Enthalpie libre de Gibbs, le moteur des réactions chimiques - Passe-science #59

Pourquoi les réactions chimiques se produisent-elles? Pourquoi dans un sens plutôt que dans un autre ? Comment une réaction chimique pourtant spontanée peut être endothermique et donc prendre de l'énergie à l'environnement et non en rendre ? Les réponses à ces questions nous ramènent au 19eme siècle et à la notion d'enthalpie libre de Gibbs.
Un grand merci à Blablareau au labo pour conseils et relecture!
/ @blablareauaulabo
Sommaire:
- 0:00 Intro
- 0:50 Puit de potentiel et réactions exothermiques
- 3:55 Entropie et réaction endothermiques
- 6:59 Enthalpie libre de Gibbs
- 11:59 Cinétique chimique
- 14:08 Outro
Voir aussi:
La réaction de Briggs Rauscher: • La réaction oscillante...
Entropie et démon de Maxwell: • Démon de Maxwell et en...
Entropie (ancien épisode): • L'Entropie - Passe-sci...
Les 3 épisodes sur les nanomachines du vivant:
• Nanomachines biologiqu...
• La physique des nanoma...
• De l'ADN au corps comp...
Extraits vidéos:
Réactions endothermique: • demonstration of exoth...
Animation moléculaire: • Simulation of Hydrogen...
Moteur: • How car engine works? ...
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[@BaptisteRabourdin]

Prodigieux ! 20 ans plus tard, on comprend ce que l'on avait appris par coeur pour les concours ;-)

[@hervelente3269]

50 ans , dont 28 années à tenter de comprendre cette notion ....et à défaut, de l apprendre par cœur ( avec le petit cortège mathématique qui lui convient) .....et cette vidéo arrive . Magique !

[@raphaels2103]

J'ai mieux compris qu'en prépa , bravo !

[@cytruj1]

Enfin une vidéo sur l'enthalpie libre 🎉 merci ! Car les cours de physique chimie en licence étaient imbitables 😅 encore une fois merci 😊

[@theslay66]

Comme toujours de la vulgarisation de haute qualité, clairement expliqué et illustré sans bla-bla inutile. Merci pour ces explications.

[@Punklusky]

Magnifiquement bien expliqué pour un sujet rarement (à ma connaissance) vulgarisé. Beau travail. Et merci.

[@colinpitrat8639]

Tes vidéos sont excellentes. C'est de l'or en barre! L'explication du phénomène, suivie de l'exposition de la formule détaillée et de chaque terme (même ceux qu'on ignore) est limpide. Un vrai plaisir à regarder.

[@sergeh.3640]

Pour les étudiants : l'auteur parle bien de l'énergie libre "de Gibbs". Ou encore "enthalpie libre". L'énergie libre "tout court" est la fonction F. Ce n'est pas la même.

[@orso2954]

Super vidéo. C’est remarquable. Je la visionne à 48 ans. Quel dommage de ne pas avoir eu ces sources d’information en classes prépa!

[@yvessaliba2027]

Très intéressant et très bien expliqué. Pendant mes études ne n'avais pas bien saisi ces concepts et mon niveau d'entropie cérébrale avait beaucoup augmenté 😂

[@sergeh.3640]

Ah, une première dans les videos youtube : la thermodynamique et la fonction G. Enfin ! Bravo pour votre audace ! G est aussi le "moteur" des piles (les reactions d'oxydo-réduction n'en sont qu'une conséquence), et personne ne le dit... or c'est ce qui fait que des charges - se séparent des charges +, et ce spontanément, contre l'intuition donc.

[@Akoirioriko]

Nan c'est dla magie quantique! ☝️🤓

[@ColdKid0]

Oui c’est très intéressant, à noter que dans le cas d’une pile réversible, la variation de l’enthalpie libre dans une réaction d’oxydo-réduction régit notamment par la loi de Nerst n’est que le travail électrique

[@sergeh.3640]

​​@@ColdKid0 oui. Le plus interessant de tout ça, c'est que cette "loi" de variation de G (qui n'est qu'une consequence directe du 2nd principe de la thermo) est "prioritaire" devant celle disant que les charges de signe contraire s'attirent. Personne ne le remarque, sauf les spécialistes de l'électrochimie, et même eux ne le disent pas directement aussi clairement. Ils se plongent dans les calculs de potentiels électrochimiques et en déduisent une foule de choses, sans faire noter aux etudiants que tout vient du 2nd principe de la thermo. Cherchez sur Internet "pourquoi" (et non pas "comment") une pile marche, et vous ne verrez RIEN.

[@ColdKid0]

@@sergeh.3640 c'est vrai qu'on a tendance à beaucoup subir le fait de juste savoir calculer sans savoir d'où les choses sortent (ici c'est beaucoup plus profond que 2 charges contraires qui s'attirent). Je trouve qu'on nous laisse pas beaucoup rentrer dans les détails, sans beaucoup d'intuition et de connaissance en physique on est souvent assez limité ce qui est dommage. Surtout que ce second principe je dirais que c'est l'un des plus important dans le monde de la physique, il régit les réactions chimiques, permet de prédire pleins de choses, et même dans mes études dans le vivant, il est trop trop intéressant.

[@sergeh.3640]

@@ColdKid0 oui. Il y a peu de gens formés en thermodynamique en fait. C'est rarement une science enseignée en tant que telle. Elle est plutôt enseignée comme un "complémentaire" à un autre cours, comme un cours de chimie. J'avais fait un commentaire plus complet, mais censuré par youtube pour une raison qui m'échappe.

[@sergeh.3640]

Une augmentation d'entropie d'un ensemble isolé (système étudié + monde extérieur) équivaut à une diminution d'enthalpie libre du système étudié seul. Plus exactement, augmentation d'entropie et diminution de G sont équivalents à pression et température constantes. D'où l'intérêt de G : il n'utilise que les paramètres du système étudié pour rendre compte de l'augmentation d'entropie du système isolé (système étudié et son monde extérieur), et l'extérieur est juste modélisé en un système parfait (ne créant pas d'entropie interne en son sein) imposant une température et une pression constante au système réactif étudié. Lorsque le monde extérieur n'impose que sa pression et non pas sa température, alors il faut utilise H (enthalpie) au lieu de G. Lorsque le volume du système réactif et sa température sont constantes, il faut remplacer G par F (énergie libre de Helmholtz). Dans tous les cas, ces potentiels thermodynamiques ne sont que des transformations mathématiques de l'énergie interne U, appelées "transformations de Legendre". Ces transformations visent à exprimer des grandeurs en fonction d'autres sans perte d'information. La bible de ces explications ? Le livre (en anglais) de Herbert B. CALLEN "Thermodynamics and an introduction to thermostatistics". Je ne sais pas comment bien comprendre la thermodynamique sans avoir lu ce livre. En école d'ingé je ne l'avais pas lu et mon maximum en thermo était 5/20.

[@fredpflanz8975]

Ah c'est marrant on a vu ça cette année (en Spé PCSI), mais toujours sympas d'avoir un autre points de vue sur des notions thermodynamiques...

[@amazakee]

très intéressant, merci! J'aurais été intéressé par plus de détails sur la nature des forces qui constituent l'énergie potentielle des molécules, peut-être dans une prochaine vidéo😃

[@smartsciences]

J'ai découvert ta chaîne récemment, c'est une véritable mine d'or! Bravo pour ce boulot ;)

[@PasseScience]

Merci beaucoup pour les encouragements !

[@Paganel75]

Ne dis surtout pas que c'est une véritable mine d'or sinon le gouvernement va en profiter pour le taxer dessus! 😭😭😭

[@enfieldlee4421]

Bonjour, Merci pour cet exposé si clair. C'était dense au niveau des informations et du débit mais l'exposé restait bien compréhensible. Vos graphiques illustrent très bien votre propos. Dommage que je ne vous aie pas eu comme professeur à la lointaine époque ou j'étais étudiant. A de prochaines vidéos. Cordialement

[@boredscientist5756]

Tres bonne video. Il faudrait la montrer aux etudiants de 1ere et 2eme annee! C'est l'une des meilleures explications que j'ai vu 👏

[@observing7312]

Vraiment très très bien, bravo. C'est très clair même pour un expert.

[@ThomasKundera]

Vous rendez clair des notions que je pensais impossible à vulgariser. Magnifique, merci.

[@JUMPINGxxJEFF]

Vos vidéos sont toujours passionnantes, merci

[@herverousseau8287]

Excellent ! Que n'ai-je eu un tel prof il y a 40 ans !

[@Ctrl_Alt_Sup]

Je découvre cette notion d'enthalpie. Contenu passionnant comme toujours !

[@circonvlaimlenovitczkocxzki]

Merci pour cette capsule de qualité ! Dommage qu'elle soit si courte. Néanmoins, bien vu man pour le sujet de l'enthalpie vulgarisé avec brio. Les animations et le style me font vraiment penser à ScienceEtonnante et c'est plus qu'appréciable d'avoir plus de contenu de ce genre !

[@christophebernardin3221]

C'est parti pour faire fondre mon cerveau avec passe science

[@jotarotepete]

super video qui a mon avis va servir a pas mal d'étudiants et/ou de profs ..... bravo !

[@Akoirioriko]

C'est carré Chef comme d'hab, merci 👍

[@patmat.]

Superbe explication comme toujours. J'aurais aimé qu'on m'explique la thermo comme ça quand j'étais étudiant (A&M), je trouvais ça trop abstrait.

[@ciaopeople9664]

Excellent épisode !!! 😊😊😊

[@pseudofoireux872]

Encore une super vidéo sur un sujet passionnant ! Si je pouvais me permettre une petite remarque, je trouverais très intéressant un résumé à la fin du phénomène physique, qui permet de remettre les choses dans l'ordre... Merci pour ton travail !

[@aurelienlambert7233]

Toujours aussi limpide merci

[@nathanferreira6562]

Excellent comme d'hab

[@dominiqueg1477]

incroyable de clarte cette chaine !

[@larryletto8870]

Un grand merci !!! C'est passionnant

[@sobriquet]

Merci pour cette vidéo ! C'est mon deuxième visionnage, il y en aura sans doute un troisième :) C'est fou, en ce moment, je code un algorithme d'optimisation stochastique, et la formule Delta_G = Delta_U - T Delta_S correspond d'assez près à l'équilibre que je dois trouver : A partir d'une solution, j'ai le choix entre explorer les solutions voisines pour en trouver une meilleure (descente de gradient) ou aller voir plus loin en espérant tomber sur mieux par hasard. La première solution consiste en fait à travailler sur Delta_U, alors que la seconde consiste à jouer sur Delta_S. Toute la difficulté consiste à trouver le bon équilibre entre les deux stratégies, c'est à dire en fait, la bonne température :) Je me demande si ce type d'analogie a déjà été exploré ?

[@ayoubmy]

Merci pour cet épisode qui donne beaucoup de réponses à mes interrogations

[@dimitriestiot4405]

Parfait juste avant les concours !

[@Animatuma]

Le fait qu'on puisse parler, par exemple, d'énergie potentielle dans des domaines aussi différents que la gravitation, la mécanique ou la chimie, est-il une sorte de coïncidence, l'expression convergente de phénomènes bien distincts, ou bien l'expression d'un phénomène matériel, concret, sous-jacent à toute la physique ? Et merci une nouvelle fois pour la qualité de ces vidéos !

[@sergeh.3640]

Si je me souviens bien, tout vient de l'énergie interne du système (le système pouvant être l'ensemble "Terre" + "objet qui tombe vers la Terre"): l'entropie d'un système mécanique pur (pas d'effet de la chaleur sur le système, pas de réaction chimique à considérer...) est constante (en particulier est nulle). Pour une entropie constante, l'énergie interne diminue lorsque le potentiel d'interaction (ici, le potentiel de gravitation) diminue.

[@PasseScience]

L'énergie potentielle ca vient d'une sorte de convergence mathématique, en gros quand vous avez une force, un champ de force, et qu'il est "conservatif" c'est à dire que l'énergie qu'il transfère à un objet en le déplacement entre deux points ne dépend pas du trajet, alors vous pouvez du coup construire une notion d'énergie potentielle. (ie si vous vous déplacez sur le sol terrestre et que ca cause un certain changement d'une quantité qui ne dépend pas du trajet, de fait vous pouvez représenter une carte d"altitude")

[@aidanclarke6106]

Si seulement je vous avais eu comme prof, j'aurais pu aimer la thermodynamique 😂❤

[@pierre-emmanuelroger6805]

Brillant !!

[@francoislillet2830]

Genial, merci pour cette explication.

[@Dexadra]

J'ai cliqué au hasard dans mes reco et la vidéo est passé très vite c'était vraiment sympa. Est-ce que ça veux dire qu'une réaction endothermique ne pourra jamais être complète ?

[@PasseScience]

C'est une très bonne question (Et je me la suis posé aussi :P), j'ai pas encore bien fouillé mais j'ai quelques éléments de réponse. Dans la vidéo les choses sont simples car j'ai pris une réaction A -> B ou il y a autant de réactifs que de produits, c'est un réarrangement des atomes de la même molécule, les choses se compliquent si on a par exemple A->B+C, 2 produits pour une seule molécule de réactif, c'est plus délicat de représenter ce qui se passe sur les paysages d'énergie potentiel et d'entropie, côte énergie potentielle on a un point qui en devient 2, et côte entropie le faire d'avoir 2 points contribue à l'entropie via le "mélange" (on a plus de manière d'agencer 2 molécules qu'une seule), et on comprend bien que statistiquement c'est plus difficile d'avoir la rencontre de 2 molécules pour former A que d'avoir juste A et de la couper en deux. Autre élément de réponse c'est qu'il peut y avoir disparition des produits du milieux réactif, par exemple production d'un gaz (si la reaction était en solution) et donc la réaction inverse ne se produira pas si ce produit est parti dans l'environnement. Enfin il semble y avoir (je ne suis pas certain) des manières de stabiliser des molécules en les faisant réagir avec d'autres, bloquant les chemins par lesquels on est venus sur le paysage potentiel et nécessitant d'en emprunter d'autres avec des énergies d'activation plus hautes qu'à l'aller pour revenir. Voila voila.

[@Benoit-Pierre]

14:00 non. C'est magnifique et intrigant, mais ça dépasse infiniment trop mes compétences.

[@LChsn-vp5zx]

Tres bonne vidéo. J'essaye de mon coté d'estimer une energie libre d'un reseau de neurone, peut etre qui sait, serait-ce une découverte en optimisation

[@el_rotulador2179]

C'est devenu Passe-Chimie ma parole !

[@ColdKid0]

Salut ducoup la vidéo ma posé une question : ducoup a l'échelle d'une population de particules, l'enthalipe libre doit forcément être plus importante que l'entropie j'imagine ?

[@sergeh.3640]

Non, c'est la même chose : G ne décroit que parce que S (l'entropie) croît.

[@maloukemallouke9735]

Merci pour la vidéo, est ce que le Cyclopropane change en propène dans l aire où dans un milieu particulier ?

[@tomassokol8460]

Conversion thermique possible. Vers 500°C, c'est assez rapide.

[@frunky4741]

👍

[@nicolasrosat5485]

Merci !

[@fxfxd142]

Bonjour, je vois pas pourquoi l'espace des configuration est continu

[@PasseScience]

Hello, Si on considère une dizaine d'atomes et l'espace de configuration qui lui est associé, un point de cet espace de configuration place les dix atomes les uns par rapport aux autres. On peut explorer tout l'espace des positions du tuple constitué de ces dix atomes. Certains des points de cet espace de configuration correspondent à un agencement des atomes qui forment une molécule. Comme la position de chaque atome est un espace continu, l'espace des configurations lui-même est un espace continu. Avec une dizaine d'atomes, c'est un espace continu à une trentaine de dimensions puisqu'il y en a dix qui ont chacun trois coordonnées possibles. Un peu moins d'une trentaine parce que certaines configurations donnent la même position relative des atomes à une translation près. Mais grosso modo, c'est une trentaine. C'est un espace continu pour lequel en chaque point on peut définir une énergie potentielle qui varie aussi de manière continue puisqu'elle est définie par les positions relatives des atomes les uns par rapport aux autres. C'est plus clair ?

[@sobriquet]

Je suis pas chimiste mais j'ai une autre explication, si on considère que l'espace des configurations d'une molécule est discret. Une solution est composée d'un très grand nombre de molécules (de l'ordre de 10^22 dans un litre d'eau). Chaque fois qu'une molécule change d'état, ça n'affecte que très peu les propriétés générales du système, et en particulier son énergie. Lorsque de petites variations locales n'ont que de minuscules effets globaux, il est souvent plus simple de considérer que le système est continu. C'est comme lorsque tu considères qu'un objet solide est continu alors qu'il est en fait composé d'un ensemble discontinu d'atomes. Je laisse ceux qui savent mieux me corriger si je me trompe.

[@fxfxd142]

@@PasseScience Oui, merci

[@Benoit-Pierre]

KZbin refuse que je te mette un 👍🏻

[@cedp6615]

J'ai compris l'énergie libre ;)

[@lolilollolilol7773]

L'enthalpie libre, pas l'énergie libre.

[@Diagnoc]

@@lolilollolilol7773, je crois que l’énergie libre de Gibbs et l’enthalpie libre de Gibbs sont des expressions équivalentes et toutes deux correctes. Curieusement, en anglais l’expression Gibbs free enthalpy ne semble presque jamais employée; on dit Gibbs free energy.

[@tomassokol8460]

@@Diagnoc F est très peu utilisée en chimie.

[@Diagnoc]

@@tomassokol8460 , qu’est-ce que F?

[@tomassokol8460]

@@Diagnoc Énergie libre F = U-TS. En chimie delta(U) et delta(H) sont toujours très proches et U n'est pas pratique, car çà correspond aux réactions à Volume constant, très rares.

[@w0tch]

C’est fou de se dire que l’ensemble de la vie est un processus qui minimise certains potentiels physico-chimiques

[@sergeh.3640]

Oui. Tout part du 2nd principe de la thermo : l'entropie d'un système isolé ne peut que croître. Les potentiels thermodynamiques en sont la conséquence directe.

[@w0tch]

@@sergeh.3640 oui mais du coup je me demande de quelle manière est-ce que la vie qui absorbe l’énergie solaire qui arrive sur terre, amène une entropie plus basse que juste une roche nue qui absorberait cette énergie solaire.

[@sergeh.3640]

@@w0tch pourquoi une entropie plus basse ?

[@w0tch]

@@sergeh.3640 plus haute pardon haha, j’avais démarré avec énergie potentielle plus basse dsl

[@sergeh.3640]

@@w0tch l'énergie potentielle G plus basse d'un système non isolé, comme une réaction chimique à l'air libre ou votre pierre, c'est pour que l'entropie du (système non isolé + celle de son miliieu extérieur) soit plus haute. L'ensemble "systeme+son milieu exterieur" est un ensemble isolé. Pour un ensemble isolé, l'entropie de l'ensemble isolé doit augmenter, ce qui revient à diminuer G du système non isolé. Votre pierre n'est pas un système isolé. C'est l'ensemble "pierre+son milieu extérieur (qui englobe le soleil)" qui l'est. C'est l'ensemble qui voit son entropie augmnter (ou au mieux, rester égale). La pierre verra son énergie interne U augmenter, l'énergie interne U du soleil diminue, et l'entropie de l'ensemble isolé "pierre +soleil + tout le reste" augmente. Par ailleurs, la diminution de G d'un système non isolé ne correspond à une augmentation de l'entropie de l'ensemble (système + son milieu extérieur) que si la pression et la température du système sont maintenus constants tout au long du processus. C'est le milieu extérieur, modélisé comme un "réservoir" de pression et de température, et qui plus est considéré comme parfait (c-à-d en équilibre thermodynamique permanent : ne crée pas d'entropie interne en son sein) qui impose à la réaction de se dérouler à pression constante (pression atmosphérique), et à température constante (le milieu extérieur agit vomme un thermostat).

[@JeanSarfati]

Regard envahissant du locuteur qui n'apporte rien et déconcentre. Arrêtons d'imiter les anglo-saxons dans leurs défauts !

[@PasseScience]

Vous pouvez être plus précis et décrire une alternative que je comprenne bien votre remarque ?

[@JeanSarfati]

@@PasseScience Alternative: ne pas regarder sans cesse la caméra, mettre sans cesse en premier l'objet du sujet traité, se mettre en encarté. Mais je dis ça j'ai rien dit, ce n'est pas moi qui pond l'œuf ! Je ne fais que le consommer.

[@PasseScience]

@@JeanSarfati En fait, c'est une conséquence qui vient de l'utilisation d'un prompteur. Le prompteur est sur la caméra, donc on regarde le prompteur pour lire ce qu'on va dire. Pour éviter ça, il y a deux solutions. Soit avoir une seconde caméra et pouvoir changer de plan sur la même scène, soit avoir suffisamment de talent pour parler de manière fluide et spontanée, en disant tout ce qu'on voulait dire aussi précisément qu'on l'estime nécessaire. Et je n'ai ni l'une ni l'autre. :p