Különbség az exoterm és az exergonikus

Az endotermikus és az exotermikus osztályozások a $ q $ hőátadásra vagy az entalpia $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $ változásaira vonatkoznak. Az endergonikus és az exergonikus besorolások a szabad energia (általában a Gibbs-szabad energia) változásaira utalnak $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Ha a reakciókat kizárólag hőátadás jellemzi és kiegyensúlyozza (vagy az entalpia változása), akkor a reakcióentalpia $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Ezután három esetet kell megkülönböztetni:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, egy exoterm reakció, amely hőt juttat a környezetbe (a hőmérséklet emelkedik)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, nincs nettó csere hő
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, egy endoterm reakció, amely elnyeli a környezeti hőt (a hőmérséklet csökken )

1876-ban Thomson és Berthelot elvben leírta ezt a hajtóerőt a reakciók affinitása tekintetében. nekik csak exoterm reakciók voltak lehetségesek.

Mégis hogyan magyarázná például, hogy a nedves kendőket rongyszálra függesztik – száraz, akár a hideg télen? von Helmholtz , van “t Hoff , Boltzmann (és mások) megtehetjük. Entrópia $ S $, a reagensek hozzáférhető megvalósításainak számától függően (“a sorrend mértékének leírása”) szükségszerűen figyelembe kell venni.

Ez a kettő hozzájárul a reakció maximális munkájához, amelyet a Gibbs-mentes energia $ G $. Ez különösen fontos a gázokkal való reakciókat figyelembe véve, mert a reagensek hozzáférhető realizációinak száma (“fok vagy sorrend”) változhat ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ nagy lehet). Egy adott reakció esetén a reakció Gibbs-féle szabad energiájának változása $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Akkor három esetet kell megkülönböztetni:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, exergonikus reakció, “runni” ng önként “a reakcióegyenlet bal oldalától a jobb oldaláig (a reakció spontán, ahogy írták)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, a termodinamikai állapot egyensúly, azaz makroszkopikus szinten nincs nettó reakció vagy
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, endergonikus reakció, amelynek vagy kívülről kell energiát bevinnie ahhoz, hogy a reakcióegyenlet balról a jobbra haladjon, vagy más módon hátrafelé halad, jobbról balra (a reakció fordított irányban spontán)

A reakciók osztályozhatók a reakcióentalpia, a reakció entrópia, a szabad reakcióentalpia szerint – akár egyidejűleg is – mindig előnyben részesítve az exergon reakciót:

1. Példa: propán elégetése oxigénnel , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Mivel a hőelvezetés ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, exoterm) és a részecskék számának növekedése ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) kedvez a reakciónak, ez exergonikus reakció ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Példa: dioxigén reakciója az ózonra, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Ez egy endergonikus reakció ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), mert a molekulák száma csökken ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) és egyszerre ez endoterm ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $) is.
3. Vízgáz reakció , ahol a vízgőz a szilárd szén felett $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Csak $ T $ hőmérsékleten, amely entrópiás hozzájárulást eredményez reakció exergonissá válhat.
4. Hidrogén és oxigén reakciójával vízgőz keletkezik, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Ez egy exoterm reakció ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) csökkenő részecskeszámmal ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Csak $ T $ vagy annál alacsonyabb hőmérsékleten, $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ makroszkopikus reakció következik be. Más szavakkal, bár szobahőmérsékleten, magas hőmérsékleten (pl. 6000 K) a reakció jól működik, ez a reakció nem megy.

Végül is kérjük, vegye figyelembe, hogy ez a termodinamikáról szól. , és nem a kinetika. Vannak utalások a reakció spontaneitására is.

Megjegyzések

• Tehát ‘ csak szinonimák. a spontán és a nempontpontosok esetében?
• @ user3932000 Nem, ezek nem a spontán vagy nem ponton szinonimái. Felmérik az energiakülönbséget, összehasonlítva a kiindulási anyag (ok) és a termék (ek) energiaállapotát.
• Akkor vajon kétféle módon fejezik ki ugyanazokat az állapotokat? Exergonikus / endergonikus az energiakülönbségek leírásakor, és spontán / nempontpontos a reakció-termodinamika leírásakor.

Mindkét exergonikus és az exoterm reakciók energiát bocsátanak ki, azonban a felszabaduló energiáknak a következő jelentése van:

• Exoterm reakció

  • A felszabaduló energiát csak energiának hívják
  • A reaktánsok energiája nagyobb, mint a termékeké
  • A reakciórendszer energiája csökken a környező energiához képest, vagyis a környező forróbbá válik.

• Exergonikus reakció

  • A felszabaduló energiának külön neve van, amelyet Gibbs-energiának vagy Gibbs-mentes energiának hívnak
  • Az energia-reagensek nagyobbak, mint a termékeké
  • Semmi köze ahhoz, hogy a meleg vagy hideg reaktánsok hogyan válnak. Kémiai jelentése van – a reakció spontaneitására vonatkozik; ez mindig azt jelenti, hogy a reakció megvalósítható, azaz a reakció mindig bekövetkezik.

Összefoglalva, míg egy exergonikus reakció azt jelenti, hogy a reakció spontán, az exoterm reakciónak semmi köze nincs a spontaneitáshoz, hanem az, hogy egy energia felszabadul a környezőbe.

Az exoterm és Az endoterm reakciók többnyire a potenciális energia változásairól beszélünk, ezek a változások általában úgy nyilvánulnak meg, hogy a hő áramlása állandó nyomáson körülveszi a termodinamika első törvényét. Az entalpia mérésekor a kémiai kötések kialakulásában / lebontásában részt vevő energiát mérjük egy adott reakció során.

Ez egy nagyon hasznos mérőszám arra, hogy megjósoljuk, milyen vegyületek képződnek bizonyos körülmények között, és a potenciális energia ÖSSZESEN megváltozik. A termodinamika 2. törvénye azt mondja nekünk, hogy a kémiai reakció során az egész energiát nem tudjuk felhasználni, csak annak kis részét. . Tehát nekünk kellett előállnunk az Endergonic és az Exergonic technológiákkal, hogy elmagyarázzuk, hogyan működnek a GIBBS FREE ENERGY változásai kémiai reakcióval.

TLDR: Exo / Endotehrmic mérjük a potenciális energiaállapotok változását

nem használhatja fel az összes potenciális energiát a munkához

meg kell mérnünk az energiát, amelyet energikusként és exergonikusan használhatunk a munkához.

Exoterm reakció esetén $ \ Delta H \ lt0 $. Az exergonikus reakcióra vonatkozó kényszer (Gibbs-Helmholtz eqn-től): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Ennélfogva, még ha $ \ Delta H > 0 $ (endoterm reakció), a reakció exergonikus lehet, feltéve, hogy követi a rá vonatkozó kényszert ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; magas hőmérséklet vagy magasabb nem. fokú szabadság). Tehát nincs olyan kényszer, hogy a reakciónak exotermnek kell lennie, ha exergonikus, vagy fordítva.

Megjegyzések

• Kérjük, szerkessze a válaszát – írva, hiányos ‘. A bejegyzések begépelésével kapcsolatban lásd: ezt a stílus útmutatót .