = -241,8 \text{ kJ/mol}\)), quelle serait la nouvelle enthalpie de réaction ?
Mini Fiche Mémo
Synthèse de la Question 1 :
- Concept Clé : Loi de Hess.
- Formule Essentielle : \(\Delta H^\circ_{\text{r}} = \sum (\nu_{\text{p}} \Delta H^\circ_{\text{f,p}}) - \sum (\nu_{\text{r}} \Delta H^\circ_{\text{f,r}})\).
- Point de Vigilance Majeur : Coefficients stœchiométriques et signes.
Question 2 : Calcul de l'entropie standard de réaction (\(\Delta S^\circ_{\text{r}}\))
Principe
On évalue ici la variation du désordre du système. Le désordre est lié au nombre de micro-états accessibles. Un gaz est plus désordonné qu'un liquide, qui est lui-même plus désordonné qu'un solide. On compare donc le désordre total des produits à celui des réactifs.
Mini-Cours
L'entropie molaire standard (\(S^\circ_{\text{m}}\)) d'une substance est sa valeur d'entropie par mole dans les conditions standard. Contrairement à l'enthalpie de formation, elle n'est jamais nulle pour un corps simple (sauf au zéro absolu, selon le troisième principe de la thermodynamique). Le calcul de \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) est similaire à celui de \(\Delta H^\circ_{\text{r}}\), en utilisant les entropies molaires absolues.
Remarque Pédagogique
Avant tout calcul, essayez de prédire qualitativement le signe de \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\). Comptez le nombre de moles de gaz de chaque côté de l'équation. Ici, on passe de 3 moles de gaz à 1 mole de gaz. On s'attend donc à une forte diminution du désordre, et donc à un \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) négatif. Cette prédiction est un excellent moyen de vérifier votre résultat final.
Normes
Les mêmes conventions de l'état standard (1 bar, 298,15 K) s'appliquent pour les données d'entropie molaire standard.
Formule(s)
Formule générale de l'entropie de réaction
Application à la réaction
Hypothèses
On suppose que les entropies molaires standard tabulées sont précises et applicables à notre système.
Donnée(s)
- \(S^\circ_{\text{m}}(\text{CH}_4, \text{g}) = 186,3 \text{ J/(K·mol)}\)
- \(S^\circ_{\text{m}}(\text{O}_2, \text{g}) = 205,1 \text{ J/(K·mol)}\)
- \(S^\circ_{\text{m}}(\text{CO}_2, \text{g}) = 213,7 \text{ J/(K·mol)}\)
- \(S^\circ_{\text{m}}(\text{H}_2\text{O}, \text{l}) = 69,9 \text{ J/(K·mol)}\)
Astuces
Gardez à l'esprit l'ordre de grandeur : \(S^\circ_{\text{m}}(\text{gaz}) > S^\circ_{\text{m}}(\text{liquide}) > S^\circ_{\text{m}}(\text{solide})\). Si votre calcul contredit une prédiction simple basée sur le changement du nombre de moles de gaz, revérifiez vos calculs.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation du changement de désordre
Calcul(s)
Application numérique
Calcul des termes
Simplification
Résultat du calcul
Réflexions
Comme prévu, la variation d'entropie est négative. Cela signifie que le désordre du système diminue. C'est logique car on passe de 3 moles de gaz (grand désordre) à seulement 1 mole de gaz et 2 moles de liquide (désordre plus faible). Ce terme entropique, en lui-même, défavorise la spontanéité de la réaction.
Points de vigilance
Attention aux unités ! Les entropies sont données en J/(K·mol) alors que les enthalpies sont en kJ/mol. Il faudra impérativement convertir \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) en kJ/(K·mol) avant de l'utiliser dans l'équation de Gibbs.
Points à retenir
1. L'entropie mesure le désordre.
2. La formule est \(\sum S^\circ_{\text{m}}(\text{produits}) - \sum S^\circ_{\text{m}}(\text{réactifs})\).
3. Une diminution du nombre de moles de gaz implique généralement un \(\Delta S < 0\).
Le saviez-vous ?
Le concept d'entropie a été introduit par Rudolf Clausius en 1865. Il a choisi ce nom du mot grec "entropê" (ἐντροπή), qui signifie "transformation" ou "évolution". Il voulait un mot qui sonne comme "énergie" pour marquer leur lien fondamental.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) pour la réaction \(N_{2(\text{g})} + 3 H_{2(\text{g})} \rightarrow 2 NH_{3(\text{g})}\), sachant que \(S^\circ_{\text{m}}(N_2)=191.6\), \(S^\circ_{\text{m}}(H_2)=130.7\) et \(S^\circ_{\text{m}}(NH_3)=192.8\) J/(K·mol).
Mini Fiche Mémo
Synthèse de la Question 2 :
- Concept Clé : Variation du désordre.
- Formule Essentielle : \(\Delta S^\circ_{\text{r}} = \sum (\nu_{\text{p}} S^\circ_{\text{m,p}}) - \sum (\nu_{\text{r}} S^\circ_{\text{m,r}})\).
- Point de Vigilance Majeur : Unités en J/(K·mol) et prédiction du signe.
Question 3 : Calcul de l'énergie libre standard de réaction (\(\Delta G^\circ_{\text{r}}\))
Principe
L'énergie libre de Gibbs est la grandeur qui arbitre le conflit entre la tendance d'un système à minimiser son énergie (atteindre un \(\Delta H\) le plus négatif possible) et la tendance à maximiser son désordre (atteindre un \(\Delta S\) le plus positif possible). Son calcul nous donnera le critère ultime de spontanéité.
Mini-Cours
L'équation de Gibbs-Helmholtz, \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\), est l'une des relations les plus importantes de la chimie. Elle montre que la spontanéité dépend d'un terme enthalpique (\(\Delta H\)) et d'un terme entropique (\(-T\Delta S\)). Le facteur \(T\) (température absolue en Kelvin) montre que l'importance du désordre augmente avec la température.
Remarque Pédagogique
La principale source d'erreur ici est la gestion des unités. L'habitude est de tout exprimer en kJ/mol. Pensez donc systématiquement à convertir votre \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) (en J/(K·mol)) en le divisant par 1000 avant de l'injecter dans la formule.
Formule(s)
Équation de Gibbs-Helmholtz
Hypothèses
On continue d'appliquer l'approximation d'Ellingham, en considérant que les valeurs de \(\Delta H^\circ_{\text{r}}\) et \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) calculées à 298 K restent valables.
Donnée(s)
- \(\Delta H^\circ_{\text{r}} = -890,3 \text{ kJ/mol}\)
- \(\Delta S^\circ_{\text{r}} = -243,0 \text{ J/(K·mol)}\)
- \(T = 298 \text{ K}\)
Schéma (Avant les calculs)
Balance Énergétique de Gibbs
Calcul(s)
Étape 1 : Conversion des unités de l'entropie
Étape 2 : Application de la formule de Gibbs
Calcul du terme entropique
Simplification
Résultat du calcul
Arrondi final
Schéma (Après les calculs)
Diagramme d'Énergie Libre de Gibbs
Réflexions
Le \(\Delta G^\circ_{\text{r}}\) est très négatif. Cela confirme que la réaction est fortement spontanée. On voit que le terme enthalpique (\(\Delta H^\circ_{\text{r}} = -890,3 \text{ kJ/mol}\)) est le facteur dominant, tandis que le terme entropique (\(-T\Delta S^\circ_{\text{r}} = +72,4 \text{ kJ/mol}\)) s'y oppose mais ne suffit pas à inverser la tendance.
Points de vigilance
L'erreur fatale est l'oubli de la conversion d'unités pour \(\Delta S\). Une autre erreur fréquente est un mauvais calcul du terme \(-T\Delta S\), notamment avec le double signe négatif ici : \(-T \times (\text{valeur négative}) = \text{valeur positive}\).
Points à retenir
1. La spontanéité est donnée par \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\).
2. Attention à la cohérence des unités (kJ et J).
3. La température T doit toujours être en Kelvin.
Le saviez-vous ?
Josiah Willard Gibbs, le physicien américain qui a développé ce concept entre 1875 et 1878, est considéré comme l'un des plus grands scientifiques américains. Son travail était si théorique et mathématique qu'il a été largement ignoré par la communauté scientifique pendant près de 20 ans avant que son importance capitale ne soit reconnue.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez \(\Delta G^\circ_{\text{r}}\) à 400 K pour la réaction de la question précédente (\(\Delta H^\circ_{\text{r}} = -92.2 \text{ kJ/mol}\), \(\Delta S^\circ_{\text{r}} = -198.7 \text{ J/(K·mol)}\)).
Mini Fiche Mémo
Synthèse de la Question 3 :
- Concept Clé : Équation de Gibbs-Helmholtz.
- Formule Essentielle : \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\).
- Point de Vigilance Majeur : Conversion de \(\Delta S\) en kJ.
Question 4 : Spontanéité de la réaction
Principe
Le signe de la variation de l'énergie libre de Gibbs (\(\Delta G^\circ_{\text{r}}\)) est le critère direct et universel pour déterminer la spontanéité d'une réaction à pression et température constantes.
Mini-Cours
Le signe de \(\Delta G\) indique le sens dans lequel une réaction doit évoluer pour atteindre l'équilibre.
- \(\Delta G < 0\) (Exergonique) : La réaction est spontanée dans le sens direct (réactifs \(\rightarrow\) produits).
- \(\Delta G > 0\) (Endergonique) : La réaction n'est pas spontanée dans le sens direct. C'est la réaction inverse (produits \(\rightarrow\) réactifs) qui est spontanée.
- \(\Delta G = 0\) : Le système est à l'équilibre ; les vitesses des réactions directe et inverse sont égales.
Réflexions
Nous avons calculé \(\Delta G^\circ_{\text{r}} = -817,9 \text{ kJ/mol}\). Puisque cette valeur est très inférieure à zéro, la réaction est fortement spontanée dans les conditions standard à 298 K. Le bilan énergétique global est très favorable, malgré la diminution du désordre. C'est pourquoi le méthane brûle si facilement une fois la réaction amorcée (l'activation est nécessaire, mais la thermodynamique est favorable).
Points à retenir
Le critère de spontanéité est simple et absolu : \(\Delta G < 0\).
FAQ
Résultat Final
Question 5 : Influence de la température
Principe
On analyse l'équation \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\) pour voir comment la valeur (et donc le signe) de \(\Delta G\) change lorsque la température \(T\) varie. Cela nous permet de prédire si une réaction est plus ou moins favorisée par le chauffage ou le refroidissement.
Mini-Cours
On peut classer les réactions en quatre catégories selon les signes de \(\Delta H\) et \(\Delta S\) :
1. \(\Delta H < 0\), \(\Delta S > 0\) : Toujours spontanée (\(\Delta G\) toujours \(< 0\)).
2. \(\Delta H > 0\), \(\Delta S < 0\) : Jamais spontanée (\(\Delta G\) toujours \(> 0\)).
3. \(\Delta H > 0\), \(\Delta S > 0\) : Spontanée à haute température (pilotée par l'entropie).
4. \(\Delta H < 0\), \(\Delta S < 0\) : Spontanée à basse température (pilotée par l'enthalpie). Notre cas ici.
Hypothèses
Pour une analyse qualitative (et souvent quantitative sur une plage de T raisonnable), on utilise l'approximation d'Ellingham : on considère que \(\Delta H^\circ_{\text{r}}\) et \(\Delta S^\circ_{\text{r}}\) ne varient pas significativement avec la température.
Calcul(s)
Expression de \(\Delta G\) en fonction de T
Cette équation est de la forme d'une droite \(y = a + bx\), avec \(y = \Delta G\), \(a = \Delta H^\circ_{\text{r}}\), \(b = -\Delta S^\circ_{\text{r}}\) et \(x = T\). Le terme \(+0,243 \cdot T\) est une contribution positive qui augmente avec T. Il s'oppose au terme négatif constant de l'enthalpie.
Schéma (Après les calculs)
Diagramme d'Ellingham (Principe)
Réflexions
Comme le coefficient de T (\(-\Delta S^\circ_{\text{r}}\)) est positif, la droite \(\Delta G(T)\) a une pente ascendante. Cela signifie que lorsque la température augmente, \(\Delta G\) devient moins négatif. Par conséquent, l'augmentation de la température défavorise la spontanéité de cette réaction. La réaction est "pilotée par l'enthalpie" et est donc favorisée à basse température.
Points à retenir
Le signe de \(-\Delta S^\circ_{\text{r}}\) donne la pente de la droite \(\Delta G\) en fonction de T. Si \(\Delta S^\circ_{\text{r}} < 0\) (comme ici), la pente est positive, et chauffer défavorise la réaction. Si \(\Delta S^\circ_{\text{r}} > 0\), la pente est négative, et chauffer favorise la réaction.
Résultat Final
Outil Interactif : Influence de la Température sur \(\Delta G\)
Utilisez le curseur pour faire varier la température et observez son impact sur l'énergie libre de Gibbs (\(\Delta G_{\text{r}}\)) de la réaction. Les valeurs de \(\Delta H_{\text{r}}\) et \(\Delta S_{\text{r}}\) sont supposées constantes.
Paramètres d'Entrée
\(\Delta H^\circ_{\text{r}} = -890,3 \text{ kJ/mol}\)
\(\Delta S^\circ_{\text{r}} = -0,243 \text{ kJ/(K·mol)}\)
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Une réaction exothermique (\(\Delta H < 0\)) est-elle toujours spontanée ?
2. Pour la combustion du méthane, le terme entropique (\(-T\Delta S\)) :
3. Si une réaction a \(\Delta H > 0\) et \(\Delta S > 0\), elle devient spontanée :
4. L'enthalpie de formation standard d'un corps simple pur dans son état de référence (comme \(O_{2(\text{g})}\)) est :
5. Une valeur de \(\Delta G^\circ_{\text{r}}\) de +25 kJ/mol indique que la réaction :
Glossaire
- Enthalpie (\(\Delta H\))
- Grandeur thermodynamique qui représente la chaleur échangée par un système à pression constante. Une variation négative (\(\Delta H < 0\)) caractérise une réaction exothermique.
- Entropie (\(\Delta S\))
- Grandeur thermodynamique qui mesure le degré de désordre ou de dispersion de l'énergie dans un système. Une variation positive (\(\Delta S > 0\)) indique une augmentation du désordre.
- Énergie libre de Gibbs (\(\Delta G\))
- Potentiel thermodynamique qui permet de prédire la spontanéité d'un processus à température et pression constantes. Une variation négative (\(\Delta G < 0\)) est le critère d'une transformation spontanée.
- Spontanéité
- Caractérise une transformation qui peut se produire sans apport d'énergie extérieur. Elle ne donne aucune information sur la vitesse de la transformation.
- État Standard
- Ensemble de conditions de référence utilisées pour les calculs thermodynamiques. La pression est de 1 bar. La température n'est pas fixée mais est souvent prise à 298,15 K (25 °C).
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