Ero eksotermisen ja eksergonisen välillä

Luokitukset endoterminen ja eksoterminen viittaavat lämmön siirtymiseen $ q $ tai entalpian $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $ muutoksiin. Luokitukset endergonic ja exergonic viittaavat vapaan energian (yleensä Gibbsin vapaan energian) muutoksiin $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Jos reaktioille on tunnusomaista ja tasapainotettu pelkästään lämmönsiirrolla (tai entalpian muutoksella), aiot käyttää reaktion entalpiaa $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Sitten on erotettava kolme tapausta:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, eksoterminen reaktio, joka vapauttaa lämpöä ympäristöön (lämpötila nousee)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, ei verkkopörssiä lämpöä
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, endoterminen reaktio, joka absorboi lämpöä ympäristöstä (lämpötila laskee )

Vuonna 1876 Thomson ja Berthelot kuvasi tätä liikkeellepanevaa voimaa reaktioiden affiniteetteja koskevassa -periaatteessa . heille vain eksotermiset reaktiot olivat mahdollisia.

Miten kuitenkin selität esimerkiksi märät liinat, jotka ripustetaan kangaslinjalle – kuiville, jopa kylmällä talvella? von Helmholtz , van ”t Hoff , Boltzmann (ja muut) voimme tehdä. Entropia $ S $, riippuen reagenssien käytettävissä olevien realisaatioiden määrästä (”järjestysasteen kuvaaminen”) on myös välttämättä otettava huomioon.

Nämä kaksi vaikuttavat maksimaaliseen reaktion tuottamaan työhön, jota kuvaa Gibbsin vapaa energia $ G $. Tämä on erityisen tärkeää ottaen huomioon reaktiot kaasujen kanssa, koska reagenssien saavutettavissa olevien realisaatioiden määrä (”aste tai järjestys”) voi muuttua ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ voi olla suuri). Annetulla reaktiolla reaktion Gibbsin vapaan energian muutos on $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Sitten on erotettava kolme tapausta:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, eksergoninen reaktio, ”runni ng vapaaehtoisesti ”reaktioyhtälön vasemmalta oikealle puolelle (reagoi spontaanisti kirjoitettuna)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, termodynaamisen tila tasapainossa eli makroskooppisella tasolla ei ole nettoreaktiota tai
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, endergoninen reaktio, joka joko tarvitsee energian syöttöä ulkopuolelta juoksemaan reaktioyhtälön vasemmalta oikealle puolelle tai muuten kulkee taaksepäin oikealta vasemmalle (reaktio on spontaani päinvastaisessa suunnassa)

Reaktiot voidaan luokitella reaktion entalpian, reaktioentropian, vapaan reaktion entalpian mukaan – jopa samanaikaisesti – aina suotuisan eksergonisen reaktion suhteen:

1. Esimerkki: propaanin palaminen hapen kanssa , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Koska sekä lämmöntuotto ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, eksoterminen) että hiukkasten määrän kasvu ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) suosivat reaktiota, se on eksergoninen reaktio ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Esimerkki, dioksidin reaktio otsoniin, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Tämä on endergoninen reaktio ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), koska molekyylien määrä pienenee ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) ja samanaikaisesti se on endoterminen ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $).
3. Vesikaasureaktio , jossa vesihöyryä johdetaan kiinteän hiilen yli $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Vain lämpötiloissa $ T $, jotka tuottavat entrooppisen vaikutuksen $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, endoterminen reaktio voi muuttua eksergoniseksi.
4. Vedyn ja hapen reaktio vesihöyryn tuottamiseksi, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Tämä on eksoterminen reaktio ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $), jossa hiukkasten määrä vähenee ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Vain lämpötiloissa, joiden lämpötila on alle $ T $ ja $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ on makroskooppinen reaktio. Toisin sanoen, vaikka reaktio toimii hyvin huoneenlämmössä, korkeissa lämpötiloissa (esim. 6000 K), tämä reaktio ei suju.

Muista loppujen lopuksi tämä termodynamiikasta eikä kinetiikkaa. On myös viitteitä reaktion spontaanuudesta.

Kommentit

• Joten he ’ ovat vain synonyymejä. spontaanille ja ei-spontaanille?
• @ user3932000 Ei, ne eivät ole synonyymejä spontaanille tai ei-spontaanille. He arvioivat energiaeroa vertaamalla lähtöaineen (tuotteiden) energiatilaa tuotteen (tuotteiden) kanssa.
• Ovatko ne sitten kahta tapaa ilmaista samoja tiloja? Eksergoninen / endergoninen, kun kuvaillaan energiaeroja, ja spontaani / ei-spontaani, kun kuvaillaan reaktiotermodynamiikkaa.

Molemmat eksergoniset ja eksotermiset reaktiot vapauttavat energiaa, vapautetuilla energioilla on kuitenkin eri merkitykset seuraavasti:

• Eksoterminen reaktio

  • Vapautuvaa energiaa kutsutaan vain energiaksi
  • Reagenssien energia on suurempi kuin tuotteiden energia.
  • Reaktiojärjestelmän energia pienenee suhteessa ympäröivään, ts. ympäröivä lämpenee.

• Eksergoninen reaktio

  • Vapautuvalla energialla on erityinen nimi nimeltä Gibbs energy tai Gibbs free energy
  • Energiareagenssit ovat suurempia kuin tuotteiden
  • Sillä ei ole mitään tekemistä sen kanssa, kuinka kuumista tai kylmistä reaktanteista tulee. Sillä on kemiallisempi merkitys – se liittyy reaktion spontaanuuteen; joten se tarkoittaa aina, että reaktio on toteutettavissa, ts. reaktio tapahtuu aina.

Yhteenvetona voidaan todeta, että eksergoninen reaktio tarkoittaa, että reaktio on spontaani, eksotermisellä reaktiolla ei ole mitään tekemistä spontaanisuuden kanssa, mutta että energia vapautuu ympäröivään.

In Exothermic and Endotermiset reaktiot puhumme enimmäkseen potentiaalienergian muutoksista, nämä muutokset pyrkivät ilmenemään lämmön virtauksena vakiopaineolosuhteissa ensimmäisen termodynamiikan lain mukaan. Kun mitataan entalpiaa, mitataan kemiallisten sidosten muodostumiseen / hajoamiseen liittyvää energiaa tietyssä reaktiossa.

Tämä on erittäin hyödyllinen mittari ennustettaessa, mitä yhdisteitä muodostuu tietyissä olosuhteissa, ja potentiaalienergia YHTEENSÄ muuttuu kuitenkin .. termodynamiikan toinen laki kertoo meille, että emme voi käyttää KOKO energiaa kemiallisessa reaktiossa työn tekemiseen, vain pieni määrä sitä . Joten meidän oli keksittävä Endergonic ja Exergonic selittämään, miten muutokset GIBBS FREE ENERGY -sovelluksessa toimivat kemiallisen reaktion kanssa

TLDR: Exo / Endotehrmic mittaamme potentiaalisten energiatilojen muutoksia

ei voi käyttää kaikkea potentiaalista energiaa työn tekemiseen

täytyy mitata energia, jota voimme käyttää työssä energisena ja eksergonisena

Eksotermisen reaktion saamiseksi $ \ Delta H \ lt0 $. Exergonic-reaktion rajoitus on (Gibbs-Helmholtz-ekvn: stä): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Siksi, vaikka $ \ Delta H > 0 $ (endoterminen reaktio), reaktio voi olla ylimääräinen, jos se noudattaa sen rajoitusta ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; korkea lämpötila tai korkeampi ei. vapauden aste). Joten ei ole olemassa sellaista määräämistä, että reaktion on oltava eksoterminen, jos se on eksergoninen tai päinvastoin.

Kommentit

• Muokkaa vastaustasi – kuten kirjoitettu, se ’ on keskeneräinen. Katso tämä tyyliopas , kuinka voit kirjoittaa viestejäsi.

Kyllä, kaikki eksergoniset reaktiot ovat eksotermisiä. Tarkastellaan spontaanisti tapahtuvaa reaktiota. Tiedämme, että energia vapautuisi, ts. ”$ \ Ce {\ Delta H} $ on negatiivinen” (koska energiaa absorboiva reaktio tai prosessi tekee siitä ei-spontaanin) ja termodynamiikan toisen lain mukaan entropia (tai häiriön) on lisääntynyt.

Negatiivinen $ \ ce {\ Delta H} $ ja kasvava, positiivinen entropia yhdessä tekevät $ \ ce {\ Delta G} $ negatiiviseksi yhtälön mukaan: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ – ~ T \ Delta S} $ (missä $ \ ce {\ Delta} $ = muutos; G = Gibb ” s vapaa energia; H = entalpia; T = termodynaaminen lämpötila ja S = entropia) .Jos siis entalpian muutos on negatiivinen ja vapaan energian muutos on negatiivinen, ne ovat molemmat (vastaavasti) eksotermisiä ja eksergonisia. .

Kommentit

• Ensimmäinen lauseesi on virheellinen. Katso täältä spontaani (ts. eksergoninen) mutta endoterminen reaktio. Esimerkit eivät ole niin yleisiä, koska alhaisissa lämpötiloissa entrooppinen tekijä osoittautuu usein pieneksi, joten vapaiden energiamuutoksiin vaikuttavat eniten entalpian muutokset.