Differenza tra esotermico ed esergonico

Le classificazioni endotermica ed esotermica si riferiscono al trasferimento di calore $ q $ o alle variazioni di entalpia $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Le classificazioni endergonic e exergonic si riferiscono ai cambiamenti nellenergia libera (di solito la Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Se le reazioni sono caratterizzate e bilanciate unicamente dal trasferimento di calore (o variazione di entalpia), allora “utilizzerai lentalpia di reazione $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R }} H $.

Quindi ci sono tre casi da distinguere:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, una reazione esotermica che rilascia calore allambiente circostante (aumento della temperatura)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, nessuno scambio netto di calore
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H > 0 $, una reazione endotermica che assorbe calore dallambiente circostante (la temperatura diminuisce )

Nel 1876, Thomson e Berthelot ha descritto questa forza motrice in un principio riguardante le affinità delle reazioni. per loro, erano possibili solo reazioni esotermiche.

Ma come spiegheresti, ad esempio, i panni bagnati che vengono sospesi su un filo di stoffa – asciutti, anche durante il freddo inverno? Grazie ai lavori di von Helmholtz , van “t Hoff , Boltzmann (e altri) possiamo farlo. Entropia $ S $, a seconda del numero di realizzazioni accessibili dei reagenti Anche (“descrivere il grado di ordine”) deve necessariamente essere preso in considerazione.

Questi due contribuiscono al massimo lavoro che una reazione può produrre, descritto da Gibbs free energy $ G $. Questo è di particolare importanza considerando le reazioni con i gas, perché il numero di realizzazioni accessibili dei reagenti (“grado o ordine”) può cambiare ($ \ Delta_ \ mathrm {R } S $ può essere grande). Per una data reazione, la variazione nellenergia libera di Gibbs è $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H – T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Quindi ci sono tre casi da distinguere:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, an exergonic, “runni ng volontariamente “da sinistra a destra dellequazione di reazione (la reazione è spontanea come scritta)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, lo stato della termodinamica equilibrio, cioè a livello macroscopico, non cè reazione netta o
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, una reazione endergonica, che richiede un input di energia dallesterno per correre da sinistra a destra dellequazione di reazione o altrimenti corre allindietro, da destra a sinistra (la reazione è spontanea nella direzione opposta)

Le reazioni possono essere classificate secondo entalpia di reazione, entropia di reazione, entalpia di reazione libera – anche simultaneamente – sempre favorendo una reazione esergonica:

1. Esempio, combustione del propano con ossigeno , $ \ ce {5 O2 + C3H8 – > 4H2O + 3CO2} $. Poiché sia la dissipazione del calore ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, esotermica) e laumento del numero di particelle ($ \ Delta _ {\ mathrm {R} } S > 0 $) favorisce la reazione, è una reazione esergonica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Esempio, reazione del diossigeno allozono, $ \ ce {3 O2 – > 2 O3} $. Questa è una reazione endergonica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), perché il numero di molecole diminuisce ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) e simultaneamente è endotermico ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $).
3. Reazione del gas dellacqua , dove il vapore acqueo viene guidato sul carbonio solido $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Solo a temperature $ T $ che producono un contributo entropico $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, un endotermico la reazione può diventare esergonica.
4. Reazione di idrogeno e ossigeno per produrre vapore acqueo, $ \ ce {2 H2 + O2 – > 2 H2O} $.Questa è una reazione esotermica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) con numero decrescente di particelle ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Solo a temperature pari o inferiori a $ T $ con $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ cè una reazione macroscopica. In altre parole, mentre la reazione funziona bene a temperatura ambiente, a temperature elevate (ad esempio 6000 K), questa reazione non funziona.

Dopo tutto, tieni presente che si tratta di termodinamica e non cinetica. Ci sono anche indicazioni di spontaneità di una reazione.

Commenti

• Quindi ‘ sono solo sinonimi per spontaneo e non spontaneo?
• @ user3932000 No, non sono sinonimi di spontaneo o non spontaneo. Valutano la differenza di energia, confrontando lo stato energetico del materiale di partenza con quello del prodotto.
• Allora sono due modi per esprimere gli stessi stati? Exergonic / endergonic quando si descrivono differenze energetiche e spontaneo / non spontaneo quando si descrive la termodinamica di reazione.

Entrambi exergonic e le reazioni esotermiche rilasciano energia, tuttavia, le energie rilasciate hanno significati diversi come segue:

• Reazione esotermica

  • Lenergia rilasciata è semplicemente chiamata energia
  • Lenergia dei reagenti è maggiore di quella dei prodotti
  • Lenergia del sistema di reazione diminuisce rispetto a quella del circostante, cioè lambiente circostante diventa più caldo.

• Reazione exergonica

  • Energia rilasciata, ha un nome speciale chiamato energia di Gibbs o energia libera di Gibbs
  • I reagenti energetici sono maggiori di quella dei prodotti
  • Non ha nulla a che fare con il modo in cui i reagenti caldi o freddi diventano. Ha un significato più chimico – si riferisce alla spontaneità della reazione; quindi significa sempre che una reazione è fattibile, cioè la reazione avverrà sempre.

In sintesi, mentre una reazione esergonica significa che una reazione è spontanea, una reazione esotermica non ha nulla a che fare con la spontaneità, ma che unenergia viene rilasciata nellambiente circostante.

In esotermico e Reazioni endotermiche Si tratta principalmente di cambiamenti di energia potenziale, questi cambiamenti tendono a manifestarsi come flusso di calore in condizioni di pressione costante circa la prima legge della termodinamica. Quando misuriamo lentalpia, stiamo misurando lenergia coinvolta nella formazione / rottura dei legami chimici in una particolare reazione.

Questo è un metrica molto utile per prevedere quali composti si formeranno in determinate condizioni e lenergia potenziale TOTALE cambia comunque .. la seconda legge della termodinamica ci dice che non possiamo usare TUTTA lenergia in una reazione chimica per fare il lavoro, solo una piccola quantità di essa . Quindi abbiamo dovuto inventare Endergonic ed Exergonic per spiegare come i cambiamenti in GIBBS FREE ENERGY funzionano con una reazione chimica

TLDR: Exo / Endotehrmic stiamo misurando i cambiamenti nei potenziali stati energetici

non possiamo usare tutta lenergia potenziale per portare a termine il lavoro

devo misurare lenergia che possiamo usare per il lavoro come energonica ed exergonica

Per una reazione esotermica, $ \ Delta H \ lt0 $. Per un vincolo di reazione exergonic è (da Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Quindi, anche se $ \ Delta H > 0 $ (reazione endotermica), una reazione può essere esergonica a condizione che ne segua il vincolo ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; alta temperatura o maggiore no. di grado di libertà). Quindi non esiste una tale imposizione che una reazione debba essere esotermica se è exergonica o viceversa.

Commenti

• Modifica la tua risposta – come scritto, è ‘ incompleto. Consulta questa guida di stile per come comporre i tuoi post.

Sì, tutte le reazioni exergonic sono esotermiche. Considera una reazione che si verifica spontaneamente, sappiamo che lenergia verrebbe rilasciata cioè “$ \ ce {\ Delta H} $ è negativa” (poiché una reazione o un processo che assorbe energia la rende non spontanea) e secondo la seconda legge della termodinamica, lentropia (o disordine) del sistema deve aumentare.

$ \ ce {\ Delta H} $ negativo e entropia positiva crescente insieme fanno $ \ ce {\ Delta G} $ negativi secondo lequazione: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ – ~ T \ Delta S} $ (dove $ \ ce {\ Delta} $ = cambia; G = Gibb ” s energia libera; H = entalpia; T = temperatura termodinamica e S = entropia). Pertanto, se la variazione di entalpia è negativa e la variazione di energia libera è negativa, sono entrambi (rispettivamente) esotermici ed esergonici. Lo stesso vale per endotermico ed endergonico .

Commenti

• La tua prima frase non è corretta. Vedi qui per un reazione spontanea (es.ergonica) ma endotermica. Gli esempi non sono così comuni perché a basse temperature il fattore entropico spesso risulta essere piccolo, quindi i cambiamenti di energia libera sono per lo più influenzati dai cambiamenti di entalpia.