Forskel mellem eksoterm og exergon (Dansk)

Klassifikationerne endoterm og eksoterm henviser til overførsel af varme $ q $ eller ændringer i entalpi $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Klassifikationerne endergonic og exergonic refererer til ændringer i fri energi (normalt Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Hvis reaktioner er karakteriseret og afbalanceret af udelukkende ved varmeoverførsel (eller ændring i entalpi), skal du bruge reaktionsenthalpi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Så er der tre tilfælde at skelne mellem:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, en eksoterm reaktion, der frigiver varme til omgivelserne (temperaturstigninger)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, ingen nettobytte af varme
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, en endoterm reaktion, der absorberer varme fra omgivelserne (temperaturen falder )

I 1876 Thomson og Berthelot beskrev denne drivkraft i et -princip vedrørende reaktioners tilhørsforhold. for dem var kun eksoterme reaktioner mulige.

Men hvordan ville du f.eks. forklare, at våde klude blev hængt op på en tøjlinje – tørre, lige i kold vinter? Takket være værker af von Helmholtz , van “t Hoff , Boltzmann (og andre) kan vi gøre. Entropy $ S $, afhængigt af antallet af tilgængelige realiseringer af reaktanterne (“der beskriver graden af orden”) skal nødvendigvis også tages med i betragtning.

Disse to bidrager til det maksimale arbejde, som en reaktion kan producere, beskrevet af Gibbs fri energi $ G $. Dette er særlig vigtigt i betragtning af reaktioner med gasser, fordi antallet af tilgængelige realiseringer af reaktanterne (“grad eller orden”) kan ændre sig ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ kan være stor). For en given reaktion er ændringen i reaktion Gibbs fri energi $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Så er der tre tilfælde at skelne mellem:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, en exergonisk reaktion, “runni ng frivilligt “fra venstre til højre side af reaktionsligningen (reaktion er spontan som skrevet)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, tilstanden af termodynamisk ligevægt, dvs. på makroskopisk plan, er der ingen nettoreaktion eller
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, en endergonisk reaktion, som enten har brug for energiindtastning udefra for at løbe fra venstre til højre side af reaktionsligningen eller på anden måde løber bagud, fra højre til venstre side (reaktionen er spontan i omvendt retning)

Reaktioner kan klassificeres i henhold til reaktionsenthalpi, reaktionsentropi, fri reaktionsenthalpi – endog samtidigt – hvilket altid favoriserer en exergonisk reaktion:

1. Eksempel, forbrænding af propan med ilt , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Da både varmeafledning ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, eksoterm) og stigning i antallet af partikler ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) favoriserer reaktionen, det er en exergonisk reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Eksempel, reaktion af dioxygen til ozon, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Dette er en endergonisk reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), fordi antallet af molekyler falder ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) og samtidigt det er endotermisk ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) også.
3. Vandgasreaktion , hvor vanddamp styres over fast kulstof $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Kun ved temperaturer $ T $ giver et entropisk bidrag $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, en endoterm reaktion kan blive exergonisk.
4. Reaktion af brint og ilt for at give vanddamp, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Dette er en eksoterm reaktion ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) med faldende antal partikler ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Kun ved temperaturer på eller under $ T $ med $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ der er en makroskopisk reaktion. Med andre ord, mens reaktionen fungerer fint ved stuetemperatur, ved høje temperaturer (f.eks. 6000 K), kører denne reaktion ikke.

Når alt kommer til alt, skal du huske at dette handler om termodynamik. og ikke kinetik. Der er også tegn på spontanitet i en reaktion.

Kommentarer

• Så de ‘ er bare synonymer for spontan og ikke-spontan?
• @ user3932000 Nej, de er ikke synonymer for spontan eller ikke-spontan. De vurderer energiforskellen og sammenligner energitilstanden for udgangsmaterialet / materialerne med det ene af produktene.
• Er de så to måder at udtrykke de samme tilstande på? Eksergonisk / endergonisk, når man beskriver energiforskelle, og spontan / ikke-spontan, når man beskriver reaktionstermodynamik.

Begge exergoniske og eksoterme reaktioner frigiver energi, men de frigivne energier har forskellige betydninger som følger:

• Eksoterm reaktion

  • frigivet energi kaldes bare energi
  • Reaktants energi er større end for produkter
  • Reaktionssystemets energi falder i forhold til den omgivende, dvs. omgivelserne bliver varmere.

• Eksergonisk reaktion

  • Energi frigivet, har et specielt navn kaldet Gibbs energi eller Gibbs fri energi
  • Energireaktanter er større end produkternes
  • Det har intet at gøre med, hvor varme eller kolde reaktanter bliver. Har en mere kemisk betydning – den vedrører reaktionens spontanitet; således betyder det altid, at en reaktion er mulig, dvs. reaktion vil altid ske.

Sammenfattende, mens en exergon reaktion betyder, at en reaktion er spontan, en eksoterm reaktion har intet at gøre med spontanitet, men at en energi frigives til det omgivende.

I eksoterm og Endotermiske reaktioner vi for det meste taler om ændringer i potentiel energi, disse ændringer har tendens til at manifestere sig som varmestrømmen under konstante trykforhold omkring den første lov om termodynamik. Når vi måler entalpi, måler vi den energi, der er involveret i dannelsen / bruddet af kemiske bindinger i en bestemt reaktion.

Dette er en meget nyttig metrik til at forudsige, hvilke forbindelser der vil dannes under visse betingelser, og de TOTALE potentielle energiforandringer dog .. 2. termodynamiklov fortæller os, at vi ikke kan bruge AL energi i en kemisk reaktion til at udføre arbejde, kun en lille . Så vi var nødt til at komme med Endergonic og Exergonic for at forklare, hvordan ændringer i GIBBS FREE ENERGY fungerer med en kemisk reaktion

TLDR: Exo / Endotehrmic vi måler ændringer i potentielle energitilstande

kan ikke bruge al potentiel energi til at få arbejdet gjort

skal måle energi, vi kan bruge til at arbejde som energisk og eksergonisk

For en eksoterm reaktion, $ \ Delta H \ lt0 $. For en eksergonisk reaktionsbegrænsning er (fra Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Derfor, også hvis $ \ Delta H > 0 $ (endoterm reaktion), en reaktion kan være exergon, forudsat at den følger begrænsningen for den ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; høj temperatur eller større nr. af grad af frihed). Så der er ikke sådan pålæggelse om, at en reaktion skal være eksoterm, hvis den er exergonisk eller omvendt.

Kommentarer

• Rediger dit svar – som skrevet, den ‘ er ufuldstændig. Se denne stilvejledning for, hvordan du sætter dine indlæg.