Différence entre exothermique et exergonique

Les classifications endothermique et exothermique se réfèrent au transfert de chaleur $ q $ ou aux changements denthalpie $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Les classifications endergonic et exergonic font référence aux changements dénergie libre (généralement lénergie libre de Gibbs) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Si les réactions sont caractérisées et équilibrées uniquement par un transfert de chaleur (ou un changement denthalpie), alors vous « allez utiliser lenthalpie de réaction $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Ensuite, il y a trois cas à distinguer:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, une réaction exothermique qui dégage de la chaleur dans lenvironnement (augmentation de la température)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, pas déchange net de chaleur
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, une réaction endothermique qui absorbe la chaleur de lenvironnement (la température diminue )

En 1876, Thomson et Berthelot décrit ce moteur dans un principe concernant les affinités des réactions. pour eux, seules des réactions exothermiques étaient possibles.

Mais comment expliqueriez-vous, par exemple, que des chiffons mouillés soient suspendus sur une corde à linge – secs, même pendant lhiver froid? Merci aux travaux de von Helmholtz , van « t Hoff , Boltzmann (et dautres) nous pouvons faire. Entropie $ S $, selon le nombre de réalisations accessibles des réactifs (« décrivant le degré dordre ») doit nécessairement être pris en compte aussi.

Ces deux contribuent au travail maximum quune réaction peut produire, décrit par le Énergie libre de Gibbs $ G $. Ceci est particulièrement important compte tenu des réactions avec les gaz, car le nombre de réalisations accessibles des réactifs (« degré ou ordre ») peut changer ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ peut être grand). Pour une réaction donnée, la variation de lénergie libre de Gibbs de réaction est $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Ensuite, il y a trois cas à distinguer:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, une réaction exergonique, « runni ng volontairement « de la gauche vers la droite de léquation de réaction (réagir est spontané comme écrit)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, létat de la thermodynamique équilibre, cest-à-dire au niveau macroscopique, il ny a pas de réaction nette ou
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, une réaction endergonique, qui soit a besoin dun apport dénergie de lextérieur pour se dérouler du côté gauche vers le côté droit de léquation de réaction, soit qui se déroule autrement, du côté droit vers le côté gauche (la réaction est spontanée dans le sens inverse)

Les réactions peuvent être classées selon lenthalpie de réaction, lentropie de réaction, lenthalpie de réaction libre – même simultanément – favorisant toujours une réaction exergonique:

1. Exemple, combustion de propane avec de loxygène , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Puisque la dissipation thermique ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exothermique) et laugmentation du nombre de particules ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) favorisent la réaction, cest une réaction exergonique ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Exemple, réaction du dioxygène à lozone, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Il sagit dune réaction endergonique ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), car le nombre de molécules diminue ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) et simultanément il est endothermique ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) aussi.
3. Réaction du gaz de leau , où la vapeur deau est guidée sur du carbone solide $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Uniquement aux températures $ T $ produisant une contribution entropique $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, une endothermique réaction peut devenir exergonique.
4. Réaction de lhydrogène et de loxygène pour donner de la vapeur deau, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Il sagit dune réaction exothermique ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) avec un nombre décroissant de particules ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Uniquement à des températures égales ou inférieures à $ T $ avec $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ il y a une réaction macroscopique. En dautres termes, alors que la réaction fonctionne bien à température ambiante, à des températures élevées (par exemple 6000 K), cette réaction ne fonctionne pas.

Après tout, gardez à lesprit quil sagit de thermodynamique , et non la cinétique. Il y a aussi des indices de spontanéité dune réaction.

Commentaires

• Ils ‘ ne sont donc que des synonymes pour spontané et non spontané?
• @ user3932000 Non, ce ne sont pas des synonymes de spontané ou non spontané. Ils évaluent la différence dénergie en comparant létat énergétique du ou des matériaux de départ à celui du ou des produits.
• Est-ce alors deux manières dexprimer les mêmes états? Exergonique / endergonique lors de la description des différences dénergie, et spontanée / non spontanée lors de la description de la thermodynamique réactionnelle.

Les deux exergoniques et les réactions exothermiques libèrent de lénergie, cependant, les énergies libérées ont des significations différentes comme suit:

• Réaction exothermique

  • Lénergie libérée est simplement appelée énergie
  • Lénergie des réactifs est supérieure à celle des produits
  • Lénergie du système réactionnel diminue par rapport à celle de lentourage, cest-à-dire que lenvironnement devient plus chaud.

• Réaction exergonique

  • Lénergie libérée, a un nom spécial appelé énergie Gibbs ou énergie libre de Gibbs
  • Lénergie des réactifs est supérieure à celle des produits
  • Cela na rien à voir avec la façon dont les réactifs deviennent chauds ou froids. A une signification plus chimique – il se rapporte à la spontanéité de la réaction; ainsi cela signifie toujours quune réaction est faisable, cest-à-dire quune réaction se produira toujours.

En résumé, alors quune réaction exergonique signifie quune réaction est spontanée, une réaction exothermique na rien à voir avec la spontanéité, mais quune énergie est libérée dans lenvironnement.

En Exothermique et Les réactions endothermiques dont nous parlons principalement des changements dénergie potentielle, ces changements ont tendance à se manifester sous forme de flux de chaleur dans des conditions de pression constante circa la première loi de la thermodynamique. Lorsque nous mesurons lenthalpie, nous mesurons lénergie impliquée dans la formation / rupture des liaisons chimiques dans une réaction particulière.

Ceci est un métrique très utile pour prédire quels composés se formeront dans certaines conditions et que lénergie potentielle TOTALE change cependant .. la 2ème loi de la thermodynamique nous dit que nous ne pouvons pas utiliser TOUTE lénergie dans une réaction chimique pour faire du travail, seulement une petite quantité . Nous avons donc dû trouver Endergonic et Exergonic pour expliquer comment les changements dans GIBBS FREE ENERGY fonctionnent avec une réaction chimique

TLDR: Exo / Endotehrmic nous mesurons les changements dans les états dénergie potentiels

ne peut pas utiliser toute lénergie potentielle pour faire le travail

je dois mesurer lénergie que nous pouvons utiliser pour travailler comme énergonique et exergonique

Pour une réaction exothermique, $ \ Delta H \ lt0 $. Pour une contrainte de réaction exergonique est (de Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Donc, même si $ \ Delta H > 0 $ (réaction endothermique), une réaction peut être exergonique à condition quelle en suive la contrainte ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; haute température ou plus non. degré de liberté). Il ny a donc pas dimposition telle quune réaction doit être exothermique si elle est exergonique ou vice-versa.

Commentaires

• Veuillez modifier votre réponse – comme écrit, il est ‘ incomplet. Consultez ce guide de style pour savoir comment composer vos messages.

Oui, toutes les réactions exergoniques sont exothermiques. Considérons une réaction se produisant spontanément, nous savons que lénergie serait libérée ie « $ \ ce {\ Delta H} $ est négatif » (car une réaction ou un processus absorbant lénergie le rend non spontané) et selon la deuxième loi de la thermodynamique, lentropie (ou désordre) du système doit augmenter.

Négatif $ \ ce {\ Delta H} $ et une entropie positive croissante font ensemble $ \ ce {\ Delta G} $ négatif selon léquation: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ – ~ T \ Delta S} $ (où $ \ ce {\ Delta} $ = change; G = Gibb  » s énergie libre; H = enthalpie; T = température thermodynamique et S = entropie). Par conséquent, si le changement denthalpie est négatif et que le changement dénergie libre est négatif, ils sont à la fois (respectivement) exothermiques et exergoniques. Il en va de même pour lendothermique et lendergonique. .

Commentaires

• Votre première phrase est incorrecte. Voir ici pour une réaction spontanée (cest-à-dire exergonique) mais endothermique. Les exemples ne sont pas si courants car à basses températures, le facteur entropique savère souvent faible, les changements dénergie libre sont donc principalement influencés par les changements denthalpie.