Rozdíl mezi exotermickou a exergonickou

Klasifikace endotermické a exotermické odkazují na přenos tepla $ q $ nebo změny entalpie $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Klasifikace endergonic a exergonic odkazují na změny ve volné energii (obvykle Gibbsova volná energie) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Pokud jsou reakce charakterizovány a vyváženy pouze přenosem tepla (nebo změnou entalpie), použijete reakční entalpii $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Pak je třeba rozlišovat tři případy:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exotermická reakce, která uvolňuje teplo do okolí (teplota se zvyšuje)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, žádná čistá výměna tepla
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, endotermická reakce, která absorbuje teplo z okolí (teplota klesá )

V roce 1876 Thomson a Berthelot popsal tuto hnací sílu v principu ohledně afinit reakcí. Podle pro ně byly možné pouze exotermické reakce.

Jak byste však vysvětlili, že například mokré hadry byly zavěšeny na hadříkové šňůře – suché, rovnoměrné během chladné zimy? Díky dílům von Helmholtz , van „t Hoff , Boltzmann (a další) můžeme udělat. Entropy $ S $, v závislosti na počtu přístupných realizací reaktantů („popisující stupeň řádu“) je rovněž nezbytně nutné vzít v úvahu.

Tyto dva přispívají k maximální práci, kterou může reakce přinést, popsané v Gibbsova volná energie $ G $. To je zvláště důležité vzhledem k reakcím s plyny, protože se může změnit počet přístupných realizací reaktantů („stupeň nebo řád“) ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ může být velký). Pro danou reakci je změna reakce Gibbsovy volné energie $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Pak je třeba rozlišovat tři případy:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, exergonická reakce, „runni ng dobrovolně „zleva na pravou stranu reakční rovnice (reakce je spontánní, jak je napsáno)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, stav termodynamiky rovnováha, tj. na makroskopické úrovni, nedochází k žádné čisté reakci nebo
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, endergonická reakce, která buď potřebuje vstup energie zvenčí, aby mohla běžet zleva na pravou stranu reakční rovnice, nebo jinak probíhá dozadu, z pravé na levou stranu (reakce je spontánní v opačném směru)

Reakce lze klasifikovat podle entalpie reakce, entropie reakce, entalpie volné reakce – i současně – vždy upřednostňující exergonickou reakci:

1. Příklad, spalování propanu kyslíkem , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Protože jak odvod tepla ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exotermický), tak i nárůst počtu částic ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) upřednostňuje reakci, jedná se o reakci exergonickou ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Příklad, reakce dioxygenu na ozon, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Toto je endergonická reakce ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), protože počet molekul klesá ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) a současně je endotermní ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) také.
3. Reakce vodního plynu , kde je vodní pára vedena přes pevný uhlík $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Pouze při teplotách $ T $ poskytujících entropický příspěvek $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, endotermický reakce může být exergonická.
4. Reakce vodíku a kyslíku za vzniku vodní páry, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Toto je exotermická reakce ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) se snižujícím se počtem částic ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Pouze při teplotách nižších než $ T $ s $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ dochází k makroskopické reakci. Jinými slovy, zatímco reakce funguje dobře při pokojové teplotě, při vysokých teplotách (např. 6000 K), tato reakce neprobíhá.

Koneckonců, mějte na paměti, že jde o termodynamiku , a ne kinetika. Existují také náznaky spontánnosti reakce.

Komentáře

• Takže ‚ jsou pouze synonyma pro spontánní a nespontánní?
• @ user3932000 Ne, nejedná se o synonyma pro spontánní nebo nespontánní. Posuzují energetický rozdíl a porovnávají energetický stav výchozího materiálu s jedním z produktů.
• Existují tedy dva způsoby vyjádření stejných stavů? Exergonický / endergonický při popisu energetických rozdílů a spontánní / nespontánní při popisu reakční termodynamiky.

Oba exergonické a exotermické reakce uvolňují energii, uvolněné energie však mají následující významy:

• Exotermická reakce

  • Uvolněná energie se nazývá jen energie
  • Energie reaktantů je větší než energie produktů
  • Energie reakčního systému klesá v porovnání s energií okolí, tj. okolí se zahřívá.

• Exergonická reakce

  • Uvolněná energie, má speciální název zvaný Gibbsova energie nebo Gibbsova volná energie
  • Energetické reaktanty jsou větší než u produktů
  • Nemá to nic společného s tím, jak se stávají horké nebo studené reaktanty. Má chemičtější význam – týká se spontánnosti reakce; vždy to tedy znamená, že reakce je proveditelná, tj. reakce vždy proběhne.

Stručně řečeno, zatímco exergonická reakce znamená, že reakce je spontánní, exotermická reakce nemá nic společného se spontánností, ale s tím, že energie se uvolňuje do okolí.

V exotermickém a Endotermické reakce, většinou mluvíme o změnách potenciální energie, tyto změny se projevují jako tok tepla za podmínek konstantního tlaku, což je první zákon termodynamiky. Když měříme entalpii, měříme energii podílející se na tvorbě / rozbití chemických vazeb v konkrétní reakci.

Toto je velmi užitečná metrika pro předpovídání toho, jaké sloučeniny se budou za určitých podmínek tvořit a CELKOVÉ změny potenciální energie však .. 2. zákon termodynamiky nám říká, že nemůžeme použít VŠECHNO energie v chemické reakci k práci, jen její malé množství . Takže jsme museli přijít s Endergonic a Exergonic, abychom vysvětlili, jak změny v GIBBS FREE ENERGY fungují s chemickou reakcí

TLDR: Exo / Endotehrmic měříme změny ve stavech potenciální energie

nemůžeme použít veškerou potenciální energii k dokončení práce

musíme měřit energii, kterou můžeme použít pro práci jako energonickou a exergonickou

pro exotermickou reakci, $ \ Delta H \ lt0 $. Omezení exergonické reakce je (z rovnice Gibbs-Helmholtz): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Proto, i když $ \ Delta H > 0 $ (endotermická reakce), reakce může být exergonická za předpokladu, že splňuje její omezení ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; vysoká teplota nebo vyšší č. stupně volnosti). Neexistuje tedy žádný takový požadavek, že reakce musí být exotermická, pokud je exergonická nebo naopak.

Komentáře

• Upravte prosím svou odpověď – jako napsáno, ‚ s neúplné. Sázení příspěvků najdete v tomto průvodci stylem .

Ano, všechny exergonické reakce jsou exotermické. Vezměme si reakci, která proběhne spontánně, víme, že by se uvolňovala energie, tj. „$ \ Ce {\ Delta H} $ je negativní“ (protože reakce nebo proces absorbující energii ji činí spontánní) a podle druhého termodynamického zákona entropie (nebo porucha) systému se musí zvýšit.

Negativní $ \ ce {\ Delta H} $ a rostoucí pozitivní entropie společně způsobí $ \ ce {\ Delta G} $ negativní podle rovnice: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ – ~ T \ Delta S} $ (kde $ \ ce {\ Delta} $ = změna; G = Gibb “ s volná energie; H = entalpie; T = termodynamická teplota a S = entropie). Proto je-li změna entalpie záporná a změna volné energie záporná, jsou oba (respektive) exotermní a exergonické. Totéž platí pro endotermickou i endergonickou .

Komentáře

• Vaše první věta je nesprávná. zde najdete spontánní (tj. exergonická), ale endotermická reakce. Příklady nejsou tak běžné, protože při nízkých teplotách se entropický faktor často ukazuje jako malý, takže změny volné energie jsou většinou ovlivňovány změnami entalpie.