Diferencia entre exotérmica y exergónica

Las clasificaciones endotérmica y exotérmica se refieren a la transferencia de calor $ q $ o cambios en la entalpía $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Las clasificaciones endergonic y exergonic se refieren a cambios en la energía libre (normalmente la energía libre de Gibbs) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Si las reacciones se caracterizan y equilibran únicamente por transferencia de calor (o cambio en la entalpía), entonces usará la entalpía de reacción $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Luego, hay tres casos para distinguir:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, una reacción exotérmica que libera calor a los alrededores (aumento de temperatura)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, sin intercambio neto de calor
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, una reacción endotérmica que absorbe el calor del entorno (la temperatura disminuye )

En 1876, Thomson y Berthelot describió esta fuerza impulsora en un principio con respecto a las afinidades de las reacciones. para ellos, solo eran posibles reacciones exotérmicas.

Sin embargo, ¿cómo explicarías, por ejemplo, que los paños mojados se suspendan en una línea de trapos, secos, incluso durante el frío invierno? Gracias a las obras de von Helmholtz , van «t Hoff , Boltzmann (y otros) podemos hacerlo. Entropía $ S $, dependiendo del número de realizaciones accesibles de los reactivos («describir el grado de orden») también debe tenerse en cuenta.

Estos dos contribuyen al trabajo máximo que puede producir una reacción, descrito por el Energía libre de Gibbs $ G $. Esto es de particular importancia considerando las reacciones con gases, porque el número de realizaciones accesibles de los reactivos («grado u orden») puede cambiar ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ puede ser grande). Para una reacción dada, el cambio en la energía libre de Gibbs de reacción es $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Luego, hay tres casos para distinguir:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, una reacción exergónica, «runni ng voluntariamente «desde el lado izquierdo al derecho de la ecuación de reacción (reaccionar es espontáneo como está escrito)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, el estado termodinámico equilibrio, es decir, a nivel macroscópico, no hay reacción neta o
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, una reacción endergónica, que necesita un aporte de energía del exterior para correr del lado izquierdo al derecho de la ecuación de reacción o, de lo contrario, se ejecuta al revés, del lado derecho al izquierdo (la reacción es espontánea en la dirección inversa)

Las reacciones se pueden clasificar según la entalpía de reacción, la entropía de reacción, la entalpía de reacción libre, incluso simultáneamente, siempre favoreciendo una reacción exergónica:

1. Ejemplo, combustión de propano con oxígeno , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Dado que tanto la disipación de calor ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exotérmica) y el aumento del número de partículas ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) favorecen la reacción, es una reacción exergónica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Ejemplo, reacción de dioxígeno al ozono, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Esta es una reacción endergónica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), porque el número de moléculas disminuye ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) y simultáneamente es endotérmico ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $), también.
3. Reacción de gas de agua , donde el vapor de agua es guiado sobre carbono sólido $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Solo a temperaturas $ T $ que producen una contribución entrópica $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, un endotérmico la reacción puede volverse exergónica.
4. Reacción de hidrógeno y oxígeno para producir vapor de agua, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Esta es una reacción exotérmica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) con un número decreciente de partículas ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Solo a temperaturas iguales o inferiores a $ T $ con $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ hay una reacción macroscópica. En otras palabras, si bien la reacción funciona bien a temperatura ambiente, a altas temperaturas (por ejemplo, 6000 K), esta reacción no se ejecuta.

Después de todo, tenga en cuenta que se trata de termodinámica. y no cinética. También hay indicios de la espontaneidad de una reacción.

Comentarios

• Entonces ‘ son solo sinónimos ¿espontáneo y no espontáneo?
• @ user3932000 No, no son sinónimos de espontáneo o no espontáneo. Ellos evalúan la diferencia de energía, comparando el estado de energía de los materiales de partida con el del producto (s).
• Entonces, ¿son dos formas de expresar los mismos estados? Exergónico / endergónico cuando se describen diferencias de energía, y espontáneo / no espontáneo cuando se describe la termodinámica de reacción.

Ambos exergónicos y las reacciones exotérmicas liberan energía, sin embargo, las energías liberadas tienen diferentes significados de la siguiente manera:

• Reacción exotérmica

  • La energía liberada se llama simplemente energía
  • La energía de los reactivos es mayor que la de los productos
  • La energía del sistema de reacción disminuye en relación con la del entorno, es decir, el entorno se vuelve más caliente.

• Reacción exergónica

  • La energía liberada, tiene un nombre especial llamado energía de Gibbs o energía libre de Gibbs
  • La energía de los reactantes es mayor que la de los productos
  • No tiene nada que ver con qué tan calientes o fríos se vuelven los reactivos. Tiene un significado más químico: se relaciona con la espontaneidad de la reacción; por lo tanto, siempre significa que una reacción es factible, es decir, la reacción siempre sucederá.

En resumen, mientras que una reacción exergónica significa que una reacción es espontánea, una reacción exotérmica no tiene nada que ver con la espontaneidad, sino que se libera una energía al entorno.

En Exotermia y Reacciones endotérmicas estamos hablando principalmente de los cambios en la energía potencial, estos cambios tienden a manifestarse como el flujo de calor en condiciones de presión constante alrededor de la primera ley de la termodinámica. Cuando medimos la entalpía, estamos midiendo la energía involucrada en la formación / ruptura de enlaces químicos en una reacción en particular.

Esta es una métrica muy útil para predecir qué compuestos se formarán bajo ciertas condiciones y la energía potencial TOTAL cambia sin embargo … la segunda ley de la termodinámica nos dice que no podemos usar TODA la energía en una reacción química para hacer trabajo, solo una pequeña cantidad de ella . Así que tuvimos que idear Endergonic y Exergonic para explicar cómo funcionan los cambios en GIBBS FREE ENERGY con una reacción química

TLDR: Exo / Endotehrmic estamos midiendo los cambios en los estados de energía potencial

No podemos usar toda la energía potencial para realizar el trabajo

tengo que medir la energía que podemos usar para trabajar como energónica y exergónica

Para una reacción exotérmica, $ \ Delta H \ lt0 $. Para una restricción de reacción exergónica es (de Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Por lo tanto, incluso si $ \ Delta H > 0 $ (reacción endotérmica), una reacción puede ser exergónica siempre que siga la restricción correspondiente ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; temperatura alta o mayor no. de grado de libertad). Por lo tanto, no existe tal imposición de que una reacción tenga que ser exotérmica si es exergónica o viceversa.

Comentarios

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